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Agua ( H
2
O
) es un compuesto inorgánico polar que a temperatura ambiente es un líquido insípido e inodoro, que es casi incoloro, aparte de un toque inherente de azul . Es, con mucho, el compuesto químico más estudiado [18] y se describe como el " disolvente universal" [19] y el "disolvente de la vida". [20] Es la sustancia más abundante en la superficie de la Tierra [21] y la única sustancia común que existe como sólido , líquido y gas en la superficie de la Tierra. [22]También es la tercera molécula más abundante del universo (detrás del hidrógeno molecular y el monóxido de carbono ). [21]

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, disolviéndolos así. Su enlace de hidrógeno causa sus muchas propiedades únicas, como tener una forma sólida menos densa que su forma líquida, [c] un punto de ebullición relativamente alto de 100 ° C para su masa molar y una alta 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 respectivas concentraciones son inversamente proporcionales entre sí. [23]

Propiedades físicas [ editar ]

El agua es la sustancia química con fórmula química H
2
O
; una molécula de agua tiene dos hidrógeno átomos covalentemente unidos a un solo oxígeno átomo. [24] El agua es un líquido insípido e inodoro a temperatura y presión ambientales . El agua líquida tiene bandas de absorción débiles en longitudes de onda de alrededor de 750 nm que hacen que parezca tener un color azul. [3] Esto se puede observar fácilmente en un baño o lavabo lleno de agua cuyo revestimiento es blanco. Los cristales de hielo grandes, como en los glaciares , también aparecen de color azul.

En condiciones estándar , el agua es principalmente un líquido, 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 reforman continuamente en escalas de tiempo más rápidas que 200 femtosegundos (2 × 10 −13 segundos). [25] Sin embargo, estos lazos son lo suficientemente fuertes como para crear muchas de las propiedades peculiares del agua, algunas de las cuales la hacen parte integral de la vida.

Agua, hielo y vapor [ editar ]

Dentro de la atmósfera y la superficie de la Tierra, la fase líquida es la más común y es la forma que generalmente se denota con la palabra "agua". La fase sólida del agua se conoce como hielo y comúnmente toma la estructura de cristales duros y amalgamados , como cubitos de hielo , o cristales granulares acumulados sueltos , como la nieve . Aparte 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 y las nubes visibles se forman a partir de diminutas gotas de agua suspendidas en el aire.

El agua también forma un fluido supercrítico . La temperatura crítica es 647 K y la presión crítica es 22.064 MPa . En la naturaleza, esto solo ocurre raramente en condiciones extremadamente hostiles. Un ejemplo probable de agua supercrítica de origen natural se encuentra en las partes más calientes de los respiraderos hidrotermales de aguas profundas , en las que el agua se calienta a la temperatura crítica por medio de columnas volcánicas y la presión crítica es causada por el peso del océano en las profundidades extremas donde se encuentran los respiraderos. Están localizados. Esta presión se alcanza a una profundidad de unos 2200 metros: mucho menos que la profundidad media del océano (3800 metros). [26]

Capacidad calorífica y calores de vaporización y fusión [ editar ]

Calor de vaporización del agua desde que se derrite a temperatura crítica

El agua tiene una capacidad calorífica específica muy alta de 4181.4 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), los cuales son el resultado del extenso enlace de hidrógeno entre sus moléculas. Estas dos propiedades inusuales permiten que el agua modere el clima de la Tierra amortiguando grandes fluctuaciones de temperatura. La mayor parte de la energía adicional almacenada en el sistema climático desde 1970 se ha acumulado en los océanos. [27]

La entalpía específica de fusión (más comúnmente conocida como calor latente) del agua es 333.55 kJ / kg a 0 ° C: se requiere la misma cantidad de energía para derretir hielo que para calentar hielo desde -160 ° C hasta su punto de fusión o calentar la misma cantidad de agua a unos 80 ° C. De las sustancias comunes, solo la del amoníaco es más alta. Esta propiedad confiere resistencia al derretimiento del hielo de los glaciares y al hielo a la deriva . Antes y desde el advenimiento de la refrigeración mecánica , el hielo era y sigue siendo de uso común para retrasar el deterioro de los alimentos.

