Propriedades da água

Água (H2O)
Nome IUPAC Água
Outros nomes Água Óxido de hidrogénio Hidróxido de hidrogénio Hidrato Oxidane Ácido Hydroxic Monóxido de Di- Ácido hidroxila Óxido de Di- Ácido Hydrohydroxic μ -Oxido dihidrogénio Água Luz
Identificadores
Número CAS	7732-18-5
Número RTECS	ZC0110000
Propriedades
Fórmula molecular	H2O ou HOH
Massa molar	18,01524 g / mol
Aparência	sólido branco ou quase incolor, transparente, com um ligeiro toque de azul, sólido cristalino ou líquido
Densidade	1,000 kg · m -3, líquido (4 ° C) 917 kg · m -3, sólido
Ponto de fusão	0 ° C , 32 ° F (273,15 K )
Ponto de ebulição	100 ° C, 212 ° F (373,15 K)
Acidez (p Ka)	15.74 ~ 35-36
Basicidade (p K b)	15.74
Viscosidade	0,001 Pa · s a 20 ° C
Estrutura
A estrutura de cristal	Hexagonal Veja gelo
Forma molecular	dobrado
Momento de dipolo	1.85 D
Perigos
Principal Perigos	intoxicação por água, afogamento (ver também Hoax monóxido de Di-)
NFPA 704	0 0 1
Os compostos relacionados
Relacionados solventes	acetona metanol
Os compostos relacionados	Vapor de água gelo água pesada
Excepto quando indicado, os dados são dados para materiais no seu estado normal (a 25 ° C, 100 kPa)
Referências de Infobox

Água ( H ₂ O , H OH ) é o mais abundante molécula na Terra superfície 's, a composição de cerca de 70% da superfície da Terra como estado líquido e sólido, além de ser encontrada na atmosfera como vapor. Está dentro equilíbrio dinâmico entre o líquido e estados de vapor a temperatura padrão e pressão. Em temperatura ambiente, é quase incolor com um toque de azul, insípido, e líquido inodoro. Muitas substâncias dissolver em água e é vulgarmente referido como o universal solvente . Devido a isto, a água na natureza e em utilização é raramente puras, e pode ter algumas propriedades diferentes das do laboratório. No entanto, existem muitos compostos que são essencialmente, senão completamente, insolúvel em água. A água é a única substância comum encontrada naturalmente em todos os três comum estados da matéria-para outras substâncias, consulte Propriedades químicas . A água também torna-se 75% do corpo humano.

Formas de água

Consulte a água # Visão geral dos tipos de água

A água pode assumir diversas formas. O estado sólido de água é comumente conhecido como gelo (enquanto muitas outras formas existem; ver água sólido amorfo); o estado gasoso é conhecido como o vapor de água (ou vapor), e o líquido comum fase é geralmente tomado como simplesmente água. Acima de um certo temperatura e pressão crítica (647 K e 22,064 MPa), as moléculas de água assumir uma condição supercrítica, em que grupos como líquidos de flutuar dentro de uma fase de vapor-like.

A água pesada é a água em que o hidrogénio é substituído pelo seu mais pesado isótopo , deutério. É quimicamente quase idênticas à água normal. A água pesada é usado na a indústria nuclear a desacelerar nêutrons .

Física e química da água

A água é a substância química com a fórmula química H ₂ O : uma molécula de água tem dois hidrogénio átomos covalentemente ligados a um único oxigénio átomo. A água é um líquido inodoro insípido em temperatura ambiente e pressão, e parece incolor em pequenas quantidades, embora tenha a sua própria intrínseca muito leve tonalidade azul. Ice também aparece incolor, e vapor de água é essencialmente invisível como um gás. A água é primariamente um líquido sob condições normais, que não está prevista a partir da sua relação com outros hidretos análogos da família de oxigénio na tabela periódica , que são gases como o sulfeto de hidrogênio. Também os elementos circundantes oxigénio na tabela periódica , azoto , flúor , fósforo , enxofre e cloro , todos combinar com hidrogénio para produzir gases sob condições padrão. A razão que dihydride oxigénio (água) forma um líquido é que ele é mais electronegativo que todos estes elementos (com excepção do flúor). Oxigénio atrai electrões muito mais fortemente do que o hidrogénio, resultando numa carga líquida positiva sobre os átomos de hidrogénio, e uma carga negativa no átomo de oxigénio. A presença de uma carga em cada um desses átomos de cada molécula de água dá uma rede momento de dipolo. Atracção eléctrica entre as moléculas de água, devido a esta dipolo puxa moléculas individuais mais perto em conjunto, tornando-o mais difícil de separar as moléculas e, por conseguinte, aumentar o ponto de ebulição. Essa atração é conhecida como ligação de hidrogénio. A água pode ser descrita como um líquido polar que dissocia desproporcionalmente para a de iões hidrónio _(H3O ⁺ _(aq)) e um associado hidróxido de iões (OH ^- _(aq)). A água é em equilíbrio dinâmico entre o líquido , gás e sólidos estados em temperaturas e pressões normais (0 ° C, 100,000 kPa), e é a única substância pura encontrada naturalmente na Terra para ser assim.

