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Articulo de referencia

Propiedades del agua

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El agua ( H₂O ) es un compuesto inorgánico polar que, a temperatura ambiente, es un líquido insípido e inodoro , casi incoloro salvo por un ligero matiz azulado . Es, con diferencia, el compuesto químico más estudiado [ 19 ] y se describe como el " disolvente universal " [ 20 ] y el "disolvente de la vida" [ 21 ] . Es la sustancia más abundante en la superficie de la Tierra [ 22 ] y la única sustancia común que existe en estado sólido , líquido y gaseoso en la superficie terrestre [ 23 ] . También es la tercera molécula más abundante del universo (después del hidrógeno molecular y el monóxido de carbono ) [ 22 ] .

Las moléculas de agua forman enlaces de hidrógeno entre sí y son fuertemente polares. Esta polaridad le permite disociar iones en sales y unirse a otras sustancias polares como alcoholes y ácidos, disolviéndolas. Sus enlaces de hidrógeno le confieren muchas propiedades únicas, como una menor densidad en estado sólido que en estado líquido, un punto de ebullición relativamente alto de 100  °C para su masa molar y una elevada capacidad calorífica .

El agua es anfótera , lo que significa que puede exhibir propiedades de un ácido o una base , dependiendo del pH de la solución en la que se encuentre; produce fácilmente tanto H +y OH −iones. [ c ] Relacionado con su carácter anfótero, sufre autoionización . El producto de las actividades , o aproximadamente, las concentraciones de H +y OH −es una constante, por lo que sus concentraciones respectivas son inversamente proporcionales entre sí. [ 24 ]

Propiedades físicas

El agua es la sustancia química con fórmula química H2 O; unamoléculade agua tiene dosátomosde hidrógenounidoscovalentementea un solode oxígeno. [ 25 ] El agua es un líquido insípido e inodoro atemperatura y presión ambiente. El agua líquida tienebandas de absorciónen longitudes de onda de alrededor de 750nm que hacen que parezca tener un color azul. [ 4 ] Esto se puede observar fácilmente en una bañera o lavabo lleno de agua cuyo revestimiento sea blanco. Los grandes cristales de hielo, como enlos glaciares, también parecen azules. 

En condiciones normales , el agua es principalmente líquida, a diferencia de otros hidruros análogos de la familia del oxígeno , que generalmente son gaseosos. Esta propiedad única del agua se debe a los enlaces de hidrógeno . Las moléculas de agua se mueven constantemente entre sí, y los enlaces de hidrógeno se rompen y se reforman continuamente en escalas de tiempo inferiores a 200 femtosegundos (2  ×  10⁻¹³ segundos). [ 26 ] Sin embargo, estos enlaces son lo suficientemente fuertes como para crear muchas de las propiedades peculiares del agua, algunas de las cuales la hacen esencial para la vida .

Agua, hielo y vapor

En la atmósfera y la superficie terrestres, la fase líquida es la más común y es la que generalmente se denomina "agua". La fase sólida del agua se conoce como hielo y suele presentarse en forma de cristales duros y compactos , como los cubitos de hielo , o de cristales granulares sueltos , como la nieve . Además del hielo cristalino hexagonal común , se conocen otras fases cristalinas y amorfas del hielo . La fase gaseosa del agua se conoce como vapor de agua (o vapor ). El vapor visible y las nubes se forman a partir de diminutas gotitas de agua suspendidas en el aire.

El agua también forma un fluido supercrítico . El punto crítico se encuentra a una temperatura de 647 K y una presión de 22,064 MPa . En la naturaleza, esto ocurre solo en raras ocasiones y en condiciones extremadamente hostiles. Un ejemplo probable de agua supercrítica natural se da en las partes más calientes de las chimeneas hidrotermales de aguas profundas , donde el agua se calienta a la temperatura crítica por columnas volcánicas y la presión crítica es causada por el peso del océano en las profundidades extremas donde se ubican las chimeneas. Esta presión se alcanza a una profundidad de aproximadamente 2200 metros: mucho menor que la profundidad media del océano (3800 metros). [ 27 ]

Capacidad calorífica y calores de vaporización y fusión

Calor de vaporización del agua desde el punto de fusión hasta la temperatura crítica.

El agua tiene una capacidad calorífica específica muy alta de 4184  J/(kg·K) a 20  °C (4182  J/(kg·K) a 25  °C), la segunda más alta entre todas las especies heteroatómicas (después del amoníaco ), así como un alto calor de vaporización (40,65  kJ/mol o 2257  kJ/kg en el punto de ebullición normal), ambos resultado de los extensos enlaces de hidrógeno entre sus moléculas. Estas propiedades inusuales permiten que el agua modere el clima de la Tierra amortiguando las grandes fluctuaciones de temperatura. La mayor parte de la energía adicional almacenada en el sistema climático desde 1970 se ha acumulado en los océanos . [ 28 ]

La entalpía específica de fusión (más conocida como calor latente) del agua es de 333,55  kJ/kg a 0  °C: se requiere la misma cantidad de energía para fundir hielo que para calentarlo desde -160  °C hasta su punto de fusión o para calentar la misma cantidad de agua unos 80  °C. De las sustancias comunes, solo la del amoníaco es superior. Esta propiedad confiere resistencia a la fusión al hielo de los glaciares y al hielo a la deriva . Antes y después de la llegada de la refrigeración mecánica , el hielo se utilizaba y se sigue utilizando comúnmente para retrasar el deterioro de los alimentos.

La capacidad calorífica específica del hielo a −10  °C es de 2030  J/(kg·K) [ 29 ] y la capacidad calorífica del vapor a 100  °C es de 2080  J/(kg·K). [ 30 ]

Densidad del agua y del hielo

Densidad del hielo y del agua en función de la temperatura.

