Propriétés de l’eau physiques et chimiques

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Les propriétés physiques et chimiques de l’eau.

Les propriétés de l’eau : généralités et curiosité
Les propriétés de l’eau : isotopes et structure moléculaire

Historique

L’eau était considérée par les Anciens comme l’un des 4 éléments fondamentaux: le monde était composé d’un mélange de ces 4 principes essentiels en proportion variable. Elle a été considérée comme un corps simple jusqu’au XVIIIème siècle. Puis plusieurs chimistes découvrirent que l’eau n’était pas un corps simple en en effectuant la synthèse puis l’analyse. Citons les précurseurs, Priestley qui produisit de l’eau à partir de la combustion de l’hydrogène (1774), Watts (1783) qui émit l’hypothèse que l’eau n’était pas un corps simple, Monge qui en réalisa la synthèse sous l’action d’une étincelle électrique à partir d’un mélange d’oxygène et d’hydrogène. Mais l’expérience de synthèse décisive fut celle de Lavoisier et Laplace (1783) qui synthétisèrent l’eau à partir de l’hydrogène et l’oxygène au cours d’une expérience publique mémorable. La décomposition de l’eau eut lieu plus tard, après la découverte de la pile électrique par Volta en 1800. L’électrolyse de l’eau permit de mesurer le rapport respectif de l’oxygène et de l’hydrogène pour arriver finalement à la formule chimique bien connue H2O. La première électrolyse pratique (et spectaculaire) fut réalisée dès 1800 à Paris par Robertson; la formule chimique fut précisée par les travaux théorique de Dalton (1803) et Avogadro (1811).

Propriétés physiques

L’eau a des propriétés physiques assez particulières par rapport aux autres liquides. Elle apparaît comme un liquide « structuré », et non désordonné comme les autres liquides, par le fait que ses constituants élémentaires sont associés.

Les propriétés de l’eau servent de référence à la normalisation internationale des échelles numériques: température, densité, masse, viscosité, chaleur spécifique. La chaleur spécifique est exceptionnellement élevée (18 calories mole par degré), elle explique la grande inertie thermique de l’eau et son rôle régulateur de la température de la surface terrestre. Les océans emmagasinent une énorme quantité de chaleur qu’il redistribuent par les courants marins; l’évaporation de l’eau absorbe de l’énergie au milieu aquatique et en diminue la température, la condensation de la vapeur en gouttelettes dans les nuages restitue cette chaleur à l’atmosphère. Les masses d’eau à la surface du globe sont de véritable volants thermiques pour les climats.

La densité de l’eau varie avec sa température; elle augmente lorsque la température baisse, mais la densité maximale est à 4°C (0,997 g/cm3) et non à 0° comme on pourrait s’y attendre. Ainsi, les mers et les lacs gèlent depuis la surface et non de puis le fond où s’accumule, par phénomène de stratification, l’eau la plus dense. L’eau à l’état solide est plus légère que l’eau liquide (masse volumique de la glace: 0,920 g/cm3).

La viscosité de l’eau dépend de sa composition isotopique: l’eau lourde est 30% plus visqueuse que l’eau ordinaire. La viscosité diminue d’abord avec la pression puis elle augmente par la suite.

Le coefficient de compressibilité isotherme de l’eau est petit ( 4,9 10-5 par bar) et en première approximation on peut considérer l’eau comme incompressible. Néanmoins, les grandes dépressions atmosphériques agissent sur le niveau des mers qui monte au cours des tempêtes. La tension superficielle est élevée: l’eau est un bon mouillant (72 dyne/cm); elle s’insinue et pénètre dans tous les interstices et les pores des roches ainsi que dans les sols par phénomène de capillarité. Cette propriété est fondamentale pour le stockage de l’eau dans les aquifères, pour l’érosion superficielle des roches (éclatement sous l’effet du gel: le passage eau-glace développe une pression allant jusqu’à 207 000 KPa). La forte tension superficielle explique également la forme sphérique des gouttes d’eau.

L’état physique de l’eau dépend de la température et de la pression. Le passage liquide-gaz se fait classiquement à 100°C à la pression normale mais à 72°C seulement au sommet de l’Everest (8 848 m). La température de fusion de la glace décroît avec la pression: sous l’effet d’une pression la glace redevient liquide: ainsi, les patineurs glissent en fait sur une mince pellicule d’eau liquide formée sous l’effet de la pression du patin. Le point triple de l’eau est à 0,01 °C sous 6,1 mbar.

L’eau peut rester liquide au dessous du point de fusion de la glace: ce phénomène de surfusion peut se maintenir jusqu’à une température de -40°C. On l’explique par l’absence de germes pour amorcer la cristallisation en solide. Dans la nature, le germe est fourni par une bactérie commune, Pseudomonas syringae. La manipulation génétique de cette bactérie permet soit de retarder le gel des arbres fruitiers, soit d’accélerer le gel pour fabriquer plus aisément de la neige artificielle.

L’eau est enfin un excellent solvant qui sert de véhicule à la plupart des ions à la surface du globe.

Propriétés chimiques

L’eau est un excellent solvant qui dissous un trés grand nombre de sels, de gaz, de molécules organiques. Les réactions chimiques de la vie se passent en milieu aqueux; les organismes sont trés riches en eau (jusqu’à plus de 90%). Elle a longtemps été considérée comme un solvant neutre intervenant peu ou pas dans les réactions chimiques. La dilution dans l’eau permettait en particulier de ralentir l’activité des réactifs. En fait, l’eau est un agent chimique trés agressif qui risque d’attaquer les parois du récipient qui la contient: dans un flacon en verre, des ions silicium passent dans l’eau. L’eau pure peut exister du point de vue réglementaire, c’est à dire eau sans contaminants bactériens et chimiques, mais elle n’existe pratiquement pas du point de vue chimique: même l’eau distillée contient des traces d’ions ou de molécules organiques prélevées aux conduites et aux récipients.

Dans les réactions chimiques, l’eau intervient d’abord par sa dissociation en protons H+, souvent associés à H2O pour former des protons hydratés H3O+, et en ions hydroxyle OH-. C’est le rapport entre ces 2 types d’ions qui détermine le pH de la solution (pH: logarithme de l’inverse de la concentration molaire en H+). De nombreux métaux peuvent décomposer l’eau en produisant un dégagement d’hydrogène et un hydroxyde métallique.

La dissolution des ions (sels, acides, bases) est une conséquence du caractère polaire de l’eau. La concentrations des ions d’un sel caractérise le produit de solubilité. Les sels ont des valeurs de produit de solubilité différente, ce qui explique le phénomène de cristallisation fractionnée au cours de l’évaporation d’une solution saline.Dans les marais salants, l’eau de mer dépose d’abord le carbonate de calcium, le sulfate de calcium, puis le chlorure de sodium et enfin les sels trés solubles comme ceux de potassium, les iodures et les bromures.

Une propriété importante à la surface de la Terre est la dissolution du CO2 qui produit un acide faible, l’acide carbonique, responsable de l’altération chimique de nombreuses roches, en particulier des roches calcaires. La quantité de CO2 dissous est fonction de la pression et fonction inverse de la température. Le carbonate de calcium peut être dissous sous forme de carbonate acide puis reprécipité selon les variations de température et de pression, comme dans le cas des réseaux karstiques.

Source : http://www.u-picardie.fr/

Lire les propriétés de l’eau 3 : isotopes et structure moléculaire

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