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La molécule d'eau pdf

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Elle possède des propriétés extraordinaires qui ont permis en particulier le développement de la vie sur la Terre : c’est par exemple l’un des rares éléments chimiques pouvant exister, dans des régions relativement tempérées ...

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La molécule d'eau pdf

  1. 1. 28 1. La molécule d’eau L’eau est composée d’oxygène et d’hydrogène. Elle possède des propriétés extraordinaires qui ont permis en particulier le développement de la vie sur la Terre : c’est par exemple l’un des rares éléments chimiques pouvant exister, dans des régions relativement tempérées, sous trois états : solide, liquide, gazeux. Ces propriétés extraordinaires sont dues pour la plupart à l’existence d’une liaison particulière, la liaison hydrogène, entre les molécules d’eau. La molécule de formule H2 O contient deux atomes d’hydrogène et un seul atome d’oxygène. Pourquoi? 1. Les atomes d’oxygène et d’hydrogène Les atomes sont constitués d’un noyau central (lui-même constitué de neutrons et de protons) et d’électrons qui gravitent autour du noyau. Un neutron est électriquement neutre, comme son nom l’indique, alors qu’un proton est chargé positivement et qu’un électron est chargé négativement (sa charge est l’opposée de celle du proton). Un atome est électriquement neutre, ce qui implique qu’il contient forcément autant d’électrons que de protons. L’atome d’oxygène contient 8 protons, et donc aussi 8 électrons. L’atome d’hydrogène quant à lui contient 1 électron. Les électrons de l’atome se répartissent en couches autour du noyau, la couche K, la plus proche du noyau, pouvant contenir au maximum 2 électrons, la couche suivante L pouvant contenir au maximum 8 électrons, la couche suivante M pouvant en contenir au maximum 18. Dans ce modèle de répartition des électrons, on ne peut passer à la couche suivante que si la couche précédente (plus proche du noyau) a été remplie. La structure électronique d’un atome indique le nombre d’électrons sur chaque couche. La structure électronique La structure électronique de l’hydrogène est (K)1 de l’oxygène est donc (K)2 (L)6 Source : « Biologie » de Neil Campbell et Jane Reece - Page 33. De Boeck - 2004 2. Les atomes s’associent Les gaz nobles comme l’hélium, le néon, l’argon (constituant la famille de la dernière colonne de la classification périodique des éléments) ont des propriétés particulières : ils sont chimiquement stables, c’est-à-dire qu’ils ne forment jamais d’ions et ne s’associent jamais avec d’autres atomes pour former des molécules. Pour augmenter leur stabilité, les autres éléments de la classification périodique vont évoluer de manière à acquérir la même structure électronique que celle du gaz rare le plus proche d’eux dans la classification : (K)2 pour l’hélium, (K)2 (L)8 pour le néon et
  2. 2. 29 (K)2 (L)8 (M)8 pour l’argon. Cette évolution peut se faire de deux manières différentes : soit l’atome se transforme en ion (en gagnant ou perdant un ou plusieurs électrons), soit l’atome s’associe à d’autres atomes pour former des molécules et gagne ainsi les électrons qui lui manquent. Cette association se fait par l’intermédiaire de liaisons covalentes (ou doublet d’électrons liant) qui sont chacune la mise en commun de 2 électrons des couches externes de chacun des atomes liés. Étant proche du gaz rare néon dans la classification, l’atome d’oxygène évolue de manière à acquérir 8 électrons sur sa couche électronique externe. Puisqu’il lui manque 2 électrons, il va développer 2 liaisons covalentes, qui lui apporteront ces 2 électrons manquants. Étant proche du gaz rare hélium dans la classification, l’atome d’hydrogène évolue de manière à acquérir 2 électrons sur sa couche électronique externe. Puisqu’il lui manque 1 électron, il va développer 1 liaison covalente qui lui apportera cet électron manquant. La molécule la plus simple que l’on puisse former avec des atomes d’oxygène et d’hydrogène, en respectant toutes les conditions énoncées ci-dessus, est donc celle de l’eau : H2 O. Source : « Biologie » de Neil Campbell et Jane Reece - Page 33. De Boeck - 2004 3. Géométrie de la molécule d’eau Dans une molécule, tous les électrons de la couche externe des atomes s’apparient, c’est-à-dire forment des doublets d’électrons liants (ce sont des liaisons covalentes) ou des doublets d’électrons non liants. L’atome d’oxygène a 6 électrons sur sa couche électronique externe L, dont deux participent aux liaisons covalentes. Les 4 autres électrons externes s’apparient et forment donc deux doublets d’électrons non liants. Ce qui donne la représentation de Lewis de la molécule d’eau ci-contre, où chaque trait représente un doublet d’électrons : ceux qui sont situés entre deux atomes sont des liaisons covalentes et ceux qui sont à proximité de l’atome d’oxygène sont des doublets non liants. Mais cette représentation de Lewis ne donne pas la géométrie réelle de la molécule d’eau. Représentation de Lewis de la molécule d’eau