La densidad del agua es de aproximadamente 1 gramo por centímetro cúbico (62 lb/pie³ ) : esta relación se utilizó originalmente para definir el gramo. [ 31 ] La densidad varía con la temperatura, pero no linealmente: a medida que aumenta la temperatura, la densidad sube hasta un pico a 3,98 °C (39,16 °F) y luego disminuye; [ 32 ] el aumento inicial es inusual porque la mayoría de los líquidos experimentan expansión térmica, por lo que la densidad solo disminuye en función de la temperatura. El aumento observado para el agua de 0 °C (32 °F) a 3,98 °C (39,16 °F) y para algunos otros líquidos [ d ] se describe como expansión térmica negativa . El hielo hexagonal regular también es menos denso que el agua líquida: al congelarse, la densidad del agua disminuye en aproximadamente un 9 %. [ 35 ] [ e ]        

La diferencia en las estructuras moleculares del agua y el hielo

Estos efectos peculiares se deben a la unión altamente direccional de las moléculas de agua a través de los enlaces de hidrógeno: el hielo y el agua líquida a baja temperatura tienen estructuras reticulares abiertas de densidad y energía comparativamente bajas. La ruptura de los enlaces de hidrógeno al fundirse con el aumento de la temperatura en el rango de 0 a 4  °C permite un empaquetamiento molecular más denso en el que algunas de las cavidades reticulares se llenan con moléculas de agua. [ 32 ] [ 36 ] Sin embargo, por encima de 4  °C, la expansión térmica se convierte en el efecto dominante, [ 36 ] y el agua cerca del punto de ebullición (100  °C) es aproximadamente un 4 % menos densa que el agua a 4 °C (39 °F) . [ 35 ] [ f ]  

Bajo una presión creciente, el hielo experimenta una serie de transiciones a otros polimorfos con mayor densidad que el agua líquida, como el hielo II , el hielo III , el hielo amorfo de alta densidad (HDA) y el hielo amorfo de muy alta densidad (VHDA). [ 37 ] [ 38 ]

Distribución de la temperatura en un lago en verano e invierno.

La curva de densidad inusual y la menor densidad del hielo en comparación con el agua son esenciales para gran parte de la vida en la Tierra: si el agua fuera más densa en el punto de congelación, en invierno el enfriamiento en la superficie provocaría una mezcla convectiva . Una vez alcanzados los 0  °C, el cuerpo de agua se congelaría de abajo hacia arriba y toda la vida en él moriría. [ 35 ] Además, dado que el agua es un buen aislante térmico (debido a su  capacidad calorífica), algunos lagos congelados podrían no descongelarse por completo en verano. [ 35 ] De hecho, la inversión de la curva de densidad da lugar a una estratificación estable para temperaturas superficiales inferiores a 4  °C, y con la capa de hielo que flota en la superficie aislando el agua que se encuentra debajo, [ 39 ] incluso, por ejemplo, el lago Baikal en Siberia central se congela solo hasta un espesor de aproximadamente 1 m en invierno. En general, para lagos suficientemente profundos, la temperatura en el fondo se mantiene constante en aproximadamente 4  °C (39  °F) durante todo el año (véase el diagrama). [ 35 ]

Densidad del agua salada y del hielo

Densidad superficial de WOA

La densidad del agua salada depende del contenido de sal disuelta, así como de la temperatura. El hielo flota en los océanos; de lo contrario, se congelaría de abajo hacia arriba. Sin embargo, el contenido de sal de los océanos reduce el punto de congelación en aproximadamente 1,9  °C [ 40 ] (debido a la disminución del punto de congelación de un disolvente que contiene un soluto ) y reduce la temperatura de máxima densidad del agua al punto de congelación anterior de 0  °C. Por eso, en el agua de mar, la convección descendente del agua más fría no se ve bloqueada por una expansión del agua a medida que se enfría cerca del punto de congelación. El agua fría de los océanos cerca del punto de congelación continúa hundiéndose. Así, las criaturas que viven en el fondo de océanos fríos como el Ártico generalmente viven en agua 4 °C más fría que en el fondo de lagos y ríos de agua dulce  congelados .

Cuando la superficie del agua salada comienza a congelarse (a −1,9  °C [ 40 ] para agua de mar con salinidad normal , 3,5%), el hielo que se forma es esencialmente libre de sal, con aproximadamente la misma densidad que el hielo de agua dulce. Este hielo flota en la superficie, y la sal que se "congela" aumenta la salinidad y la densidad del agua de mar justo debajo, en un proceso conocido como rechazo de salmuera . Esta agua salada más densa se hunde por convección y el agua de mar que la reemplaza está sujeta al mismo proceso. Esto produce esencialmente hielo de agua dulce a −1,9  °C [ 40 ] en la superficie. El aumento de la densidad del agua de mar debajo del hielo en formación hace que se hunda hacia el fondo. A gran escala, el proceso de rechazo de salmuera y hundimiento del agua salada fría da como resultado la formación de corrientes oceánicas que transportan dicha agua lejos de los Polos, lo que conduce a un sistema global de corrientes llamado circulación termohalina .

Miscibilidad y condensación

La línea roja muestra la saturación.

El agua es miscible con muchos líquidos, incluido el etanol en todas las proporciones. El agua y la mayoría de los aceites son inmiscibles, formando generalmente capas según su densidad, desde la superficie hacia arriba. Esto se puede predecir comparando la polaridad . El agua, al ser un compuesto relativamente polar, tenderá a ser miscible con líquidos de alta polaridad como el etanol y la acetona , mientras que los compuestos de baja polaridad tenderán a ser inmiscibles y poco solubles, como los hidrocarburos .

En estado gaseoso, el vapor de agua es completamente miscible con el aire. Sin embargo, la presión máxima de vapor de agua termodinámicamente estable con el líquido (o sólido) a una temperatura dada es relativamente baja en comparación con la presión atmosférica total. Por ejemplo, si la presión parcial del vapor es el 2 % de la presión atmosférica y el aire se enfría desde 25  °C, partiendo de unos 22  °C, el agua comenzará a condensarse, definiendo el punto de rocío y creando niebla o rocío . El proceso inverso explica la desaparición de la niebla por la mañana. Si se aumenta la humedad a temperatura ambiente, por ejemplo, al usar una ducha o un baño caliente, y la temperatura se mantiene prácticamente constante, el vapor pronto alcanza la presión de cambio de fase y se condensa en diminutas gotitas de agua, comúnmente conocidas como vapor.

