Molécule d'eau

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Eau
Géométrie de la molécule d’eau et représentation 3D
Géométrie de la molécule d’eau et représentation 3D
Géométrie de la molécule d’eau et représentation 3D
Identification
No CAS 7732-18-5
No EINECS 231-791-2
SMILES
InChI
Apparence liquide transparent. Bleu sur la tranche de la glace (glacier par ex.)[1]
Propriétés chimiques
Formule brute H2O  [Isomères]
Masse molaire[4] 18,0153 ± 0,0004 g/mol
H 11,19 %, O 88,81 %,
Moment dipolaire 1,8546 ± 0,0040 D [2]
Diamètre moléculaire 0,343 nm [3]
Propriétés physiques
fusion °C [5]
ébullition 100 °C [5]
Paramètre de solubilité δ 47,9 MPa1/2 (25 °C)[6]
Masse volumique 1,000 0 g·cm-3 (3,98 °C)

0,997 05 g·cm-3 (25 °C)[5]

Pression de vapeur saturante 6,112 mbar (glace, °C)[8]

12,4 mbar (10 °C)
23,4 mbar (20 °C)
42,5 mbar (30 °C)
73,8 mbar (40 °C)
123,5 mbar (50 °C)
199,4 mbar (60 °C)[5]

Viscosité dynamique 0,001 002 Pa·s à 20 °C
Point critique 374,15 °C, 22,12 MPa, 0,063 l·mol-1[9]
Point triple 0,01 °C [10];
611,73 Pa
Conductivité thermique 565 mW·K-1·m-1
Tension superficielle à 20 °C 0,072 8 N/m
Conductivité électrique 5,5×10-6 S·m-1
Thermochimie
ΔfH0gaz -241,83 kJ·mol-1 [11]
ΔfH0liquide -285,10 kJ·mol-1 [11]
Δfus 335 J·g-1
Δvap 40,65 kJ·mol-1 (1 atm, 99,97 °C);
43,98 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C)[12]
Cp 35,22 J·mol-1·K-1 (gaz, 226,85 °C)

75,38 J·mol-1·K-1 (liquide, 24,85 °C)[13]
2,060 J·g-1·K-1 (solide)

Cv 3,724 J·g-1·K-1 (gaz)
Propriétés électroniques
1re énergie d'ionisation 12,620 6 ± 0,002 0 eV (gaz)[15]
Cristallographie
Système cristallin hexagonal
Paramètres de maille a = 4,521 2 Å
c = 7,366 6 Å
Propriétés optiques
Indice de réfraction n^{ 25 }_{ D }  1,3325 [3]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

La molécule d’eau[16], de formule H2O, est le constituant essentiel de l’eau pure. Celle-ci contient également des ions résultant de l’autoprotolyse de l’eau selon l’équation d’équilibre : H2O = H+ + OH- (ou encore 2H2O = H3O+ + OH-). L’eau pure n’est pas présente dans la nature et doit être obtenue par des processus physiques.

Cette molécule a des propriétés complexes à cause de sa polarisation (voir le paragraphe Nature dipolaire).

L’eau à pression ambiante (environ un bar) est gazeuse au-dessus de 100 °C, solide en dessous de °C, et principalement liquide entre les deux. C’est là une particularité essentielle : les autres composés proches ou apparentés (sulfure d’hydrogène, ammoniac et méthane) sont tous gazeux même à des températures bien plus basses.

Les chimistes se réfèrent parfois (avec humour) à l’eau avec un nom savant (et justifié) comme du monoxyde de dihydrogène dans des parodies de recherche scientifique sérieuse qui présentent ce produit comme mortellement dangereux et à bannir.

Physique[modifier | modifier le code]

Propriétés générales[modifier | modifier le code]

Diagramme de phase de l’eau, montrant l’état de l’eau pure en fonction de la température et de la pression.

L’état solide de l’eau est la glace ; l’état gazeux est la vapeur d'eau.

L’état de l’eau dépend des conditions de pression P et de température T. Il existe une situation unique (P,T) dans laquelle l’eau coexiste sous les trois formes solide, liquide, et gazeux ; cette situation est appelée « point triple de l’eau », elle a lieu à une température de 273,16 K (0,01 °C) et une pression de 611,2 Pa.

Les unités de température (degrés Celsius, kelvin) sont définies en prenant ce point triple de l’eau comme référence.

