L`EAU, MILIEU NATUREL

1
L’EAU, MILIEU NATUREL
D42 – 12E6
SOMMAIRE
I.
SEQUENCE 1 : L’ETAT DES LIEUX ...................................................................................................... 3
1.
L’EAU DU GLOBE ....................................................................................................................................... 3
Répartition des eaux du globe ....................................................................................................................... 3
Les besoins en eau à l’échelle de la planète .................................................................................................. 4
2.
L’EAU EN FRANCE ..................................................................................................................................... 4
Les ressources annuelles moyennes en France ............................................................................................. 4
Classement des ressources en eau ................................................................................................................. 5
Les besoins en France ................................................................................................................................... 5
Les niveaux de besoin en France ................................................................................................................... 6
3.
L’ESSENTIEL DE LA SEQUENCE 1 ................................................................................................................ 6
Les eaux douces utilisées par l’homme représentent une infime partie des eaux du globe ........................... 6
Les eaux douces sont très inégalement réparties ........................................................................................... 6
L’essentiel de la réserve en eau douce est constituée d’eau souterraines ..................................................... 6
L’humanité ne consomme qu’une petite partie des eaux douces ................................................................... 6
Certaines utilisations restituent l’eau massivement et quasi instantanément ................................................ 6
Certaines utilisations font disparaître une grande partie de la ressource .................................................... 6
II.
SEQUENCE 2 : LE CYCLE DE L’EAU .............................................................................................. 7
III.
SEQUENCE 3 : LA MOLECULE D’EAU ........................................................................................... 8
4.
LES PREACQUIS.......................................................................................................................................... 8
Noyau atomique ............................................................................................................................................. 8
Chimie ........................................................................................................................................................... 8
Schéma de Lewis............................................................................................................................................ 8
Règle de l’octet et du duet ............................................................................................................................. 8
La liaison de covalence ................................................................................................................................. 8
5.
LA MOLECULE D’EAU ................................................................................................................................ 8
Les liaisons .................................................................................................................................................... 8
L’angle et la polarisation de l’eau ................................................................................................................ 8
Les ponts hydrogènes..................................................................................................................................... 9
Un excellent solvant....................................................................................................................................... 9
IV.
SEQUENCE 4 : LA PHYSIQUE DE L’EAU ..................................................................................... 10
L’échelle des degrés Celsius ........................................................................................................................ 10
La calorie .................................................................................................................................................... 10
6.
LES TROIS ETATS DE L’EAU ...................................................................................................................... 10
L’eau sous forme gazeuse ............................................................................................................................ 10
La glace ....................................................................................................................................................... 10
L’état liquide ............................................................................................................................................... 10
7.
PROPRIETES PHYSIQUES DE L’EAU ........................................................................................................... 10
Masse volumique en kg.m-3 .......................................................................................................................... 10
Propriétés thermiques.................................................................................................................................. 11
La température ............................................................................................................................................ 11
La viscosité .................................................................................................................................................. 11
Tension superficielle .................................................................................................................................... 11
Pression osmotique ...................................................................................................................................... 12
Propriétés électriques .................................................................................................................................. 12
Propriétés optiques ...................................................................................................................................... 12
8.
ETATS DES IMPURETES DANS L’EAU......................................................................................................... 12
Solutions vraies ou moléculaires ................................................................................................................. 12
Solutions colloïdales (ou micellaires, ou pseudo-solutions)........................................................................ 13
2
9.
V.
Suspensions, émulsions ................................................................................................................................ 13
L’ESSENTIEL DE LA SEQUENCE 4 .............................................................................................................. 13
Des propriétés physiques curieuses ............................................................................................................. 13
D’autres propriétés importantes.................................................................................................................. 13
SEQUENCE 5 : LA CHIMIE DE L’EAU .......................................................................................... 14
10.
L’EAU EST UN SOLVANT ...................................................................................................................... 14
La solvatation des ions ................................................................................................................................ 14
Une solvatation complète est une dissolution .............................................................................................. 15
Les substances dissoutes .............................................................................................................................. 15
11.
LES CONCENTRATIONS D’UNE SOLUTION ............................................................................................ 17
La concentration massique .......................................................................................................................... 17
La concentration d’une espèce introduite ................................................................................................... 17
Concentration d’une espèce en solution ...................................................................................................... 17
Les solutions de solides ioniques ................................................................................................................. 17
Calcul d’un nombre de moles ...................................................................................................................... 18
12.
DILUTION ............................................................................................................................................ 18
13.
DISSOCIATION IONIQUE DE L’EAU ....................................................................................................... 18
Autoprotolyse de l’eau ................................................................................................................................. 18
PH des solutions aqueuses .......................................................................................................................... 19
Importance du pH ........................................................................................................................................ 20
Les solutions tampon ................................................................................................................................... 21
Revoir livret N3-6V4 : Atomes et molécules ................................................................................................ 21
3
I.
SEQUENCE 1 : L’ETAT DES LIEUX
1. L’eau du globe
L’eau est la substance minérale la plus répandue à la surface du globe.
Elle constitue l’hydrosphère : 72% de la surface du globe, sous différents états :
- solide : glaces polaires et glaciers
- liquide : lacs, étangs, océans, rivières, etc.
- gazeux : vapeur, nuages.
Deux catégories selon la teneur en éléments dissous :
- eaux douces ;
- eaux salées.
Volume total estimé : 1'350 mio de km3.
Répartition des eaux du globe
Le tableau montre :
- répartition des eaux liquides et solides.
- dominance des eaux salées.
Parmi les eaux douces :
- l’importance des calottes polaires comme réserve d’eau douce (>79% de l’eau douce) et
- la faible fraction que représentent les eaux douces de surface (fleuves + lacs + sol = 2,4% du
total des eaux).