La capacidad calorífica específica del hielo a −10 ° C es 2030 J / (kg · K) [28] y la capacidad calorífica del vapor a 100 ° C es 2080 J / (kg · K). [29]

Densidad del agua y el hielo [ editar ]

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

La densidad del agua es de aproximadamente 1 gramo por centímetro cúbico (62 lb / pie cúbico): esta relación se usó originalmente para definir el gramo. [30] La densidad varía con la temperatura, pero no linealmente: a medida que aumenta la temperatura, la densidad aumenta a un pico de 3,98 ° C (39,16 ° F) y luego disminuye; [31] esto es inusual. [d] El hielo hexagonal regular también es menos denso que el agua líquida; al congelarse, la densidad del agua disminuye en aproximadamente un 9%. [34] [e]

Estos efectos se deben a la reducción del movimiento térmico con el enfriamiento, lo que permite que las moléculas de agua formen más enlaces de hidrógeno que evitan que las moléculas se acerquen entre sí. [31] Mientras que por debajo de 4 ° C, la rotura de enlaces de hidrógeno debido al calentamiento permite que las moléculas de agua se compacten más cerca a pesar del aumento del movimiento térmico (que tiende a expandir un líquido), por encima de 4 ° C el agua se expande a medida que aumenta la temperatura. [31] El agua cerca del punto de ebullición es aproximadamente un 4% menos densa que el agua a 4 ° C (39 ° F). [34] [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). [35] [36]

Distribución de temperatura en un lago en verano e invierno.

La curva de densidad inusual y la densidad más baja del hielo que del agua son vitales para la vida: si el agua fuera más densa en el punto de congelación, en invierno el agua muy fría en la superficie de los lagos y otros cuerpos de agua se hundiría, los lagos podrían congelarse por de abajo hacia arriba, y toda la vida en ellos moriría. [34] Además, dado que el agua es un buen aislante térmico (debido a su capacidad calorífica), es posible que algunos lagos helados no se derritan por completo en verano. [34] La capa de hielo que flota en la parte superior aísla el agua de abajo. [37] El agua a aproximadamente 4 ° C (39 ° F) también se hunde hasta el fondo, manteniendo constante la temperatura del agua en el fondo (ver diagrama). [34]

Densidad de agua salada y hielo [ editar ]

Densidad de superficie WOA

La densidad del agua salada depende del contenido de sal disuelta y de la temperatura. El hielo todavía flota en los océanos, de lo contrario, se congelarían de abajo hacia arriba. Sin embargo, el contenido de sal de los océanos reduce el punto de congelación en aproximadamente 1,9 ° C [38] (ver aquí para una explicación) y baja la temperatura de la densidad máxima del agua al punto de congelación anterior a 0 ° C. Esta es la razón por la que, en el agua del océano, la convección descendente del agua más fría no es 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. Entonces, las criaturas que viven en el fondo de océanos fríos como el Océano Ártico generalmente viven en agua 4 ° C más fría que en el fondo de océanos congelados.lagos y ríos de agua dulce.

A medida que la superficie del agua salada comienza a congelarse (a -1,9 ° C [38] para el agua de mar con salinidad normal , 3,5%), el hielo que se forma está 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 está "congelada" se suma a la salinidad y densidad del agua de mar justo debajo de él, en un proceso conocido como rechazo de salmuera . Este 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 [38]en la superficie. La mayor 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 la salmuera y el hundimiento del agua salada fría da como resultado la formación de corrientes oceánicas para transportar dicha agua lejos de los polos, lo que lleva a un sistema global de corrientes llamado circulación termohalina .

Miscibilidad y condensación [ editar ]

La línea roja muestra 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 y suelen formar capas de acuerdo con el aumento de densidad desde la parte superior. Esto se puede predecir comparando la polaridad . El agua, que es un compuesto relativamente polar, tenderá a ser miscible con líquidos de alta polaridad como el etanol y la acetona, mientras que los compuestos con baja polaridad tenderán a ser inmiscibles y poco solubles , como los hidrocarburos .

Como gas, el vapor de agua es completamente miscible con el aire. Por otro lado, la presión máxima de vapor de agua que es 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, a partir de aproximadamente 22 ° C, el agua comenzará a condensarse, definiendo el punto de rocío y creando niebla o rocío.. El proceso inverso explica que la niebla se disipe por la mañana. Si la humedad aumenta a temperatura ambiente, por ejemplo, con una ducha caliente o un baño, y la temperatura se mantiene aproximadamente igual, el vapor pronto alcanza la presión para el cambio de fase y luego se condensa como gotitas de agua diminutas, comúnmente conocidas como como vapor.