  3. 3. 30 Tous les doublets liants ou non liants d’une molécule sont chargés négativement puisque composés d’électrons : ils se repoussent tous et s’orientent de façon à être le plus loin possible les uns des autres. Ceci est valable pour les 4 doublets d’électrons (liants et non liants) de l’atome d’oxygène de la molécule d’eau : ceux-ci vont pointer vers les sommets d’un tétraèdre (figure 1). Si on s’intéresse uniquement aux atomes et aux liaisons covalentes, cela donne alors à la molécule d’eau la géométrie suivante en modèle éclaté (figure 2). C’est une molécule plane (les 3 atomes ainsi que les liaisons covalentes sont dans le même plan) et coudée (l’angle entre les deux liaisons covalentes vaut environ 105°). La longueur des liaisons covalentes vaut environ 96 pm (1 pm = 0,000 000001 mm). Figure 1 Figure 2 Source : « L’ABCdaire de l’Eau » de H. Manéglier et M. Schleiss - Page 83. Flammarion - 2000 4. La liaison hydrogène Jusqu’à présent, nous nous sommes intéressés à la molécule d’eau en dehors de tout environnement. En réalité une molécule n’est jamais isolée et il est nécessaire de tenir compte de son environnement. a. Électronégativité L’électronégativité d’un atome est une grandeur qui caractérise sa capacité à attirer les électrons des liaisons covalentes qu’il forme avec d’autres atomes. L’atome d’oxygène est plus électronégatif que l’atome d’hydrogène : il attire donc plus vers lui les électrons des deux liaisons covalentes qu’il forme avec les atomes d’hydrogène dans la molécule d’eau. Il y aura alors un léger déplacement des électrons des deux liaisons covalentes vers l’atome d’oxygène, symbolisé ci-contre par une flèche. L’atome d’oxygène aura donc un léger excès de charge négative 2 - , alors que les atomes d’hydrogène auront un léger excès de charge positive + . Polarisation des liaisons O-H et charges électriques Liaison covalente Doublet d’électrons non liants
  4. 4. 31 b. Qu’est-ce qu’une liaison hydrogène? Une liaison hydrogène s’établit de manière générale entre un atome d’hydrogène, lié dans une molécule à un atome très électronégatif, et un atome électronégatif d’une autre molécule. En effet, l’atome d’hydrogène de la première molécule portant un léger excès de charge positive et l’atome électronégatif de l’autre molécule portant un léger excès de charge négative s’attirent. Pour ce qui est de l’eau, une liaison hydrogène (représentée ci-dessous par des pointillés) peut se former entre deux molécules comme indiqué ci-dessous : Pour qu’une liaison hydrogène puisse seformer,ilfautqu’ilyaitunalignement O - - - - H - - - -O. Si, pour une raison ou pour une autre, les molécules s’agitent et rompent cet alignement, les liaisons hydrogène se brisent. Une molécule d’eau peut développer 4 liaisons hydrogène en tout, deux par ses atomes d’hydrogène et deux autres par les doublets non liants de l’atome d’oxygène. Liaison hydrogène entre deux molécules d’eau c. Propriétés particulières de l’eau dues à la liaison hydrogène La liaison hydrogène est beaucoup moins solide et rigide que la liaison covalente. D’aucuns diront d’ailleurs que ce n’est pas une vraie liaison et l’appelleront plutôt « pont hydrogène ». Mais même si ce « pont » est faible, sa présence « attache » d’une certaine manière les molécules entre elles et procure ainsi à l’eau des propriétés extraordinaires, parfois qualifiées d’anomalies. Citons-en quelques-unes : • les températures de changement d’état de l’eau par exemple sont particulièrement élevées. On peut dire que les liaisons hydrogène rendent l’eau très « cohésive » : l’eau est à l’état liquide à température ambiante, alors que des molécules de masse molaire proche (comme par exemple le méthane) sont à l’état gazeux. • pour vaporiser 1 gramme d’eau à la température ambiante, il faut lui fournir 2,26 kJ. Cette énergie appelée chaleur devaporisationest considérable, bien supérieureà celle nécessaire dans le cas d’un liquide ordinaire (c’est-à-dire sans liaisons hydrogène), ce supplément d’énergie servant à briser les liaisons hydrogène existant entre les molécules d’eau. De même, l’énergie nécessaire pour élever de 1°C la température d’un gramme d’eau liquide, que l’on appelle chaleur spécifique, est très importante (4,18 J.g-1 .