Molécule d'eau

	Eau
	Géométrie de la molécule d’eau et représentation 3D.
Identification
No CAS	7732-18-5
No CE	231-791-2
SMILES
InChI
Apparence	liquide transparent. Bleu sur la tranche de la glace (ex. : glacier)
Propriétés chimiques
Formule	H2O [Isomères];
Masse molaire	18,015 3 ± 0,000 4 g/mol ; H 11,19 %, O 88,81 %,
Moment dipolaire	1,854 6 ± 0,004 0 D
Diamètre moléculaire	0,343 nm
Propriétés physiques
T° fusion	0 °C
T° ébullition	100 °C
Paramètre de solubilité δ	47,9 MPa1/2 (25 °C)
Viscosité dynamique	0,001 002 Pa s à 20 °C[réf. souhaitée]
Point critique	374,15 °C, 22,12 MPa, 0,063 l/mol
Point triple	0,01 °C ;; 611,73 Pa
Conductivité thermique	565 mW K−1 m−1[réf. souhaitée]
Tension superficielle à 20 °C	0,072 8 N/m[réf. souhaitée]
Conductivité électrique	5,5 × 10−6 S/m[réf. souhaitée]
Thermochimie
ΔfH0gaz	−241,83 kJ·mol-1
ΔfH0liquide	−285,10 kJ·mol-1
ΔfusH°	335 J·g-1[réf. souhaitée]
ΔvapH°	40,65 kJ mol−1 (1 atm, 99,97 °C) ;; 43,98 kJ mol−1 (1 atm, 25 °C)

La molécule d’eau^[b], de formule H₂O, est le constituant essentiel de l’eau pure. Celle-ci contient également des ions résultant de l’autoprotolyse de l’eau selon l’équation d'équilibre : H₂O $\rightleftharpoons$ H⁺ + OH⁻ (ou 2 H₂O $\rightleftharpoons$ H₃O⁺ + OH⁻). L’eau pure n’est pas présente dans la nature et doit être obtenue par des processus physiques.

L’eau à pression ambiante (environ un bar) est gazeuse au-dessus de 100 °C, solide en dessous de 0 °C et liquide entre les deux^[c] ; les autres composés proches ou apparentés (sulfure d’hydrogène, ammoniac et méthane) sont tous gazeux même à des températures bien plus basses.

Physique

Propriétés générales

Articles détaillés : Variation de la pression atmosphérique avec l'altitude et Atmosphère normalisée.

Article connexe : Données physico-chimiques de l'eau.

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.

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 K (0,01 °C) et une pression de 611,2 Pa.

Les unités de température (degrés Celsius, kelvin) sont définies en prenant ce point triple de l’eau comme référence.

La vitesse du son dans l’eau est de 1 500 m/s dans les conditions normales de température et de pression.

La conductivité électrique de l'eau pure à 20 °C est très faible : 5,5 × 10⁻⁶ S/m. L'eau pure est donc considérée comme un isolant électrique^[16].

La masse d’un 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 1 000 kg/m³, une tonne par mètre cube ou encore un kilogramme par litre (1 kg/l).

La capacité thermique massique^[d] de l’eau est de 4 186 J kg⁻¹ K⁻¹ dans les conditions normales de température et de pression. L’eau était utilisée comme étalon de chaleur dans d’anciens systèmes d’unités : 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 J.

L’eau est pratiquement considérée comme un fluide incompressible dans la plupart des applications. Son coefficient de compressibilité est de 4,5 × 10⁻¹⁰ Pa⁻¹.

Quelques propriétés de l’eau en fonction de la température
Temp. (°C)	Masse volumique (g/cm³)	Capacité thermique massique (J g⁻¹ K⁻¹)	Viscosité (µPa s)	Pression de vapeur saturante (bar)	Enthalpie de vaporisation (kJ/kg)	Conductivité thermique (W m⁻¹ K⁻¹)
0	0,999 84	4,217 6	1 793	0,006 11	2 500,5	0,569
10	0,999 70	4,192 1	1 307	0,012 28	2 467,9	0,587
20	0,998 21	4,181 8	1 002	0,023 38	2 453,4	0,604
30	0,995 65	4,178 4	797,7	0,042 45	2 429,6	0,618
40	0,992 22	4,178 5	653,2	0,073 82	2 405,9	0,632
50	0,988 03	4,180 6	547,0	0,123 46	2 309,9	0,643
60	0,983 20	4,184 3	466,5	0,199 36	2 357,7	0,654
70	0,977 78	4,189 5	404,0	0,311 81	2 333,1	0,662
80	0,971 82	4,196 3	354,4	0,473 79	2 308,2	0,670
90	0,965 35	4,205 0	314,5	0,701 23	2 282,7	0,676
100	0,958 40	4,215 9	281,8	1,013 25	2 256,6	0,681

Température d’ébullition de l’eau en fonction de l’altitude
Altitude (m)	Pression (atm)^[17]	Temp. (°C)
0	1,00	100
4 806 (Mont Blanc)	0,547	83,9
8 849 (Everest)	0,311	70,2
19 200	0,063	36,8

À 20 000 m environ, l’eau entre en ébullition à la température du corps humain : c’est une barrière infranchissable pour l’humain sans dispositif de pressurisation (vêtement à pressurisation partielle, scaphandre, ou cabine pressurisée).

L'eau comme fluide thermodynamique

L'eau est un fluide thermodynamique d'usage courant, efficace et économique^[18].