Água, gelo e vapor

Capacidade de calor e calores de vaporização e fusão

A água tem a segunda maior capacidade de calor específica de qualquer composto químico conhecido, depois de amoníaco , bem como um elevado calor de vaporização (40,65 kJ mol ^-1), ambos os quais são o resultado da extensa ligação de hidrogénio entre as suas moléculas. Estas duas propriedades incomuns permitir que a água a moderada da Terra clima por tamponamento grandes flutuações na temperatura.

O específico entalpia de fusão da água é 333,55 kJ kg ^-1 a 0 ºC. De substâncias comuns, só isso de amônia é maior. Esta propriedade confere resistência ao derretimento sobre o gelo de geleiras e gelo de vento. Antes do advento da mecânica refrigeração, gelo era de uso comum para retardar a deterioração dos alimentos.

Densidade de água e gelo

A forma sólida da maioria das substâncias é mais denso do que o líquido de fase ; assim, um bloco de substância sólida pura vai afundar em uma banheira de substância líquida pura. Mas, por outro lado, um bloco de comum gelo vão flutuar em uma banheira de água, porque a água sólida é menos denso do que a água líquida. Esta é uma propriedade característica extremamente importante de água. Em temperatura ambiente, a água líquida se torna mais denso com a diminuição da temperatura, assim como outras substâncias. Mas a 4 ° C (mais precisamente 3,98), apenas acima de zero, a água atinge o seu a densidade máxima, e como a água arrefece ainda mais para o seu ponto de congelação, a água no estado líquido, em condições normais, se expande para se tornar menos denso. A razão física para isso está relacionada com a estrutura de cristal do comum gelo , conhecido como hexagonal gelo Ih. Água, chumbo , urânio , neon e silício são alguns dos poucos materiais que se expandem quando congelar; mais contrato de outros materiais. Nem todas as formas de gelo são menos denso do que a água no estado líquido no entanto, HDA e VHDA por exemplo, são tanto mais denso do que a fase líquida pura água. Assim, a razão pela qual a forma comum de gelo é menos denso do que a água é um pouco não intuitivo e depende muito das propriedades incomuns inerentes ao ligação de hidrogênio.

Geralmente, a água se expande quando se congela por causa da sua estrutura molecular, em conjunto com o inusitado elasticidade da ligação de hidrogénio e o particular menor energia hexagonal cristal conformação que adopta, sob condições padrão. Isto é, quando a água esfria, ele tenta se empilhar em um configuração de rede cristalina que se estende a e rotacional componentes de vibração da ligação, de modo que o efeito é que cada molécula de água é empurrada mais de cada uma das suas moléculas vizinhas. Isto reduz eficazmente a ρ densidade da água quando o gelo é formado sob condições padrão.

Partes de água no estado líquido de maior densidade, com apenas alguns materiais como o gálio , germânio , bismuto e antimônio .

A importância dessa propriedade não pode ser subestimada por seu papel na ecossistema da Terra. Por exemplo, se a água fosse mais densa quando congelada, lagos e oceanos em um ambiente polar acabaria por congelar sólido (de cima para baixo). Isso aconteceria porque o gelo congelado iria resolver sobre o lago e leitos de rios, eo fenômeno do aquecimento necessário (veja abaixo) não poderia ocorrer no verão, como a camada de superfície quente seria menos densa do que a camada congelada sólida abaixo. É uma característica importante da natureza que esta não ocorre naturalmente no ambiente.

