Molécule d'eau
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30970438
2008-06-24T17:49:12Z
Jeanmarc.ayotte
184850
{{Voir homonymes|eau (homonymie)}}
{{Article principal|eau}}
{{Chimiebox général
|nom = Eau
|image = Water molecule dimensions.svg
|tailleimage = 200
|commentaire = Géométrie de la molécule d'eau
|formule = [[Hydrogène|H]]{{sub|2}}[[Oxygene|O]]
|nom scientifique = 1/H2O/h1H2
|CAS = 7732-18-5
|apparence = liquide transparent, et<br/>presque sans couleur<br/>avec une légère touche<br/>de bleu<ref>{{en}}[http://www.dartmouth.edu/~etrnsfer/water.htm Pourquoi l'eau est-elle bleue?]</ref>}}
{{Chimiebox pH|7.00}}
{{Chimiebox physique}}
{{Chimiebox physique masse moléculaire| 18.0153 g.mol<math>^{-1}</math>}}
{{Chimiebox physique température fusion| 0[[degré celsius|°C]] (273,15 [[kelvin|K]])}}
{{Chimiebox physique température vaporisation|100[[degré celsius|°C]] (373,15 [[kelvin|K]])}}
{{chimiebox physique densité|1 ([[liquide]],4°C)}}
{{chimiebox physique densité|0,917 ([[solide]])}}
{{chimiebox physique propriété spéciale|[[Conductivité thermique]]|565 mWK<sup>-1</sup>m<sup>-1</sup>}}
{{chimiebox physique propriété spéciale|[[Point triple]]|273.16 K, 611.73 Pa}}
{{chimiebox physique viscosité dynamique|0.001 [[pascal-seconde|Pa·s]] à 20 °C}}
{{chimiebox physique propriété spéciale|[[Tension superficielle]] à 20°C|7.28 N/m}}
{{Chimiebox physique propriété spéciale|[[Constante_d'équilibre|Acidité]]|15.74}}
{{Chimiebox physique propriété spéciale|[[Constante_d'équilibre|Basicité]]|15.74}}
{{Chimiebox physique fin}}
{{Chimiebox thermo}}
{{Chimiebox thermo capacité calorifique|1850 J/(kg·K) (gaz)}}
{{Chimiebox thermo propriété spéciale|''C<sub>v</sub>''|3724 J/(kg.K) (gaz)}}
{{Chimiebox thermo capacité calorifique|4186 J/(kg.K) (liquide)}}
{{Chimiebox thermo capacité calorifique|2060 J/(kg.K) (solide)}}
{{chimiebox physique propriété spéciale| [[Chaleur latente]]<br />de [[vaporisation]]| {{formatnum:2257.92 }} kJ/kg}}
{{chimiebox physique propriété spéciale| [[Chaleur latente]]<br />de [[Fusion (physique)|fusion]]| {{formatnum:335 }} kJ/kg}}
{{Chimiebox thermo fin}}
{{Chimiebox physique fin}}
{{Chimiebox thermo}}
{{chimiebox thermo enthalpie
|gaz = −241,5 [[joule|kJ]]/[[mole (unité)|mol]]
|solide = N/A
|liquide = −285,8 [[joule|kJ]]/[[mole (unité)|mol]]
}}
{{Chimiebox fin}}
L’'''eau pure'''<ref>on pourrait également l'appeler ''oxyde de dihydrogène'', ''hydroxyde d'hydrogène'', ''acide hydroxyque'', ''hydroxyde d'hydronium'', ou ''acide hydrique'', mais de tels noms ne sont guère utilisés</ref> est de l'[[eau]] dont le seul composé sont les molécules H<sub>2</sub>O et des [[ion]]s produits par l'[[hydrolyse]] de ces molécules d'eau suivant l'[[équation d'équilibre]] : H<sub>2</sub>O = H<sup>+</sup> + OH<sup>-</sup> (ou encore 2H<sub>2</sub>O = H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + OH<sup>-</sup>). L'eau pure n'est pas présente naturellement 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 de l'eau|Nature dipolaire de l’eau]]'').