Un gas saturado, o con un 100 % de humedad relativa, se encuentra en equilibrio entre la presión de vapor del agua en el aire y la presión de vapor del agua (líquida); el agua (o el hielo, si está lo suficientemente frío) no pierde masa por evaporación al exponerse al aire saturado. Debido a la pequeña cantidad de vapor de agua en el aire, la humedad relativa, que es la relación entre la presión parcial debida al vapor de agua y la presión parcial de vapor saturado, resulta mucho más útil. Una presión de vapor superior al 100 % de humedad relativa se denomina sobresaturación y puede producirse si el aire se enfría rápidamente, por ejemplo, al ascender repentinamente en una corriente ascendente. [ g ]

Presión de vapor

Diagramas de presión de vapor del agua

Compresibilidad

La compresibilidad del agua es una función de la presión y la temperatura. A 0  °C, en el límite de presión cero, la compresibilidad es5,1 × 10 −10  Pa −1 . En el límite de presión cero, la compresibilidad alcanza un mínimo de4,4 × 10 −10  Pa −1 alrededor de 45  °C antes de volver a aumentar con el aumento de la temperatura. A medida que aumenta la presión, la compresibilidad disminuye, siendo3,9 × 10 −10  Pa −1 a 0  °C y 100 megapascales (1000 bar) . [ 41 ] 

El módulo de compresibilidad del agua es de aproximadamente 2,2  GPa. [ 42 ] La baja compresibilidad de los no gases, y del agua en particular, hace que a menudo se los considere incompresibles. La baja compresibilidad del agua implica que incluso en las profundidades oceánicas, a 4 kilómetros (2,5 millas) de profundidad, donde las presiones son de 40 MPa, solo se produce una disminución del volumen del 1,8 %. [ 42 ]  

El módulo de compresibilidad del hielo de agua varía de 11,3  GPa a 0  K hasta 8,6  GPa a 273  K. [ 43 ] El gran cambio en la compresibilidad del hielo en función de la temperatura es el resultado de su coeficiente de expansión térmica relativamente grande en comparación con otros sólidos comunes.

Punto triple

El punto triple sólido/líquido/vapor del agua líquida, el hielo I h ​​y el vapor de agua en la parte inferior izquierda de un diagrama de fases del agua.

La temperatura y presión a la que coexisten en equilibrio el agua en estado sólido, líquido y gaseoso es el punto triple gas-líquido-sólido del agua. Desde 1954, este punto se había utilizado para definir la unidad básica de temperatura, el kelvin , [ 44 ] [ 45 ] pero, a partir de 2019 , el kelvin se define ahora utilizando la constante de Boltzmann , en lugar del punto triple del agua. [ 46 ]

Debido a la existencia de muchos polimorfos (formas) de hielo, el agua tiene otros puntos triples, que tienen tres polimorfos de hielo o dos polimorfos de hielo y líquido en equilibrio. [ 45 ] Gustav Tammann en Göttingen produjo datos sobre varios otros puntos triples a principios del siglo XX. Kamb y otros documentaron más puntos triples en la década de 1960. [ 47 ] [ 48 ] [ 49 ]

Punto de fusión

El punto de fusión del hielo es de 0 °C (32 °F; 273 K) a presión estándar; sin embargo, el agua líquida pura puede sobreenfriarse muy por debajo de esa temperatura sin congelarse si el líquido no se altera mecánicamente. Puede permanecer en estado fluido hasta su punto de nucleación homogénea de aproximadamente 231 K (−42 °C; −44 °F) . [ 51 ] El punto de fusión del hielo hexagonal ordinario cae ligeramente bajo presiones moderadamente altas, en 0,0073 °C (0,0131 °F) /atm [ h ] o alrededor de 0,5 °C (0,90 °F) /70 atm [ i ] [ 52 ] ya que la energía de estabilización del enlace de hidrógeno es superada por la repulsión intermolecular, pero a medida que el hielo se transforma en sus polimorfos (ver estados cristalinos del hielo ) por encima de 209,9 MPa (2072 atm) , el punto de fusión aumenta marcadamente con la presión , es decir, alcanzando 355 K (82 °C) a 2,216 GPa (21 870 atm) (punto triple del hielo VII [ 53 ] ).                

Propiedades eléctricas

conductividad eléctrica

El agua pura que no contiene iones exógenos es un excelente aislante eléctrico , pero ni siquiera el agua "desionizada" está completamente libre de iones. El agua sufre autoionización en estado líquido cuando dos moléculas de agua forman un anión hidróxido ( OH −) y un catión hidronio ( H3 O +Debido a la autoionización, a temperatura ambiente el agua líquida pura tiene una concentración intrínseca de portadores de carga similar a la del semiconductor germanio y una concentración intrínseca de portadores de carga tres órdenes de magnitud mayor que la del semiconductor silicio; por lo tanto, basándose en la concentración de portadores de carga, el agua no puede considerarse un material completamente dieléctrico o aislante eléctrico, sino un conductor limitado de carga iónica. [ 54 ]

Debido a que el agua es un excelente disolvente, casi siempre contiene algún soluto disuelto, a menudo una sal . Si el agua tiene incluso una pequeña cantidad de dicha impureza, los iones pueden transportar cargas de un lado a otro, lo que permite que el agua conduzca la electricidad con mucha mayor facilidad.

Se sabe que la resistividad eléctrica máxima teórica del agua es de aproximadamente 18,2 MΩ·cm (182 kΩ ·m) a 25  °C. [ 55 ] Esta cifra concuerda bien con lo que se observa típicamente en agua ultrapura de ósmosis inversa , ultrafiltrada y desionizada , utilizada, por ejemplo, en plantas de fabricación de semiconductores. Un nivel de sal o ácido contaminante que supere incluso las 100 partes por billón (ppt) en agua ultrapura comienza a disminuir notablemente su resistividad hasta en varios kΩ·m.