- la proportion très importante des eaux douces représentée par les eaux douces profondes.
Tableau : estimation et répartition des eaux du globe en km3.
Eaux salées
Eaux
douces
1'300'000’000
(99,99%)
100'000
Lacs et mers internes
(0,01%)
salées
97%
Océans et mers
Cours d’eau
Eau du sol
Nappes aquifères
Eaux profondes
Total eau liquide
Total eau solide
(calotte glaciaire)
Total eau vapeur
0,01%
123'000
(0,3%)
1'230
(0,03%)
65'000
(0,2%)
4'000'000
(10%)
4'000'000
(10%)
Lacs d’eau douce
1'300'100'000
% du total
8’189'230
(20,5%)
32'000'000
(79,5%)
13'000
(0,03%)
0.01%
0,0001%
0,005%
0,3%
0,3%
97,6%
2,4%
0,001%
4
Totaux
1'300'100'000
(97%)
40'202'230
(3%)
1’340’302'230
(100%)
En résumé :
- 97% des eaux sont salées, 3% sont douces.
- 80% de l’eau douce se trouve dans les calottes glaciaires.
- 97% des eaux douces liquides se trouvent dans les nappes aquifères (<800m) et dans les
eaux profondes, à peine 2,4% dans les eaux de surface.
Remarque sur la répartition
La répartition ci-dessus est globale et masque de très grandes disparités géographiques,
perceptibles dans les cartes météo et hydrographiques.
Les besoins en eau à l’échelle de la planète
L’eau et les organismes vivants :
- mammifères : 65% d’eau.
- les plantes : jusqu’à 95% d’eau
La quantité d’eau contenue dans les êtres vivants est estimée à 400 km3.
Les végétaux
L’eau est le vecteur de la croissance, donc de la production de matière sèche : 200 à 600 L
nécessaires pour élaborer 1 kg de matière sèche.
Les besoins d’eau pour la photosysntèse sont estimés à 650 km3 / an.
Les végétaux prélèvent l’eau atmosphérique directement, ou puisent dans le sol.
Les animaux
Ils prélèvent l’eau dans la boisson et les aliments.
L’homme moderne est grand consommateur d’eau : le volume d’eau nécessaire aux usages
domestiques, industriels et agricoles est estimé à 250 m3 / an / habitant.
Les disparités sont considérables :
100 m3 / an / habitantdans les PVD.
1500 m3 / an / habitant aux USA
Les besoins de l’humanité ne cesseront de croître.
Les besoins globaux actuels sont de l’ordre de 1500 km3 / an, ce qui représente une infime
partie des réserves en eau douce.
Mais il est nécessaire de considérer la vulnérabilité des nappes aquifères de surface (les plus
faciles et les moins coûteuses à solliciter) face à la pollution.
D’où l’importance de protéger les réserves d’eau douce, en particulier celles qui sont faciles
d’exploitation ou très exposées aux pollutions.
2. L’eau en France
Les ressources annuelles moyennes en France
Elles corresondent à des précipitations uniformes d’environ 800 mm /an.
Mais elles varient de 200 mm dans quelques contrées du sud-ouest, à plus de 2'000 mm dans
les régions montagneuses.
Tableau : pluviosité annuelle mini, moyenne et maxi en France
Mini
200 mm
Moyenne 800 mm
Maxi
2000 mm
5
L’ensemble du territoire reçoit 440 km3 par an.
Dont 270 km3 (61%) s’évaporent et 170 km3 ruissellent et s’infiltrent.
Ces ressources sont largement excédentaires par rapport aux besoins, mais la pénurie peut-être
observée localement, dans les régions à pluviosité faible ou moyenne, et pendant les périodes
ou de faibles précipitations se conjuguent à une forte consommation (irrigation).
Classement des ressources en eau
Eaux de surface
- fleuves et rivières
- lacs naturels et artificiels
- barrages.
En France, les 3'000 km de cours d’eau principaux représentent un écoulement annuel de 120
km3.
Eaux souterraines
- nappes phréatiques libres ou peu profondes. Donnent souvent naissance à des sources. Elles
sont vulnérables car non protégées par des couches géologiques imperméables.
- nappes captives : nappes souterraines profondes emprisonnées entre 2 couches
imperméables. Les plus protégées. Très exploitées du fait de leur qualité. Renouvellement très
lent. Inutilisable en cas de pollution, jusqu’à disparition de l’agent polluant.
Nécessitent la protection contre l’extraction excessive et la pollution.
En France, 60% de l’eau potable est souterraine.
Les besoins en France
Deux critères caractérisent les besoins
- Les prélèvements qui représentent la totalité de l’eau utitilisée.
- les consommations nettes, qui correspondent à la fraction utilisée, non restituée au milieu
naturel.
Les prélèvements en France
Ils sont évalués à 41,4 km3 / an.
Les consommations nettes en France
Elles sont évalués à 7,9 km3 / an.
Le rapport R = prélèvement / consommation nette
Le rapport R peut varier considérablement selon l’usage qui est fait de la ressource en eau.
Voir le tableau.
Tableau : rapport entre prélèvement et consommation nette dans différentes utilisations
de l’eau
Agriculture
EDF
Industrie
Eau potable
Autres : mines, canaux, usines hydro-électriques
Prélèvements Consommation nette
4,5 km3
2,9 km3
21,3 km3
1,5 km3
4,9 km3
0,24 km3
5,9 km3 km3
0,7 km3
4,8 km3
2,6 km3
R
1,55
14,2
20,2
8,4
1,8
Chaque usage à un impact différent sur la ressource
Si EDF prélève 5 fois plus que l’agriculture, sa consommation nette est moitié inférieure.