L’eau à pression ambiante (environ un [[Bar (unité)|bar]]) est [[gaz]]euse au-dessus de 100[[degré celsius|°C]], [[état solide|solide]] en dessous de 0°C, et [[liquide]]. 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.
== Physique ==
=== Propriétés générales ===
[[Image:diag phase eau.svg|thumb|left|300px|[[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|vapeur]] (d’eau). Elle est totalement invisible et si on la voit s’élever au-dessus d’une casserole d’eau bouillante, c’est que le mouvement ascendant de la vapeur entraîne avec lui des minuscules gouttelettes 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 [[kelvin|K]] (0,01[[°C]]) et une pression de 611,2 [[Pascal (unité)|Pa]].
Les [[unité de base du système international|unités]] de température (anciennement les [[degré Celsius|degrés Celsius]], maintenant les [[kelvin]]s) sont définies grâce à ce point triple de l’eau.
La [[vélocité du son]] dans l'eau est de {{formatnum:1500}} m/s dans les [[conditions normales de température et de pression]].
La [[masse]] de 1 litre d'eau à la température de 4°C était la première définition du [[kilogramme]]. Par approximation, on prend pour [[masse volumique]] de l’eau dans les conditions normales la valeur de {{Unité|1000|kg/m|3}}, une [[Tonne (unité)|tonne]] par [[mètre cube]] soit un [[kilogramme]] par [[litre]].
La [[chaleur massique]] de l’eau est de {{formatnum: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 pour augmenter d'un degré Celsius la température d’un gramme d’eau : soit 4,185 [[joule]]s.
Les chimistes se réfèrent parfois en blaguant à l'eau avec un nom savant (et justifié) comme du ''[[monoxyde de dihydrogène]]'' dans des [[parodie]]s de recherche scientifique sérieuse qui présentent ce produit comme mortellement dangereux et à bannir.
{{clr|left}}
{| class="wikitable"
|+ Tableau 1 : '''Quelques Propriétés de l'eau en fonction de la température'''
!Temp. (°C)!![[Masse volumique]] (g/cm{{3}})!![[Chaleur massique]] (J/g·K)!![[Viscosité]] (µPa·s)!![[Pression saturante]] (bar)!! [[Enthalpie de vaporisation]] (kJ/kg)
|-
|0||0,99984||4,2176||1793||0.00611||2500.5
|- {{ligne grise}}
|10||0,99970||4,1921||1307||0.01228||2467.9
|-
|20||0,99821||4,1818||1002||0.02338||2453.4
|- {{ligne grise}}
|30||0,99565||4,1784||797,7||0.04245||2429.6
|-
|40||0,99222||4,1785||653,2||0.07382||2405.9
|- {{ligne grise}}
|50||0,98803||4,1806||547,0||0.12346||2309.9
|-
|60||0,98320||4,1843||466,5||0.19936||2357.7
|- {{ligne grise}}
|70||0,97778||4,1895||404,0||0.31181||2333.1
|-
|80||0,97182||4,1963||354,4||0.47379||2308.2
|- {{ligne grise}}
|90||0,96535||4,2050||314,5||0.70123||2282.7
|-
|100||0,95840||4,2159||281,8||1.01325||2256.6
|}
{{clr|left}}
{| class="wikitable"
|+ '''Température d'ébullition de l'eau en fonction de l'altitude'''
!Pression (Atm)!!Altitude (m)!!Temp. (°C)
|-
|1||0 || 100
|- {{ligne grise}}
|?||{{formatnum:4807}} ([[Mont Blanc]])||85
|-
|?||{{formatnum:8844}} ([[Everest]])||72
|}
{{clr|left}}
Le tableau suivant donne la densité de l'eau en grammes par centimètre cube à différentes températures en degrés Celsius :
{| class=wikitable
! Température (°C)
! Densité (g.cm<sup>-3</sup>)
|-----
| 30
| 0.9957
|-{{ligne grise}}
| 20
| 0.9982
|-----
| 10
| 0.9997
|-{{ligne grise}}
| 0
| 0.9998
|-----
| -10
| 0.9982
|-{{ligne grise}}
| -20
| 0.9935
|-----
| -30
| 0.9839
|}
Les valeurs en-dessous de 0°C concernent l'eau en [[surfusion]].