En agua pura, equipos sensibles pueden detectar una conductividad eléctrica muy leve de 0,05501 ± 0,0001 μS / cm a 25,00  °C. [ 55 ] El agua también puede electrolizarse en gases de oxígeno e hidrógeno, pero en ausencia de iones disueltos, este es un proceso muy lento, ya que se conduce muy poca corriente. En el hielo, los portadores de carga primarios son los protones (véase Conductor de protones ). [ 56 ] Anteriormente se pensaba que el hielo tenía una conductividad pequeña pero medible de 1 × 10−10  S/cm, pero ahora se cree que esta conductividad se debe casi por completo a defectos superficiales, y sin ellos, el hielo es un aislante con una conductividad inconmensurablemente pequeña. [ 32 ]

Polaridad y enlaces de hidrógeno

Molécula de agua: estructura y momento dipolar

Una característica importante del agua es su naturaleza polar. La estructura presenta una geometría molecular curvada para los dos hidrógenos desde el vértice del oxígeno. El átomo de oxígeno también posee dos pares de electrones no enlazantes. Un efecto que se suele atribuir a estos pares es que el ángulo de flexión H–O–H en fase gaseosa es de 104,48°, [ 57 ] menor que el ángulo tetraédrico típico de 109,47°. Los pares de electrones no enlazantes están más cerca del átomo de oxígeno que los electrones unidos por enlaces sigma a los hidrógenos, por lo que requieren más espacio. La mayor repulsión de estos pares obliga a los enlaces O–H a acercarse entre sí. [ 58 ]

Otra consecuencia de su estructura es que el agua es una molécula polar . Debido a la diferencia de electronegatividad , un momento dipolar de enlace apunta desde cada H hacia el O, lo que hace que el oxígeno sea parcialmente negativo y cada hidrógeno parcialmente positivo. Un gran dipolo molecular apunta desde una región entre los dos átomos de hidrógeno hacia el átomo de oxígeno. Las diferencias de carga hacen que las moléculas de agua se agreguen (las áreas relativamente positivas son atraídas hacia las áreas relativamente negativas). Esta atracción, el enlace de hidrógeno , explica muchas de las propiedades del agua, como sus propiedades de disolvente. [ 59 ]

Aunque el enlace de hidrógeno es una atracción relativamente débil en comparación con los enlaces covalentes dentro de la propia molécula de agua, es responsable de varias de las propiedades físicas del agua. Estas propiedades incluyen sus temperaturas de fusión y ebullición relativamente altas: se requiere más energía para romper los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua. En contraste, el sulfuro de hidrógeno ( H2 S), tiene enlaces de hidrógeno mucho más débiles debido a la menor electronegatividad del azufre.HEl 2S es un gas atemperatura ambiente, a pesar de que el sulfuro de hidrógeno tiene casi el doble de masa molar que el agua. Los enlaces adicionales entre las moléculas de agua también le confieren al agua líquida una grancapacidad calorífica específica. Esta alta capacidad calorífica convierte al agua en un buen medio de almacenamiento de calor (refrigerante) y en un buen aislante térmico.

Cohesión y adhesión

Gotas de rocío adheridas a una telaraña

Las moléculas de agua permanecen cerca unas de otras ( cohesión ) debido a la acción colectiva de los enlaces de hidrógeno entre ellas. Estos enlaces de hidrógeno se rompen constantemente, formándose nuevos enlaces con diferentes moléculas de agua; pero en cualquier momento dado en una muestra de agua líquida, una gran parte de las moléculas se mantienen unidas por dichos enlaces. [ 60 ]

El agua también posee altas propiedades adhesivas debido a su naturaleza polar. Sobre vidrio limpio y liso, el agua puede formar una película delgada porque las fuerzas moleculares entre el vidrio y las moléculas de agua (fuerzas adhesivas) son más fuertes que las fuerzas cohesivas. En las células y orgánulos biológicos , el agua está en contacto con superficies de membranas y proteínas que son hidrofílicas ; es decir, superficies que tienen una fuerte atracción por el agua. Irving Langmuir observó una fuerte fuerza repulsiva entre superficies hidrofílicas. Para deshidratar superficies hidrofílicas —para eliminar las capas de agua de hidratación fuertemente adheridas— se requiere realizar un trabajo sustancial contra estas fuerzas, llamadas fuerzas de hidratación. Estas fuerzas son muy grandes, pero disminuyen rápidamente en un nanómetro o menos. [ 61 ] Son importantes en biología, particularmente cuando las células se deshidratan por exposición a atmósferas secas o a la congelación extracelular. [ 62 ]

Flujo de agua de lluvia desde un dosel. Entre las fuerzas que rigen la formación de gotas: tensión superficial , cohesión , fuerza de van der Waals , inestabilidad de Plateau-Rayleigh .

Tensión superficial

Este clip se encuentra bajo el nivel del agua, que ha subido de forma suave y uniforme. La tensión superficial impide que el clip se sumerja y que el agua se desborde por los bordes del cristal.

El agua tiene una tensión superficial inusualmente alta de 71,99  mN/m a 25  °C [ 63 ] , causada por la fuerza de los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua. [ 64 ] Esto permite a los insectos caminar sobre el agua. [ 64 ]

Acción capilar

Debido a que el agua posee fuertes fuerzas cohesivas y adhesivas, exhibe acción capilar. [ 65 ] La fuerte cohesión debida a los enlaces de hidrógeno y la adhesión permite a los árboles transportar agua a más de 100 m de altura. [ 64 ]

Dependencia de la tensión superficial del agua pura con la temperatura
Este diagrama ilustra la acción capilar en las plantas, que permite que el agua se mueva hacia arriba a través del xilema desde las raíces hasta las hojas. Este movimiento ascendente es impulsado por la cohesión (enlaces de hidrógeno entre la carga parcial positiva de una molécula de agua y la carga parcial negativa de otra) y la adhesión (atracción entre moléculas de agua y otras moléculas polares). El recuadro superior derecho muestra un primer plano de estas interacciones moleculares. Las líneas discontinuas azules representan los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua (cohesión), mientras que las líneas discontinuas amarillas indican las fuerzas adhesivas entre el agua y la pared del xilema (adhesión). En conjunto, la cohesión y la adhesión generan la acción capilar y la tensión necesarias para que el agua ascienda a través de la planta durante la transpiración.
Diagrama que ilustra la acción capilar en las plantas, mostrando las funciones de la cohesión y la adhesión en el movimiento ascendente del agua a través del xilema.

El agua como disolvente

La presencia de carbonato de calcio coloidal , procedente de altas concentraciones de cal disuelta , tiñe de color turquesa el agua de las cataratas de Havasu .