Certaines activités permettent une restitution rapide et importante dans le milieu, sous forme
d’eaux « usées » réchauffées ou seulement déplacées.
L’agriculture, avec un R très bas, consomme 64% de l’eau qu’elle prélève, soit 36% des ces
consommations nettes en été.
6
Les niveaux de besoin en France
Besoins des populations
- Besoins domestiques : 40 à 50 m3 / an.
- Besoins de la collectivité (hôpitaux, usines, autres activités) : 20 à 30 m3 / an.
Les besoins humains peuvent donc être estimés à :
70 m3 / an / habitant, soit 200 L / jour en moyenne.
Besoins du cheptel
L’évolution des méthodes d’élevage : L’usage d’aliments secs (au lieu des fourrages verts,
racines et tubercules) nécessite d’avantage d’eau.
2,5 à 3 m3 / tonne d’aliment sec.
Besoins agricoles liés à l’irrigation
L’irrigation en grandes cultures nécessite environ
1’500 m3 / ha / an.
Les surfaces irriguées ont doublé en 20 ans (de 500'000 ha en 70 à 1'150’000 ha en 88). A la
même époque, 1'800’000 ha étaient équipés pour l’irrigation.
Environ 2/3 de la consommation nette agricole française est consacrée à l’irrigation.
3. L’essentiel de la séquence 1
Les eaux douces utilisées par l’homme représentent une infime partie des eaux du globe
Sur les 0,03% d’eau douce liquide et solide, seuls 0,007% sont des eaux douces liquides.
Les eaux douces sont très inégalement réparties
L’essentiel de la réserve en eau douce liquide est constituée d’eau souterraines
Il faut donc :
- préserver cette eau des pollutions
- favoriser l’infiltration au détriment du ruissellement.
L’humanité ne consomme qu’une petite partie des eaux douces
Les 1'500 km3 consommés annuellement représentent 0,15% des réserves en eau douce
(fleuves, rivières, lacs, nappes souterraines).
Mais les ressources disponibles pour chaque être humain sont inégales, à cause des :
- inégalités de la répartition et difficulté d’extraction
- concentrations humaines et leur localisation.
Certaines utilisations restituent l’eau massivement et quasi instantanément
Comme le refroidissement industriel.
Certaines utilisations font disparaître une grande partie de la ressource
Cette disparition est le fait de transfert de la ressource dans le cycle de l’eau. Exemple : l’eau
est intégrée par des êtres vivants (agriculture, élevage) ou rejetée à la mer (utilisation
hydroélectrique).
7
II.
SEQUENCE 2 : LE CYCLE DE L’EAU
Contrairement aux matières premières dont les gisements s’épuisent, la réserve en eau
mondiale est constante. L’ensemble des eaux terrestres appartient à un même cycle qui fait
transiter l’eau du milieu terrestre au milieu aérien par évaporation, condensation et
précipitations.
Dans le milieu terrestre, les mouvements sont complexes :
- une partie de l’eau transite par les êtres vivants. 0,1% à 1% de l’eau sert ainsi à l’édification
de la biomasse.
- au cours de son itinéraire terrestre, l’eau peut se charger de substances solubles (sels
minéraux…) qui seront libérées par l’évaporation (ex : marais salants).
- l’eau peut se trouver sous ses 3 états et passer de l’un à l’autre naturellement :
glace – eau – vapeur
L’expression du cycle de l’eau varie selon les climats. En France, pour 100 L de
précipitations :
Tableau : les chemins de l’eau dans le cycle de l’eau
Précipitations
Infiltration
Évaporation
Ruissellement
100 L
< 23 L
60 L
17 L
8
III.
SEQUENCE 3 : LA MOLECULE D’EAU
4. Les préacquis
Noyau atomique
Le noyau d’un atome est caractérisé par son nombre de charges Z et son nombre de masse A.
A = ∑ des nucléons = neutrons + protons.
Z = nbre de protons du noyau = nbre d’électrons.
N = A – Z = nbre de neutrons.
Chimie
Les propriétés chimiques d’un atome sont conditionnées par les électrons de la couche
externe.
Schéma de Lewis
La représentation des électrons de la couche externe par des traits (2 électrons) ou des points
(1) se nomme la représentation de Lewis.
Règle de l’octet et du duet
Au cours de leurs transformations, les atomes tendent à saturer leur couche électronique
externe à huit électrons (octet) ; l’atome d’H tend à la saturer à 2 électrons (duet).
La liaison de covalence
Elle est caractérisée par la mise en commun de deux électrons libre de deux atomes, qui
s’associent par liaison de covalence.
La liaison covalente permet à chacun des deux atomes de saturer sa couche électronique.
5. La molécule d’eau
Les liaisons
H2O. Molécule triatomique formée de 2 11H et 1 816O. Chaque H est lié à l’O par covalence.
Nbre d’é de valence :
- Oxygène : 6
- Hydrogène : 1
La liaison de O avec 2 H permet aux trois atomes de satisfaire la règle de l’octet (pour O) et
du duet (pour H).
La longueur de chaque liaison O—H est 0,96.10-10m.
L’angle et la polarisation de l’eau
L’angle formé par la molécule est de 105°. La molécule est triangulaire. La charge positive de
O (6+) est supérieure à celle de H (1+). De même, le nuage électronique de O est plus grand
et plus négatif que celui de H. Le noyau H voit son nuage électronique s’éloigner, il en résulte
un déficit de charge négative. H devient le pôle positif de la molécule, avec une charge
dipolaire notée (+).
Le moment dipolaire de l’eau est caractérisé par :
9
- (+) pour chaque atome H.
- 2(-) pour l’atome O.
La molécule est polarisée.