La vitesse du son dans l’eau est de 1 500 m⋅s-1 dans les conditions normales de température et de pression.

La conductivité électrique de l'eau pure à 20 °C est très faible : 5,5×10-6 S·m-1. L'eau pure est donc considérée comme un isolant électrique.

La masse d’un litre d’eau à la température de °C était la première définition du kilogramme. Par approximation, on prend pour masse volumique de l’eau dans les conditions normales la valeur de 1 000 kg·m-3, une tonne par mètre cube ou encore un kilogramme par litre (1 kg·l-1).

La capacité thermique massique[17] de l’eau est de 4 186 J·kg-1·K-1 dans les conditions normales de température et de pression. L’eau était utilisée comme étalon de chaleur dans d’anciens systèmes d’unités : la calorie (et la frigorie) quantifiait la chaleur à apporter pour augmenter d’un degré Celsius la température d’un gramme d’eau : soit 4,185 J.

L’eau est pratiquement considérée comme un fluide incompressible dans la plupart des applications. Son coefficient de compressibilité est de 4,5×10-10 Pa-1

Tableau 1 : Quelques propriétés de l’eau en fonction de la température
Temp.
(°C)
Masse
volumique
(g/cm3)
Capacité
thermique
massique
(J/(g⋅K))
Viscosité
(µPa⋅s)
Pression
saturante
(bar)
Enthalpie de
vaporisation
(kJ/kg)
Conductivité
(W/(m⋅K))
0 0,999 84 4,217 6 1793 0,006 11 2 500,5 0,569
10 0,999 70 4,192 1 1307 0,012 28 2 467,9 0,587
20 0,998 21 4,181 8 1002 0,023 38 2 453,4 0,604
30 0,995 65 4,178 4 797,7 0,042 45 2 429,6 0,618
40 0,992 22 4,178 5 653,2 0,073 82 2 405,9 0,632
50 0,988 03 4,180 6 547,0 0,123 46 2 309,9 0,643
60 0,983 20 4,184 3 466,5 0,199 36 2 357,7 0,654
70 0,977 78 4,189 5 404,0 0,311 81 2 333,1 0,662
80 0,971 82 4,196 3 354,4 0,473 79 2 308,2 0,670
90 0,965 35 4,205 0 314,5 0,701 23 2 282,7 0,676
100 0,958 40 4,215 9 281,8 1,013 25 2 256,6 0,681
Température d’ébullition de l’eau en fonction de l’altitude
Altitude (m) Pression (atm)[18] Temp. (°C)
0 1,00 100
4 810,9 (Mont Blanc) 0,547 83,9
8 844 (Everest) 0,311 70,2
19 200 0,063 36,8

À 20 000 m environ, l’eau entre en ébullition à la température du corps humain. C’est donc une barrière infranchissable pour l’homme sans dispositif de pressurisation (vêtement à pressurisation partielle, scaphandre, ou cabine pressurisée).

L'eau comme fluide thermodynamique[modifier | modifier le code]

L'eau est un fluide thermodynamique d'usage courant, efficace et économique[19]

  • L'eau a une densité maximale de 1 000 kg/m3 (soit 1 kg/L à l'origine la définition du kilogramme); exactement 999,975 kg/m3 à 3,98 °C.
  • L'eau a la capacité thermique à pression constante la plus élevée de tous les liquides (75,711 J⋅mol-1⋅K-1 soit 4,202 6 kJ⋅kg-1⋅K-1 à 20 °C). Les océans sont de bons accumulateurs de la chaleur,
  • L'eau est stable en température jusqu'à une valeur élevée autorisant son usage comme fluide de travail dans les cycles thermodynamiques classiques
  • L'eau est stable sous rayonnement dont le rayonnement neutronique[20]
  • L'eau a la tension superficielle la plus élevée de tous les liquides (72 mN/m à 20 °C) à l'exception du mercure; dans l'air humide la formation des gouttelettes est facilitée; dans un tube capillaire l'eau monte ainsi que la sève dans les arbres.
  • L'eau a la chaleur latente d'évaporation la plus élevée de tous les liquides (44,22 kJ/mol soit 2 454,3 kJ/kg à 20 °C); donc l'effet réfrigérant de la transpiration est efficace.
  • L'eau a une chaleur latente de fusion élevée (6,00 kJ/mol soit 333,0 kJ/kg);
  • L'eau a une très faible conductivité de la chaleur (0,604 W/(m⋅K) à 20 °C).
  • L'eau et la glace ont une couleur bleutée sous forte épaisseur.
  • L'eau est transparente à la lumière visible ainsi les organismes aquatiques peuvent vivre car la lumière du soleil peut les atteindre elle est cependant opaque au rayonnement infrarouge absorbé par l'hydrogène, l'oxygène et leur liaison.
Caractéristiques thermodynamiques de l'eau[19]
Grandeur
physique
Commentaire Corrélation
Masse
volumique