Un gas saturado o uno con 100% de humedad relativa es cuando la presión de vapor del agua en el aire está en equilibrio con la presión de vapor debido al agua (líquida); el agua (o el hielo, si está lo suficientemente fría) no perderá masa por evaporación cuando se exponga al aire saturado. Debido a que la cantidad de vapor de agua en el aire es pequeña, la humedad relativa, la relación entre la presión parcial debida al vapor de agua y la presión de vapor parcial saturada, es mucho más útil. La presión de vapor por encima del 100% de humedad relativa se denomina súper saturada y puede ocurrir si el aire se enfría rápidamente, por ejemplo, al elevarse repentinamente en una corriente ascendente. [gramo]

Presión de vapor [ editar ]

Diagramas de presión de vapor de agua

Compresibilidad [ editar ]

La compresibilidad del agua es 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 aumentar de nuevo al aumentar la temperatura. A medida que aumenta la presión, la compresibilidad disminuye, siendo3,9 × 10 −10  Pa −1 a 0 ° C y 100 megapascales (1.000 bar). [39]

El módulo volumétrico del agua es de aproximadamente 2,2 GPa. [40] La baja compresibilidad de los no gases, y del agua en particular, hace que a menudo se asuma que son incompresibles. La baja compresibilidad del agua significa que incluso en los océanos profundos a 4 km de profundidad, donde las presiones son de 40 MPa, solo hay una disminución del volumen del 1,8%. [40]

El módulo de volumen del hielo de agua varía desde 11,3 GPa a 0 K hasta 8,6 GPa a 273 K. [41] 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 [ editar ]

El punto triple sólido / líquido / vapor de agua líquida, hielo I hy vapor de agua en la parte inferior izquierda de un diagrama de fase de agua.

La temperatura y la presión a las que coexisten en equilibrio el agua ordinaria sólida, líquida y gaseosa es un punto triple del agua. Desde 1954, este punto se ha utilizado para definir la unidad base de temperatura, el kelvin [42] [43] pero, a partir de 2019 , el kelvin ahora se define utilizando la constante de Boltzmann , en lugar del punto triple del agua. [44]

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. [43] Gustav Heinrich Johann Apollon Tammann en Gotinga produjo datos sobre varios otros puntos triples a principios del siglo XX. Kamb y otros documentaron puntos triples adicionales en la década de 1960. [45] [46] [47]

Punto de fusión [ editar ]

El punto de fusión del hielo es 0 ° C (32 ° F; 273 K) a presión estándar; sin embargo, el agua líquida pura se puede sobreenfriar muy por debajo de esa temperatura sin congelarse si el líquido no se altera mecánicamente. Puede permanecer en un estado fluido hasta su punto de nucleación homogéneo de aproximadamente 231 K (-42 ° C; -44 ° F). [49] El punto de fusión del hielo hexagonal ordinario cae ligeramente a presiones moderadamente altas, en 0,0073 ° C (0,0131 ° F) / atm [h] o aproximadamente 0,5 ° C (0,90 ° F) / 70 atm [i] [50] a medida que la energía de estabilización de los enlaces de hidrógeno es excedida 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 notablemente con la presión , es decir, alcanza 355 K (82 ° C) a 2,216 GPa (21,870 atm) (punto triple de Ice VII [51] ).

Propiedades eléctricas [ editar ]

Conductividad eléctrica [ editar ]

El agua pura que no contiene iones exógenos es un excelente aislante , pero ni siquiera el agua "desionizada" está completamente libre de iones. El agua se autoioniza en estado líquido cuando dos moléculas de agua forman un anión hidróxido ( OH-
) y un catión hidronio ( H
3
O+
).

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

Se sabe que la resistividad eléctrica máxima teórica del agua es de aproximadamente 18,2 MΩ · cm (182 kΩ · m) a 25 ° C. [52] Esta cifra concuerda bien con lo que se ve típicamente en sistemas de ósmosis inversa , ultrafiltrados y desionizados de agua ultrapura utilizados, por ejemplo, en plantas de fabricación de semiconductores. Un nivel de sal o contaminante ácido que exceda incluso las 100 partes por trillón (ppt) en agua que de otro modo sería ultra pura comienza a disminuir notablemente su resistividad hasta en varios kΩ · m. [ cita requerida ]

En agua pura, los equipos sensibles pueden detectar una conductividad eléctrica muy leve de 0.05501 ± 0.0001 μS / cm a 25.00 ° C. [52] El agua también se puede electrolizar en 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 (ver conductor de protones ). [53] 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 en su totalidad a defectos superficiales, y sin ellos, el hielo es un aislante con una conductividad inconmensurablemente pequeña. [31]

Polaridad y enlaces de hidrógeno [ editar ]

Un diagrama que muestra las cargas parciales de los átomos en una molécula de agua.