L'eau a une densité maximale de 1 000 kg/m³ (soit 1 kg/l à l'origine la définition du kilogramme) ; exactement 999,975 kg/m³ à 3,98 °C.
L'eau a la capacité thermique à pression constante la plus élevée de tous les liquides (75,711 J mol⁻¹ K⁻¹ soit 4,202 6 kJ kg⁻¹ K⁻¹ à 20 °C). Les océans sont de bons accumulateurs de la chaleur.
L'eau est stable en température jusqu'à une valeur élevée autorisant son usage comme fluide de travail dans les cycles thermodynamiques classiques.
L'eau est stable sous rayonnement dont le rayonnement neutronique^[e].
L'eau a la tension superficielle la plus élevée de tous les liquides (72 mN/m à 20 °C) à l'exception du mercure ; dans l'air humide, la formation des gouttelettes est facilitée ; dans un tube capillaire, l'eau monte ainsi que la sève dans les arbres.
L'eau a la chaleur latente d'évaporation la plus élevée de tous les liquides (44,22 kJ/mol soit 2 454,3 kJ/kg à 20 °C) ; donc l'effet réfrigérant de la transpiration est efficace.
L'eau a une chaleur latente de fusion élevée (6,00 kJ/mol soit 333,0 kJ/kg).
L'eau a une très faible conductivité thermique (0,604 W m⁻¹ K⁻¹ à 20 °C).
L'eau et la glace ont une couleur bleutée sous forte épaisseur (car la molécule H20 absorbe davantage les longues longueurs d'onde - rouge - que les courtes - bleu).^{[non pertinent]}
L'eau est transparente à la lumière visible, ainsi les organismes aquatiques peuvent vivre car la lumière du soleil peut les atteindre ; elle est cependant opaque au rayonnement infrarouge absorbé par l'hydrogène, l'oxygène et leur liaison.

Caractéristiques thermodynamiques de l'eau, commentées^[18]
Grandeur physique	Commentaire	Corrélation
Masse volumique $ρ$	La masse volumique de l'eau diminue avec la température et augmente un peu avec la pression. Une modélisation linéaire donne de bons résultats, dès lors qu'on ne se trouve pas au voisinage de la saturation.	Boite déroulante et Infobox
Viscosité dynamique $µ$	La viscosité dynamique de l'eau varie fortement dans la gamme de température 0 à 100 °C (plus d'un facteur 6). Toute modélisation ou essai doit tenir compte de ce phénomène comme les maquettes testées en analogie de Reynolds.	Boite déroulante
Conductivité thermique $λ$	La conductivité thermique de l'eau augmente avec la température jusque vers 130 à 140 °C et diminue ensuite. Elle augmente avec la pression. Elle varie cependant assez peu et une interpolation linéaire sur des plages de température et pression d'une centaine de degrés Celsius et de bars donne des résultats corrects.	Boite déroulante
Capacité thermique à pression constante $C p$	La capacité thermique massique de l'eau est de 4 185 J kg⁻¹ K⁻¹, à pression normale^[19]. Elle est largement constante aux basses températures et proche de 4,18 kJ kg⁻¹ K⁻¹, elle augmente régulièrement avec la température et baisse un peu avec la pression. Il est possible de modéliser correctement l'enthalpie de l'eau liquide de façon linéaire dans de larges plages de température et pression dès lors qu'on ne s'approche pas à moins de 10 °C des conditions de saturation. $C p$ augmente au voisinage de la saturation et prend une valeur très grande (théoriquement infinie) au point critique de l'eau.	Boite déroulante et Infobox
Pression de vapeur saturante $p$ _sat	La formule de Duperray fournit une bonne approximation dans la gamme de température entre 95 °C et 230 °C. Il est commode d'améliorer un peu cette formule, la boite déroulante donne une corrélation de ce type.	Boite déroulante et Infobox
Masse volumique de la vapeur $ρ$ _sat	Des conditions normales jusqu'à 140 °C - 3,6 bar, la masse volumique de la vapeur saturée n'est guère plus élevée que celle du gaz parfait (moins de 5 %). Au-delà de 10 bar et jusqu'à 60 bar, la relation simpliste empirique : $ρ$ _sat = $p$ _sat/2 donne un résultat par valeurs inférieures à mieux que 4 % ( $ρ$ _sat en kg/m³ et $p$ _sat en bar). En dehors du voisinage du point critique, la vapeur surchauffée se comporte comme un gaz parfait triatomique dès une vingtaine de degrés Celsius de surchauffe.	Boite déroulante
Enthalpie de la vapeur saturée $h$ _sat	Dans une large gamme de pressions (de 5 à 85 bar), l'enthalpie de la vapeur saturée est constante au 1^er ordre, soit environ 2 775 kJ/kg.	Boite déroulante

Propriétés nucléaires L'eau légère présente une section efficace microscopique totale (2 ⋅ hydrogènes + 1 ⋅ oxygène) de 0,931 mb aux neutrons thermiques. L'eau est plus capturante que l'eau lourde car le tritium formé par capture d'un neutron par le deutérium est un nucléide instable tandis que le deutérium formé par capture d'un neutron par le protium est stable.