ρ
La masse volumique de l'eau diminue avec la température et augmente un peu avec la pression. Une modélisation linéaire donne de bons résultats, dès lors qu'on ne se trouve pas au voisinage de la saturation. Boite
déroulante
et Infobox
Viscosité
dynamique

μ
La viscosité dynamique de l'eau varie fortement dans la gamme de température 0 à 100 °C (plus d'un facteur 6). Toute modélisation ou essai doit tenir compte de ce phénomène comme par exemple les maquettes testées en analogie de Reynolds. Boite
déroulante
Conductivité
thermique

λ
La conductivité thermique de l'eau augmente avec la température jusque vers 130 à 140 °C et diminue ensuite. Elle augmente avec la pression. Elle varie cependant assez peu et une interpolation linéaire sur des plages de température et pression d'une centaine de degrés Celsius et de bars donne des résultats corrects. Boite
déroulante
Capacité
thermique
à pression
constante

Cp
La capacité thermique massique de l'eau est de 4 185 J·kg-1·K-1, à pression normale[21]. Elle est largement constante aux basses températures et proche de 4,18 kJ/kg, elle augmente régulièrement avec la température et baisse un peu avec la pression. Il est possible de modéliser correctement l'enthalpie de l'eau liquide de façon linéaire dans de larges plages de température et pression dès lors qu'on ne s'approche pas à moins de 10 °C des conditions de saturation. Cp augmente au voisinage de la saturation et prend une valeur très grande (théoriquement infinie) au point critique de l'eau. Boite
déroulante
et Infobox
Pression
de vapeur
saturante

psat
La formule de Duperray fournit une bonne approximation dans la gamme de température entre 95 et 230 °C. Il est commode d'améliorer un peu cette formule, la boite déroulante donne une corrélation de ce type. Boite
déroulante
et Infobox
Masse
volumique

de la vapeur

ρ"
Des conditions normales jusqu'à 140 °C - 3,6 bar, la masse volumique de la vapeur saturée n'est guère plus dense que le gaz parfait (moins de 5 %). Au-delà de 10 bar et jusqu'à 60 bar, la relation simpliste empirique : ρ" = psat / 2 donne un résultat par valeurs inférieures à mieux que 4 % (ρ" en kg/m3 et psat en bar).
En dehors du voisinage du point critique, la vapeur surchauffée se comporte comme un gaz parfait triatomique dès une vingtaine de degrés Celsius de surchauffe.
Boite
déroulante
Enthalpie
de la vapeur
saturée

h"
Dans une large gamme de pressions (de 5 à 85 bar) l'enthalpie de la vapeur saturée est constante au 1er ordre, soit environ 2 775 kJ/kg. Boite
déroulante

Propriétés nucléaires L'eau légère présente une section efficace microscopique totale (2 ⋅ hydrogènes + 1 ⋅ oxygène) de 0,931 mb aux neutrons thermiques. L'eau est plus capturante que l'eau lourde pour la raison que le tritium formé par capture d'un neutron par le deutérium est un nucléide instable alors que le deutérium formé par capture d'un neutron par le protium est stable.

Propriétés liées à la vie terrestre[modifier | modifier le code]

Certaines des caractéristiques de l’eau font d’elle une molécule remarquable, aux particularités qui ont permis à la vie sur Terre de se développer. Ces caractéristiques, surtout liées à sa nature dipolaire, sont explicitées dans les chapitres qui suivent.