No entanto, a expansão anormal de água gelada (em ambientes naturais comuns em sistemas biológicos relevantes), devido à ligação de hidrogênio, a partir de 4 ° C acima de zero para o ponto de congelamento oferece uma vantagem importante para a vida de água doce no inverno. Água refrigerados a superfície aumenta em densidade e pias, formando convecção arrefecer correntes que todo o corpo de água, mas quando a temperatura da água do lago atinge 4 ° C, a água na superfície diminui em densidade como calafrios que mais e permanece como uma camada de superfície que eventualmente congela e forma de gelo. Desde convecção descendente da água mais fria é bloqueada pela alteração da densidade, qualquer grande corpo de água doce congelado no inverno terá a água mais fria perto da superfície, para longe do leito de rio ou lakebed.

A água vai congelar a 0 ° C (32 ° F, 273 K), no entanto, pode ser super-arrefecida em um estado fluido para baixo para a sua cristal de nucleação homogénea em quase 231 K (-42 ° C).

A água se expande de forma significativa quando a temperatura aumenta. A densidade é de 4% a menos do que a temperatura máxima que se aproxima de ebulição.

Densidade da água salgada e gelo

A densidade da água é dependente do teor de sal dissolvido, bem como a temperatura da água. Ice ainda flutua nos oceanos, caso contrário eles iriam congelar de baixo para cima. No entanto, o teor de sal dos oceanos diminui o ponto de congelação de cerca de 2 ° C e reduz a temperatura da densidade máxima da água para o ponto de congelação. É por isso que, na água do oceano, a convecção descendente da água mais fria não está bloqueada por uma expansão de água, uma vez que se torna mais frio perto do ponto de congelamento. Água fria dos oceanos perto do ponto de congelamento continua a afundar. Por esta razão, qualquer criatura tentativa para sobreviver na parte inferior dessa água fria como o oceano ártico geralmente vive em água que é de 4 ° C mais fria do que a temperatura na parte inferior da congelado sobre- lagos de água doce e rios no inverno.

Como o superfície da água salgada começa a congelar (a -1,9 ° C durante o normal salinidade da água do mar , 3,5%), o gelo que se forma é essencialmente livre de sal com uma densidade aproximadamente igual à de gelo de água doce. Este gelo flutua sobre a superfície e o sal que é "congelado para fora" contribuem para a salinidade e densidade da água do mar logo abaixo, num processo conhecido como rejeição de salmoura. Esta água salgada mais densa desce por convecção e a água do mar que substitui está sujeito ao mesmo processo. Isto proporciona gelo essencialmente de água doce em -1,9 ° C na superfície. O aumento da densidade da água do mar sob a formação de gelo faz com que ele afundar para o fundo.

Miscibilidade e condensação

A água é miscíveis com muitos líquidos, por exemplo etanol , em todas as proporções, formando um único líquido homogéneo. Por outro lado, e mais água óleos imiscíveis são geralmente formando camadas de acordo com o aumento da densidade a partir do topo.

Linha vermelha mostra a saturação

Como um gás, vapor de água é completamente miscíveis com ar. Por outro lado, a pressão máxima de vapor de água que é termodinamicamente estável com o líquido (ou sólido) a uma dada temperatura é relativamente baixa, quando comparada com a pressão atmosférica total. Por exemplo, se o vapor pressão parcial é de 2% da pressão atmosférica e o ar é arrefecida de 25 ° C, a partir de cerca de 22 ° C a água começa a condensar, definindo o ponto de orvalho, e criar neblina ou orvalho. O processo inverso explica o nevoeiro queimar na parte da manhã. Se alguém levanta a humidade à temperatura ambiente, dizem, executando um banho quente ou um banho, e a temperatura permanece sobre o mesmo, o vapor logo chega a pressão por mudança de fase, e condensa o vapor. Um gás, neste contexto, é referido como saturado ou 100% de humidade relativa, quando a pressão de vapor de água no ar está em equilíbrio com a pressão de vapor, devido à (líquido) de água; água (ou gelo, se refrescar o suficiente) vai deixar de perder massa por evaporação quando exposta ao ar saturado. Uma vez que a quantidade de vapor de água de humidade no ar é pequeno, em relação, a relação entre a pressão parcial devido ao vapor de água à pressão parcial de vapor saturado, é muito mais útil. Pressão de vapor de água acima de 100% de umidade relativa é chamada super-saturada e pode ocorrer se o ar é rapidamente arrefecido, dizer pelo aumento de repente em uma corrente ascendente.