El agua es un excelente disolvente debido a su alta constante dieléctrica. [ 66 ] Las sustancias que se mezclan bien y se disuelven en agua se conocen como sustancias hidrófilas ("amantes del agua"), mientras que las que no se mezclan bien con el agua se conocen como sustancias hidrófobas ("que repelen el agua"). [ 67 ] La capacidad de una sustancia para disolverse en agua está determinada por si la sustancia puede igualar o superar las fuertes fuerzas de atracción que las moléculas de agua generan entre sí. Si una sustancia tiene propiedades que no le permiten superar estas fuertes fuerzas intermoleculares, las moléculas se precipitan del agua. Contrariamente a la idea errónea común, el agua y las sustancias hidrófobas no se "repelen", y la hidratación de una superficie hidrófoba es energéticamente favorable, pero no entrópica.

Cuando un compuesto iónico o polar entra en contacto con agua, se rodea de moléculas de agua ( hidratación ). El tamaño relativamente pequeño de las moléculas de agua (~3 angstroms) permite que muchas de ellas rodeen una molécula de soluto . Los extremos dipolares parcialmente negativos del agua son atraídos por los componentes con carga positiva del soluto, y viceversa para los extremos dipolares positivos.

En general, las sustancias iónicas y polares, como los ácidos , los alcoholes y las sales, son relativamente solubles en agua, mientras que las sustancias no polares, como las grasas y los aceites, no lo son. Las moléculas no polares permanecen unidas en el agua porque, energéticamente, es más favorable que las moléculas de agua formen enlaces de hidrógeno entre sí que que interactúen mediante fuerzas de van der Waals con las moléculas no polares.

Un ejemplo de soluto iónico es la sal de mesa ; el cloruro de sodio, NaCl, se separa en Na +cationes y Cl −Los aniones , cada uno rodeado de moléculas de agua, se transportan fácilmente desde su red cristalina hacia la disolución. Un ejemplo de soluto no iónico es el azúcar de mesa . Los dipolos del agua forman enlaces de hidrógeno con las regiones polares de la molécula de azúcar ( grupos OH ) y permiten que se disuelva.

Tunelización cuántica

La dinámica de tunelización cuántica en el agua se informó ya en 1992. En ese momento se sabía que existen movimientos que destruyen y regeneran el enlace de hidrógeno débil mediante rotaciones internas de los monómeros de agua sustituyentes . [ 68 ] El 18 de marzo de 2016, se informó que el enlace de hidrógeno puede romperse por tunelización cuántica en el hexámero de agua . A diferencia de los movimientos de tunelización previamente informados en el agua, esto implicó la ruptura concertada de dos enlaces de hidrógeno. [ 69 ] Más tarde, ese mismo año, se informó del descubrimiento de la tunelización cuántica de las moléculas de agua. [ 70 ]

Absorción electromagnética

El agua es relativamente transparente a la luz visible , la luz ultravioleta cercana y la luz roja lejana , pero absorbe la mayor parte de la luz ultravioleta , la luz infrarroja y las microondas . La mayoría de los fotorreceptores y pigmentos fotosintéticos utilizan la porción del espectro de luz que se transmite bien a través del agua. Los hornos microondas aprovechan la opacidad del agua a la radiación de microondas para calentar el agua dentro de los alimentos. El color azul claro del agua se debe a una absorción débil en la parte roja del espectro visible . [ 4 ] [ 71 ]

Estructura

Modelo de enlaces de hidrógeno (1) entre moléculas de agua

Una sola molécula de agua puede participar en un máximo de cuatro enlaces de hidrógeno, ya que puede aceptar dos enlaces utilizando los pares de electrones no enlazantes del oxígeno y donar dos átomos de hidrógeno. Otras moléculas, como el fluoruro de hidrógeno , el amoníaco y el metanol , también pueden formar enlaces de hidrógeno. Sin embargo, no presentan propiedades termodinámicas , cinéticas o estructurales anómalas como las observadas en el agua, porque ninguna de ellas puede formar cuatro enlaces de hidrógeno: o bien no pueden donar ni aceptar átomos de hidrógeno, o bien existen efectos estéricos en residuos voluminosos. En el agua, las estructuras tetraédricas intermoleculares se forman debido a los cuatro enlaces de hidrógeno, creando así una estructura abierta y una red de enlaces tridimensional, lo que resulta en la disminución anómala de la densidad al enfriarse por debajo de 4  °C. Esta unidad repetida y en constante reorganización define una red tridimensional que se extiende por todo el líquido. Esta perspectiva se basa en estudios de dispersión de neutrones y simulaciones por ordenador, y tiene sentido a la luz de la disposición tetraédrica inequívoca de las moléculas de agua en las estructuras de hielo.

Sin embargo, existe una teoría alternativa sobre la estructura del agua. En 2004, un controvertido artículo de la Universidad de Estocolmo sugirió que las moléculas de agua en estado líquido se unen típicamente no a cuatro, sino solo a dos; formando así cadenas y anillos. Se acuñó el término "teoría de cuerdas del agua" (que no debe confundirse con la teoría de cuerdas de la física). Estas observaciones se basaron en la espectroscopia de absorción de rayos X, que analizó el entorno local de átomos de oxígeno individuales. [ 72 ]

Estructura molecular

Los efectos repulsivos de los dos pares de electrones no enlazantes en el átomo de oxígeno hacen que el agua tenga una estructura molecular curvada , no lineal , [ 73 ] lo que le permite ser polar. El ángulo hidrógeno-oxígeno-hidrógeno es de 104,45°, que es menor que los 109,47° para la hibridación sp3 ideal . La explicación de la teoría del enlace de valencia es que los pares de electrones no enlazantes del átomo de oxígeno son físicamente más grandes y, por lo tanto , ocupan más espacio que los enlaces del átomo de oxígeno con los átomos de hidrógeno. [ 74 ] La explicación de la teoría de orbitales moleculares ( regla de Bent ) es que disminuir la energía de los orbitales híbridos no enlazantes del átomo de oxígeno (asignándoles más carácter s y menos carácter p) y correspondientemente aumentar la energía de los orbitales híbridos del átomo de oxígeno enlazados a los átomos de hidrógeno (asignándoles más carácter p y menos carácter s) tiene el efecto neto de disminuir la energía de los orbitales moleculares ocupados porque la energía de los orbitales híbridos no enlazantes del átomo de oxígeno contribuye completamente a la energía de los pares solitarios del átomo de oxígeno, mientras que la energía de los otros dos orbitales híbridos del átomo de oxígeno contribuye solo parcialmente a la energía de los orbitales enlazantes (el resto de la contribución proviene de los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno).

