El agua ( H2O ) es un compuesto inorgánico polar que a temperatura ambiente es un líquido insípido e inodoro , que es casi incoloro , salvo un toque inherente de azul . 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 como sólido , líquido y gas en la superficie de la Tierra. [23] También es la tercera molécula más abundante en el universo (detrás 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, disolviéndolos así. Su enlace de hidrógeno causa sus muchas propiedades únicas, como tener una forma sólida menos densa que su forma líquida, un punto de ebullición relativamente alto de 100 °C para su masa molar y una alta capacidad calorífica .
El agua es anfótera , es decir que puede exhibir propiedades de un ácido o de una base , dependiendo del pH de la solución en la que se encuentra; 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. [24]
El agua es la sustancia química con fórmula química H.
2Oh ; una molécula de agua tiene dos átomos de hidrógeno unidos covalentemente a un solo átomo de oxígeno . [25] El agua es un líquido insípido e inodoro a temperatura y presión ambiente . El agua líquida tiene bandas de absorción débiles en longitudes de onda de alrededor de 750 nm, lo que hace que parezca tener un color azul. [3] Esto se puede observar fácilmente en una bañera llena de agua o en un lavabo cuyo revestimiento es blanco. Los grandes cristales de hielo, como en los glaciares , también aparecen de color azul.
En condiciones estándar , 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 reforman continuamente en escalas de tiempo superiores 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 integral para la vida.
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 los cubitos de hielo , o de cristales granulares poco acumulados , 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 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 rara vez ocurre 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 mediante 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). [27]
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), los cuales son resultado de los extensos enlaces de hidrógeno entre sus moléculas. Estas dos propiedades inusuales permiten que el agua modere el clima de la Tierra al amortiguar 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 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, sólo la del amoníaco es superior. Esta propiedad confiere resistencia al derretimiento al hielo de los glaciares y al hielo a la deriva . Antes y desde la llegada de la refrigeración mecánica , el hielo era y sigue siendo de uso común para retardar el deterioro de los alimentos.
La capacidad calorífica específica del hielo a −10 °C es 2030 J/(kg·K) [29] y la capacidad calorífica del vapor a 100 °C es 2080 J/(kg·K). [30]
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La densidad del agua es aproximadamente 1 gramo por centímetro cúbico (62 lb/pie cúbico): esta relación se usó originalmente para definir el gramo. [31] La densidad varía con la temperatura, pero no linealmente: a medida que aumenta la temperatura, la densidad aumenta hasta un máximo de 3,98 °C (39,16 °F) y luego disminuye; [32] el aumento inicial es inusual porque la mayoría de los líquidos experimentan expansión térmica de modo 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 aproximadamente un 9%. [35] [e]
Estos efectos peculiares se deben a la unión altamente direccional de las moléculas de agua a través de enlaces de hidrógeno: el hielo y el agua líquida a baja temperatura tienen estructuras reticulares abiertas de densidad comparativamente baja y baja energía. La ruptura de los enlaces de hidrógeno al fundirse con un aumento de temperatura en el rango de 0 a 4 °C permite un empaquetamiento molecular más denso en el que algunas de las cavidades de la red se llenan con moléculas de agua. [32] [36] Por encima de 4 °C, sin embargo, 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 sufre 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]
La inusual curva de densidad y la menor densidad del hielo que la del 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 conduciría a una mezcla convectiva. Una vez que se alcancen los 0 °C, la masa de agua se congelaría de abajo hacia arriba y toda la vida que había en ella moriría. [35] Además, dado que el agua es un buen aislante térmico (debido a su capacidad calorífica), es posible que algunos lagos congelados no se descongelan por completo en verano. [35] Tal como están las cosas, la inversión de la curva de densidad conduce a una estratificación estable para temperaturas superficiales inferiores a 4 °C, y con la capa de hielo que flota en la parte superior aislando el agua debajo, [39] incluso, por ejemplo, el lago Baikal en En invierno, Siberia central se congela sólo hasta un espesor de aproximadamente 1 m. En general, en lagos suficientemente profundos, la temperatura en el fondo se mantiene constante en aproximadamente 4 °C (39 °F) durante todo el año (ver diagrama). [35]
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 desde 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 depresión del punto de congelación de un disolvente que contiene un soluto ) y reduce la temperatura de la densidad máxima del agua al anterior punto de congelación a 0 °C. Esta es la razón por la que, en el agua del océano, la convección descendente de 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. Por lo tanto, 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 lagos y ríos de agua dulce congelada .