Formulation des caractéristiques thermodynamiques de l'eau^[18]
Grandeur physique	Corrélation	Commentaire
Capacité thermique à pression constante $C p$	$Cp=4{,}121\,3+2{,}254\,4\times 10^{-3}\times t-4{,}299\,4\times 10^{-5}\times t^{2}+3{,}204\,4\times 10^{-7}\times t^{3}-6{,}366\,7\times 10^{-10}\times t^{4}+c_{1}+c_{2}$ $c_{1}=6{,}506\,8\times 10^{-5}\times e^{(3{,}2391\times 10^{-2}\times t)}$ $c_{2}=(150-p)\times e^{(7{,}705\,5\times 10^{-5}\times t^{2}-1{,}576\,5\times 10^{-2}\times t-7{,}659\,1)}$ avec $C p$ en kJ kg⁻¹ K⁻¹, $t$ en °C et $p$ en bars absolus ; applicable de 1 à 250 bar et de 0 à 370 °C. Test : à 100 °C et 10 bar, $C p$ = 4,205 kJ kg⁻¹ K⁻¹ ; à 304,5 °C et 155 bar, $C p$ = 5,620 kJ kg⁻¹ K⁻¹ (valeurs calculées).	Non aisément intégrable.
Masse volumique de l'eau liquide $ρ$	$\rho _{\text{sat}}={315{,}5 \over 0{,}256^{\left(1-{t+273{,}15 \over 647{,}3}\right)^{\alpha }}}+(p-221{,}2)\times e^{\beta }$ $\scriptstyle \alpha =1{,}694\,9\times 10^{-16}\times t^{6}-2{,}627\,3\times 10^{-13}\times t^{5}+1{,}646\,8\times 10^{-10}\times t^{4}-5{,}476\,7\times 10^{-8}\times t^{3}+1{,}079\,2\times 10^{-5}\times t^{2}-1{,}267\,4\times 10^{-3}\times t+0{,}286\,2$ $\scriptstyle \beta =9{,}820\,6\times 10^{-10}\times t^{4}-6{,}027\,3\times 10^{-7}\times t^{3}+1{,}395\,4\times 10^{-4}\times t^{2}-9{,}957\,8\times 10^{-3}\times t-2{,}965\,6$ avec $ρ$ en kg/m³, $t$ en °C et $p$ en bars absolus ; applicable de 1 à 250 bar et de 0 à 370 °C. Test : à 300 °C et 155 bar, $ρ$ = 716,85 kg/m³ ; à 100 °C et 10 bar, $ρ$ = 958,63 kg/m³, valeurs calculées.	Rassemble les trois corrélations données dans l'Infobox. Le 1^er terme représente la masse volumique à 221,2 bar ; le 2^e est un correctif de pression.
Conductivité thermique de l'eau liquide $λ$	$\lambda =-5{,}799\,1\times 10^{-6}\times t^{2}+1{,}659\,4\times 10^{-3}\times t+0{,}588\,12+l$ $l=(p-221{,}2)\times e^{(3{,}213\,95\times 10^{-5}\times t^{2}-6{,}454\,3\times 10^{-3}\times t-9{,}302\,1)}$ avec $λ$ en W m⁻¹ K⁻¹, $t$ en °C et $p$ en bars absolus ; applicable de 1 à 250 bar et de 0 à 370 °C.	Le 1^er terme donne la conductivité à 221,2 bar ; le 2^e (noté « $l$ ») est un correctif fonction de la pression.
Viscosité dynamique de l'eau liquide $μ$	$\mu ={1\,000 \over M+m}\times (1+\alpha )$ $\scriptstyle M=4{,}746\,8\times 10^{-14}\times t^{6}-4{,}151\,7\times 10^{-11}\times t^{5}+1{,}432\,2\times 10^{-8}\times t^{4}-2{,}650\,7\times 10^{-6}\times t^{3}+3{,}086\,9\times 10^{-4}\times t^{2}+1{,}460\,6\times 10^{-2}\times t+0{,}588\,73$ $\scriptstyle m=(0{,}002\times t-0{,}014)\times 1{,}001\,216\times e^{(-2{,}978\,1\times 10^{-3}\times t^{2}+3{,}105\,8\times 10^{-2}\times t)}$ $\scriptstyle \alpha =(1{,}071\,429-7{,}142\,9\times 10^{-3}\times p)\times (-1{,}326\,2\times 10^{-4}\times t+4{,}496\,1\times 10^{-4})$ avec $t$ en °C, $p$ en bar et $µ$ en 10⁻⁶ kg m⁻¹ s⁻¹ ; applicable de 0 à 370 °C et de 0 à 180 bar. Test : à 25 °C et 10 bar, $µ$ = 888,1 × 10⁻⁶ kg m⁻¹ s⁻¹ ; à 300 °C et 150 bar, $µ$ = 91,66 × 10⁻⁶ kg m⁻¹ s⁻¹ (valeurs calculées).	1/ $µ$ évolue au 1^er ordre linéairement avec la température. $α$ est un correctif fonction de la pression. $m$ améliore le résultat entre 0 °C et 20 °C où la viscosité varie fortement.
Pression de vapeur saturante $p$ _sat	$p_{\text{sat}}(t_{\text{sat}})=\left({t_{\text{sat}} \over 104,39}\right)^{4{,}223}$ avec $t$ _sat en °C et $p$ _sat en bar ; applicable de 130 à 370 °C.	Corrélation dérivée de la formule de Duperray, donne un résultat à moins de 1 %.
Pression de vapeur saturante $p$ _sat	$p_{\text{sat}}=e^{73{,}649-{7\,258{,}2 \over (t_{\text{sat}}+273{,}15)}-7{,}303\,7\times \ln(t_{\text{sat}}+273{,}15)+4{,}165\,3\times 10^{-6}\times (t_{\text{sat}}+273{,}15)^{2}}$ avec $t$ _sat en °C et $p$ _sat en Pa ; applicable de 0 à 374 °C.	Corrélation dérivée de la formule de Dupré. Non aisément inversable.
Température de vapeur saturante $t$ _sat	$t_{\text{sat}}=0{,}024\,283x^{4}+0{,}219\,99x^{3}+2{,}366\,3x^{2}+27{,}930x+99{,}643$ $x=\ln(p_{\text{sat}})$ avec $t$ _sat en °C et $p$ _sat en bar ; applicable de 0,125 à 221,2 bar.	Corrélation pratique, non aisément inversable.
Masse volumique de la vapeur saturante $ρ$ _sat	$\rho _{\text{sat}}={p \over 2}+315{,}46\times e^{(7{,}780\,4\times 10^{-12}\times p^{6}-5{,}842\,2\times 10^{-9}\times p^{5}+1{,}719\,5\times 10^{-6}\times p^{4}-2{},483\,3\times 10^{-4}\times p^{3}+0{,}017\,724\times p^{2}-0{,}493\,43\times p-4{,}833\,1)}$ avec $ρ$ _sat en kg/m³ et $p$ en bar ; applicable de 5 à 200 bar. Test : à 30 bar, $ρ$ _sat = 15,03 kg/m³ ; à 60 bar, $ρ$ _sat = 30,66 kg/m³ (valeurs calculées). $\rho _{\text{sat}}=e^{(3{,}896\,9\times 10^{-14}\times t^{6}-3{,}841\,2\times 10^{-11}\times t^{5}+1{,}364\,8\times 10^{-8}\times t^{4}-1{,}850\,4\times 10^{-6}\times t^{3}-5{,}7406\times 10^{-5}\times t^{2}+0{,}062\,032\times t-5{,}292\,1)}$ avec $ρ$ _sat en kg/m³ et $t$ en °C ; applicable de 100 à 360 °C. Test : à 233,84 °C, $ρ$ _sat = 15,43 kg/m³ ; à 275,61 °C, $ρ$ _sat = 31,45 kg/m³ (valeurs calculées).	Rappelle la relation empirique simple $ρ$ _sat = $p$ /2 applicable entre 10 et 60 bar.
Enthalpie de la vapeur saturée $h$ _sat	$h_{\text{sat}}=2\,799,9-0{,}009\,424\times (t_{\text{sat}}-219{,}5)^{2}$ avec $h$ _sat en kJ/kg et $t$ _sat en °C ; applicable de 100 à 330 °C.