  • Dans les phases condensées (solide, liquide) de l’eau, ses molécules ont une forte cohésion entre elles de par les liaisons hydrogène, ce qui fait que ses phases condensées sont « difficiles » à évaporer ; l'eau a une température d’ébullition particulièrement élevée pour une molécule de cette masse molaire. Cela permet à une importante phase liquide d’exister aux températures connues sur Terre, phase liquide indispensable à la vie telle que nous la connaissons.
  • De même, ses propriétés de solvant « doux » permettent à un très grand nombre de réactions biochimiques de se produire.
  • Le fait que la densité de l’eau soit plus grande à l’état liquide que solide, propriété rare partagée qu'avec quelques autres substances (voir chapitre suivant), a une conséquence remarquable : la glace flotte sur l’eau liquide. De surcroît, le fait que la densité de l’eau douce soit maximale à °C fait que la température au fond d’un lac ne descend pas en dessous de °C (sauf cas extrêmes). Cela permet à la vie aquatique de survivre aux périodes glacées, car l’eau reste liquide sous son manteau de glace isolant (pour la plupart des espèces chimiques, la densité à l’état liquide est plus faible qu’à l’état solide).
  • Par ailleurs, sa tension superficielle particulièrement élevée permet le phénomène de capillarité (qui permet, entre autres, à la sève des végétaux de monter) et à de nombreux êtres vivants de se déplacer sur la surface de l’eau.

Formes[modifier | modifier le code]

Voir la catégorie : Forme de l’eau

L’eau peut prendre beaucoup de formes. L’état solide est communément appelé glace (tandis que beaucoup d’autres formes existent ; voir glace amorphe) ; l’état gazeux est appelé vapeur d'eau (ou vapeur), et la phase liquide ordinaire est tout simplement appelée l’eau. Au-dessus d’une certaine température et pression critique (647,3 K et 22,120 MPa), les molécules d’eau entrent dans un état dit supercritique, dans lequel des agrégats moléculaires présentant des caractéristiques proches de l’eau liquide sont dans une phase de type gaz.

L’explication physique du fait que l’eau solide soit moins dense que l’eau liquide vient de la structure cristalline de la glace, connue sous le nom de glace Ih (h pour hexagonale). L’eau, comme quelques (rares) matériaux, comme le silicium, le gallium, le germanium, l’antimoine, le bismuth, et le plutonium, se dilatent en passant de la forme liquide au solide ; la plupart des autres matériaux se contractent à la solidification.
Il faut toutefois noter que toutes les formes de glace ne sont pas moins denses que l’eau liquide. Par exemple la glace HDA et la glace VHDA sont toutes les deux plus denses que l’eau liquide pure. Dans ce cas, la raison pour laquelle la forme commune de la glace est moins dense est un peu moins intuitive, elle dépend fortement des propriétés intrinsèques peu communes des liaisons hydrogène.

Indice de réfraction[modifier | modifier le code]

Eau claire et transparente.
Tableau 1
Indice de réfraction de l’eau en fonction
de sa température et de la
longueur d’onde de la lumière
Longueur d’onde
λ (nm)
T = 10 °C T = 20 °C T = 30 °C
706,5 1,330 7 1,330 0 1,329 0
589,3 1,333 7 1,333 0 1,331 9
501,6 1,337 1 1,336 4 1,335 3
404,7 1,343 5 1,342 7 1,341 7


Tous les milieux transparents sont dispersifs, ce qui signifie que la vitesse de la lumière change avec sa longueur d’onde λ. Plus précisément, dans la partie visible du spectre électromagnétique (approximativement 400 à 700 nm) l’indice de réfraction est généralement une fonction décroissante de la longueur d’onde : la lumière bleue est plus déviée que le rouge. En outre, le taux de changement de l’indice de réfraction augmente lorsque la longueur d’onde diminue. L’indice de réfraction augmente habituellement avec la densité du milieu.

L’eau présente toutes ces caractéristiques.
Le tableau 1 montre les résultats de quelques mesures[22] de l’indice de réfraction de l’eau par rapport à de l’air sec de même température T que l’eau et à la pression de une atmosphère (760 mmHg ou 1 013 hPa).

Pour convertir les valeurs sous forme de tableaux relatifs à l’indice du vide, il faut ajouter 4 à la quatrième position décimale. Notons que l’indice de réfraction augmente lorsque la température de l’eau diminue. Ces résultats sont conformes aux attentes, puisque la densité de l’eau liquide augmente lorsqu’elle se refroidit. Cependant, si les mesures sont faites à de plus basses températures l’indice ne montre pas d’extremum à °C, bien que la densité de l’eau y soit maximale.