Les ponts hydrogènes
La polarisation de l’eau permet la création de ponts hydrogènes entre les molécules d’eau :
attraction entre les dipôles + et – des molécules. Ces liaisons stabilisent le liquide.
Les ponts H expliquent anomalies observées sur le point de fusion et d’ébulition de l’eau.
Un excellent solvant
La polarité fait également de l’eau un solvant ionisant remarquable, qui lui confère un grand
pouvoir dissolvant vis à vis des composés ioniques, comme certains acides, bases, sels, ou
sucres.
10
IV. SEQUENCE 4 : LA PHYSIQUE DE L’EAU
L’abondance de l’eau et la facilité de sa purification l’ont fait adopter pour plusieurs
constantes physiques :
L’échelle des degrés Celsius
0°C = température de fusion de la glace.
100°C = température de vaporisation de l’eau à pression normale.
La calorie
La calorie est la quantité de chaleur nécessaire pour élever la température de 1 g d’eau de
14,5° à 15,5°C.
6. Les trois états de l’eau
La structure de l’eau dépend de son état physique.
L’eau sous forme gazeuse
L’état gazeux correspond exactement à la formule H2O et au modèle angulaire (105°).
Les états condensés, eau et glace, sont plus compliqués. Cette complication explique leurs
propriétés anormales.
La glace
L’arrangement élémentaire de l’eau à l’état solide consiste en une molécule d’eau centrale et
4 périphériques, l’ensemble sous forme de tétraèdre.
L’état liquide
À l’état liquide, plusieurs molécules s’associent par des ponts hydrogènes, dans lesquels
chaque H d’une molécule est lié à l’O de la molécule voisine. La structure est tétraédrique.
7. Propriétés physiques de l’eau
Masse volumique en kg.m-3
Par tassement de l’édifice moléculaire, la masse volumique varie avec la température et la
pression. La masse volumique diminue avec l’augmentation de la température.
Exemples de masses volumiques de l’eau :
- eau liquide à 4°C : 1'000 kg.m-3.
- glace à 0°C :
917 kg.m-3.
- eau salée à 0°C :
1’028 kg.m-3.
La glace diminue de volume en fondant ! Cette irrégularité s’explique par la constitution
caverneuse de la glace.
11
Propriétés thermiques
Chaleur massique
Ou capacité thermique : quantité de chaleur nécessaire pour élever de 1°C la température d’un
corps de masse de 1 kg.
L’eau a une très grande chaleur massique : 4,18 kJ.kg-1.°C-1. (NB : le Joule = challeur
massique de l’eau, par définition).
Chaleur latente de transformation
C’est la quantité de chaleur nécessaire pour produire, à température constante, un changement
d’état d’un corps de 1 kg.
330 kJ.kg-1 pour la fusion.
2250 kJ.kg-1 pour la vaporisation.
L’eau présente une inertie thermique importante : il faut beaucoup d’énergie pour pour élever
sa température, et énormément pour la vaporiser.
Pour cette raison, les grandes étendues d’eau à la surface de la terre constituent de véritables
volants thermiques.
Pour cette raison également, on utilise l’eau comme fluide caloporteur : elle peut véhiculer de
grandes quantités de chaleur. Le « gulf stream » est une application naturelle de cette
propriété.
La température
Facteur important de la vie d’un cours d’eau. Elle subit des variations saisonnières et régit la
quantité d’oxygène dissout dans l’eau. Plus l’eau est chaude, moins l’oxygène se maintient en
solution. Le manque d’oxygène est donc un effet de pollution thermique.
La température de l’eau joue d’autres rôles, au niveau de :
- décomposition des matières organiques (pO2 faible  dégradations oxydatives partielles 
méthane, ammoniac, Sulfures).
- respiration des plantes et des animaux.
- développement des maladies parasitaires.
- prolifération des algues bleues qui sécrètent des toxines.
Des variations brusques de température de l’eau sont révélatrices d’une possible pollution
thermique, qui peut provenir d’industries nucléaires, chimiques, métallurgiques ou pétrolières.
La viscosité
Propriété d’un liquide d’opposer une résistance aux divers mouvements, soit internes, soit
globaux comme l’écoulement.
La viscosité diminue lorsque la température augmente.
Elle augmente avec la teneur en sels dissous. L’eau de mer est plus visqueuse que l’eau d’un
ruisseau.
Tension superficielle
Caractérise une propriété des interfaces.
Force de traction qui s’exerce à la surface du liquide en tendant à réduire toujours plus la
surface de ce liquide. Elle provoque l’ascension capillaire de 15 cm à 18°C dans un tube de
0,1 mm de diamètre.
La tension superficielle diminue avec l’augmentation de la température.
Elle augmente en général avec la teneur en sels dissous.
Les corps qui diminuent la tension superficielle sont appelés tensio-actifs (savons, lessives).
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Application : utilisation de savon comme agent mouillant dans l’application de
phytosanitaires.
Pression osmotique
Elle traduit un phénomène qui se produit entre des liquides de concentrations différentes
séparés par une membrane semi-perméable. La membrane laisse passer l’eau par diffusion,
mais pas les substances dissoutes. L’eau va du milieu le moins concentré vers le plus
concentré, jusqu’à l’équilibration des concentrations de part et d’autre de la membrane.
Ce phénomène régit une grande partie des échanges cellulaires.
Propriétés électriques
Constante diélectrique
Pour l’eau elle est de l’ordre de 80 Farad Stéradian par mètre. C’est une des plus élevée qu’on
connaisse. L’eau possède donc un pouvoir ionisant très important.
Conductivité électrique
L’eau est légèrement conductrice. La conductivité augmente lorsque des sels sont dissous
dans l’eau.
Elle varie avec la température.