Valeurs des caractéristiques thermodynamiques de l'eau^[18]
Cond. Temp. et Press.	Masse volumiq. (kg/m³)	Viscos. dynam. (10⁻³ kg m⁻¹ s¹)	Conduc. therm. (W m⁻¹ K⁻¹)	Capac. therm. à press. const. (kJ/kg)	Press. de vap. satur. (bar)	Enthalp. du liq. (kJ/kg)	Enthalp. de la vap. (kJ/kg)	Chaleur latente d'évap. (kJ/kg)	Nb de Prandtl	Commentaire
0 °C 1 bar	999,80	1,750	0,569	4,217	0,006 108	−0,04	2 501,6	2 501,6	12,97
0,01 °C 1 bar	999,80	1,750	0,569	4,217	0,006 112	0,00	2 501,6	2 501,6	12,97	Point triple de l'eau.
4 °C 500 bar	1 024,06	1,544	0,613 2	4,001	s. o.	65,4	s. o.	s. o.	10,074	Le fond des océans.
3,98 °C 1 bar	999,975	1,570 9	0,576 16	4,214 1	0,008 117 9	16,716	2 508,86	2 492,15	11,49	La densité maximale aux conditions ordinaires.
20 °C 1 bar	998,30	1,000	0,604	4,203	0,023 37	84,0	2 538,2	2 454,3	6,959	Eau à température et pression ordinaires.
50 °C 1 bar	988,04	0,544	0,643	4,181	0,123 35	209,3	2 592,2	2 382,9	3,537
100 °C 1 bar	958,13	0,279	0,681	4,210	1,013 3	419,06	2 676,0	2 256,9	1,725	L'eau bout à 100 °C sous une atmosphère.
200 °C 75 bar	869,19	0,135 5	0,670	4,463	15,549	854,85	2 790,9	1 938,6	0,903
229,5 °C 72 bar	832,18	0,117 7	0,644	4,648	27,72	988,89	2 801,9	1 830,3	0,849	Eau alimentaire des GV d'un REP.
270 °C 155 bar	781,49	0,102	0,607	4,956 5	70,218	1 182,7	2 789,9	1 604,6	0,833
286 °C 155 bar	753,65	0,096 34	0,644	5,191	70,218	1 263,7	2 773,2	1 504,6	0,777	Eau à l'entrée du cœur d'un REP.
300 °C 155 bar	726,69	0,080 4	0,559	5,483	85,927	1 337,8	2 751,0	1 406,0	0,789
304,5 °C 155 bar	716,66	0,090 29	0,551 3	5,626	91,509	1 363,0	2 742,15	1 371,6	0,921	Eau dans le cœur d'un REP.
323 °C 155 bar	671,11	0,083 419	0,510 16	6,431 7	117,44	1 472,78	2 694,5	1 238,34	1,052	Eau à la sortie du cœur d'un REP.
330 °C 155 bar	651,17	0,080 57	0,491	7,147	128,63	1 517,9	2 670,2	1 143,6	1,173
344,76 °C 155 bar	594,036	0,073 258	0,449 05	s. o.	128,63	1 630,75	2 600,3	969,55	s. o.	Eau dans le pressuriseur d'un REP.
374,15 °C 221,20 bar	315,5	0,045	0,238	∞	221,20	2 107,4	2 107,4	0,0	∞	Point critique de l'eau.

Propriétés 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 nature dipolaire, sont explicitées dans les chapitres qui suivent.

Dans les phases condensées (solide, liquide) de l’eau, ses molécules ont une forte cohésion entre elles de par les liaisons hydrogène, ce qui fait que ses phases condensées sont « difficiles » à évaporer ; l'eau a une 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 rare partagée qu'avec quelques autres substances (voir chapitre suivant), a une conséquence remarquable : la glace flotte sur l’eau liquide. 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 descend pas 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 (pour la plupart des espèces chimiques, la densité à l’état liquide est plus faible qu’à l’état solide).
Par ailleurs, sa tension superficielle particulièrement élevée permet le phénomène de capillarité (qui permet, entre autres, à la sève des végétaux de monter) et à de nombreux êtres vivants de se déplacer sur la surface de l’eau.