A medida que 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 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. 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 hundimiento del agua fría y salada da como resultado la formación de corrientes oceánicas para transportar dicha agua fuera de los polos, lo que lleva a un sistema global de corrientes llamado circulación termohalina .
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 generalmente forman capas según aumenta la densidad desde la parte superior. 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 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 determinada es relativamente baja en comparación con la presión atmosférica total. Por ejemplo, si la presión parcial del vapor es del 2% de la presión atmosférica y el aire se enfría a partir de 25 °C, comenzando aproximadamente a 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, al abrir una ducha o un baño caliente, y la temperatura se mantiene aproximadamente igual, el vapor pronto alcanza la presión para el cambio de fase y luego se condensa en forma de diminutas gotas de agua, 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 debida al agua (líquida); el agua (o el hielo, si está lo suficientemente frío) 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 saturado, es mucho más útil. La presión de vapor por encima del 100% de humedad relativa se denomina sobresaturada y puede ocurrir si el aire se enfría rápidamente, por ejemplo, al elevarse repentinamente en una corriente ascendente. [gramo]
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 nuevamente 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 (1000 bar). [41]
El módulo volumétrico del agua es de aproximadamente 2,2 GPa. [42] La baja compresibilidad de los gases no gaseosos, y del agua en particular, lleva a que a menudo se suponga que son incompresibles. La baja compresibilidad del agua significa que incluso en los océanos profundos , a 4 km de profundidad, donde la presión es de 40 MPa, sólo se produce una disminución de volumen del 1,8%. [42]
El módulo volumétrico del hielo de agua varía desde 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.
La temperatura y presión a las que coexisten en equilibrio el agua sólida, líquida y gaseosa ordinaria es un punto triple del agua. Desde 1954, este punto se había utilizado para definir la unidad base de temperatura, el kelvin , [44] [45] pero, a partir de 2019 , el kelvin ahora se define 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 Heinrich Johann Apollon Tammann en Göttingen produjo datos sobre varios otros puntos triples a principios del siglo XX. Kamb y otros documentaron otros puntos triples en los años 1960. [47] [48] [49]
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 estado fluido hasta su punto de nucleación homogéneo 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 aproximadamente 0,5 °C (0,90 °F)/70 atm [i] [52] a medida 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 (2.072 atm), el punto de fusión aumenta notablemente con la presión , es decir, alcanza los 355 K (82 °C) a 2,216 GPa (21.870 atm) (punto triple del Hielo VII [53] ).
El agua pura que no contiene iones exógenos es un excelente aislante electrónico , 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 ( H
3oh+
). Debido a la autoionización, a temperatura ambiente, el agua líquida pura tiene una concentración de portador de carga intrínseca similar a la del semiconductor germanio y una concentración de portador de carga intrínseca tres órdenes de magnitud mayor que la del silicio semiconductor; por lo tanto, basándose en la concentración de portador de carga, el agua no puede considerarse ser un material completamente dieléctrico o aislante eléctrico pero ser un conductor limitado de carga iónica. [54]
Debido a que el agua es un solvente tan bueno, casi siempre tiene algo de soluto disuelto, a menudo una sal . Si el agua tiene aunque sea una pequeña cantidad de dicha impureza, entonces los iones pueden transportar cargas de un lado a otro, permitiendo que el agua conduzca la electricidad mucho más fácilmente.