En pratique, on utilise la conductivité pour mesurer la teneur en sels dissous dans l’eau, donc
sa minéralisation.
Donc il est possible, en mesurant une conductivité excessive, de déduire une minéralisation
anormalement élevée pouvant provenir d’une pollution ; dans ce cas l’eau sera inutilisable
pour l’irrigation.
Propriétés optiques
La transparence de l’eau dépend de la longueur d’onde de la lumière qui la traverse.
L’UV passe bien.
L’IR pénètre à peine, alors qu’il est particulièrement utile du point de vue biologique.
L’eau absorbe fortement l’orangé et le rouge, d’où la couleur bleue de la lumière transmise à
travers une grande épaisseur d’eau.
Cette propriété est utilisée pour apprécier certaines formes de pollution, et donc l’efficacité
des traitements d’épuration.
8. Etats des impuretés dans l’eau
L’eau dans la nature n’est jamais pure. Les impuretés qu’elle renferme sous les trois états
peuvent être caractérisés par la taille qu’elles prennent en solution dans l’eau. Ça peut être la
taille d’une particule isolée ou d’un amas structuré.
Solutions vraies ou moléculaires
Ce sont des systèmes homogènes à une seule phase. On distingue :
Les solutions cristalloïdes
Les particules dissoutes sont des molécules de petite dimension (< 1 nm) ionisées (acides,
bases, sels) ou non (sucres).
Les solutions macromoléculaires
Formées de particules dépassant largement le nm. Elles peuvent comporter des groupes
ionisés.
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Solutions colloïdales (ou micellaires, ou pseudo-solutions)
Systèmes à deux phases nettement hétérogènes où les particules dispersées sont des amas
moléculaires.
Ces solutions peuvent troubler visiblement l’eau lorsqu’observées perpendiculairement à la
direction du rayon lumineux. Le terme de colloïde est appliqué aux matières en suspension,
finement divisées, à forte surface spécifique, caractérisées par une charge électrostatique
généralement négative. Ces amas moléculaires tous chargés d’électricité négative sont appelés
micelles et se repoussent en permanence, d’où les troubles de la solution, même après
décantation ou filtration.
Suspensions, émulsions
Elles contiennent des particules visibles au microscope optique.
Suspensions
Si les particules sont solides, on parle de suspension (exemple : eau limoneuse, argileuse).
Émulsions
Si les particules sont liquides, on parle d’émulsion (exemple : eau + huile).
Elles sont responsables de l’opacité de l’eau, appelée turbidité.
9. L’essentiel de la séquence 4
Des propriétés physiques curieuses
Masse volumique
Elle augmente avec la température entre 0°C et 4°C, puis diminue en dessous de 4°C. C’est
un des seuls liquides qui présente cette particularité.
Capacité calorifique
L’eau absorbe beaucoup de chaleur sans changements importants de température  grande
capacité calorifique. Il faut donc beaucoup de chaleur pour congeler ou vaporiser l’eau. C’est
un fluide thermorégulateur (effet tampon thermique).
Exemples :
- refroidissement par l’eau dans le moteur à explosion.
- chauffage central : l’eau comme caloporteur et thermorégulateur.
- les océans constituent des tampons qui s’opposent aux brusques variations de température.
D’autres propriétés importantes
Tension superficielle : les réserves d’eau du sol
Régit le phénomène d’ascension capillaire, primordial dans les réserves d’eau du sol. L’eau
capillaire reste dans le sol malgré la gravité.
Les plantes utilisent l’eau par capillarité au printemps, avant la mise en place des feuilles.
Pression osmotique : passage de parois chez les être vivants
Contribue chez la plante à la circulation de la sève, et permet les échanges à travers des parois
plus ou moins perméables, chez tous les êtres vivants.
Conductivité électrique et propriétés optiques de l’eau
Elles permettent la détection de pollutions.
L’omniprésence de l’eau et l’importance de ses propriétés physiques font que les applications
qui s’y rattachent sont universelles.
14
V.
SEQUENCE 5 : LA CHIMIE DE L’EAU
L’énergie de formation de la molécule d’eau est élevée (242 kJ.mol-1) ; l’eau est donc d’une
grande stabilité.
Cette stabilité associée aux propriétés électriques de l’eau et à sa constitution moléculaire la
rend particulièrement apte à la mise en solution de nombreux corps.
La plupart des substances minérales peuvent se dissoudre dans l’eau ainsi qu’un grand
nombre de gaz et de produits organiques.
10.L’eau est un solvant
Définition :
- solutés : substances dissoutes qui peuvent être classées en composés à structure ionique (ex :
NaCl) et en composés à structure moléculaire (ex : saccharose).
- solvant : le liquide qui dissout le soluté.
- solution : ensemble soluté-solvant.
La solvatation des ions
Dissoudre un corps c’est détruire sa cohésion, qui est due à des forces électrostatiques, ou
coulombiennes.
La solvatation aqueuse
L’attraction hydratante de l’eau revient à :
- détruire complètement ou partiellement, en commençant par les plus faibles, les divers liens
électrostatiques entre les atomes et les molécules du corps à dissoudre
- les remplacer par de nouveaux par de nouveaux liens avec ses molécules propres et à forger
de nouvelles structures.
La solvatation est donc une véritable réaction chimique.
Dans une solution aqueuse, ce sont des molécules d’eau qui s’associent avec les ions. On ne
connaît pas exactement les nombre de molécules de solvant qui viennent entourer un ion. On
utilise parfois le symbole aq pour « aqueux ».
Exemple : NaCl + H2O  Na+(aq) + Cl-(aq)
On lit : ions Na en solution aqueuse et ions Cl en solution aqueuse.