°C-1 , soit presque deux fois celle de l’éthanol contenu dans les boissons alcoolisées) encore une fois à cause de l’existence des liaisons covalentes qu’il faut briser. • autre propriété particulière de l’eau : la densité de la glace est inférieure à celle de l’eau liquide, ce qui explique qu’un glaçon flotte à la surface d’un verre d’eau ou que les glaces dérivent sur les océans. Or, pour la quasi-totalité des substances sur Terre, l’état solide est plus dense que l’état liquide, et donc généralement le solide d’une substance coule au fond du liquide de la même substance. La présence de liaisons
  5. 5. 32 hydrogène explique également cette propriété « anormale » de l’eau. Comme la molécule d’eau peut développer 4 liaisons hydrogène, elle se retrouve au centre d’un tétraèdre dont les sommets sont occupés par quatre autres molécules d’eau. Dans la phase liquide, cette structure n’est pas stable du fait de l’agitation thermique des molécules. Des liaisons hydrogène se cassent donc en permanence (tandis que d’autres s’établissent au même moment), permettant aux molécules d’eau de se rapprocher les unes des autres. Mais lorsqu’on abaisse la température de l’eau en deçà de la température de solidification, l’agitation des molécules diminue et les liaisons hydrogène deviennent beaucoup plus stables. Chaque molécule d’eau dans la glace est donc réellement impliquée dans un tétraèdre stable avec ses voisines. Les liaisons hydrogènes existant entre elles les empêchent de se rapprocher plus les unes des autres, créant ainsi des espaces vides. C’est ce qui explique la faible densité de la glace. Lorsque la glace fond, une partie du réseau des liaisons hydrogène se disloque et les espaces vides peuvent alors se retrouver occupés par des molécules d’eau, ce qui provoque une augmentation de la densité (le maximum de densité étant atteint à une température de 4°C). Au-delà de 4°C, l’agitation thermique reprend le dessus, éloignant les molécules de plus en plus les unes des autres au fur et à mesure de l’augmentation de la température : la densité de l’eau liquide se remet alors à diminuer. Si la température augmente encore et que l’on dépasse la température d’ébullition de l’eau, les molécules de la vapeur d’eau formée s’éloignent considérablement les unes des autres à cause de l’agitation thermique là encore : il n’y a plus d’interaction entre elles, plus de liaisons hydrogène. Etat solide Etat liquide Etat gazeux Source : « L’eau et ses enjeux » de François Anctil - De Boeck - 2008
  6. 6. 33 d. Quelques conséquences de ces propriétés La chaleur de vaporisation élevée de l’eau contribue à tempérer le climat sur la Terre. Une quantité considérable de la chaleur solaire est absorbée par les mers tropicales par exemple, durant la vaporisation des eaux de surface. Ce qui crée un « refroidissement » local. Puis, lorsque l’air tropical humide se déplace vers les pôles, il libère de la chaleur lorsque la vapeur se condense, créant ainsi un « réchauffement » local. L’eau ayant une chaleur spécifique élevée, une grande étendue d’eau peut emmagasiner une énorme quantité de chaleur le jour, au cours de l’été, en ne se réchauffant que de quelques degrés seulement. La température des océans reste donc relativement stable dans des limites compatibles avec la vie. Par une chaude journée, la vaporisation de la sueur sur la peau d’une personne refroidit la surface du corps, car une grande quantité de la chaleur du corps est utilisée pour vaporiser cette sueur. Le fait que la glace soit moins dense que l’eau liquide est, suivant les cas, un avantage ou un inconvénient : • un inconvénient : un échantillon d’eau liquide occupera un volume plus grand si l’eau gèle, ce qui explique que des canalisations puissent exploser en hiver; • un avantage : si l’eau d’un lac gèle en surface en hiver par exemple, cette glace ne coule pas mais flotte à la surface de l’eau car elle est moins dense que l’eau. Cette couche de glace constitue alors une barrière protectrice empêchant les parties plus profondes du lac de geler elles aussi. Et puisque la densité de l’eau est maximale à 4°C, le fond des lacs de montagne est tapissé d’une couche d’eau à 4°C. Tout cela permet de maintenir des conditions propices à la vie aquatique en hiver.

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