Formes

L’eau peut prendre différentes formes :

Diagramme de phase de l’eau, montrant ses différents états en fonction de la température et de la pression, y compris les différents polymorphes de son état solide.

la phase liquide est simplement appelée eau, ou eau liquide s’il y a un risque d’ambiguïté ;
la phase gazeuse est appelée vapeur d'eau, ou simplement vapeur ;
au-dessus d’une certaine température $T c$ ou d'une certaine pression $P c$ , dites « critiques » ( $T c$ = 647,3 K et $P c$ = 22,120 MPa), il n'y a plus de transition de phase entre les états liquide et gazeux, et l'on passe continûment de l'un à l'autre en faisant varier la température $T$ ou la pression $P$ . Quand $T$ et $P$ dépassent $T c$ et $P c$ on dit que l’eau est dans un état supercritique, on parle d’eau supercritique ;
à l’état solide, l’eau est appelée glace, mais il en existe plusieurs polymorphes qui diffèrent par leur structure cristalline : glace Ih (la glace ordinaire), glace VI, glace VII, glace IX, glace XII, etc. (formes de haute pression). Il existe également plusieurs types de glace amorphe.
plusieurs études ont suggéré l’existence, à l’interface eau-glace, d’une zone d’exclusion où l’eau serait dans un état intermédiaire, analogue aux cristaux liquides et repérable par une bande d'absorption particulière dans le proche ultraviolet^[20]. Il semble toutefois probable qu’il ne s’agisse que d’un phénomène optique lié à la dynamique de flux d'ions associés à la transition de phase^[21].

L'explication physique du fait que l’eau solide soit moins dense que l’eau liquide vient de la structure cristalline de la glace, connue sous le nom de glace I_h (« h » pour hexagonale). L’eau, comme quelques (rares) matériaux, comme le silicium, le gallium, le germanium, l’antimoine, le bismuth, et le plutonium, se dilatent en passant de la forme liquide au solide ; la plupart des autres matériaux se contractent à la solidification.

Il faut toutefois noter que toutes les formes de glace ne sont pas moins denses que l’eau liquide. Par exemple la glace HDA et la glace VHDA sont toutes 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 liaisons hydrogène.

Indice de réfraction

Indice de réfraction de l’eau en fonction
de sa température et de la
longueur d’onde de la lumière
Longueur d’onde $λ$ (nm)	T = 10 °C	T = 20 °C	T = 30 °C
706,5	1,330 7	1,330 0	1,329 0
589,3	1,333 7	1,333 0	1,331 9
501,6	1,337 1	1,336 4	1,335 3
404,7	1,343 5	1,342 7	1,341 7

Tous les milieux transparents sont dispersifs, 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 nm) l’indice de réfraction est généralement une fonction décroissante de la longueur d’onde : la lumière bleue est plus déviée que le 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 précédent montre les résultats de quelques mesures^[22] 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 (760 mmHg ou 1 013 hPa).

Pour convertir les valeurs sous forme de tableaux relatifs à l’indice du vide, il faut ajouter 4 à la quatrième position décimale. Notons 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’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 liquides). En fait, sur les gammes normales des températures (0 à 30 °C), l’augmentation approximative de l’indice de réfraction est de 0,000 016 quand la pression de l’eau augmente d’une atmosphère.

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^[23].

Propriétés quantiques

Un nouvel « état quantique » de l’eau a été observé alors que des chercheurs ont introduit des molécules d’eau dans un nanotube de carbone de 1,6 nm de diamètre et l'ont exposée à une diffusion de neutrons. Les protons des atomes d’hydrogène et d’oxygène possèdent alors une énergie supérieure à celle de l’eau libre, en raison d’un état quantique singulier. Ceci pourrait expliquer le caractère exceptionnellement conducteur de l’eau au travers des « canaux » qui traversent les membranes cellulaires biologiques^[24].

Chimie

Nature dipolaire

Une propriété très importante de l’eau est sa nature polaire. La molécule d’eau forme un angle de 104,45° au niveau de l’atome d’oxygène entre les deux liaisons avec les atomes d’hydrogène. Puisque l’oxygène a une électronégativité plus forte que l’hydrogène, l’atome d’oxygène a une charge partielle négative δ⁻, alors que les atomes d’hydrogène ont une charge partielle positive δ⁺. Une molécule avec une telle différence de charge est appelée un dipôle (molécule polaire). Ainsi, l’eau a un moment dipolaire de 1,83 debye. Cette polarité 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 une liaison hydrogène.

Cette polarisation permet aussi à la molécule d’eau de dissoudre les corps ioniques, en particulier les sels, en entourant chaque ion d’une coque de molécules d’eau par un phénomène de solvatation.

Cette force d’attraction, relativement faible par rapport aux liaisons covalentes de la molécule elle-même, explique certaines propriétés comme le point d'ébullition élevé (quantité d’énergie calorifique nécessaire pour briser les liaisons hydrogène), ainsi qu’une capacité thermique élevée.

À cause des liaisons hydrogène également, la densité de l’eau liquide est supérieure à la densité de la glace.

Autoprotolyse

L’eau se dissocie naturellement en ion oxonium H₃O⁺ (aussi appelé hydronium) et ion hydroxyde OH⁻ : 2 H₂O = H₃O⁺ + OH⁻.

La réaction est dite d’autodissociation ou d’autoprotolyse.

Dans cette réaction, l’eau joue à la fois le rôle d’acide et de base : comme acide, elle perd un proton H⁺ et devient l’ion hydroxyde OH⁻ ; comme base elle gagne un proton H⁺ et devient l’ion oxonium H₃O⁺. On dit donc que c’est une espèce amphotère ou un ampholyte.

La constante d'équilibre de cette réaction est très faible (10⁻¹⁴ à 25 °C) ; le nombre d’ions oxonium et hydroxyde formés est donc très minoritaire devant le nombre de molécules d’eau.