On écrit en général simplement : NaCl + H2O  Na+ + ClSans oublier qu’il s’agit d’ions solvatés.
Les ions polyatomiques formés par solvatation
Certains ions forment avec les molécules du solvant des interactions si fortes qu’ils forment
avec elles de véritables liaisons chimiques. On obtient ainsi des ions polyatomiques ou
complexes.
Ceux-ci peuvent être à leur tour solvatés en s’entourant de molécules d’eau.
Exemple : Fe(H2O)62+
Là encore, pour simplifier, on écrit : Fe2+.
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Une solvatation complète est une dissolution
Deux étapes de la dissolution
La dissolution d’un composé ionique peut se décomposer en deux étapes :
- la séparation des ions dans le solide. Cette étape est endothermique.
- l’hydratation ou solvatation des ions, c’est à dire la formation des liaisons (faibles le plus
souvent) entre les ions et les molécules de l’eau. Cette étape est exothermique.
Les deux étapes sont simultanées, ce qui se traduit par un bilan.
Le bilan de la dissolution
Exothermique si Energiehydratation > Energiedissociation Exemple : NaOH
Endothermique si Energiehydratation < Energiedissociation Exemple : thiosulfate de sodium
Athermique si Energiehydratation = Energiedissociation Exemple : NaCl.
Lors de la dissolution du NaCl, les molécules d’eau entourent les ions Cl- et Na+. Cette
couche de molécules réduit considérablement l’attraction électrostatique entre anions et
cations et annule toute possibilité de recombinaison.
Les substances dissoutes
De nombreuses substances sont dissoutes par l’eau, et certaines d’entre elles subissent une
dissociation électrolytique. Ce sont les sels minéraux.
Définitions :
- électrolyte : toute substance conductrice du courant électrique et que le passage du courant
modifie chimiquement.
- l’anode d’un électrolyseur est l’électrode reliée au pôle (+) du générateur, la cathode est
l’électrode reliée au pôle (-).
- dans une électrolyse : le cation (+) migre vers la catode (-). L’anion migre vers l’anode.
Les principaux électrolytes
Dans l’eau de mer
La composition en ion est complexe. On dénombre environ 90 ions principaux dans des
proportions très constantes quelles que soient la mer et la profondeur. En moyenne, la salinité
est de 35%. Les ions essentiels sont les Chlorures Cl-, les sulfates SO42-, les carbonates CO32et bicarbonates de sodium, de Calcium Ca2+, magnésium Mg2+, et potassium K+.
Ces ions proviendraient de la corrosion des roches par l’eau bouillante au début de la
formation des océans, et également par apport d’électrolytes par les volcans.
En eau douce
En moyenne elle est de l’ordre de 1/1'000. Elle est en fait très variable selon que l’on se
trouve près d’une source thermale, ou suivant les terrains parcourus. Sa composition
qualitative est très différente de celle de l’eau de mer. Les ions dominants sont : Ca2+ et Mg2+,
puis on trouve des ions sodium, potassium, carbonates et bicarbonates, sulfates, chlorures,
nitrates NO3-.
Lorsque l’eau ruisselle à la surface du sol, elle se charge de débris de roches, de sables,
d’argile ou de végétaux arrachés au sol. Au cours de l’infiltration, le pouvoir solvant de l’eau
s’exerce sur les roches qu’elle traverse.
Sels nutritifs
Les végétaux peuvent absorber les éléments majeurs N, P, K sous forme d’électrolytes
provenant aussi de sels minéraux.
Les principaux sont :
- les anions : nitrate NO3- et nitrite NO2-.
- les phosphates : H2PO4-, HPO42-, PO43-.
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- les cations : NH4+ et K+.
Ils se trouvent dans les eaux naturelles en infime quantité par rapport aux ions cités
précédemment.
Les matières organiques dissoutes
Il y en a d’énormes quantités dans l’océan dont la plus grande partie est dissoute et sans doute
fossilisée, s’accumulant sous une forme non recyclable d’acides humiques et fulviques. Ces
derniers se dégradent très lentement ou pas du tout.
Les gaz dissous
L’eau en contact avec l’air peut dissoudre les gaz de l’atmosphère. Ce sont essentiellement
l’oxygène et le gaz carbonique dont la quantité dissoute dépend de la température et de la
pression. La solubilité des gaz diminue quand la température augmente et que la pression
diminue.
L’oxygène :
l’eau dissout l’oxygène de l’air lors des précipitations et du ruissellement. Elle est saturée, à
15°C et sous la pression normale, à 10mg/L d’oxygène dissous.
Dans la nature l’oxygène est dissout dans l’eau à raison de 5 à 8mg/L. L’oxygène est donc
peu soluble dans l’eau. Cet oxygène dissous est un facteur vital pour la vie aquatique, mais
aussi pour les phénomènes d’auto-épuration naturelle. En effet, de nombreuses eaux
résiduaires renferment des matières organiques qui, sous l’influence de micro-organismes
présents dans l’eau, vont être décomposés.
- En milieu aérobie :
Si le milieu est aérobie, les bactéries utilisent l’oxygène, minéralisent la matière organique
plus ou moins complètement, donnent des produits finaux tels que : eau, gaz carbonique,
nitrates, phosphates.
- En milieu anaérobie :
Si le milieu est anaérobie, la décomposition conduit à des produits comme : méthane CH,
ammoniac NH3, hydrogène de sulfure HS2.
Ces produits sont source de nuisance, tant olfactive que par leur toxicité ou leur corrosion. Ils
sont très solubles dans l’eau.
Ex : le coefficient de solubilité du HS2 est de 5112mg/L, celui de CH4 est de 32,4mg/L.
