3. L’eau pure
p. 52-53
Texte intégral
1« Eau : liquide incolore, inodore, transparent et insipide lorsqu’il est pur », c’est ainsi que le dictionnaire décrit ce constituant chimique essentiel. Les mots de cette définition, issus de simples constats, renferment des questionnements scientifiques majeurs quant aux propriétés observées, que l’humanité s’est évertuée à résoudre au fil de son histoire. Il est aussi intéressant de remarquer que le terme liquide est prédominant, voire exclusif, dans la représentation de l’eau et que le questionnement sur sa pureté et sa qualité est universel.
Lavoisier entre en scène
2À l’évidence, la volonté de comprendre et « maîtriser » l’eau est une constante de l’histoire humaine. Un artisan majeur de cette quête fut Lavoisier qui, grâce à une démarche scientifique rigoureuse, a pu prouver « que l’eau n’est point une substance simple ; qu’elle est composée de deux principes, l’oxygène et l’hydrogène » (Lavoisier, Traité élémentaire de chimie, 1789), en totale rupture avec le modèle dominant, et abandonnant par là une vision dans laquelle tous les penseurs du siècle de lumière se débattaient en tentant d’étayer le concept du phlogistique associé à la compréhension du feu. Son expérience de la décomposition et de la synthèse de l’eau marque le début d’une aventure scientifique, dans laquelle l’eau « liquide, solide, vapeur » sera constamment mise à contribution dans une multitude de découvertes et de propositions conceptuelles.
3L’eau pure de l’imaginaire « populaire » n’a souvent rien à voir avec l’eau liquide dite « pure » (voire « ultra-pure ») du chimiste ou du biologiste. La première se boit avec délectation, alors que la seconde n’est pas consommable. Pour décrire les propriétés physico-chimiques de l’eau, le scientifique va chercher à distinguer celles correspondant à la forme la plus pure de l’eau (idéalement, seulement des molécules H2O) et celles induites par la présence de corps étrangers. Mais obtenir de l’eau ultra-pure est une prouesse technologique, qui nécessite des procédures d’ultrapurification complexes pour éliminer les cinq types de « polluants » en solution : ions, espèces organiques, particules et colloïdes*, bactéries et produits générés, et enfin, gaz dissous. Cet ensemble constitue les eaux naturelles que nous côtoyions quotidiennement. Atteindre un niveau d’ultrapureté pour l’eau se traduit par une augmentation spectaculaire de sa résistivité électrique*. En une heure, la simple exposition à l’air dégrade cette performance par simple dissolution du CO2, qui se transforme dans un équilibre complexe en ions bicarbonates (HCO3-) et en ions carbonates (CO32-), avec pour conséquence une forte décroissance de la résistivité. Cette illustration de la fonction de solvant* de l’eau (cf. II.8) est le reflet de l’extraordinaire capacité de l’eau en matière de solvatation, ce qui en fait le lieu d’une multitude de mécanismes réactionnels étudiés par les chimistes inorganiciens, les biologistes, les géologues…

Fig. 1 – Les appareillages de monsieur Lavoisier. llustrations issues du Traité élémentaire de chimie, Lavoisier, 1793. Source : Bibliothèque nationale de France
Propriétés physiques | Eau ultra-pure | Ammoniac liquide |
Point d’ébullition | 100°C | -33,38°C |
Point de congélation | 0°C | -77,7°C |
Densité | 1,00 g.cm-3 (4°C) | 0,725 g.cm3 (-70°C) |
Permittivité (constante diélectrique) | 81,7 ε0 (18°C) | 26,7 ε0 (-60°C) |
Conductance spécifique | 4x10-8 Ώ-1.cm-1 (18°C) | 1x10-11 Ώ-1.cm-1 (18°C) |
Viscosité | 1,01 g.cm-1s-1 (20°C) | 0,254 g.cm-1s-1 (-33°C) |
Produit ionique | 1,008x10-14 mol2L-2 (25°C) | 5,1x10-27 mol2 L-2 |
Fig. 2 – Les propriétés principales de l’eau ultra pure, comparées à celle d’un autre solvant polaire, l’ammoniac liquide
Un liquide polaire
4Les comportements et phénomènes associés à l’eau sont gouvernés en grande partie par les spécificités de la brique de base que représente la molécule H2O, dont la formule fait partie du « patrimoine ». L’atome central d’oxygène est relié aux deux hydrogènes par deux liaisons majoritairement covalentes. Cette structure géométrique particulière (cf. II.4) est à la base de nombreuses propriétés de l’eau liquide ou solide. Dans une liaison covalente* pure, les électrons mis en commun sont partagés équitablement entre les deux atomes partenaires. Pour l’eau, il faut considérer une contribution ionique à la liaison O-H (33 %) qui se retrouve dans l’existence d’un moment dipolaire* moléculaire, dirigé selon la médiatrice du triangle.

Fig. 3 – Polarité de la molécule d'eau
5La polarité de la molécule d’eau a des incidences multiples sur les propriétés des milieux dits « aqueux », y compris sur les systèmes vivants qui y baignent. La polarité génère des interactions électrostatiques entre dipôles d’eau, qui créent des associations intermoléculaires gouvernées par la liaison hydrogène (cf. II.4). Cette liaison faible commande les propriétés d’organisation de l’eau. L’organisation de l’eau et son caractère de solvant polaire génèrent une autre propriété majeure : la solubilité. L’eau est souvent considérée comme un « solvant universel », car elle dissout avec aisance les substances polaire ou ionique dites « hydrophiles ». La solvatation des ions provoque des organisations très précises des molécules autour des ions emprisonnés, selon que leur charge est positive ou négative.
Le potentiel hydrogène (pH)
6Mais, si la purification de l’eau consiste à n’y laisser que l’hydrogène et l’oxygène, l’histoire ne s’arrête pas là. Même dans l’eau ultra-pure, il reste une propriété originale et fondamentale : celle de la possible autodissociation, certes marginale, de la molécule H2O, décrit par l’équation : 2H2O ⇆ H3O+ + OH–. Les ions H3O+ (hydronium) et OH– (hydroxyde) sont solvatés par les molécules neutres environnantes. Les quantités d’ions produits sont régulées par une constante dite « du produit ionique de l’eau » (Ke), qui résulte de la multiplication des concentrations en ions hydronium [H3O+] et en ions hydroxyde [OH-] et qui varie avec la température. Dans l’eau pure, [H3O+] = [OH-] = 1.10- mol. L-1.
7La gestion de cet équilibre entre les ions hydronium et hydroxyde alimente un pan entier de la chimie en solution : celui de la manipulation des équilibres acide/base.
Bibliographie
Références bibliographiques
• J. HUHEEY, E. A. KEITER et R. L. KEITER – Chimie inorganique, De Boeck Université, 1996.
• P. ATKINS et J. DE PAULA – Chime physique, De Boeck Université, 2004.
• D. A. SKOOG, S. R. CROUCH, F. J. HOLLER et D. M. WEST – Chimie Analytique, De Boeck Université, 1997.
• S. ZUMDAHL – Chimie des solutions, De Boeck Université, 1998.
Auteur
Physico-chimiste, Directeur de recherche au CNRS, Directeur de l’ILV, Versailles, p.52.
arnaud.etcheberry@uvsq.fr
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