=== Propriétés de l'eau liées à la vie terrestre ===
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 [[Molécule polaire|nature dipolaire]], sont explicitées dans les chapitres qui suivent.
* L'eau a une force de cohésion élevée, ce qui rend cette matière difficile à évaporer (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 commune avec le [[Bismuth]], a une conséquence remarquable : la glace flotte. De surcroît, le fait que la densité de l'[[eau douce]] soit maximale à 4°C fait que la température au fond d'un lac ne peut pas descendre en dessous de 4°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 (d'ordinaire la densité à l'état liquide est plus faible qu'à l'état solide pour les autres corps).
* Par ailleurs, sa [[tension superficielle]] particulièrement élevée permet le phénomène de [[capillarité]], qui permet, entre autres, aux plantes de pousser et à de nombreux êtres vivants de se déplacer sur la surface de l'eau.
===Formes de l'eau===
:''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 l'[[eau amorphe]]) ; l'[[Gaz|état gazeux]] est appelé [[vapeur d'eau]] (ou [[Vapeur d'eau|vapeur]]), et la [[phase]] liquide ordinaire est tout simplement appelée l'eau. Au-dessus d'une certaine température et pression critique (647 [[Kelvin|K]] et 22.064 [[Pascal_(unité)|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 en cristal de la glace, connue sous le nom de glace I<sub>'''h'''</sub> ('''h''' pour hexagonale). L'eau, le [[gallium]], le [[bismuth]], l'[[acide acétique]], l'[[antimoine]] et le [[silicium]] sont quelques uns des matériaux qui se dilatent lorsqu'ils gèlent ; la plupart des autres matériaux se contracte. Il faut toutefois noter que toutes les formes de glace ne sont pas moins denses que l'eau liquide. Par exemple la glace [[Glace amorphe haute densité|HDA]] et la glace [[VHDA]] sont tous 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 [[Liaison hydrogène|liaisons hydrogène]].
=== Indice de réfraction de l'eau ===
[[Image:Eau transparente naturelle.JPG|thumb|250px|right|Eau claire et transparente]]
{| class="wikitable"
|+ Tableau 1<br/>'''Indice de réfraction de l'eau en fonction<br/>de sa température et de la<br/>longueur d'onde de la lumière'''
! Longueur d'onde<br />''λ'' (nm) !! ''T'' = 10°C !! ''T'' = 20°C !! ''T'' = 30°C
|-
| 706,5 || 1,330 7 || 1,330 0 || 1,329 0
|- {{ligne grise}}
| 589,3 || 1,333 7 || 1,333 0 || 1,331 9
|-
| 501,6 || 1,337 1 || 1,336 4 || 1,335 3
|- {{ligne grise}}
| 404,7 || 1,343 5 || 1,342 7 || 1,341 7
|}
L'[[indice de réfraction]] ''n'' d'un milieu transparent est une mesure de sa capacité à changer la direction de propagation d'un rayon de lumière qui y pénètre. Si la [[lumière]] devait voyager dans le 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 normale à la surface de l'eau, dans le plan d'incidence) selon la [[loi de Snell-Descartes]] (voir [[Réfraction]]) pour calculer l'indice de réfraction de l'eau par rapport au vide.
Cet indice ne dépendrait que de l'état physique de l'eau ([[état solide|solide]], [[liquide]] ou [[gaz]]eux).