Les matières organiques consomment donc de l’oxygène pour leur décomposition ; il s’ensuit
qu’une eau non saturée en oxygène peut être considérée comme un indice de pollution.
Le dioxyde de carbone :
Il joue un rôle important dans les milieux aquatiques. Il est nécessaire à la photosynthèse. Il
intervient dans l’équilibre carbonates-bicarbonates dont dépend largement la vie en eaux
douces.
Sa présence dans l’eau est due à sa dissolution lors du trajet dans l’air, et surtout dans les
couches superficielles du sol.
Une eau qui contient beaucoup de CO2 voit son acidité augmenter : elle est dite « agressive »,
notamment pour les matériaux en contact avec elle (conduites métalliques) qu’elle dissout
sous forme d’ions.
La teneur en CO2 de l’eau douce dépend de la T° :
Température [°C]
0
10
20
30
CO2 [mg/L]
0,52
0,36
0,27
0,20
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Dans l’eau de mer, elle dépend au contraire du pH ; à l’inverse des eaux douces, l’eau de mer
est très bien tamponnée : il n’y a pas de brusques variations de pH lors de modifications du
milieu (respiration-photosynthèse). Compris la plupart du temps entre 8,0 et 8,3, ce pH
diminue très légèrement quand la pression augmente. Quand la °T augmente de 1’°C, le pH
diminue de 0,01 unités.
Température [°C]
0
10
15
20
CO2 [mg/L]
0,44
0,31
0,275
0,25
Très grande constance de la teneur en CO2
alors qu’en eau douce elle varie considérablement, en particulier face aux phénomènes de
respiration/fermentation et de photosynthèse.
En eau de mer, on peut calculer la teneur en CO2 comme une fonction de la T° et de la
salinité. En eau douce, il faudra la mesurer dans chaque cas particulier.
- en milieu aérobie, la décomposition des matières hydrocarbonées libère du CO2.
- en milieu anaérobie, il y a formation de méthane (putréfaction de débris végétaux).
L’azote
Il est presque 2 fois plus soluble que l’oxygène, mais étant un gaz neutre, sa présence est
indifférente en raison de son inertie chimique ; il n’est pas assimilable sous la forme de N2.
11.Les concentrations d’une solution
La concentration massique
C’est la masse en g de l’espèce S qui est mise en solution dans un litre de solution.
Si on dissous ms g pour former une solution de volume V litres, la concentration est :
C = ms / V [g/L].
La concentration d’une espèce introduite
C’est la quantité en moles de l’espèce introduite S, mise en solution dans un litre de solution.
Si on dissout ns moles pour former une solution de volume V litres, la concentration de la
solution S vaut :
C = ns / V [mol/L].
On dira par exemple que la concentration d’une solution de chlorure de sodium est de 0,2
mol/L, l’espèce introduite étant le chlorure de sodium.
Concentration d’une espèce en solution
Soit A, une espèce en solution de concentration [A].
La concentration d’une espèce chimique en solution est la quantité de matière en moles de
cette espèce par litre de solution.
C = nA / V [mol/L].
On dira par exemple que dans une solution de HCl, la concentration des ions H3O+ vaut 10-2
mol/L
Les solutions de solides ioniques
La mise en solution d’un solide ionique disperse ses ions dans la solution selon une réaction
totale.
Exemple 1
NaCl  mise en solution  Na+ + Cl-.
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En notant C la concentration de la solution (concentration de l’espèce introduite) :
[Na+] = [Cl-] = C en mol/L
à partir de l’espèce chimique solide, on obtient dans la solution deux espèces chimiques : Na+
et Cl-.
Exemple 2
Fe2(SO4)3  mise en solution  2Fe3+ + 3SO42En notant C la contration de la solution, d’après l’équation ci-dessous :
[Fe3+] = 2C et [3SO42-] = 3C
à partr de l’espèce chimique solide, on obtient dans la solution deux espèces chimiques
différentes.
Calcul d’un nombre de moles
De [A] = nA / V, on peu inversément calculer le nombre de moles contenues dans un volume
de solution :
NA = [A] V , en moles.
12.Dilution
La dilution est l’opération qui consiste à diminuer la concentration d’une solution.
Pour diluer, on prèlève un volume initial Vi d’une solution de concentration Ci, et on ajout de
l’eau distillée jusqu’à l’obtention du volume finale Vf. La nouvelle concentration obtenue a
une concentration finale Cf.
L’ajout d’eau n’a pas modifié le nombre de moles n contenus dans la solution.
- dans la solution initiale : n = Ci Vi
- dans la solution fiinale : n =Cf Vf
On en déduit donc :
Ci Vi = Cf Vf
Exemple : un litre de whisky à 40° produit le même effet que 4 litres de vin à 10°. Dans les
deux cas, la quantité d’alcool est la même, bien que les volumes soient différents.
13.Dissociation ionique de l’eau
Autoprotolyse de l’eau
On a vu que la présence d’ions dans l’eau provient de l’ionisation de ses molécules :
Première étape : ionisation d’une molécule d’eau
H2O  H+ + OHDeuxième étape : le proton est capté par une autre molécule d’eau
H+ + H2O  H3O+
Bilan des deux étapes
1. H2O  H+ + OH2. H+ + H2O  H3O+
bilan : 2 H2O  H3O+ + OHLes ions H3O+ + OH- sont hydratés (solvatés)
Cette réaction d’ionisation de l’eau étant très limitée, on représente un vecteur de faible
longueur.
On peut montrer par calcule que 2 molécules sur 550.106 participent à la formation de H3O+ et
OH-
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La réaction acide-base
La réaction inverse existe, c’est la réaction acide-base. Elle est totale.