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 normalmente se ve en los sistemas de ósmosis inversa , agua ultrapura ultrafiltrada y desionizada utilizados, por ejemplo, en plantas de fabricación de semiconductores. Un nivel de sal o contaminante ácido que supera incluso las 100 partes por billón (ppt) en agua que de otro modo sería ultrapura comienza a reducir notablemente su resistividad hasta en varios kΩ·m. [ cita necesaria ]
En agua pura, los equipos sensibles pueden detectar una conductividad eléctrica muy ligera de 0,05501 ± 0,0001 μS / cm a 25,00 °C. [55] El agua también se puede electrolizar 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 principales portadores de carga son los protones (ver 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 en su totalidad a defectos superficiales y, sin ellos, el hielo es un aislante con una conductividad inconmensurablemente pequeña. [32]
Una característica importante del agua es su naturaleza polar. La estructura tiene una geometría molecular curvada para los dos hidrógenos del vértice del oxígeno. El átomo de oxígeno también tiene dos pares de electrones libres. Un efecto generalmente atribuido a los pares libres es que el ángulo de curvatura de la fase gaseosa H – O – H es de 104,48 °, [57] que es más pequeño que el ángulo tetraédrico típico de 109,47 °. Los pares libres están más cerca del átomo de oxígeno que los electrones unidos sigma a los hidrógenos, por lo que requieren más espacio. La mayor repulsión de los pares solitarios fuerza 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 de cada H al 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 al átomo de oxígeno. Las diferencias de carga hacen que las moléculas de agua se agreguen (las áreas relativamente positivas son atraídas por las áreas relativamente negativas). Esta atracción, los enlaces de hidrógeno , explica muchas de las propiedades del agua, como sus propiedades disolventes. [59]
Aunque los enlaces de hidrógeno son una atracción relativamente débil en comparación con los enlaces covalentes dentro de la propia molécula de agua, son responsables 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
2S ), tiene enlaces de hidrógeno mucho más débiles debido a la menor electronegatividad del azufre. h
2El S es un gas a temperatura ambiente , a pesar de que el sulfuro de hidrógeno tiene casi el doble de masa molar que el agua. El enlace adicional entre las moléculas de agua también le da al agua líquida una gran capacidad calorífica específica . Esta alta capacidad calorífica convierte al agua en un buen medio de almacenamiento de calor (refrigerante) y escudo térmico.
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, formándose 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 mediante dichos enlaces. [60]
El agua también tiene altas propiedades de adhesión debido a su naturaleza polar. En 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 y orgánulos biológicos , el agua está en contacto con membranas y superficies proteicas que son hidrófilas ; es decir, superficies que tienen una fuerte atracción por el agua. Irving Langmuir observó una fuerte fuerza repulsiva entre superficies hidrofílicas. Deshidratar superficies hidrófilas (eliminar las capas fuertemente retenidas de agua de hidratación) 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 congelación extracelular. [62]
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]
Debido a que el agua tiene fuertes fuerzas cohesivas y adhesivas, exhibe acción capilar. [65] La fuerte cohesión resultante de los enlaces de hidrógeno y la adhesión permite a los árboles transportar agua a más de 100 m hacia arriba. [64]
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 aquellas que no se mezclan bien con el agua se conocen como sustancias hidrofóbicas ("temerosas del agua"). [67] La capacidad de una sustancia para disolverse en agua está determinada por si la sustancia puede igualar o mejorar 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 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, pero no entrópicamente, favorable.
Cuando un compuesto iónico o polar ingresa al agua, queda 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 dipolares parcialmente negativos del agua son atraídos por los componentes cargados positivamente 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 juntas en el agua porque energéticamente es más favorable para las moléculas de agua formar enlaces de hidrógeno entre sí que 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 de los cuales está 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 ésta sea transportada a la solución.