Du fait de l’équilibre, à une température donnée, le produit des concentrations de ces ions est constant, égal à la constante de dissociation. À 25 °C, il vaut : [H₃O⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴.

Dans l’eau pure, les ions H₃O⁺ et OH⁻ sont issus uniquement de l’autoprotolyse de l’eau, ils sont donc présents en concentrations égales, donc : [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/l (à 25 °C).

Le pH étant défini à partir de la concentration en ions oxonium (pH = −log₁₀ [H₃O⁺]), à 25 °C, le pH de l’eau pure vaut donc 7, il est dit neutre.

Cet équilibre acide/base est d’une importance capitale en chimie inorganique comme en chimie organique.

Comme solvant

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 $ε$ _e de l’eau vaut 78,5 à 25 °C), il dissocie donc facilement les ions.

En général, les substances ioniques et polaires comme les acides, alcools, et sels se dissolvent facilement dans l’eau, et les substances non polaires comme les huiles et les graisses se dissolvent difficilement. Ces substances non polaires restent ensemble dans l’eau car il est énergétiquement plus facile pour les molécules d’eau de former des liaisons hydrogène entre elles que de s’engager dans des interactions de van der Waals avec les molécules non polaires.

Un exemple de soluté ionique est le sel de cuisine alias chlorure de sodium, NaCl, qui se sépare en cations Na⁺ et anions Cl⁻, 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 sucre de table. Les dipôles des molécules d’eau forment des liaisons hydrogène avec les régions dipolaires de la molécule de sucre.

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 et Europe, une lune de Jupiter.

Tension superficielle

Les liaisons 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 poreuse 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 (sève) et nuisible avec la remontée capillaire d’humidité dans les murs de maisons à partir du sol.

Conductivité

L’eau pure est un mauvais conducteur d’électricité^[16]. Mais puisque l’eau est un bon solvant, elle contient souvent une grande quantité de solutés dissous, le plus souvent des ions. Si l’eau contient de telles impuretés, elle peut conduire l’électricité plus facilement. Le stator des très gros alternateurs est refroidi par circulation d’eau désionisée 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 (thermolyse et électrolyse)

Ondes de surface sur de l’eau : l’expansion d’une perturbation. On observe une perturbation réaliste (due à un bâton) et son expansion sous la forme d’ondes interférentes et grossièrement concentriques.

La première décomposition de l’eau fut faite par Lavoisier, en faisant passer de la vapeur d'eau sur du fer chauffé au rouge (thermolyse)^[25]. Ce faisant, il établit que l’eau n’était pas un élément mais un corps chimique composé de plusieurs éléments.

La thermolyse (décomposition thermique) de l'eau pure produit du dioxygène et du dihydrogène : 2 H₂O → 2 H₂ + O₂.

Elle requiert une température très élevée, de l'ordre de 2 000 °C, et n'est totale que vers 5 000 °C^[26].

Il est plus aisé de décomposer l’eau par électrolyse. Sous l’effet d’une tension appliquée entre deux électrodes plongées dans de l’eau, l’eau peut être décomposée en dihydrogène et dioxygène. Les molécules d’eau se dissocient naturellement en ions H₃O⁺ et OH⁻, qui sont attirés par la cathode et l’anode respectivement, mais comme cette dissociation est faible, dans la pratique on a recours à des catalyseurs comme l’acide sulfurique ou l’hydroxyde de sodium. À l’anode, quatre ions OH⁻ se combinent pour former des molécules de dioxygène O₂, 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 H₂ avec utilisation de quatre électrons.

4OH⁻ → O₂ + 2H₂O + 4e⁻

4H₃O⁺ + 4e⁻ → 2H₂ + 4H₂O

Production d'eau pure

Article détaillé : Eau purifiée.

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.

Notes et références

Notes

↑ L'eau est en réalité bleue, mais tellement transparente que cette couleur n'est généralement visible qu'à partir d'une certaine épaisseur ou profondeur. Pour plus de détails, voir l'article « Couleur de l'eau ».
↑ On peut également la nommer monoxyde de dihydrogène, hydroxyde d’hydrogène, acide hydroxyque, hydroxyde d’hydronium, ou acide hydrique, ou bien génériquement oxyde d’hydrogène, mais de tels noms ne sont généralement utilisés que de façon ironique : voir canular du monoxyde de dihydrogène.
↑ En raison des retards à la nucléation on peut rencontrer de l'eau liquide en dessous de 0 °C (en surfusion) ou au-dessus de 100 °C, comme de la vapeur d'eau en dessous de 100 °C, mais seulement de façon transitoire (en équilibre métastable).
↑ Anciennement chaleur massique ou chaleur spécifique.
↑ En réacteur à eau pressurisée, on observe une radiolyse au passage de l'eau dans le cœur du réacteur ; on limite l'effet corrosif de l'oxygène naissant en fonctionnant avec un excès d'hydrogène dissous dans l'eau.

Références

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Voir aussi

Sur les autres projets Wikimedia :

Eau, sur Wikiversity

Bibliographie

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Articles connexes

Liens externes

(en) Water phase diagrams

[1] L'eau est en réalité bleue, mais tellement transparente que cette couleur n'est généralement visible qu'à partir d'une certaine épaisseur ou profondeur. Pour plus de détails, voir l'article « Couleur de l'eau ».

[17] On peut également la nommer monoxyde de dihydrogène, hydroxyde d’hydrogène, acide hydroxyque, hydroxyde d’hydronium, ou acide hydrique, ou bien génériquement oxyde d’hydrogène, mais de tels noms ne sont généralement utilisés que de façon ironique : voir canular du monoxyde de dihydrogène.