L’indice de réfraction est également une fonction de la pression de l’eau, mais la dépendance est faible en raison de l’incompressibilité relative de l’eau (comme tous les liquides). En fait, sur les gammes normales des températures (0 à 30 °C), l’augmentation approximative de l’indice de réfraction est de 0,000016 quand la pression de l’eau augmente d’une atmosphère.

Les facteurs les plus significatifs affectant l’indice de réfraction sont la longueur d’onde de la lumière et la salinité de l’eau. Néanmoins, l’indice de réfraction excède de moins d'1 % la gamme indiquée des valeurs de ces variables.

Références
  • E. Dorsey, « propriétés d’Eau-Substance ordinaire », (Reinhold Publishing Corporation 1940).

Propriétés quantiques[modifier | modifier le code]

Un nouvel « état quantique » de l’eau a été observé alors que des chercheurs ont introduit des molécules d’eau dans un nanotube de carbone de 1,6 nanomètre de diamètre et l'ont exposée à une diffusion de neutrons. Les protons des atomes d’hydrogène et d’oxygène possèdent alors une énergie supérieure à celle de l’eau libre, en raison d’un état quantique singulier. Ceci pourrait expliquer le caractère exceptionnellement conducteur de l’eau au travers des « canaux » qui traversent les membranes cellulaires biologiques[23].

Chimie[modifier | modifier le code]

Nature dipolaire[modifier | modifier le code]

Dipôle de la molécule d’eau.

Une propriété très importante de l’eau est sa nature polaire. La molécule d’eau forme un angle de 104,45° au niveau de l’atome d’oxygène entre les deux liaisons avec les atomes d’hydrogène. Puisque l’oxygène a une électronégativité plus forte que l’hydrogène, l’atome d’oxygène a une charge partielle négative δ-, alors que les atomes d’hydrogène ont une charge partielle positive δ+. Une molécule avec une telle différence de charge est appelée un dipôle (molécule polaire). Ainsi, l’eau a un moment dipolaire de 1,83 Debye. Cette polarité fait que les molécules d’eau s’attirent les unes les autres, le côté positif de l’une attirant le côté négatif d’une autre. Un tel lien électrique entre deux molécules s’appelle une liaison hydrogène.

Cette polarisation permet aussi à la molécule d’eau de dissoudre les corps ioniques, en particulier les sels, en entourant chaque ion d’une coque de molécules d’eau par un phénomène de solvatation.

Cette force d’attraction, relativement faible par rapport aux liaisons chimiques covalentes de la molécule elle-même, explique certaines propriétés comme le point d'ébullition élevé (quantité d’énergie calorifique nécessaire pour briser les liaisons hydrogène), ainsi qu’une capacité thermique élevée.

À cause des liaisons hydrogènes également, la densité de l’eau liquide est supérieure à la densité de la glace.

Autoprotolyse[modifier | modifier le code]

L’eau se dissocie naturellement en ion oxonium H3O+ (aussi appelé hydronium) et ion hydroxyde OH :

2 H2O = H3O+ + OH

La réaction est dite d’autodissociation ou d’autoprotolyse.

Dans cette réaction, l’eau joue à la fois le rôle d’acide et de base : comme acide, elle perd un proton H+ et devient l’ion hydroxyde OH ; comme base elle gagne un proton H+ et devient l’ion oxonium H3O+. On dit donc que c’est une espèce amphotère ou un ampholyte.

La constante d'équilibre de cette réaction est très faible (10-14 à 25 °C) ; le nombre d’ions oxonium et hydroxyde formés est donc très minoritaire devant le nombre de molécules d’eau.
Du fait de l’équilibre, à une température donnée, le produit des concentrations de ces ions est constant, égal à la constante de dissociation. À 25 °C, il vaut :

[H3O+].[OH] = 10−14

Dans l’eau pure, les ions H3O+ et OH sont issus uniquement de l’autoprotolyse de l’eau, ils sont donc présents en concentrations égales, donc :

[H3O+] = [OH] = 1×10−7 mol·l−125 °C)

Le pH étant défini à partir de la concentration en ions oxonium (pH = −log10 [H3O+]), à 25 °C, le pH de l’eau pure vaut donc 7, il est dit neutre.

Cet équilibre acide/base est d’une importance capitale en chimie inorganique comme en chimie organique.

Comme solvant[modifier | modifier le code]

L’eau froide s’oxygène naturellement mieux, alors que l’eau tiède perd son oxygène et absorbe plus de CO2, en s’acidifiant.