La dinámica de los túneles cuánticos 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 se puede romper mediante túneles cuánticos en el hexámero de agua . A diferencia de los movimientos de túneles en el agua previamente informados, esto implicó la ruptura concertada de dos enlaces de hidrógeno. [69] Más tarde, ese mismo año, se informó sobre el descubrimiento del túnel cuántico de moléculas de agua. [70]
El agua es relativamente transparente a la luz visible , a la luz ultravioleta cercana 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 microondas aprovechan la opacidad del agua ante la radiación de microondas para calentar el agua del interior de los alimentos. El color azul claro del agua se debe a una débil absorción en la parte roja del espectro visible . [3] [71]
Una sola molécula de agua puede participar en un máximo de cuatro enlaces de hidrógeno porque puede aceptar dos enlaces utilizando los pares libres 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 muestran propiedades termodinámicas , cinéticas o estructurales anómalas como las observadas en el agua porque ninguno de ellos puede formar cuatro enlaces de hidrógeno: o no pueden donar ni aceptar átomos de hidrógeno, o hay efectos estéricos en residuos voluminosos. En el agua, se forman estructuras tetraédricas intermoleculares debido a los cuatro enlaces de hidrógeno, formando así una estructura abierta y una red de enlaces tridimensional, lo que resulta en una disminución anómala de la densidad cuando se enfría por debajo de 4 °C. Esta unidad repetida y en constante reorganización 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 artículo controvertido de la Universidad de Estocolmo sugirió que las moléculas de agua en estado líquido normalmente no se unen a cuatro sino sólo 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 espectroscopia de absorción de rayos X que sondeó el entorno local de átomos de oxígeno individuales. [72]
Los efectos repulsivos de los dos pares libres sobre 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 sp 3 ideal . 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. [74] 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 unidos al Los átomos de hidrógeno (al asignarles 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 los La energía de los otros dos orbitales híbridos del átomo de oxígeno contribuye sólo parcialmente a la energía de los orbitales enlazantes (el resto de la contribución proviene de los orbitales 1s de los átomos de hidrógeno).
En el agua líquida hay cierta autoionización que produce iones hidronio e iones hidróxido .
La constante de equilibrio para esta reacción, conocida como 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 al 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 conocer 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 disolvente H 2 O se aproxima por 1, de modo que obtenemos el producto iónico simple.
La acción del agua sobre las rocas 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 sedimentos, 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 moléculas pequeñas que pueden incrustarse en su espaciosa red cristalina. El más notable de ellos es el clatrato de metano , 4 CH.
4·23H
2O , que se encuentra naturalmente en grandes cantidades en el fondo del océano.
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. [76] Si hay grandes cantidades de óxidos de nitrógeno y azufre presentes en el aire, también se disolverán en las nubes y las gotas de lluvia, produciendo lluvia ácida .
Existen varios isótopos tanto de hidrógeno como de oxígeno, lo que da lugar a varios isotopólogos conocidos del agua. La norma de Viena Mean Ocean Water es la norma internacional actual para los isótopos del agua. El agua natural está compuesta casi en su totalidad por protio, el isótopo de hidrógeno sin neutrones . Sólo 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 el 99,76%,17
O en 0,04%, y18
O en el 0,2% de las moléculas de agua. [77]
Óxido de deuterio, D
2O , también se la conoce como agua pesada debido a su mayor densidad. Se utiliza en reactores nucleares como moderador de neutrones . El tritio es radiactivo y se desintegra con una vida media de 4500 días; El THO existe en la naturaleza sólo en cantidades mínimas y se produce principalmente a través de reacciones nucleares en la atmósfera inducidas por rayos cósmicos. El agua con un átomo de protio y un átomo de deuterio HDO se encuentra naturalmente en el agua ordinaria en bajas concentraciones (~0,03%) y D
2O en cantidades mucho más bajas (0,000003%) y dichas moléculas son temporales a medida que los átomos se recombinan.
Las diferencias físicas más notables entre H
2O y D
2O , además de la simple diferencia en 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 pesa el doble que el del protio, lo que provoca diferencias notables en las energías de enlace. La diferencia de puntos de ebullición permite separar los isotopólogos. El coeficiente de autodifusión de H.
2O a 25 °C es un 23% mayor que el valor de D
2O. [78] Debido a que las moléculas de agua intercambian átomos de hidrógeno entre sí, el óxido de hidrógeno y deuterio (DOH) es mucho más común en agua pesada de baja pureza que el monóxido de dideuterio puro D.
2O.