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, puis de 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 (nombre)|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 [[transparence|transparent]]s sont [[dispersif]]s, 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 [[mètre#Description des sous-multiples|nanomètre]]s) l'indice de réfraction est généralement une fonction décroissante de la longueur d'onde : la lumière [[bleu]]e est plus déviée que le [[Rouge (couleur)|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 (Tilton et Tailor) 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 (unité)|atmosphère]] (760 [[mmHg]] ou {{formatnum:1013}} [[pascal (unité)|hPa]]).
Pour convertir les valeurs sous forme de tableaux relatifs à l'indice du vide, ajoutez 4 à la quatrième position décimale.
Notez 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'[[Plus grand élément|extremum]] à 4°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 [[liquide]]s). En fait, sur les gammes normales des températures (0 - 30°C), l'augmentation approximative de l'indice de réfraction est de {{formatnum:0.000016}} quand la pression de l'eau augmente d'une atmosphère.
Clairement, 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 de 1 % la gamme indiquée des valeurs de ces variables.
; Références
* L. W. Tilton et J. K. Taylor, stand national de bureau de recherche de J., 20, 419 (RP1085) [[1938]].
* E. Dorsey, « propriétés d'Eau-Substance ordinaire », (Reinhold Publishing Corporation [[1940]]).
== Chimie ==
===Nature dipolaire de l'eau===
[[Image:Watermolecule.png|thumb|right|Dipôle de la molécule d'eau]]
Une propriété très importante de l'eau est sa nature [[polarité|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 [[charge électrique|chargé]] négativement, par comparaison avec le côté hydrogène. Une molécule avec une telle différence de charge est appelée un [[Dipôle électrostatique|dipôle]] (molécule polaire), ayant un moment dipolaire de 1,83D. 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 [[liaison covalente|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.
À 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.
=== Équilibre acido-basique ===
La réaction est dite d'autodissociation ou d'autoprotolyse. Sa constante thermodynamique est très faible (10-14 à 25°C) ; le nombre d'ions hydronium et hydroxyde formés est donc minoritaire devant le nombre de molécules d'eau.
L'eau se dissocie naturellement en ion hydronium H{{sub|3}}O{{exp|+}} et ion hydroxyde OH{{exp|−}} :
:2H{{sub|2}}O = H{{sub|3}}O{{exp|+}} + OH{{exp|−}}.
Par perte d'un proton H{{exp|+}}, elle devient OH{{exp|−}}. Par gain d'un proton H{{exp|+}}, elle devient l'ion hydronium H{{sub|3}}O{{exp|+}}. On dit donc que c'est une espèce [[amphotère]].
Du fait de l'équilibre, à une température donnée, le produit des concentrations de ces ions, ou « produit de dissociation », est constant. À 25°C, il vaut :
:[H{{sub|3}}O{{exp|+}}]·[OH{{exp|−}}] = 10{{exp|−14}} (pas d'unité car [[constante d'équilibre]]).
La concentration (en [[mole (unité)|mole]] par [[litre]]) étant symbolisée par une mise entre crochets.
Les ions hydronium et hydroxyde sont très réactifs, ils peuvent attaquer d'autres matériaux, les dissoudre. On définit l'acidité grâce à la concentration en ion hydronium, par le ''[[potentiel hydrogène|pH]]'' :
:''pH'' = −log{{sub|10}} [H{{sub|3}}O{{exp|+}}].
À 25°C, le ''pH'' de l'eau pure vaut 7, il est dit neutre. L’ajout de certains produits dits « [[acide]]s » va déplacer l’équilibre de dissociation de l’eau et abaisser le ''pH'' (augmentation du nombre d'ions hydronium) ; à l'inverse, l'ajout de certains produits dits « [[base (chimie)|basique]]s » 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 [[ampholyte]], c'est-à-dire à la fois un acide et une base. Cet équilibre acide/base est d'une importance capitale en [[chimie minérale]] comme en [[chimie organique]].
===L'eau comme solvant===
[[Image:Eau naturelle oxygènée.JPG|thumb|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 ε{{sub|''e''}} de l'eau est de 78,5 à 25°C), il dissocie donc facilement les ions.