Una característica importante del agua es su naturaleza polar. La estructura tiene una geometría molecular doblada para los dos hidrógenos del vértice del oxígeno. El átomo de oxígeno también tiene dos pares de electrones solitarios . Un efecto que se suele atribuir a los pares solitarios es que el ángulo de curvatura de la fase gaseosa H – O – H es de 104,48 °, [54] que es más pequeño que el ángulo tetraédrico típico de 109,47 °. Los pares solitarios están más cerca del átomo de oxígeno que los electrones sigma unidos a los hidrógenos, por lo que requieren más espacio. La mayor repulsión de los pares solitarios hace que los enlaces O – H se acerquen entre sí. [55]

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 al O, lo que hace que el oxígeno sea parcialmente negativo y cada hidrógeno sea parcialmente positivo. Un dipolo molecular grande , apunta desde una región entre los dos átomos de hidrógeno al 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. [56]

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 punto de fusión y ebullición relativamente altas : se requiere más energía para romper los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua. Por el contrario, el sulfuro de hidrógeno ( H
2
S
), tiene enlaces de hidrógeno mucho más débiles debido a la menor electronegatividad del azufre. H
2
S
es un gas a temperatura ambiente , a pesar de que el sulfuro de hidrógeno tiene casi el doble de la masa molar del agua. La unión adicional entre las moléculas de agua también le da al agua líquida una gran capacidad calorífica específica . Esta alta capacidad calorífica hace que el agua sea un buen medio de almacenamiento de calor (refrigerante) y un protector térmico.

Cohesión y adhesión [ editar ]

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 las moléculas de agua. Estos enlaces de hidrógeno se rompen constantemente y se forman nuevos enlaces con diferentes moléculas de agua; pero en un momento dado en una muestra de agua líquida, una gran parte de las moléculas se mantienen unidas por estos enlaces. [57]

El agua también tiene altas propiedades de adhesión debido a su naturaleza polar. En un 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. [ cita requerida ] En las células biológicas y los orgánulos , el agua está en contacto con las superficies de la membrana y de las proteínas que son hidrófilas ; es decir, superficies que tienen una fuerte atracción por el agua. Irving Langmuirobservó una fuerte fuerza repulsiva entre superficies hidrófilas. Para deshidratar superficies hidrófilas, para eliminar las capas de agua de hidratación fuertemente retenidas, es necesario realizar un trabajo sustancial contra estas fuerzas, llamadas fuerzas de hidratación. Estas fuerzas son muy grandes pero disminuyen rápidamente en un nanómetro o menos. [58] Son importantes en biología, particularmente cuando las células se deshidratan por exposición a atmósferas secas o congelación extracelular. [59]

Flujo de agua de lluvia desde un dosel. Entre las fuerzas que gobiernan la formación de gotas: tensión superficial , cohesión (química) , fuerza de Van der Waals , inestabilidad Plateau-Rayleigh .

Tensión superficial [ editar ]

Este clip está debajo del nivel del agua, que ha subido suave y suavemente. La tensión superficial evita que el clip se sumerja y que el agua se desborde por los bordes del vidrio.
Dependencia de la temperatura de la tensión superficial del agua pura.

El agua tiene una tensión superficial inusualmente alta de 71,99 mN / ma 25 ° C [60] que es causada por la fuerza de los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua. [61] Esto permite que los insectos caminen sobre el agua. [61]

Acción capilar [ editar ]

Debido a que el agua tiene fuertes fuerzas cohesivas y adhesivas, exhibe acción capilar. [62] La fuerte cohesión de los enlaces de hidrógeno y la adhesión permite a los árboles transportar agua a más de 100 m hacia arriba. [61]

Agua como solvente [ editar ]

La presencia de carbonato de calcio coloidal a partir de altas concentraciones de cal disuelta convierte el agua de Havasu Falls en turquesa.

El agua es un excelente solvente debido a su alta constante dieléctrica. [63] 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 ("temerosas del agua"). [64] La capacidad de una sustancia para disolverse en agua está determinada por si la sustancia puede igualar o no las fuertes fuerzas de atracción que generan las moléculas de agua entre otras moléculas de agua. 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 "repelen", y la hidratación de una superficie hidrófoba es energéticamente, pero no entrópicamente, favorable.

Cuando un compuesto iónico o polar entra en el agua, está rodeado de moléculas de agua ( hidratación ). El tamaño relativamente pequeño de las moléculas de agua (~ 3 angstroms) permite que muchas moléculas de agua rodeen una molécula de soluto . Los extremos del dipolo parcialmente negativos del agua son atraídos por los componentes cargados positivamente del soluto, y viceversa para los extremos del dipolo positivo.

En general, las sustancias iónicas y polares como los ácidos , los alcoholes y las sales son relativamente solubles en agua y las sustancias apolares como las grasas y los aceites no lo son. Las moléculas no polares permanecen juntas en el agua porque es energéticamente más favorable que las moléculas de agua se unan entre sí en lugar de participar en interacciones de van der Waals con 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-
aniones , cada uno rodeado por moléculas de agua. Luego, los iones se transportan fácilmente desde su red cristalina a la solución. Un ejemplo de soluto no iónico es el azúcar de mesa . Los dipolos de agua forman enlaces de hidrógeno con las regiones polares de la molécula de azúcar (grupos OH) y permiten que se disuelva.