As pressões de vapor de água

Compressibilidade

O compressibilidade da água é uma função da pressão e temperatura. A 0 ° C no limite da pressão zero a compressibilidade é de 5,1 × 10 ^-5 bar ^-1. No limite da pressão de zero a compressibilidade atinge um mínimo de 4,4 × 10 ^-5 bar ^-1 em torno de 45 ° C, antes de aumentar novamente com o aumento da temperatura. À medida que a pressão é aumentada, os decréscimos de compressibilidade, de 3,9 x 10 ^-5 barra de ^-1 a 0 ° C e 1000 bar. O módulo de volume de água é de 2,2 × 10 ⁹ Pa. A baixa compressibilidade dos não-estufa, e da água em particular, leva a que muitas vezes sendo assumida como incompressível. A baixa compressibilidade da água significa que mesmo nos profundos oceanos em 4000 m de profundidade, em que as pressões são 4 × 10 ⁷ Pa, só há uma diminuição de 1,8% em volume.

Ponto Triplo

A temperatura e pressão à qual sólido, líquido e gasoso água coexistem em equilíbrio é chamado o ponto triplo da água. Este ponto é utilizado para definir as unidades de temperatura (o kelvin , a unidade SI de temperatura termodinâmica e, indirectamente, o grau Celsius e ainda o grau Fahrenheit). Como consequência, a temperatura da água de ponto triplo é um valor prescrito, em vez de uma quantidade medida. O ponto triplo é a uma temperatura de 273,16 K (0,01 ° C), por convenção, e a uma pressão de 611,73 Pa. Esta pressão é muito baixa, cerca de 1/166 da pressão barométrica do nível do mar normal 101,325 Pa. A pressão atmosférica sobre a superfície do planeta Marte é notavelmente perto da pressão ponto triplo, eo "nível do mar" de elevação-zero ou Marte é definido pela altura em que a pressão atmosférica corresponde ao ponto triplo da água.

água diagrama de fases: Eixo Y = Pressão em Pascal (10 ^n), do eixo X = Temperatura em Kelvin, S = Sólidos, L = líquido, V = vapor, CP = Ponto Crítico, TP = Ponto triplo da água

Embora seja comumente denominado como "o ponto triplo da água", a combinação estável de água líquida, I gelo, e vapor de água é apenas um dos vários pontos triplos no diagrama de fases da água. Gustav Heinrich Johann Apollon Tammann em Göttingen produziu dados sobre vários outros pontos triplos no início do século 20. Kamb e outros documentaram mais pontos triplos nos anos 1960.

Efeito Mpemba

O Efeito Mpemba é o fenômeno surpreendente em que a água quente pode, sob certas condições, congelar mais cedo do que a água fria, mesmo que ele deve passar a temperatura mais baixa no caminho para o congelamento. No entanto, isto pode ser explicado com evaporação, convecção, sobrearrefecimento, e o efeito de isolamento geada.

Congelamento de transição à temperatura ambiente

Gelo quente é o nome dado a um outro fenómeno surpreendente em que a água à temperatura ambiente, pode ser transformado em gelo que permanece à temperatura ambiente por um alinhamento de dipolos de água e a cristalização em gelo cúbico polar através do fornecimento de um campo eléctrico na ordem de 10 ⁶ volts por metro. Este fenômeno foi mais tarde como não sendo descontado devido ao congelamento induzida por tensão e atribuída a um artefato.

O efeito de tais campos elétricos tem sido sugerida como uma explicação sobre a formação de nuvens. A primeira vez que as formas de gelo em torno de uma nuvem de partículas de argila, que requer uma temperatura de -10 ° C, mas subsequente congelação em torno do mesmo das partículas de argila requer uma temperatura de apenas -5 ° C, sugerindo algum tipo de mudança estrutural.