[18] En raison des retards à la nucléation on peut rencontrer de l'eau liquide en dessous de 0 °C (en surfusion) ou au-dessus de 100 °C, comme de la vapeur d'eau en dessous de 100 °C, mais seulement de façon transitoire (en équilibre métastable).

[20] Anciennement chaleur massique ou chaleur spécifique.

[23] En réacteur à eau pressurisée, on observe une radiolyse au passage de l'eau dans le cœur du réacteur ; on limite l'effet corrosif de l'oxygène naissant en fonctionnant avec un excès d'hydrogène dissous dans l'eau.

[2] (en) Pourquoi l’eau est-elle bleue ?, sur dartmouth.edu.

[3] (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 17 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791, présentation en ligne), p. 9-50.

[Yitzhak_Marcus-4] {a et b} (en) Yitzhak Marcus, The Properties of Solvents, vol. 4, Angleterre, John Wiley & Sons, 1999, 239 p. (ISBN 0-471-98369-1).

[5] Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.

[GESTIS-6] {a b c et d} Entrée « Water » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 8 mars 2010 (JavaScript nécessaire).

[7] (en) James E. Mark, Physical Properties of Polymer Handbook, Springer, 2007, 2^e éd., 1076 p. (ISBN 978-0-387-69002-5 et 0-387-69002-6, lire en ligne), p. 294.

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[10] (en) Claudio A. Faúndez et José O. Valderrama, « Activity Coefficient Models to Describe Vapor-Liquid Equilibrium in Ternary Hydro-Alcoholic Solutions », Chinese Journal of Chemical Engineering, vol. 17, n^o 2,‎ avril 2009, p. 259-267 (DOI 10.1016/S1004-9541(08)60203-7).

[11] Procès-verbaux du Comité international des poids et mesures, 78^e session, 1989, p. T1-T21 (et p. T23-T42, version anglaise).

[Glassman-12] {a et b} (en) Irvin Glassman et Richard A. Yetter, Combustion, Elsevier, 2008, 4^e éd., 773 p. (ISBN 978-0-12-088573-2), p. 6.

[13] (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 3 juin 2009, 90^e éd., 2804 p. (ISBN 9781420090840, présentation en ligne).

[NIST-14] (en) « Water », sur NIST/WebBook.

[Perry’s-15] (en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, États-Unis, McGraw-Hill, 1997, 7^e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5).

[16] (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, Boca Raton, CRC Press/Taylor & Francis, 17 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 9781420066791, présentation en ligne), p. 10-205.

[maxicours-19] {a et b} « Conducteurs et isolants électriques », sur Maxicours (consulté le 3 août 2021).

[21] De combien la pression diminue-t-elle avec l’altitude ?, sur exergie.free.fr.

[Tab._de_l'eau-22] {a b c et d} « Properties of Water and Steam in SI-Units », 1969, prepared by Ernst Schmidt, Springer, Verlag Berlin Heidelberg New York, R. Oldenburg München.

[24] Pierre Rapin et Patrick Jacquard, « Aide-mémoire formulaire du froid », 14^e éd., Dunod, 2010, p. 9.

[25] (en) E. So, « Exclusion Zone As Intermediate Between Ice And Water », WIT Transactions on Ecology and the Environment, vol. 153,‎ 2011, p. 3-11 (DOI 10.2495/WS110011).

[26] (en) Peter D. Spencer, James D. Riches et Elizabeth D. Williams, « Exclusion zone water is associated with material that exhibits proton diffusion but not birefringent properties », Fluid Phase Equilibria, vol. 466,‎ 25 juin 2018, p. 103-109 (DOI 10.1016/j.fluid.2018.03.020).

[27] L. W. Tilton et J. K. Taylor, stand national de bureau de recherche de J., 20, 419 (RP1085), 1938.

[28] E. Dorsey, « Propriétés d’Eau-Substance ordinaire », Reinhold Publishing Corporation, 1940.

[29] La Recherche, n^o 451, avril 2011.

[30] Jean C. Baudet, Histoire de la chimie, De Boeck Supérieur, 17 avril 2017 (ISBN 978-2-8073-0692-9, lire en ligne), p. 113.

[31] (en) Xing L. Yan et Ryutaro Hino 2, Nuclear Hydrogen Production Handbook, CRC Press (n^o 6), 2011, 939 p., p. 41.