Túneles cuánticos [ editar ]

La dinámica de túnel cuántico en el agua se informó ya en 1992. En ese momento se sabía que había movimientos que destruyen y regeneran el enlace de hidrógeno débil mediante rotaciones internas de los monómeros de agua sustituyentes . [65] El 18 de marzo de 2016, se informó que el enlace de hidrógeno puede romperse mediante un túnel cuántico en el hexámero de agua . A diferencia de los movimientos de túnel en el agua previamente informados, esto implicó la ruptura concertada de dos enlaces de hidrógeno. [66] Más adelante en el mismo año, se informó sobre el descubrimiento del túnel cuántico de moléculas de agua. [67]

Absorción electromagnética [ editar ]

El agua es relativamente transparente a la luz visible , casi a la luz ultravioleta y a 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 parte del espectro de luz que se transmite bien a través del agua. Los hornos de 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 . [3] [68]

Estructura [ editar ]

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 porque puede aceptar dos enlaces utilizando los pares solitarios de 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 que se observan en el agua porque ninguno de ellos puede formar cuatro enlaces de hidrógeno: o no pueden donar o aceptar átomos de hidrógeno, o hay efectos estéricos en residuos voluminosos. En agua, tetraédrico intermolecularLas estructuras se forman debido a los cuatro enlaces de hidrógeno, formando así una estructura abierta y una red de enlace tridimensional, lo que resulta en una disminución anómala de la densidad cuando se enfría por debajo de 4 ° C. Esta unidad que se repite y se reorganiza constantemente define una red tridimensional que se extiende por todo el líquido. Esta visión se basa en estudios de dispersión de neutrones y simulaciones por computadora, y tiene sentido a la luz de la disposición inequívocamente tetraédrica de las moléculas de agua en las estructuras de hielo.

Sin embargo, existe una teoría alternativa para la estructura del agua. En 2004, un controvertido artículo de la Universidad de Estocolmo sugirió que las moléculas de agua en estado líquido típicamente no se unen a cuatro sino solo a otras 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 sondeó el entorno local de los átomos de oxígeno individuales. [69]

Estructura molecular [ editar ]

Los efectos repulsivos de los dos pares solitarios sobre el átomo de oxígeno hacen que el agua tenga una estructura molecular doblada , no lineal , [70] lo que le permite ser polar. El ángulo hidrógeno-oxígeno-hidrógeno es 104,45 °, que es menor que 109,47 ° para la hibridación ideal sp 3 . La explicación de la teoría del enlace de valencia es que los pares solitarios del átomo de oxígeno son físicamente más grandes y, por lo tanto, ocupan más espacio que los enlaces del átomo de oxígeno a los átomos de hidrógeno. [71] La explicación de la teoría de los orbitales moleculares ( regla de Bent) es que reducir la energía de los orbitales híbridos no enlazantes del átomo de oxígeno (asignándoles más carácter s y menos carácter p) y, en consecuencia, aumentar la energía de los orbitales híbridos del átomo de oxígeno enlazados a los átomos de hidrógeno (asignándoles más carácter p y menos s) tiene el efecto neto de reducir 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 de enlace (el resto de la contribución proviene de los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno).

Propiedades químicas [ editar ]

Autoionización [ editar ]

En el agua líquida hay algo de autoionización que produce iones hidronio e iones hidróxido .

2 H
2
O
H
3
O+
+ OH-

La constante de equilibrio para esta reacción, conocida como el producto iónico del agua, , tiene un valor de aproximadamente 10 - 14 a 25 ° C. A pH neutro , la concentración del ion hidróxido ( OH-
) es igual a la del ion hidrógeno (solvatado) ( H+
), con un valor cercano a 10 −7 mol L −1 a 25 ° C. [72] Consulte la página de datos para conocer los valores a otras temperaturas.

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

Sin embargo, para soluciones diluidas, la actividad de un soluto como H 3 O + u OH - se aproxima por su concentración, y la actividad del solvente H 2 O se aproxima a 1, de modo que obtenemos el producto iónico simple

Geoquímica [ editar ]

La acción del agua sobre la roca durante largos períodos de tiempo generalmente conduce a la meteorización y la erosión hídrica , procesos físicos que convierten rocas sólidas y minerales en suelo y sedimento, pero bajo algunas condiciones también ocurren reacciones químicas con el agua, lo que resulta en metasomatismo o hidratación mineral. , un tipo de alteración química de una roca que produce minerales arcillosos . También ocurre cuando el cemento Portland se endurece.