Tensão superficial

Gotas de água são estáveis, devido à alta tensão de superfície da água, de 72,8 mN / m, o mais elevado dos líquidos não-metálicos. Isto pode ser visto, quando pequenas quantidades de água são colocados numa superfície de vidro, tais como: a água permanece unida na forma de gotas. Esta propriedade é importante para a vida. Por exemplo, quando a água é levada através xilema-se hastes de plantas das fortes atracções intermoleculares segurar a coluna de água juntos. Propriedades coesivas forte influência da coluna de água em conjunto, e fortes propriedades adesivas furar a água para o xilema, e evitar a ruptura de tensão causada pela transpiração puxar. Outros líquidos com baixa tensão superficial teria uma maior tendência para "rasgar", formando vácuo ou bolsas de ar e tornando o transporte de água no xilema inoperante.

Propriedades elétricas

A água pura não contendo íons é uma excelente isolador, no entanto, nem mesmo água "deionizada", é completamente livre de íons. Sofre de água auto-ionização a qualquer temperatura acima do zero absoluto . Além disso, porque a água é um bom solvente tal, tem quase sempre alguns soluto dissolvido no mesmo, mais frequentemente um sal. Se a água tem ainda uma pequena quantidade de uma impureza tal, então ele pode facilmente conduzir electricidade, como impurezas, tais como sal de separar em livre iões em solução aquosa, através da qual uma corrente eléctrica pode fluir.

A água pode ser dividida nos seus elementos constituintes, hidrogénio e oxigénio, por passagem de uma corrente através dele. Este processo é chamado de electrólise . As moléculas de água se dissociam naturalmente em H ⁺ e OH ^- íons, que são puxados para o e cátodo ânodo, respectivamente. No cátodo, dois íons H ⁺ pegar elétrons e forma gás _H2. No ânodo, quatro íons OH ^- se combinam e solte O ₂ gás, água molecular, e quatro elétrons. Os gases produzidos bolha para a superfície, onde podem ser recolhidos. Sabe-se que a resistividade eléctrica máxima teórica para a água é aproximadamente de 182 kQ · m² / m (ou 18,2 mohms · cm / cm) a 25 ° C. Este valor está de acordo com o que é normalmente visto em osmose reversa, ultrafiltração e deionizada sistemas de água ultrapura utilizada, por exemplo, em instalações de fabrico de semicondutores. Um nível de contaminantes de sal ou de ácido superior a de até 100 partes por bilião (ppt) em água ultrapura começará a diminuir visivelmente o seu nível de resistividade em até vários metros kilohm quadrados por metro (uma mudança de várias centenas nanosiemens por metro de condutância).

Condutividade elétrica

A água pura tem um baixo condutividade eléctrica, mas isto aumenta significativamente pela solvatação de uma pequena quantidade de água, tal como material iónico cloreto de hidrogénio. Assim, os riscos de electrocussão são muito maiores na água com as impurezas habituais não encontrados na água pura. (É importante notar, no entanto, que os riscos de electrocussão diminuição quando as impurezas aumentar até o ponto onde a água em si é um melhor condutor do que o corpo humano. Por exemplo, os riscos de electrocussão em água do mar são mais baixos do que em água doce , como o mar tem um nível muito mais elevado de impurezas, sal particularmente comum, eo principal caminho atual vai procurar o melhor condutor. Esta é, no entanto, não é infalível e riscos substanciais permanecem em água salgada.) Quaisquer propriedades elétricas observáveis em água são a partir dos iões de sais minerais e de dióxido de carbono dissolvido na mesma. Água faz auto-ionizar onde duas moléculas de água se tornar um hidróxido de ânion e um cátion hidrônio, mas não o suficiente para levar o suficiente corrente elétrica para fazer qualquer trabalho ou dano para a maioria das operações. Em água pura, equipamentos sensíveis podem detectar um ligeiro eléctrico condutividade de 0,055 uS / cm a 25 ° C. A água também pode ser electrolisado em gases de oxigénio e hidrogénio mas na ausência de iões dissolvidos este é um processo muito lento, como muito pouca corrente é conduzida. Enquanto electrões são os transportadores primários de carga em água (e metais), em gelo (e alguns outros electrólitos), protões são os transportadores primários (ver condutor de prótons).