Propiedades químicas

Autoionización

En el agua líquida se produce cierta autoionización que genera iones hidronio e iones hidróxido .

2 H2 O⇌H3 O ++ OH −

La constante de equilibrio para esta reacción, conocida como producto iónico del agua,Kw=[H3O+][OH−]{\displaystyle K_{\rm {w}}=[{\rm {H_{3}O^{+}}}][{\rm {OH^{-}}}]}tiene un valor de aproximadamente 10−14 a 25 °C. A pH neutro , la concentración delion hidróxido ( OH −) es igual a la del ion hidrógeno (solvatado) ( H +), con un valor cercano a 10 −7 mol L −1 a 25  °C. [ 75 ] Consulte la página de datos para obtener valores a otras temperaturas.

La constante de equilibrio termodinámico es un cociente de las actividades termodinámicas de todos los productos y reactivos, incluido el agua:

Kmiq=aH3O+⋅aOH−aH2O2{\displaystyle K_{\rm {eq}}={\frac {a_{\rm {H_{3}O^{+}}}\cdot a_{\rm {OH^{-}}}}{a_{\rm {H_{2}O}}^{2}}}}

Sin embargo, para soluciones diluidas , la actividad de un soluto como H₃O⁺ u OH⁻ se aproxima a su concentración, y la actividad del disolvente H₂O se aproxima a 1, de modo que obtenemos el producto iónico simple .Kmiq≈Kw=[H3O+][OH−]{\displaystyle K_{\rm {eq}}\approx K_{\rm {w}}=[{\rm {H_{3}O^{+}}}][{\rm {OH^{-}}}]}

Geoquímica

La acción del agua sobre las rocas durante largos periodos de tiempo suele provocar meteorización y erosión hídrica , procesos físicos que transforman rocas y minerales sólidos en suelo y sedimentos. Sin embargo, en determinadas condiciones, también se producen reacciones químicas con el agua, dando lugar a la metasomatosis o hidratación mineral , un tipo de alteración química de la roca que produce minerales arcillosos . Este fenómeno también se produce durante el endurecimiento del cemento Portland .

El hielo de agua puede formar compuestos de clatrato , conocidos como hidratos de clatrato , con una variedad de moléculas pequeñas que pueden incrustarse en su espaciosa red cristalina. El más notable de ellos es el clatrato de metano , 4 CH4 ·23H2 O, que se encuentra de forma natural en grandes cantidades en el fondo del océano.

Acidez en la naturaleza

La lluvia es generalmente ligeramente ácida, con un pH entre 5,2 y 5,8 si no contiene ningún ácido más fuerte que el dióxido de carbono. [ 76 ] Si hay altas cantidades de óxidos de nitrógeno y azufre en el aire, estos también se disolverán en las nubes y las gotas de lluvia, produciendo lluvia ácida .

Isótopos

Existen varios isótopos tanto de hidrógeno como de oxígeno, dando lugar a varios isotopólogos conocidos del agua. El agua oceánica media estándar de Viena es el estándar internacional actual para los isótopos del agua. El agua que se encuentra en la naturaleza está compuesta casi en su totalidad por el isótopo de hidrógeno sin neutrones protio . Solo 155 ppm incluyen deuterio ( 2H o D), un isótopo de hidrógeno con un neutrón, y menos de 20 partes por quintillón incluyen el tritio ( 3H o T), que tiene dos neutrones. El oxígeno también tiene tres isótopos estables, con 16O presente en el 99,76%, 17O en 0,04%, y 18O en el 0,2% de las moléculas de agua. [ 77 ]

Óxido de deuterio, DEl 2O, también conocido comoagua pesadadebido a su mayor densidad, se utiliza en algunosreactores nuclearescomomoderador de neutrones. El tritio esradiactivoy se desintegra con unavida mediade 4500 días;el THOexiste en la naturaleza solo en cantidades ínfimas, y se produce principalmente a través de reacciones nucleares inducidas por rayos cósmicos en la atmósfera. El agua con un átomo de protio y uno de deuterio(HDO)se encuentra de forma natural en el agua común en bajas concentraciones (~0,03%) yD2 Oen cantidades mucho menores (0,000003%) y cualquier molécula de ese tipo es temporal ya que los átomos se recombinan.

Las diferencias físicas más notables entre H2 OyD2 O, aparte de la simple diferencia en la masa específica, implican propiedades que se ven afectadas por el enlace de hidrógeno, como la congelación y la ebullición, y otros efectos cinéticos. Esto se debe a que el núcleo de deuterio es el doble de pesado que el de protio, y esto causa diferencias notables en las energías de enlace. La diferencia en los puntos de ebullición permite separar los isótopos. Elcoeficientede autodifusiónH2 Oa 25 °C es un 23% más alto que el valor deD2 O. [ 78 ] Debido a que las moléculas de agua intercambian átomos de hidrógeno entre sí, el óxido de hidrógeno-deuterio (DOH) es mucho más común en agua pesada de baja pureza que el monóxido de dideuterio puroD2 O.

Consumo de D puro aisladoEl 2O puede afectar los procesos bioquímicos; la ingestión de grandes cantidades perjudica la función renal y del sistema nervioso central. Se pueden consumir pequeñas cantidades sin efectos adversos; los humanos generalmente no perciben diferencias de sabor, [ 79 ] pero a veces reportan una sensación de ardor [ 80 ] o un sabor dulce. [ 81 ] Se deben consumir cantidades muy grandes de agua pesada para que se manifieste alguna toxicidad. Sin embargo, las ratas evitan el agua pesada por el olor, y es tóxica para muchos animales. [ 82 ]

El término "agua ligera" se refiere al agua con bajo contenido de deuterio (DDW, por sus siglas en inglés), es decir, agua cuyo contenido de deuterio se ha reducido por debajo del nivel estándar de 155 ppm .