El hielo de agua puede formar compuestos de clatrato , conocidos como hidratos de clatrato , con una variedad de pequeñas moléculas que pueden incrustarse en su espaciosa red cristalina. El más notable de ellos es el clatrato de metano , 4 CH
4
· 23H
2
O
, se encuentra naturalmente en grandes cantidades en el fondo del océano.

Acidez en la naturaleza [ editar ]

La lluvia es generalmente ligeramente ácida, con un pH entre 5.2 y 5.8 si no tiene ningún ácido más fuerte que el dióxido de carbono. [73] Si hay grandes cantidades de óxidos de nitrógeno y azufre en el aire, también se disolverán en las nubes y las gotas de lluvia, produciendo lluvia ácida .

Isotopólogos [ editar ]

Existen varios isótopos tanto de hidrógeno como de oxígeno, lo que da lugar a varios isotopólogos conocidos del agua. Vienna Standard Mean Ocean Water es el estándar internacional actual para isótopos de agua. El agua de origen natural está compuesta casi por completo por el isótopo de hidrógeno sin neutrones, el protio . Solo 155 ppm incluyen deuterio (2
H
o D), un isótopo de hidrógeno con un neutrón, y menos de 20 partes por quintillón incluyen tritio (3
H
o T), que tiene dos neutrones. El oxígeno también tiene tres isótopos estables, condieciséis
O
presente en 99,76%,17
O
en 0.04%, y18
O
en el 0,2% de las moléculas de agua. [74]

Óxido de deuterio, D
2
O
, también se conoce como agua pesada debido a su mayor densidad. Se utiliza en reactores nucleares como moderador de neutrones . El tritio es radiactivo y se descompone con una vida media de 4500 días; THO existe en la naturaleza solo en cantidades diminutas, y se produce principalmente a través de reacciones nucleares inducidas por rayos cósmicos en la atmósfera. El agua con un átomo de protio y un átomo de deuterio HDO se encuentra naturalmente en agua ordinaria en concentraciones bajas (~ 0.03%) y D
2
O
en cantidades mucho menores (0,000003%) y cualquiera de estas moléculas es temporal, ya que los átomos se recombinan.

Las diferencias físicas más notables entre H
2
O
y D
2
O
, además de la simple diferencia en la masa específica, implica propiedades que se ven afectadas por los enlaces de hidrógeno, como la congelación y la ebullición, y otros efectos cinéticos. Esto se debe a que el núcleo del deuterio es dos veces más pesado que el del protio, y esto provoca diferencias notables en las energías de enlace. La diferencia en los puntos de ebullición permite separar los isotopólogos. La auto-difusión coeficiente de H
2
O
a 25 ° C es un 23% más alto que el valor de D
2
O
. [75] 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 puro D
2
O
.

Consumo de D puro aislado
2
El O
puede afectar los procesos bioquímicos: la ingestión de grandes cantidades altera la función de los riñones y del sistema nervioso central. Se pueden consumir pequeñas cantidades sin efectos nocivos; los seres humanos generalmente no son conscientes de las diferencias de sabor, [76] pero a veces informan una sensación de ardor [77] o un sabor dulce. [78] Deben consumirse cantidades muy grandes de agua pesada para que se manifieste cualquier toxicidad. Las ratas, sin embargo, pueden evitar el agua pesada por el olor y es tóxica para muchos animales. [79]

El agua ligera se refiere al agua empobrecida en deuterio (DDW), agua en la que el contenido de deuterio se ha reducido por debajo del nivel estándar de 155 ppm .

Ocurrencia [ editar ]

El agua es la sustancia más abundante en la Tierra y también la tercera molécula más abundante del universo, después de H
2
y CO . [21] 0,23 ppm de la masa terrestre es agua y el 97,39% del volumen de agua global de 1,38 × 10 9 km 3 se encuentra en los océanos. [80]

Reacciones [ editar ]

Reacciones ácido-base [ editar ]

El agua es anfótera : tiene la capacidad de actuar como ácido o como base en reacciones químicas. [81] Según la definición de Brønsted-Lowry , un ácido es un protón ( H+) donante y una base es un aceptor de protones. [82] Cuando reacciona con un ácido más fuerte, el agua actúa como base; cuando reacciona con una base más fuerte, actúa como un ácido. [82] Por ejemplo, el agua recibe una H+
ion de HCl cuando se forma ácido clorhídrico :

HCl
(ácido)
+ H
2
O

(base)
H
3
O+
+ Cl-

En la reacción con amoniaco , NH
3
, el agua dona una H+
ion, y por lo tanto actúa como un ácido:

NUEVA HAMPSHIRE
3

(base)
+ H
2
O

(ácido)
NH+
4
+ OH-

Debido a que el átomo de oxígeno en el agua tiene dos pares solitarios , el agua a menudo actúa como una base de Lewis , o donante de pares de electrones, en reacciones con ácidos de Lewis , aunque también puede reaccionar con bases de Lewis, formando enlaces de hidrógeno entre los donantes de pares de electrones y el átomos de hidrógeno del agua. La teoría HSAB describe el agua como un ácido duro débil y una base dura débil, lo que significa que reacciona preferentemente con otras especies duras:

H+

(Ácido de Lewis)
+ H
2
O

(Base de Lewis)
H
3
O+
Fe3+

(Ácido de Lewis)
+ H
2
O

(Base de Lewis)
Fe ( H
2
O
)3+
6
Cl-

(Base de Lewis)
+ H
2
O

(Ácido de Lewis)
Cl ( H
2
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 ácido correspondiente, lo que da a las soluciones acuosas de jabón y bicarbonato de sodio su pH básico:

N / A
2
CO
3
+ H
2
O
⇌ NaOH + NaHCO
3

Química del ligando [ editar ]

El carácter de base de Lewis del agua lo convierte en un ligando común en los complejos de metales de transición, ejemplos de los cuales incluyen complejos metálicos aquo como Fe (H
2
O)2+
6
al ácido perrénico , que contiene dos moléculas de agua coordinadas con un centro de renio . En los hidratos sólidos , el agua puede ser un ligando o simplemente alojarse en la estructura, o ambas cosas. Por lo tanto, FeSO4· 7H2O consta de [Fe 2 (H 2 O) 6 ] 2+ centros y un "agua reticular". El agua es típicamente unligando monodentado , es decir, forma solo un enlace con el átomo central. [83]

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

Química orgánica [ editar ]

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 añaden 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 divide la molécula en dos, se dice que se produce la 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 las reacciones de sustitución S N 2 y eliminación E2 ; la última se conoce entonces como reacción de deshidratación .

Agua en reacciones redox [ editar ]

El agua contiene hidrógeno en el estado de oxidación +1 y oxígeno en el estado de oxidación -2. [84] Oxida productos químicos como hidruros , metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos . [85] [86] Un ejemplo de un metal alcalino que reacciona con agua es: [87]

2 Na + 2 H
2
O
H
2
+ 2 Na+
+ 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 . [88] Nótese que la oxidación del hierro es una reacción entre el hierro y el oxígeno [89] que se disuelve en agua, no entre el hierro y el agua.

El agua se puede oxidar para emitir oxígeno gaseoso, pero muy pocos oxidantes reaccionan con el agua, incluso si su potencial de reducción es mayor que el potencial de O
2
/ H
2
O
. Casi todas estas reacciones requieren un catalizador . [90] Un ejemplo de oxidación del agua es:

4 AgF
2
+ 2 H
2
O
→ 4 AgF + 4 HF + O
2

Electrólisis [ editar ]

El agua se puede dividir en sus elementos constituyentes, hidrógeno y oxígeno, al pasar una corriente eléctrica a través de ella. [91] Este proceso se llama electrólisis. La semirreacción del cátodo es:

2 H+
+ 2
mi-
H
2

La media reacción del ánodo es:

2 H
2
O
O
2
+ 4 H+
+ 4
mi-

Los gases producidos burbujean hacia la superficie, donde pueden recogerse o encenderse con una llama sobre el agua si esta fuera la intención. El potencial requerido para la electrólisis del agua pura es 1.23 V a 25 ° C. [91] El potencial de funcionamiento es en realidad 1,48 V o más en la electrólisis práctica.

Historia [ editar ]

Henry Cavendish demostró que el agua estaba compuesta de oxígeno e hidrógeno en 1781. [92] La primera descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno, por electrólisis , fue realizada en 1800 por el químico inglés William Nicholson y Anthony Carlisle . [92] [93] En 1805, Joseph Louis Gay-Lussac y Alexander von Humboldt demostraron que el agua se compone de dos partes de hidrógeno y una parte de oxígeno. [94]

Gilbert Newton Lewis aisló la primera muestra de agua pesada pura en 1933. [95]

Las propiedades del agua se han utilizado históricamente para definir varias escalas de temperatura . En particular, las escalas Kelvin , Celsius , Rankine y Fahrenheit estaban, o lo están actualmente, definidas 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 común en la actualidad.