Natureza Dipolar de água

modelo de pontes de hidrogênio entre moléculas de água

Uma característica importante da água é a sua natureza polar. A molécula de água forma um ângulo, com átomos de hidrogênio nas pontas e oxigênio no vértice. Desde oxigênio tem um maior electronegatividade de hidrogénio, o lado da molécula com o átomo de oxigénio tem uma carga negativa parcial. Uma molécula com uma tal diferença de carga é chamado um dipolo. As diferenças de carga causar moléculas de água a ser atraídos um para o outro (as áreas relativamente positivos sendo atraídos para as áreas relativamente negativos) e a outras moléculas polares. Essa atração é conhecida como ligação de hidrogénio, e explica muitas das propriedades da água. Certas moléculas, como o dióxido de carbono, também têm uma diferença de electronegatividade entre os átomos, mas a diferença é que a forma de dióxido de carbono é simetricamente alinhadas e para que as cargas opostas se anulam. Este fenómeno de água pode ser visto se você segurar uma fonte elétrica perto de uma fina corrente de água que cai na vertical, fazendo com que o fluxo de dobrar em direção à fonte elétrica.

Apesar de ligação de hidrogénio é uma atracção relativamente fraca em comparação com as ligações covalentes dentro da própria molécula de água, que é responsável por um número de propriedades físicas da água. Uma dessas propriedades é a sua relativamente altas de fusão e ponto de ebulição temperaturas; mais calor energia é necessária para quebrar as ligações de hidrogênio entre moléculas. O sulfureto de hidrogénio semelhante composto (H ₂ S), o qual tem muito mais fraca ligação de hidrogénio, é um gás nas temperatura ambiente, embora tenha o dobro da massa molecular da água. A ligação extra entre as moléculas de água também dá água líquida uma grande capacidade de calor específico. Esta alta capacidade de calor torna a água um meio de armazenamento de calor bom.

Ligação de hidrogénio também dá regar o seu comportamento incomum quando congelamento. Quando arrefecida até perto do ponto de congelação, a presença de ligações de hidrogénio significa que as moléculas, como eles rearranjar para minimizar a sua energia, formar o hexagonal estrutura cristalina do gelo que é realmente de menor densidade: daí a forma sólida, o gelo, irá flutuar na água. Em outras palavras, a água expande-se como se congela, ao passo que quase todas as outras matérias encolher em solidificação.

Uma consequência interessante do sólido com uma densidade mais baixa do que o líquido é que o gelo se derreta pressão suficiente é aplicado. Com o aumento da pressão à temperatura do ponto de fusão cai e quando a temperatura do ponto de fusão é inferior à temperatura ambiente, o gelo começa a derreter. É necessário um aumento significativo da pressão para reduzir a temperatura do ponto de fusão -a pressão exercida por um patinador de gelo sobre o gelo só reduzir o ponto de fusão de cerca de 0,09 ° C (0,16 ° C).

Polaridade electronegativa

A água tem uma carga negativa parcial (σ-) perto do átomo de oxigénio, devido aos pares de elétrons não compartilhados, e as cargas positivas parciais (σ +) perto dos átomos de hidrogênio. Na água, isso acontece porque o átomo de oxigênio é mais electronegativo que os átomos de hidrogénio - ou seja, ele tem uma forte " poder de atracção "em da molécula electrões , aproximando-os mais (juntamente com a sua carga negativa) e fazendo a área em torno do átomo de oxigénio mais negativa do que a área em torno de ambos os hidrogénio átomos.

Adesão

Gotas de orvalho aderindo a uma teia da aranha

Varas de água para si ( coesão) porque é polar. A água também tem alta propriedades de adesão devido à sua natureza polar. Em extremamente limpo / lisa de vidro a água pode formar uma película fina porque as forças moleculares entre o vidro e as moléculas de água) (forças adesivas são mais fortes do que as forças de coesão. Nas células biológicas e organelas, a água está em contacto com as superfícies da membrana e de proteína que são hidrofílico; isto é, as superfícies que têm uma forte atracção de água. Irving Langmuir observou uma força repulsiva forte entre superfícies hidrofílicas. Para desidratar hidrofílicos superfícies para remover as camadas fortemente arraigadas de água de hidratação-requer fazer um trabalho substancial contra estas forças, chamadas forças de hidratação. Estas forças são muito grandes, mas diminuem rapidamente ao longo de um nanômetro ou menos. A sua importância na biologia tem sido extensivamente estudada por V. Adrian Parsegian do Instituto Nacional de Saúde. Eles são particularmente importantes quando as células são desidratados por exposição a atmosferas secas ou de congelamento extracelular.