Grâce à sa polarité, l’eau est un excellent solvant. Quand un composé ionique ou polaire pénètre dans l’eau, il est entouré de molécules d’eau. La relative petite taille de ces molécules d’eau fait que plusieurs d’entre elles entourent la molécule de soluté. Les dipôles négatifs de l’eau attirent les régions positivement chargées du soluté, et vice versa pour les dipôles positifs. L’eau fait un excellent écran aux interactions électriques (la permittivité électrique εe de l’eau est de 78,5 à 25 °C), il dissocie donc facilement les ions.

En général, les substances ioniques et polaires comme les acides, alcools, et sels se dissolvent facilement dans l’eau, et les substances non polaires comme les huiles et les graisses se dissolvent difficilement. Ces substances non polaires restent ensemble dans l’eau car il est énergétiquement plus facile pour les molécules d’eau de former des liaisons hydrogène entre elles que de s’engager dans des interactions de van der Waals avec les molécules non polaires.

Un exemple de soluté ionique est le sel de cuisine alias chlorure de sodium, NaCl, qui se sépare en cations Na+ et anions Cl, chacun entouré de molécules d’eau. Les ions sont alors facilement transportés loin de leur matrice cristalline. Un exemple de soluté non ionique est le sucre de table. Les dipôles des molécules d’eau forment des liaisons hydrogène avec les régions dipolaires de la molécule de sucre.

Cette faculté de solvant de l’eau est vitale en biologie, parce que certaines réactions biochimiques n’ont lieu qu’en solution (par exemple, réactions dans le cytoplasme ou le sang).
C’est pourquoi, pour le moment, l’eau liquide est considérée comme indispensable à la vie et est activement recherchée sur les divers astres du système solaire, notamment sur Mars et Europe, une lune de Jupiter.

Tension superficielle[modifier | modifier le code]

Les liaisons hydrogène confèrent à l’eau une grande tension superficielle et une grande cohésion. Cela se voit quand de petites quantités d’eau sont posées sur une surface non soluble et que l’eau reste ensemble sous forme de gouttes. Cette propriété qui se manifeste par la capillarité est utile dans le transport vertical de l’eau chez les végétaux et nuisible avec la remontée d’humidité dans les murs de maisons.

Conductivité[modifier | modifier le code]

L’eau pure est un mauvais conducteur d’électricité. Mais puisque l’eau est un bon solvant, elle contient souvent une grande quantité de solutés dissous, le plus souvent des ions. Si l’eau contient de telles impuretés, elle peut conduire l’électricité plus facilement. Le stator des très gros alternateurs est refroidi par circulation d’eau désionisée dans les conducteurs creux de l’enroulement. Malgré les différences de potentiel de plusieurs dizaines de milliers de volts entre le circuit de refroidissement et les conducteurs électriques, il n’y a pas de problèmes de fuite de courant. Voir conductivité électrique (mesure).

La pureté de l’eau peut être mesurée par sa résistance à un courant électrique.

Décomposition (thermolyse et électrolyse)[modifier | modifier le code]

Ondes de surface sur de l’eau : l’expansion d’une perturbation. On observe une perturbation réaliste (due à un bâton) et son expansion sous la forme d’ondes interférentes et grossièrement concentriques.

La première décomposition de l’eau fut faite par Lavoisier, en faisant passer de la vapeur d'eau sur du fer chauffé au rouge (thermolyse). Ce faisant, il établit que l’eau n’était pas un élément mais un corps chimique composé de plusieurs éléments.

La thermolyse (décomposition thermique) de l'eau pure produit du dioxygène et du dihydrogène :

2 H2O → 2 H2 + O2

Elle requiert une température très élevée, de l'ordre de 2 000 °C, et n'est totale que vers 5 000 °C[24].

Il est plus aisé de décomposer l’eau par électrolyse. Sous l’effet d’une tension appliquée entre deux électrodes plongées dans de l’eau, l’eau peut être décomposée en dihydrogène et dioxygène. Les molécules d’eau se dissocient naturellement en ions H3O+ et OH, qui sont attirés par la cathode et l’anode respectivement, mais comme cette dissociation est faible, dans la pratique on a recours à des catalyseurs comme l’acide sulfurique ou l’hydroxyde de sodium. À l’anode, quatre ions OH se combinent pour former des molécules de dioxygène O2, deux molécules d’eau, et libérer quatre électrons. Les molécules de dioxygène ainsi produites s’échappent sous forme de bulles de gaz vers la surface, où elles peuvent être collectées. Dans le même temps, à la cathode, il y a une libération de deux molécules de dihydrogène H2 avec utilisation de quatre électrons.

