L'eau (que l'on peut aussi appeler oxyde de dihydrogène, hydroxide d'hydrogène ou acide hydroxique) est un composé chimique simple, mais avec des propriétés complexes à cause de sa polarisation (voir Chimie de l'eau). Sa formule chimique est H2O, c'est-à-dire que chaque molécule d'eau se compose d'un atome d'oxygène entre deux atomes d'hydrogène disposés en V très ouvert. L'eau lourde est un composé formé d'un atome d'oxygène et de deux atomes de deutérium, qui est un isotope de l'hydrogène (oxyde de deutérium, D2O).
À pression ambiante, l'eau est gazeuse au-dessus de 100 °C, solide en dessous de 0 °C, et liquide dans les conditions normales de température et de pression. C'est là une particularité essentielle : les autres composés proches ou apparentés, (sulfure d'hydrogène, ammoniac, et méthane par exemple), sont tous gazeux à des températures bien plus basses.
L'eau se trouve presque partout sur la Terre et est un composé essentiel pour tous les organismes vivants connus. Ainsi, et par construction des êtres vivants, l'eau est pour eux (sauf exception très notable) incolore, insipide, inodore, etc.
Près de 70 % de la surface de la Terre est recouverte d'eau, essentiellement sous forme d'océans. Une étendue d'eau peut être un océan, une mer, un lac, un étang, un fleuve, une rivière, un ruisseau, un canal (voir Les ressources en eau sur Terre pour plus de détails). La circulation de l'eau au sein des différents compartiments terrestres est décrite par son cycle biogéochimique.
Sommaire |
Du latin aqua et du grec νερό (plus de détails, lien externe...).
Articles détaillés : Origine de l'eau sur la Terre et Origine de la molécule d'eau. Selon la conception actuelle,
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Général | |
|---|---|
| Nom | Eau |
| Formule chimique | H2O |
| Apparence | Liquide incolore |
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Propriétés physiques | |
| Masse moléculaire | 18 u |
| Point de fusion | 273,15 K (0 °C) |
| Point d'ébullition | 373,15 K (100 °C) |
| Masse volumique | 998,2 kg/m3 (liquide) |
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Thermochimie | |
| ΔfH0gaz | ? kJ/mol |
| ΔfH0liquide | ? kJ/mol |
| Capacité calorifique | 4,186 kJ/(kg.K) |
| Chaleur latente de vaporisation | 2 257,92 kJ/kg |
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Conduite A Tenir (CAT) | |
| Inhalation | Voir l'article Noyade |
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Les unités SI ont été utilisées autant que possible. Sauf mention contraire, il est fait référence aux conditions normales de température et de 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 lorsque
Les unités de température (anciennement les degrés Celsius, maintenant les kelvins) sont définies grâce à ce point triple de l'eau.
La vélocité du son dans l'eau est de 1 500 m/s dans les conditions normales de température et de pression.
La masse de 1 cm³ d'eau à la température de 4 °C est sensiblement de 1 g. Par approximation, on prend pour masse volumique de l'eau dans les conditions normales la valeur de 1 000 kg/m³, une tonne par mètre cube soit un kilogramme par litre.
La chaleur massique de l'eau est de 4186 J/(kg·K) dans les conditions normales de température et de pression. L'eau était utilisée comme étalon de chaleur dans d'anciens systèmes d'unité : la calorie (et la frigorie) quantifiait la chaleur à apporter (resp. soustraire) pour augmenter (resp. réduire) d'un degré Celsius la température d'un gramme d'eau : soit 4,185 joules.
Les chimistes se réfèrent parfois en blaguant 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.
Tableau 1:
| Temp. (°C) | Masse volumique (g/cm3) | Chaleur massique (J/g.K) | Viscosité (µPa.s) |
|---|---|---|---|
| 0 | 0.99984 | 4.2176 | 1793 |
| 10 | 0.99970 | 4.1921 | 1307 |
| 20 | 0.99821 | 4.1818 | 1002 |
| 30 | 0.99565 | 4.1784 | 797.7 |
| 40 | 0.99222 | 4.1785 | 653.2 |
| 50 | 0.98803 | 4.1806 | 547.0 |
| 60 | 0.98320 | 4.1843 | 466.5 |
| 70 | 0.97778 | 4.1895 | 404.0 |
| 80 | 0.97182 | 4.1963 | 354.4 |
| 90 | 0.96535 | 4.2050 | 314.5 |
| 100 | 0.95840 | 4.2159 | 281.8 |
| Altitude (m) | Temp. (°C) |
|---|---|
| 0 | 100 |
| 4807 (Mont Blanc) | 85 |
| 8848 (Everest) | 72 |
Image:Watermolecule.png 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 atomes d'hydrogène. Puisque l'oxygène a une électronégativité plus forte que l'hydrogène, le côté de la molécule d'eau où se trouve l'atome d'oxygène est chargé négativement, par comparaison avec le côté hydrogène. Une molécule avec une telle différence de charge est appelée un dipôle (molécule polaire). Cette différence de charge 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 un pont hydrogène ou liaison hydrogène.