Tensão superficial

Este margarida é abaixo do nível da água, que subiu suavemente e sem sobressaltos. A tensão superficial impede a água de submergir o flor.

A água tem uma elevada tensão superficial provocada pela forte coesão entre as moléculas de água. Isto pode ser visto, quando pequenas quantidades de água são colocados sobre uma superfície não-solúvel, tal como polietileno; a água permanece juntos como gotas. Assim como significativamente, o ar retido em perturbações superficiais forma bolhas, o que por vezes durar o tempo suficiente para transferir as moléculas de gás para a água. Outro efeito de tensão superficial é ondas de capilaridade, que são as ondulações superficiais que formam a partir de em torno do impacto de gotas na superfície da água, e algumas vezes ocorrem com correntes fortes subsuperficiais fluir à superfície da água. A elasticidade aparente causada pela tensão superficial conduz as ondas.

A ação capilar

A acção capilar refere-se ao processo de movimento da água para cima de um tubo estreito contra a força da gravidade . Isso ocorre porque a água adira aos lados do tubo, e, em seguida, a tensão superficial tende a alisar a superfície fazendo com que o aumento da superfície, e mais água é puxada para cima através da coesão. O processo é repetido como a água flui para cima do tubo até que haja água suficiente para que a gravidade neutraliza a força adesiva.

A água como solvente

Elevadas concentrações de dissolvido cal tornar a água de Havasu cai transformar turquesa.

A água também é um bom solvente , devido à sua polaridade. Substâncias que vai misturar bem e se dissolvem na água (por exemplo sais ) são conhecidos como " "substâncias (que gostam de água), enquanto que aqueles que não se misturam bem com água (por exemplo, hidrofílicos gorduras e óleos ), são conhecidos como " "(água-tementes) substâncias hidrofóbicas. A capacidade de uma substância para dissolver em água é determinado por se ou não a substância pode corresponder ou melhor a forte forças atrativas que as moléculas de água geram entre outras moléculas de água. Se uma substância tem propriedades que não lhe permitem superar essas forças intermoleculares fortes, as moléculas são " empurrado para fora "a partir da água, e não se dissolvem. Ao contrário das substâncias equívoco comum, água e hidrofóbicos não" repelir ", e a hidratação de uma superfície hidrofóbica é energeticamente, mas não entropicamente, favorável.

Quando um composto iónico ou polar entra na água, é rodeado por moléculas de água ( A hidratação). O tamanho relativamente pequeno de moléculas de água tipicamente permite muitas moléculas de água para rodear uma molécula de soluto . As extremidades dipolo parcialmente negativos da água são atraídas para os componentes do soluto, e vice-versa para as extremidades dipolo positivos carregado positivamente.

Em geral, substâncias iónicas e polares, tais como os ácidos , álcoois , e sais são relativamente solúveis em água, e substâncias não polares, tais como gorduras e óleos não são. Moléculas não polares ficar juntos na água porque é energeticamente mais favorável para as moléculas de água para ligação de hidrogênio entre si do que se envolver em van der Waals com moléculas não polares.

Um exemplo de um soluto iônico é o sal de mesa ; o cloreto de sódio, NaCl, separa-se em ⁺ Na catiões e Cl ^- aniões , sendo cada uma rodeada por moléculas de água. Os iões são, então, facilmente transportadas para fora do seu estrutura cristalina em solução. Um exemplo de um soluto não-iónico é o açúcar de mesa . Os dipolos de água fazem ligações de hidrogênio com as regiões polares da molécula de açúcar (grupos OH) e permitir que ele seja levado para a solução.

Natureza Amphoteric de água

Quimicamente, a água é anfotérico - isto é, é capaz de actuar tanto como um ácido ou uma base. Ocasionalmente, o ácido hydroxic termo é usado quando a água actua como um ácido numa reacção química. A um pH de 7 (neutro), a concentração de hidróxido de iões (OH ^-) é igual ao do hidrónio _(H3O ⁺⁾ ou hidrogénio (H ⁺⁾ iões. Se o equilíbrio é perturbado, a solução torna-se ácida (maior concentração de iões hidrónio) ou base (maior concentração de iões de hidróxido).