Consumo de D puro aislado
2El O puede afectar los procesos bioquímicos: la ingestión de grandes cantidades perjudica la función de los riñones y del sistema nervioso central. Se pueden consumir pequeñas cantidades sin efectos nocivos; Los humanos generalmente no son conscientes de las diferencias en el sabor, [79] pero a veces informan una sensación de ardor [80] o un sabor dulce. [81] Se deben consumir cantidades muy grandes de agua pesada para que cualquier toxicidad se haga evidente. Las ratas, sin embargo, pueden evitar el agua pesada por el olfato y es tóxica para muchos animales. [82]
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 .
El agua es la sustancia más abundante en la superficie terrestre y también la tercera molécula más abundante en el universo, después del H.
2y compañía . [22] 0,23 ppm de la masa terrestre es agua y el 97,39% del volumen global de agua de 1,38 × 109 km 3 se encuentran en los océanos. [83]
El agua es mucho más frecuente en el Sistema Solar exterior, más allá de un punto llamado línea de escarcha , donde la radiación del Sol 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 amoníaco ). En el Sistema Solar interior, los planetas, asteroides y lunas estaban formados casi en su totalidad por metales y silicatos. Desde entonces, el agua ha sido entregada al Sistema Solar interior a través de un mecanismo aún desconocido, que se teoriza que son 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 marcada. 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]
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+) donante y una base es un aceptor de protones. [87] Al reaccionar con un ácido más fuerte, el agua actúa como base; al reaccionar con una base más fuerte, actúa como un ácido. [87] Por ejemplo, el agua recibe un H+
ion de HCl cuando se forma ácido clorhídrico :
En la reacción con amoníaco , NH
3, el agua dona un H+
ion, y por lo tanto actúa como un ácido:
Debido a que el átomo de oxígeno en el agua tiene dos pares libres , el agua a menudo actúa como 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 donadores de pares de electrones y los 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:
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:
El carácter de base de Lewis del agua lo convierte en un ligando común en complejos de metales de transición , ejemplos de los cuales incluyen complejos acuógenos metálicos como Fe(H
2Oh)2+
6al 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. Así, FeSO
4·7H
2O consta de [Fe 2 (H 2 O) 6 ] 2+ centros y un "agua reticular". El agua suele ser un ligando monodentado , es decir, forma sólo un enlace con el átomo central. [88]
Como base dura, el agua reacciona fácilmente con los carbocationes orgánicos ; por ejemplo en una reacción de hidratación , un grupo hidroxilo ( OH−
) y se añade un protón ácido a los dos átomos de carbono unidos entre sí en el doble enlace carbono-carbono, lo que da como resultado un alcohol. Cuando la adición de agua a una molécula orgánica escinde la molécula 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 las reacciones de sustitución S N 2 y eliminación E2 ; esta última se conoce entonces como reacción de deshidratación .
El agua contiene hidrógeno en el estado de oxidación +1 y oxígeno en el estado de oxidación −2. [89] Oxida productos químicos como hidruros , metales alcalinos y algunos metales alcalinotérreos . [90] [91] Un ejemplo de metal alcalino que reacciona con agua es: [92]
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] Tenga en cuenta que la oxidación del hierro es una reacción entre el hierro y el oxígeno [94] que se disuelve en agua, no entre hierro y 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 del O.
2/H
2O. Casi todas estas reacciones requieren un catalizador . [95] Un ejemplo de oxidación del agua es:
El agua se puede dividir en sus elementos constituyentes, hidrógeno y oxígeno, haciendo pasar una corriente eléctrica a través de ella. [96] Este proceso se llama electrólisis. La media reacción catódica es:
La media reacción del ánodo es:
Los gases producidos burbujean hacia la superficie, donde pueden ser recogidos o encendidos con una llama sobre el agua si esa fuera la intención. El potencial necesario para la electrólisis del agua pura es de 1,23 V a 25 °C. [96] El potencial operativo es en realidad 1,48 V o más en la electrólisis práctica.
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 parte de oxígeno. [99]
Gilbert Newton Lewis aisló la primera muestra de agua pesada pura en 1933. [100]
Las propiedades del agua se han utilizado históricamente para definir diversas escalas de temperatura . En particular, las escalas Kelvin , Celsius , Rankine y Fahrenheit estaban, o están definidas actualmente, 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 más utilizado en la actualidad.