Cette polarisation permet aussi à la molécule d'eau de dissoudre les corps ioniques, en particulier les sels, et de les maintenir dans cet état en entourant chaque ion d'une coque de molécules d'eau, c'est la solvatation (voir ci-dessous l'eau comme solvant).
Cette force d'attraction, relativement faible par rapport aux liaisons chimiques covalentes de la molécule elle-même, est à la source de propriétés comme un point d'ébullition élevé (quantité d'énergie calorifique nécessaire pour briser les ponts hydrogènes), ainsi qu'une capacité calorifique élevée.
A cause des ponts hydrogènes également, la densité de l'eau liquide est supérieure à la densité de la glace (état où l'eau est cristallisée). De ce fait, en hiver la glace qui se forme à la surface d'un étang y reste et protège du gel l'eau située plus bas, ce qui permet aux poissons et autres êtres vivants d'y survivre. L'eau atteint sa plus haute densité à la température de 4 °C, qui est ainsi la température qu'on trouve typiquement au fond d'un étang gelé. Une autre conséquence est que la glace fond quand suffisamment de pression lui est appliquée.
L'eau se dissocie naturellement en ion oxonium (ou hydronium) H3O+ et ion hydroxyde OH-
Du fait de l'équilibre, à une température donnée, le produit entre des concentrations de ces ions, ou « produit de dissociation », est constant : à 25 °C, il vaut
La concentration (en mole par litre) étant symbolisée par une mise entre crochets.
Les ions oxonium et hydroxyde sont très réactifs, ils peuvent attaquer d'autres matériaux, les dissoudre. On définit l'acidité grâce à la concentration en ion oxonium, par le pH
À 25 °C, le pH de l'eau pure vaut 7, il est dit neutre. L'ajout de certains produits dits « acides » va déplacer l'équilibre de dissociation de l'eau et abaisser le pH (augmentation du nombre d'ions oxonium) ; à l'inverse, l'ajout de certains produits dits « bases » va déséquilibrer la réaction dans l'autre sens, favoriser la présence d'ions hydroxyde et augmenter le pH.
On note que l'eau peut capturer un proton ou en libérer un, c'est donc un amphotère, c'est-à-dire à la fois un acide et une base. Cet équilibre acide/base est d'une importante capitale en chimie minérale comme en chimie organique.
Image:Eau naturelle oxygènée.JPG 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 ponts 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 entourés 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 ponts hydrogène avec les régions dipolaire de la molécule de sucre, et celle-ci est ainsi extraite vers l'eau liquide.
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).
Les ponts 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.
L'eau pure est en réalité un isolant, qui conduit mal l'électricité. Mais puisque l'eau est un si bon solvant, elle contient souvent une bonne quantité de soluté dissous, le plus souvent des sels. Si l'eau contient de telles impuretés, elle peut conduire l'électricité 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 première décomposition de l'eau fût faite par Lavoisier, en faisant passer de la vapeur d'eau sur du fer chauffé au rouge (thermolyse). Ce faisant, il établis que l'eau n'état pas un élément mais un corps chimique composé de plusieurs éléments.
La thermolyse de l'eau commence à devenir significative vers 750 °C, et elle est totale vers 3 000 °C. La réaction produit du dioxygène et du dihydrogène
L'autre manière de décomposer l'eau est l'électrolyse. Sous l'effet d'un courant qui la traverse, l'eau peut être divisée 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 forment 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.
L'indice de réfraction n d'un milieu transparent est une mesure de sa capacité de changer la direction de propagation d'un rayon de lumière qui y entre. Si la lumière devait voyager dans l'espace vide puis pénétrer dans l'eau, on pourrait faire le rapport des sinus des angles d'incidence et de réfraction (mesurés à partir de la perpendiculaire à la surface de l'eau) selon la loi de Snell-Descartes (voir Réfraction) pour calculer l'indice de réfraction de l'eau relativement au vide. Cet indice ne dépendrait que de l'état physique de l'eau (solide, liquide ou gazeux).
Mais, dans la pratique, il est plus simple d'utiliser une interface ou dioptre air-eau pour obtenir l'indice de réfraction de l'eau par rapport à l'air, et puis pour le convertir de l'air au vide en multipliant par l'indice de l'air par rapport au vide. Le résultat, qui est toujours plus grand que 1, est le rapport de la vitesse de la lumière dans le vide à sa vitesse dans l'eau : la lumière voyage plus lentement dans l'eau que dans le vide (ou dans l'air).