Aparición

El agua es la sustancia más abundante en la superficie de la Tierra y también la tercera molécula más abundante en el universo, después del H.2 yCO. [ 22 ] 0,23 ppm de la masa de la Tierra es agua y el 97,39% del volumen global de agua de 1,38×109 km³se encuentran en los océanos . [ 83 ]

El agua es mucho más abundante en el sistema solar exterior, más allá de un punto llamado línea de congelación , donde la radiación solar es demasiado débil para vaporizar el agua sólida y líquida (así como otros elementos y compuestos químicos con puntos de fusión relativamente bajos, como el metano y el amoníaco ). En el sistema solar interior, los planetas, asteroides y lunas se formaron casi en su totalidad de metales y silicatos. Desde entonces, el agua ha llegado al sistema solar interior mediante un mecanismo aún desconocido, que se cree que se debe a los impactos de asteroides o cometas que transportan agua desde el sistema solar exterior, donde los cuerpos contienen mucho más hielo de agua. [ 84 ] La diferencia entre los cuerpos planetarios ubicados dentro y fuera de la línea de congelación puede ser notable. La masa de la Tierra es 0,000023 % de agua, mientras que Tetis , una luna de Saturno, está compuesta casi en su totalidad de agua. [ 85 ]

Reacciones

Reacciones ácido-base

El agua es anfótera : tiene la capacidad de actuar como ácido o como base en reacciones químicas. [ 86 ] Según la definición de Brønsted-Lowry , un ácido es un protón ( H +) donador y una base es un aceptor de protones. [ 87 ] Cuando reacciona con un ácido más fuerte, el agua actúa como una base; cuando reacciona con una base más fuerte, actúa como un ácido. [ 87 ] Por ejemplo, el agua recibe un H +ión del HCl cuando se forma ácido clorhídrico :

HCl (ácido) + H2 O(base)⇌H3 O ++ Cl −

En la reacción con amoníaco , NH3 , el agua dona unH +ión, y por lo tanto actúa como un ácido:

NUEVA HAMPSHIRE3 (base)+H2 O(ácido)⇌NH+4+OH−

Debido a que el átomo de oxígeno en el agua tiene dos pares de electrones no enlazantes , el agua suele actuar como una base de Lewis , o donador de pares de electrones, en reacciones con ácidos de Lewis , aunque también puede reaccionar con bases de Lewis, formando enlaces de hidrógeno entre los donadores de pares de electrones y los átomos de hidrógeno del agua. La teoría HSAB describe al agua como un ácido débilmente duro y una base débilmente dura, lo que significa que reacciona preferentemente con otras especies duras.

H +(ácido de Lewis) + H2 O(base de Lewis)→H3 O +
Fe 3+(ácido de Lewis) + H2 O(base de Lewis)→Fe(H2 O) 3+ 6
Cl −(Base de Lewis) + H2 O(ácido de Lewis)→Cl(H2 O) − 6

Cuando una sal de un ácido débil o de una base débil se disuelve en agua, el agua puede hidrolizar parcialmente la sal, produciendo la base o el ácido correspondiente, lo que da a las soluciones acuosas de jabón y bicarbonato de sodio su pH básico:

N / A2 CO3 +H2 O⇌ NaOH +NaHCO3

Química de ligandos

Algunos contactos de enlaces de hidrógeno en FeSO 4 . 7H 2 O. Este complejo acuoso de metal cristaliza con una molécula de agua de "red", que interactúa con el sulfato y con los centros [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ .

El carácter de base de Lewis del agua la convierte en un ligando común en complejos de metales de transición , ejemplos de los cuales incluyen complejos acuosos de metales como Fe(H2 O) 2+ 6 alácido perrénico, que contiene dos moléculas de agua coordinadas a unde renio. Enlos hidratos, el agua puede ser un ligando o simplemente estar alojada en la estructura, o ambas cosas. Por lo tanto,FeSO4 · 7 horas2 Oconsta de centros [Fe(H2O)6]2+y una "agua reticular". El agua es típicamente unmonodentado, es decir, forma solo un enlace con el átomo central. [ 88 ]

Química orgánica

Como base dura, el agua reacciona fácilmente con carbocationes orgánicos ; por ejemplo, en una reacción de hidratación , un grupo hidroxilo ( OH −) y un protón ácido se agregan a los dos átomos de carbono unidos en el doble enlace carbono-carbono, dando como resultado un alcohol. Cuando la adición de agua a una molécula orgánica la divide en dos, se dice que ocurre hidrólisis . Ejemplos notables de hidrólisis son la saponificación de grasas y la digestión de proteínas y polisacáridos . El agua también puede ser un grupo saliente en reacciones de sustitución S N 2 y eliminación E2 ; esta última se conoce entonces como reacción de deshidratación .

El agua en las reacciones redox

El agua contiene hidrógeno en estado de oxidación +1 y oxígeno en estado de oxidación −2. [ 89 ] Oxida sustancias químicas como hidruros , metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos . [ 90 ] [ 91 ] Un ejemplo de un metal alcalino que reacciona con agua es: [ 92 ]

2 Na + 2 H2 O→H2 + 2Na ++ 2 OH −

Algunos otros metales reactivos, como el aluminio y el berilio , también se oxidan con el agua, pero sus óxidos se adhieren al metal y forman una capa protectora pasiva . [ 93 ] Cabe señalar que la oxidación del hierro es una reacción entre el hierro y el oxígeno [ 94 ] disuelto en agua, no entre el hierro y el agua.

El agua puede oxidarse para emitir oxígeno gaseoso, pero muy pocos oxidantes reaccionan con el agua, incluso si su potencial de reducción es mayor que el potencial del O₂.2 /H2 O. Casi todas estas reacciones requieren uncatalizador. [ 95 ] Un ejemplo de la oxidación del agua es:

4 AgF2 + 2H2 O→ 4 AgF + 4 HF +O2

Electrólisis

El agua se puede separar en sus elementos constituyentes, hidrógeno y oxígeno, al hacerla pasar una corriente eléctrica. [ 96 ] Este proceso se llama electrólisis. La semirreacción del cátodo es:

2 H ++ 2 e −→ H2

La semirreacción del ánodo es:

2 H2 O→O2 + 4H ++ 4 e −

Los gases producidos burbujean hacia la superficie, donde pueden ser recogidos o encendidos con una llama sobre el agua si así se desea. El potencial requerido para la electrólisis del agua pura es de 1,23 V a 25  °C. [ 96 ] En la práctica, el potencial de operación es de 1,48 V o superior.