El nombre aceptado del agua por la IUPAC 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 sólo está destinado a ser utilizado como nombre del hidruro mononuclear original utilizado para nombrar derivados de agua mediante nomenclatura de sustituyentes . [102] Estos derivados comúnmente tienen otros nombres recomendados. Por ejemplo, se recomienda el nombre hidroxilo en lugar de oxidanilo para el grupo –OH. La IUPAC menciona explícitamente el nombre oxano como inadecuado para este propósito, ya que ya es el nombre de un éter cíclico también conocido como tetrahidropirano . [103] [104]
El nombre sistemático más simple del agua es óxido de hidrógeno . Esto es análogo a compuestos relacionados como el peróxido de hidrógeno , el sulfuro de hidrógeno y el óxido de deuterio (agua pesada). Utilizando la nomenclatura química para compuestos binarios iónicos de tipo I , el agua tomaría el nombre de monóxido de hidrógeno , [105] pero este no figura 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 que rara vez se usa y 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 , utilizando nombres de ácido y base. [j] Ninguno de estos nombres exóticos se utiliza ampliamente. La forma polarizada de la molécula de agua, H.+
OH−
, también se llama hidróxido de hidron según la nomenclatura IUPAC. [106]
Sustancia acuosa es un término utilizado para el óxido de hidrógeno (H 2 O) cuando no se desea especificar si se trata de agua líquida , vapor , alguna forma de hielo o un componente de una mezcla o mineral.
A veces estos compuestos tienen nombres genéricos o comunes (p. ej., H2O es "agua") y también tienen nombres sistemáticos (p. ej., H2O, monóxido de dihidrógeno).
El calentamiento de los océanos domina el inventario global de cambios energéticos. El calentamiento del océano representa alrededor del 93% del aumento en el inventario de energía de la Tierra entre 1971 y 2010 (nivel de confianza alto), y el calentamiento del océano superior (0 a 700 m) representa alrededor del 64% del total. El derretimiento del hielo (incluido el hielo marino, las capas de hielo y los glaciares del Ártico) y el calentamiento de los continentes y la atmósfera representan el resto del cambio de energía.
Gramo
, el peso absoluto de un volumen de agua pura es igual al cubo de la fracción de centímetro del metro y a la temperatura del hielo fondante.
![{\displaystyle K_{\rm {w}}=[{\rm {H_{3}O^{+}}}][{\rm {OH^{-}}}]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/86dca39006c4f875cacc14395c7ff6e38a09d990)
![{\displaystyle K_{\rm {eq}}\approx K_{\rm {w}}=[{\rm {H_{3}O^{+}}}][{\rm {OH^{-}} }]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8c479a6b2710d07dd3952fcc072550c0e8537e70)
{{cite journal}}: Citar diario requiere |journal=( ayuda ){{cite journal}}: Citar diario requiere |journal=( ayuda ){{cite web}}: CS1 maint: unfit URL (link)El agua, H 2 O, es similar. Tiene dos pares de electrones sin nada unido a ellos. También hay que tenerlos en cuenta. Moléculas como NH 3 y H 2 O se llaman dobladas .
Observe que los ángulos de enlace disminuyen a medida que aumenta el número de pares de electrones no enlazantes. Un par de electrones enlazantes es atraído por ambos núcleos de los átomos enlazados, pero un par no enlazante es atraído principalmente por un solo núcleo. Como un par no enlazante experimenta menos atracción nuclear, su dominio electrónico está más extendido en el espacio que el dominio electrónico de un par enlazante (figura 9.7). Por tanto, los pares de electrones no enlazantes ocupan más espacio que los pares enlazantes; en esencia, actúan como globos más grandes y gruesos en nuestra analogía de la figura 9.5. Como resultado, los dominios electrónicos de los pares de electrones no enlazantes ejercen mayores fuerzas repulsivas en los dominios electrónicos adyacentes y tienden a comprimir los ángulos de enlace.