Nomenclatura [ editar ]

El nombre de agua aceptado por la IUPAC es oxidano o simplemente agua , [96] o su equivalente en diferentes idiomas, aunque existen otros nombres sistemáticos que pueden usarse para describir la molécula. El oxidano solo está destinado a ser utilizado como el nombre del hidruro original mononuclear utilizado para nombrar derivados del agua mediante la nomenclatura de sustituyentes . [97] Estos derivados suelen tener otros nombres recomendados. Por ejemplo, se recomienda el nombre hidroxilo sobre oxidanilo.para el grupo –OH. La IUPAC menciona explícitamente el nombre oxano como inadecuado para este propósito, ya que es el nombre de un éter cíclico también conocido como tetrahidropirano . [98] [99]

El nombre sistemático más simple del agua es óxido de hidrógeno . Esto es análogo a los compuestos relacionados como el peróxido de hidrógeno , el sulfuro de hidrógeno y el óxido de deuterio (agua pesada). Usando la nomenclatura química para los compuestos binarios iónicos de tipo I , el agua tomaría el nombre de monóxido de hidrógeno , [100] pero este no está entre los nombres publicados por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). [96] Otro nombre es monóxido de dihidrógeno , que es un nombre de agua que rara vez se usa y que se usa principalmente en la parodia del monóxido de dihidrógeno .

Otros nombres sistemáticos para el agua incluyen ácido hidróxico , ácido hidroxílico e hidróxido de hidrógeno , usando nombres ácidos y básicos. [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 por la nomenclatura IUPAC. [101]

Sustancia acuosa es un término que se usa para el óxido de hidrógeno (H 2 O) cuando no se desea especificar si se está hablando de agua líquida , vapor , alguna forma de hielo o un componente en una mezcla o mineral.

Ver también [ editar ]

  • Enlace químico del agua
  • El engaño del monóxido de dihidrógeno
  • Agua bidestilada
  • Absorción electromagnética por agua
  • Dinámica de fluidos
  • Agua dura
  • Agua pesada
  • Polióxido de hidrógeno
  • Hielo
  • Propiedades ópticas del agua y el hielo.
  • Vapor
  • Agua sobrecalentada
  • Viscosidad § Agua
  • Clúster de agua
  • Agua (página de datos)
  • Dímero de agua
  • Modelo de agua
  • Experimento del hilo de agua

Notas al pie [ editar ]

  1. ^ a b Agua del océano medio estándar de Viena (VSMOW), utilizada para la calibración, se derrite a 273,1500089 (10) K (0,000089 (10) ° C y hierve a 373,1339 K (99,9839 ° C). diferentes temperaturas.
  2. ^ Un valor comúnmente citado de 15,7 utilizado principalmente en química orgánica para el pK a del agua es incorrecto. [11] [12]
  3. ^ a b H + representa H
    3
    O+
    (H
    2
    O)
    norte
    e iones más complejos que se forman.
  4. ^ También se observa expansión térmica negativa en la sílice fundida . [32] Además, el silicio bastante puro tiene un coeficiente negativo de expansión térmica para temperaturas entre 18 y 120 kelvin . [33]
  5. ^ Otras sustancias que se expanden al congelarse son el silicio ( punto de fusión de 1,687 K (1,414 ° C; 2,577 ° F)), galio (punto de fusión de 303 K (30 ° C; 86 ° F), germanio (punto de fusión de 1,211 K (938 ° C; 1720 ° F)), antimonio (punto de fusión de 904 K (631 ° C; 1,168 ° F)) y 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 lo da como 0.0072 ° C / atm. Sin embargo, el autor define una atmósfera como 1.000.000 de dinas / cm 2 (una barra ). Usando la definición estándar de atmósfera, 1.013.250 dinas / cm 2 , resulta en 0.0073 ° C / atm.
  9. ^ Usando el hecho de que 0.5 / 0.0073 = 68.5.
  10. ^ Existen nombres tanto de ácido como de base para el agua porque es anfótero (capaz de reaccionar tanto como ácido como como álcali).

Referencias [ editar ]

Notas [ editar ]

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Bibliografía [ editar ]

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Lectura adicional [ editar ]

  • Ben-Naim, A. (2011), Teoría molecular del agua y las soluciones acuosas , World Scientific

Enlaces externos [ editar ]

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  • Publicación de la formulación IAPWS 1995 para las propiedades termodinámicas de una sustancia de agua ordinaria para uso general y científico (formulación más simple)
  • Calculadora en línea que utiliza la versión complementaria de IAPWS sobre las propiedades del agua líquida a 0,1 MPa, septiembre de 2008
  • Chaplin, Martin. "Estructura del agua y ciencia" . Universidad de London South Bank . Consultado el 23 de noviembre de 2020 .
  • 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
  • ¿Por qué el hielo flota en mi bebida? , NASA