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 nanomètres) l'indice de réfraction est généralement une fonction décroissante de longueur d'onde : la lumière violette est plus déviée que le rouge. En outre, le taux de changement de l'indice de réfraction augmente également tandis que 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 (Tilton et Tailor) de l'indice de réfraction de l'eau, n(λ) par rapport à de l'air sec de même température T que l'eau et à la pression de une atmosphère (760 mmHg ou 1013 HPa).
| Longueur d'onde λ (Angströms) | T = 10 °C | T = 20 °C | T = 30 °C |
|---|---|---|---|
| 7 065 | 1,330 7 | 1,330 0 | 1,329 0 |
| 5 893 | 1,333 7 | 1,333 0 | 1,331 9 |
| 5 016 | 1,337 1 | 1,336 4 | 1,335 3 |
| 4 047 | 1,343 5 | 1,342 7 | 1,341 7 |
Pour convertir les valeurs sous forme de tableaux relatifs à l'indice du vide , ajoutez 4 à la quatrième position décimale. Notez que le n(λ) augmente pendant que la température de l'eau diminue. Ces résultats sont conformes aux attentes, puisque la densité de l'eau augmente lorsqu'elle se refroidit. Il est intéressant, cependant, que si les mesures sont faites à de plus basses températures l'indice ne montre pas d'extremum à 4 °C, malgré le fait que la densité de l'eau soit maximale à cette température (ce qui explique que les fonds marins soient à cette température de 4 °C).
L'eau de mer contient des impuretés dissoutes, principalement sous forme de sels dissociés de sodium, de magnésium, de calcium, et de potassium. Sa densité, et par conséquent n(λ), dépendent donc de sa salinité exprimée en grammes de sels dissous par litre d'eau de mer (g/L) ou en grammes par kilogramme (g/kg) équivalent à des parties par mille en masse.
Le tableau 2 (pris de Dorsey) montre comment le n(λ) augmente avec la salinité pour les D-lignes de sodium (moyenne : 5 893 angströms = 5 89,3 nm) à 18 °C.
Tableau 2 :
| salinité (gm/kg) | valeur de n(λ) | Emplacement |
|---|---|---|
| 5 | 0,000 97 | mers baltiques nordiques |
| 10 | 0,001 94 | |
| 15 | 0,002 90 | |
| 20 | 0,003 86 | enfoncements de Biafra |
| 25 | 0,004 82 | |
| 30 | 0,005 77 | |
| 35 | 0,006 73 | surface de l'Océan Atlantique |
| 40 | 0,007 69 | mers rouges nordiques |
L'indice de réfraction est également une fonction de la pression de l'eau, mais la dépendance est tout à fait faible en raison de l'incompressibilité relative de l'eau (comme tous les liquides). En fait, sur les gammes normales des températures (0-30 °C), l'augmentation approximative du n(λ) est 0,000016 quand la pression de l'eau augmente d'une atmosphère.
Clairement, les facteurs les plus significatifs affectant le n(λ) sont la longueur d'onde de la lumière et la salinité de l'eau. Néanmoins, le n(λ) excède de moins de 1% la gamme indiquée des valeurs de ces variables.
Voir aussi : Épuration des eaux.
De l'eau pure ou relativement pure est nécessaire à beaucoup d'applications industrielles et à la consommation humaine. Les humains ont besoin d'eau sans trop de sels et autres impuretés, comme des produits toxiques ou de bactéries pathogènes. Image:Eau transparente naturelle.JPG Voici sept méthodes courantes pour purifier l'eau :
À l'origine, un décimètre cube d'eau définissait une masse de un kilogramme (kg). L'eau avait été choisie car elle est simple à trouver et à distiller. Dans notre système actuel de mesure —le système international d'unités (SI) — cette définition de la masse n'est plus valable depuis 1889, date à laquelle la première Conférence générale des poids et mesures définit le kilogramme comme la masse d'un prototype de platine iridié conservé à Sèvres. Cette correspondance reste néanmoins une excellente approximation pour tous les besoins de la vie courante.
Le système Celsius (appelé parfois centigrade) fixe le degré 0 sur la température de la glace fondante et définit comme degré 100 la température de l'eau en ébullition sous pression atmosphérique normale. L'échelle est ensuite divisée en 100°. C'est ainsi que la température du corps humain est en moyenne de 37°. Il existe aussi le système Fahrenheit. Les scientifiques ont adopté la mesure Kelvin où le degré 0 est le zéro absolu en dessous duquel la température de la matière ne peut descendre.
On a fixé le degré 1 comme densité (masse volumique) de l'eau pure. Les matières ayant une masse volumique inférieur à 1 flottent sur l'eau. Celles qui sont supérieures à 1 coulent au fond de l'eau.
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