En général, les [[substance]]s ioniques et polaires comme les [[acide]]s, [[alcool (chimie)|alcools]], et [[sel (chimie)|sel]]s se dissolvent facilement dans l'eau, et les substances non-polaires comme les [[huile]]s et les [[lipide|graisse]]s se dissolvent difficilement. Ces substances non-polaires restent ensemble dans l’eau car il est énergétiquement plus facile pour les [[molécule]]s d'eau de former des ponts hydrogène entre elles que de s'engager dans des [[force de van der Waals|interactions de van der Waals]] avec les molécules non polaires.
Un exemple de soluté ionique est le [[sel alimentaire|sel]] de cuisine alias [[chlorure de sodium]], NaCl, qui se sépare en [[cation]]s Na{{exp|+}} et [[anion]]s Cl{{exp|−}}, 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 [[glucose|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 (planète)|Mars]] et [[Europe (lune)|Europe]] une lune de Jupiter.
===Tension superficielle===
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.
===Conductivité===
L'eau pure est en réalité un [[isolant]]. Mais puisque l'eau est un si bon solvant, elle contient souvent une bonne quantité de [[solvant|soluté]] dissout, le plus souvent des sels. Si l'eau contient de telles impuretés, elle peut conduire l'électricité facilement. Le stator des très gros [[alternateur]]s est refroidi par circulation d'eau ''déionisée'' 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 de l'eau (thermolyse et électrolyse) ===
[[Image:2006-01-14 Surface waves.jpg|thumb|320px]]
La première décomposition de l’eau fut faite par [[Antoine Lavoisier|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 chimique|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 {{formatnum:3000}}°C. La réaction produit du [[dioxygène]] et du [[dihydrogène]] :
: 2H{{sub|2}}O ↔ 2H{{sub|2}} + O{{sub|2}}.
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 H{{sub|3}}O{{exp|+}} et OH{{exp|−}}, qui sont attirés par la [[cathode]] et l'[[anode]] respectivement mais comme cette dissociation est faible dans la pratique on a recours à des [[catalyseur]]s comme l’[[acide sulfurique]] ou l’[[hydroxyde de sodium]]. À l’anode, quatre ions OH{{exp|−}} se combinent pour former des molécules de [[dioxygène]] O{{sub|2}}, 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]] H{{sub|2}} avec utilisation de quatre électrons.
: 4OH{{exp|−}} → O{{sub|2}} + 2H{{sub|2}}O + 4e{{exp|−}}.
: 4H{{sub|3}}O{{exp|+}} + 4e{{exp|−}} → 2H{{sub|2}} + 4H{{sub|2}}O.
==Production de l'eau pure==
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.
==Voir aussi==
===Articles connexes===
* 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, D{{sub|2}}O).
* [[Solvant]]
* [[Solution (chimie)|Solution]]
* [[Solution aqueuse]]
* [[Complexe (chimie)|Complexe]]
* [[Hydrogène]]
* [[Hydrate]]
* [[Liaison hydrogène]]
* [[Oxygène]]
* [[Glace]]
===Liens externes===
*[http://www.lsbu.ac.uk/water/phase.html Water phase diagrams]
== Notes et références ==
{{références}}
{{Portail|chimie|eau}}
[[Catégorie:Eau]]
[[Catégorie:Eau à l'état liquide|Molécule]]
[[Catégorie:Solvant]]
[[Catégorie:Oxyde]]
[[Catégorie:Hydroxyde]]
[[Catégorie:Composé de l'hydrogène]]
[[Catégorie:Composé de l'oxygène]]
[[af:Water (molekule)]]
[[de:Wassermolekül]]
[[en:Water (molecule)]]
[[es:Agua (molécula)]]
[[la:Aqua (moleculum)]]
[[ro:Apă (moleculă)]]
[[scn:Acqua (elimentu)]]
[[sr:Вода (молекул)]]
[[th:น้ำ (โมเลกุล)]]
[[zh:水分子]] {{Lien BA|zh}}