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v · m Oxydes
États divers	Tétroxyde d'antimoine (Sb₂O₄) Oxyde d'argent(I,III) (AgO) Oxyde de cobalt(II,III) (Co₃O₄) Oxyde de fer(II,III) (Fe₃O₄) Monoxyde de trihydrogène (H₃O) Oxyde de manganèse(II,III) (Mn₃O₄) Oxyde de plomb(II,IV) (Pb₃O₄)
État d'oxydation +1	Oxyde d'argent (Ag₂O) Monoxyde de dicarbone (C₂O) Oxyde de cuivre(I) (Cu₂O) Monoxyde de dichlore (Cl₂O) Oxyde de lithium (Li₂O) Oxyde de potassium (K₂O) Oxyde de sodium (Na₂O) Oxyde de rubidium (Rb₂O) Oxyde de césium (Cs₂O) Oxyde de thallium(I) (Tl₂O) Eau (H₂O) et autres oxydes d'hydrogène
État d'oxydation +2	Oxyde d'aluminium(II) (AlO) Oxyde de baryum (BaO) Oxyde de béryllium (BeO) Oxyde de cadmium (CdO) Oxyde de calcium (CaO) Monoxyde de carbone (CO) Oxyde de cobalt(II) (CoO) Oxyde de chrome(II) (CrO) Oxyde de cuivre(II) (CuO) Monoxyde de germanium (GeO) Oxyde de fer(II) (FeO) Monoxyde d'iridium (IrO) Oxyde de magnésium (MgO) Oxyde de manganèse(II) (MnO) Oxyde de mercure(II) (HgO) Oxyde de nickel(II) (NiO) Monoxyde d'azote (NO) Oxyde de palladium(II) (PdO) Oxyde de plomb(II) (PbO) Monoxyde de phosphore (PO) Oxyde de strontium (SrO) Monoxyde de soufre (SO) Dioxyde de disoufre (S₂O₂) Oxyde d'étain(II) (SnO) Oxyde de titane(II) (TiO) Oxyde de vanadium(II) (VO) Oxyde de zinc (ZnO) Monoxyde de zirconium (ZrO)
État d'oxydation +3	Sesquioxyde d'actinium (Ac₂O₃) Oxyde d'aluminium (Al₂O₃) Trioxyde d'antimoine (Sb₂O₃) Trioxyde d'arsenic (As₂O₃) Trioxyde de bore (B₂O₃) Oxyde de bismuth(III) (Bi₂O₃) Oxyde de chrome(III) (Cr₂O₃) Oxyde de curium(III) (Cm₂O₃) Oxyde d'erbium(III) (Er₂O₃) Oxyde d'europium(III) (Eu₂O₃) Oxyde de fer(III) (Fe₂O₃) Oxyde de gadolinium(III) (Gd₂O₃) Oxyde de gallium(III) (Ga₂O₃) Oxyde d'holmium(III) (Ho₂O₃) Oxyde d'indium(III) (In₂O₃) Oxyde d'iridium(III) (Ir₂O₃) Oxyde de lanthane (La₂O₃) Oxyde de lutécium(III) (Lu₂O₃) Oxyde de manganèse(III) (Mn₂O₃) Trioxyde de diazote (N₂O₃) Oxyde de néodyme(III) (Nd₂O₃) Oxyde de nickel(III) (Ni₂O₃) Trioxyde de phosphore (P₄O₆) Oxyde de prométhium(III) (Pm₂O₃) Oxyde de praséodyme(III) (Pr₂O₃) Oxyde de rhodium(III) (Rh₂O₃) Oxyde de samarium(III) (Sm₂O₃) Oxyde de scandium (Sc₂O₃) Oxyde de terbium(III) (Tb₂O₃) Oxyde de titane(III) (Ti₂O₃) Oxyde de thallium(III) (Tl₂O₃) Oxyde de thulium(III) (Tm₂O₃) Oxyde de tungstène(III) (W₂O₃) Oxyde de vanadium(III) (V₂O₃) Oxyde d'ytterbium(III) (Yb₂O₃) Oxyde d'yttrium(III) (Y₂O₃)
État d'oxydation +4	Dioxyde de carbone (CO₂) Trioxyde de carbone (CO₃) Oxyde de cérium(IV) (CeO₂) Dioxyde de chlore (ClO₂) Dioxyde de chrome (CrO₂) Oxyde de curium(IV) (CmO₂) Dioxyde de germanium (GeO₂) Oxyde d'hafnium(IV) (HfO₂) Oxyde d'iridium(IV) (IrO₂) Dioxyde de manganèse (MnO₂) Dioxyde de molybdène (MoO₂) Dioxyde d'azote (NO₂) Peroxyde d'azote (N₂O₄) Dioxyde de niobium (NbO₂) Oxyde de neptunium(IV) (NpO₂) Dioxyde d'osmium (OsO₂) Oxyde de protactinium(IV) (PaO₂) Dioxyde de plomb (PbO₂) Dioxyde de plutonium (PuO₂) Oxyde de rhénium(IV) (ReO₂) Oxyde de rhodium(IV) (RhO₂) Dioxyde de ruthénium (RuO₂) Dioxyde de soufre (SO₂) Dioxyde de sélénium (SeO₂) Dioxyde de silicium (SiO₂) Dioxyde d'étain (SnO₂) Dioxyde de tellure (TeO₂) Dioxyde de thorium (ThO₂) Dioxyde de titane (TiO₂) Dioxyde d'uranium (UO₂) Oxyde de vanadium(IV) (VO₂) Oxyde de tungstène(IV) (WO₂) Dioxyde de zirconium (ZrO₂)
État d'oxydation +5	Pentoxyde d'antimoine (Sb₂O₅) Pentoxyde d'arsenic (As₂O₅) Pentoxyde d'azote (N₂O₅) Pentoxyde de diiode (I₂O₅) Pentoxyde de niobium (Nb₂O₅) Pentoxyde de phosphore (P₂O₅) Oxyde de protactinium(V) (Pa₂O₅) Oxyde de tantale(V) (Ta₂O₅) Oxyde de vanadium(V) (V₂O₅)
État d'oxydation +6	Trioxyde de chrome (CrO₃) Trioxyde d'iridium (IrO₃) Trioxyde de molybdène (MoO₃) Trioxyde de rhénium (ReO₃) Trioxyde de sélénium (SeO₃) Trioxyde de soufre (SO₃) Trioxyde de tellure (TeO₃) Trioxyde de tungstène (WO₃) Trioxyde d'uranium (UO₃) Trioxyde de xénon (XeO₃)
État d'oxydation +7	Heptoxyde de dichlore (Cl₂O₇) Heptoxyde de dimanganèse (Mn₂O₇) Oxyde de rhénium(VII) (Re₂O₇) Oxyde de technétium(VII) (Tc₂O₇)
État d'oxydation +8	Tétroxyde d'osmium (OsO₄) Tétroxyde de ruthénium (RuO₄) Tétraoxyde de xénon (XeO₄) Oxyde d'iridium(VIII) (IrO₄) Tétroxyde d'hassium (HsO₄)
Sujets connexes	Oxyde de carbone Oxyde de chlore Protoxyde Oxoacide Ozonure Oxyde acide Oxyde basique Oxyde amphotère