H3O+ + OH-  H2O
Autoprotolyse et réaction-acide base constituent une réaction réversible
La réaction chimique d’autoprotolyse et la réaction acide-base de l’eau sont est donc
simultanément possible dans les deux sens. Elle est réversible.
Cette réaction montre que l’eau pure contient autant d’ions H3O+ que d’ions OH-.
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L à 25°C
Si la T° augmente, les chocs sont plus fréquents et plus violents, donc la concentration des
ions augmente.
Produit ionique de l’eau
On admet que dans toute solution aqueuse, le produit de la concentration en ions H3O+ et en
ions OH- est constant. Cette constante ne dépend que de la T° ; à 25°C :
[H3O+] x [OH-] = 10-7 x 10-7 = 10-14 = Ke(T)
Ceci quelle que soit la substance dissoute et la solution aqueuse.
En général les concentrations en ions H3O+ et OH- sont différentes, mais leur produit est
toujours Ke(T).
PH des solutions aqueuses
Concentration des ions [H3O+] dans une solution aqueuse
Toutes les solutions aqueuses contiennent des ions H3O+ appelés on hydronium.
[H3O+] est le nombre d’ions H3O+ par litre de solution aqueuse :
[H3O+] = n / L
Définition du pH (potentiel hydrogène)
Pour une solution aqueuse on connaît la concentration en ions hydronium :
pH = -log[H3O+]  [H3O+] = 10-pH
(y = log x <-> x = 10y)
Il s’exprime par un nombre sans unité et varie de 0 à 14.
Comment obtenir le pH
On l’obtient à partir de la concentration en ions H3O+ exprimée en mol/L. et sous forme de
puissance négative de 10.
Exemple 1 :
Une solution d’acide chlorydrique a été réalisée en dissolvant 0,02 mol de HCl dans 2 litres
d’eau distillée.
- calculer la concentration C en ions hydronium de la solution.
- calculer son pH.
HCl + H2O  H3O+ + Cl
[HCl] = [H3O+] = [Cl]
[HCl] = 0,02 / 2 = 0,01 mol/L
donc [H3O+] = 0,01 mol/L = 10-2 mol/L.
Exemple 2 :
Calculer le pH d’une solution dont [H3O+] = 0,07 mol/L
On sait que pH = -log [H3O+]
Donc pH = -log 0,07 = 1,15
Exemple 3 :
100 mL d’une solution de NaOH renferment 10-4 mole d’ions OH-.
- quelle est la concentration des ions hydroxide.
- quel est le pH de la solution.
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[OH-] = n / V = 10-4 / 10-1 mol/L = 10-11 mol/L.
pH = 11.
Relation entre pH et H3O+
Plus le pH est petit, plus la concentration en ions H3O+ en solution est grand.
pH est donc fonction décroissante de la [H3O+].
Solution acide, basique, neutre (à 25°C)
acide
+
Si [H3O ] > [OH-]  la solution est acide
[H3O+] > 10-7 mol/L., donc pH < 7.
basique
Si [H3O+] < [OH-]  la solution est basique
[H3O+] < 10-7 mol/L., donc pH > 7.
neutre
Si [H3O+] = [OH-]  la solution est neutre
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L., donc pH = 7.
Mesures du pH
Le papier pH
C’est un papier imprégné d’une solution contenant un mélange d’indicateurs colorés puis
séchés.
Quand on dépose une solution de pH inconnu sur le papier, celui-ci prend une couleur qui
dépend du pH de la solution.
La précision de la mesure avec le papier pH est de 1 unité.
Le pHmètre
La mesure s’effectue en plongeant une sonde reliée au pHmètre. La mesure est obtenue par
lecture du cadran.
Les indicateurs colorés spécifiques
Un indicateur coloré change de couleur dans un domaine de pH bien précis.
Hélianthine, bleu de bromothymol, phtaléine.
Importance du pH
Le pH et la biologie
Il intervient dans de nombreuses réaction biochimiques, particulièrement les enzymes :
chacune fonctionne dans un intervalle de pH assez limité.
L’ATP entre pH 6,5 et 7,5 avec un optimum vers 7.
Le pH du sang est strictement contrôlé par l’organisme ; il est habituellement très constant :
7,4. Ses variations ont des conséquences graves : s’il atteint 7,1 le sujet peut tomber dans le
coma. En dessous de 6,9 c’est la mort.
Le pH et l’industrie
La mesure et le maintien du pH sont très important dans de nombreuses opérations de
l’industrie chimique (pâte à papier, aluminium, etc.).
Idem dans l’industrie agro-alimentaire, en particulier dans la fabrication des fromages.
En agriculture le pH détermine un sol cultivable : entre 6 et 8. Lorsque les champs sont laissés
à l’abandon, le pH décroît progressivement. Le végétal ne se développe que dans un pH
particulier.
Le pH et la vie quotidienne
Les jus de fruit sont acides : citron 2,3 – orange 3,5.
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Les boissons gazeuses sont artificiellement chargés de CO2, donc acides. Le coca : 2,5 –
Perrier 5.
Le lait de vache : 6,5
Les solutions tampon
Ce sont des solutions dont le pH varie extrêmement peu lorsqu’on ajoute de l’eau ou des
solutions acides ou basiques.
Ces solutions sont très importantes : en biologie (ex : le sang), en agriculture (au niveau du
sol, et du complexe argilo-humique), en pharmacie (ex : la mise en solution de l’aspirine
tamponée permet d’obtenir, pour cette solution, un pH favorable à l’action du médicament).
L’eau douce n’est pas tamponnée : elle est affectée par de fortes variations du pH.
L’eau de mer est très bien tamponnée (pH entre 8 et 8,3) et monte exceptionnellement à 9 en
cas de photosynthèse intense.
Revoir livret N3-6V4 : Atomes et molécules
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