Historia

Henry Cavendish demostró que el agua estaba compuesta de oxígeno e hidrógeno en 1781. [ 97 ] La primera descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno, mediante electrólisis , fue realizada en 1800 por el químico inglés William Nicholson y Anthony Carlisle . [ 97 ] [ 98 ] En 1805, Joseph Louis Gay-Lussac y Alexander von Humboldt demostraron que el agua está compuesta de dos partes de hidrógeno y una de oxígeno. [ 99 ]

Gilbert Newton Lewis aisló la primera muestra de agua pesada pura en 1933. [ 100 ]

Históricamente, las propiedades del agua se han utilizado para definir diversas escalas de temperatura . En particular, las escalas Kelvin , Celsius , Rankine y Fahrenheit se definieron, o aún se definen, por los puntos de congelación y ebullición del agua. Las escalas menos comunes de Delisle , Newton , Réaumur y Rømer se definieron de manera similar. El punto triple del agua es un punto estándar de uso más frecuente en la actualidad.

Nomenclatura

El nombre IUPAC aceptado para el agua es oxidano o simplemente agua , [ 101 ] o su equivalente en diferentes idiomas, aunque existen otros nombres sistemáticos que pueden usarse para describir la molécula. Oxidano solo se utiliza como nombre del hidruro mononuclear principal empleado para nombrar derivados del agua mediante la nomenclatura de sustituyentes . [ 102 ] Estos derivados suelen tener otros nombres recomendados. Por ejemplo, se recomienda el nombre hidroxilo sobre oxidanilo para el grupo –OH. La IUPAC menciona explícitamente que el nombre oxano no es adecuado para este propósito, ya que es el nombre preferido de un éter cíclico también conocido como tetrahidropirano . [ 1 ] [ 103 ]

El nombre sistemático más simple del agua es óxido de hidrógeno . Esto es análogo a compuestos relacionados como peróxido de hidrógeno , sulfuro de hidrógeno y óxido de deuterio (agua pesada). Usando la nomenclatura química para compuestos binarios iónicos de tipo I , el agua tomaría el nombre de monóxido de hidrógeno , [ 104 ] pero este no está entre los nombres publicados por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). [ 101 ] Otro nombre es monóxido de dihidrógeno , que es un nombre de agua de uso poco frecuente, y usado principalmente en la parodia de monóxido de dihidrógeno .

Otros nombres sistemáticos para el agua incluyen ácido hidróxico , ácido hidroxílico e hidróxido de hidrógeno , utilizando nombres de ácidos y bases. [ j ] Ninguno de estos nombres exóticos se usa ampliamente. La forma polarizada de la molécula de agua, H +OH −, también se denomina hidróxido de hidrón según la nomenclatura de la IUPAC. [ 105 ]

El término "sustancia acuosa" es poco común y se usa para referirse al H₂O cuando no se desea especificar la fase de la materia (agua líquida, vapor de agua , alguna forma de hielo o un componente de una mezcla), aunque el término "agua" también se usa con este significado general.

El dihidruro de oxígeno es otra forma de referirse al agua, pero el uso moderno a menudo restringe el término " hidruro " a los compuestos iónicos (que el agua no es).

Véase también

Notas a pie de página

  1. 1 2 El agua oceánica media estándar de Viena (VSMOW), utilizada para la calibración, se funde a 273,150089(10) K (0,000089(10) °C) y hierve a 373,1339 K (99,9839 °C). Otras composiciones isotópicas se funden o hierven a temperaturas ligeramente diferentes.
  2. ↑ Un valor comúnmente citado de 15,7, utilizado principalmente en química orgánica para el pK a del agua, es incorrecto. [ 13 ] [ 14 ]
  3. ↑ H +representa H3 O +(H2 O)n y iones más complejos que se forman.
  4. ↑ También se observa una expansión térmica negativa en sílice fundida . [ 33 ] Además, el silicio bastante puro tiene un coeficiente de expansión térmica negativo para temperaturas entre aproximadamente 18 y 120 kelvin . [ 34 ]
  5. ↑ Otras sustancias que se expanden al congelarse son el silicio ( punto de fusión de 1687 K (1414 °C; 2577 °F)), el galio (punto de fusión de 303 K (30 °C; 86 °F)), el germanio (punto de fusión de 1211 K (938 °C; 1720 °F)) y el bismuto (punto de fusión de 545 K (272 °C; 521 °F)).
  6. ↑ (1-0,95865/1,00000) × 100% = 4,135%
  7. ↑ Enfriamiento adiabático resultante de la ley de los gases ideales .
  8. ↑ La fuente indica que es 0,0072 °C/atm. Sin embargo, el autor define una atmósfera como 1.000.000 de dinas/cm² ( un bar ). Utilizando la definición estándar de atmósfera, 1.013.250 dinas/cm² , el resultado es 0,0073 °C/atm.
  9. ↑ Utilizando el hecho de que 0.5/0.0073 = 68.5.
  10. ↑ Existen nombres tanto de ácido como de base para el agua porque es anfótera (puede reaccionar tanto como ácido como como base).

Referencias

Notas

  1. 1 2 Leigh, Favre y Metanomski 1998 , pág. 99.
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Lecturas adicionales

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  • Calculadora en línea que utiliza la publicación complementaria de la IAPWS sobre las propiedades del agua líquida a 0,1 MPa, de septiembre de 2008.
  • Chaplin, Martin (2019). «Estructura y propiedades del agua en sus diversos estados» . Enciclopedia del agua . Wiley Online Library 2019. pp. 1–19 . doi : 10.1002/9781119300762.wsts0002 . ISBN  978-1-119-30075-5. S2CID 213738895 . 
  • Cálculo de la presión de vapor , la densidad del líquido , la viscosidad dinámica del líquido y la tensión superficial del agua.
  • Calculadora de densidad del agua (desaparecida)
  • ¿Por qué flota el hielo en mi bebida? , NASA
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