4OH → O2 + 2H2O + 4e
4H3O+ + 4e → 2H2 + 4H2O

Production de l'eau pure[modifier | modifier le code]

L’eau pure est un excellent solvant et absorbe facilement les gaz qui entrent à son contact. Par conséquent, l’eau pure est pratiquement introuvable. Les laboratoires d’analyses ont néanmoins besoin de cette eau pure pour réaliser des analyses fiables. Ils vont donc faire appel, au cours du temps, à des techniques de purification de plus en plus sophistiquées.

Après l’eau distillée, bidistillée, déminéralisée, déionisée, la technique progresse vers une eau de plus en plus pure, donc coûteuse à produire et de plus en plus instable.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. (en) Pourquoi l’eau est-elle bleue ?
  2. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 16 juin 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 142006679X et 978-1420066791), p. 9-50
  3. a et b (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, England, John Wiley & Sons Ltd,‎ 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1)
  4. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  5. a, b, c et d Entrée de « Water » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 8 mars 2010 (JavaScript nécessaire)
  6. (en) James E. Mark, Physical Properties of Polymer Handbook, Springer,‎ 2007, 2e éd., 1076 p. (ISBN 0387690026, lire en ligne), p. 294
  7. a, b, c, d et e (en) T. E. Daubert, R. P. Danner, Physical And Thermodynamic Properties Of Pure Chemicals, Pennsylvania, Taylor & Francis,‎ 1994 (ISBN 1560322705)
  8. (en) Philip E. Ciddor, « Refractive index of air: new equations for the visible and near infrared », Applied Optics, vol. 35, no 9,‎ 1996, p. 1566-1573 (DOI 10.1364/AO.35.001566)
  9. (en) Claudio A. Faúndez et José O. Valderrama, « Activity Coefficient Models to Describe Vapor-Liquid Equilibrium in Ternary Hydro-Alcoholic Solutions », Chinese Journal of Chemical Engineering, vol. 17, no 2,‎ avril 2009, p. 259-267 (DOI 10.1016/S1004-9541(08)60203-7)
  10. Procès-verbaux du Comité international des poids et mesures, 78e session, 1989, pp. T1-T21 (et pp. T23-T42, version anglaise).
  11. a et b (en) Irvin Glassman, Richard A. Yetter, Combustion, Elsevier,‎ 2008, 4e éd., 773 p. (ISBN 978-0-12-088573-2), p. 6
  12. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
  13. (en) « Water » sur NIST/WebBook, consulté le
  14. (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill,‎ 1997, 7e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5)
  15. (en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, CRC,‎ 2008, 89e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791), p. 10-205
  16. On peut également la nommer monoxyde de dihydrogène, hydroxyde d’hydrogène, acide hydroxyque, hydroxyde d’hydronium, ou acide hydrique, ou bien génériquement oxyde d’hydrogène, mais de tels noms ne sont généralement utilisés que de façon ironique : voir canular du monoxyde de dihydrogène.
  17. anciennement chaleur massique ou chaleur spécifique
  18. De combien la pression diminue-t-elle avec l’altitude ?
  19. a, b, c et d Properties of Water and Steam in SI-Units - 1969 Prepared by Ernst Schmidt - Springer - Verlag Berlin Heidelberg New York - R. Oldenburg München
  20. En réacteur à eau on observe une radiolyse au passage de l'eau dans le cœur du réacteur; on limite l'effet corrosif de l'oxygène naissant en fonctionnant avec un excès d'hydrogène dissous dans l'eau
  21. Pierre Rapin,Patrick Jacquard, Aide-mémoire formulaire du froid, 14e édition, Dunod, 2010, p. 9
  22. L. W. Tilton et J. K. Taylor, stand national de bureau de recherche de J., 20, 419 (RP1085) 1938
  23. La Recherche n°451, Avril 2011
  24. (en) Xing L. Yan et Ryutaro Hino 2, Nuclear Hydrogen Production Handbook, CRC Press (no 6),‎ 2011, 939 p., p. 41

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Articles connexes[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]