A água pode actuar como um ácido ou uma base em reacções. De acordo com Sistema de Bronsted-Lowry, um ácido é definida como uma espécie que doa uma protão (um ião H ⁺⁾ em uma reacção, e de uma base como uma que recebe um protão. Quando reagindo com um ácido forte, a água actua como uma base; quando se faz reagir com uma base forte, que actua como um ácido. Por exemplo, ele recebe um ião H ⁺ de HCl em equilíbrio:

HCl + _H2O ⇌ _H3O ⁺ + Cl ^-

Aqui a água está a actuar como uma base, ao receber um ião H ^+.

Na reacção com amoníaco , _NH3, água doa um ião H ^+, e actua assim, como um ácido:

_NH3 + _H2O ⇌ _NH4 ⁺ + OH ^-

Acidez na natureza

Em teoria, a água pura tem uma pH de 7 a 298 K. Na prática, a água pura é muito difícil de produzir. Água deixada exposta ao ar durante um longo período de tempo vai dissolver-se rapidamente dióxido de carbono , formando uma solução diluída de ácido carbónico, com um pH de cerca de 5,7 limitante. Como formar gotículas de nuvens na atmosfera e como gotas de chuva cair através das pequenas quantidades de ar de CO ₂ são absorvidos e, portanto, mais chuva é ligeiramente ácido. Se grandes quantidades de azoto e de enxofre óxidos estão presentes no ar, elas também se dissolverá na nuvem e gotas de chuva produzindo mais graves chuva ácida problemas.

Ligação de hidrogênio em água

Uma molécula de água pode formar um máximo de quatro pontes de hidrogênio porque pode aceitar dois e doam dois hidrogênios. Outras moléculas como fluoreto de hidrogênio, amônia , metanol ligações de hidrogênio forma, mas eles não mostram comportamento anômalo da termodinâmica , propriedades cinéticas ou estruturais, tais como aqueles observados na água. A resposta para a diferença aparente entre a água e outros líquidos de ligação de hidrogénio reside no facto de para além de nenhuma água das moléculas de ligação de hidrogénio podem formar quatro ligações de hidrogénio, quer devido a uma incapacidade para doar / aceitar hidrogénios ou devido efeitos estéricos de resíduos volumosos. Em água local tetraédrica pedido devido aos quatro ligações de hidrogénio dá origem a uma estrutura aberta e uma ligação de rede 3-dimensional, que existe em contraste com as estruturas estreitamente empacotadas simples de líquidos . Há uma grande semelhança entre água e de sílica no seu comportamento anómalo, mesmo que uma (água) é um líquido que tem uma rede de ligações de hidrogénio enquanto o outro (sílica) tem uma rede covalente com um ponto de fusão muito alto. Uma das razões que a água é bem adequado, e escolheu, por formas de vida, é que ela exibe suas propriedades únicas ao longo de um regime de temperatura que se adapte diversificada processos biológicos, incluindo hidratação.

Acredita-se que a ligação de hidrogénio em água é, em grande parte devido a forças electrostáticas e uma certa quantidade de covalência. A natureza covalente parcial da ligação de hidrogênio prevista por Linus Pauling na década de 1930 ainda está para ser provado de forma inequívoca através de experimentos e cálculos teóricos.

Propriedades quânticas da água molecular

Embora a fórmula molecular da água é geralmente considerado para ser um resultado estável em termodinâmica moleculares, trabalho recente começou em 1995 mostrou que em certas escalas, a água pode actuar como mais do que S H _3/2 H ₂ O a nível quântico. Este resultado pode ter ramificações significativas ao nível de, por exemplo, a ligação de hidrogênio em biológico , químico e físico sistemas. A experiência mostra que quando neutrões e electrões colidem com água, elas dispersam de maneira que indica que eles só são afectadas por uma proporção de 1,5: 1 de hidrogénio para oxigénio , respectivamente. No entanto, a escala de tempo desta resposta só é observada ao nível de attossegundos (10 ^-18 segundos), e assim é apenas relevante em altamente resolvidas e cinética sistemas dinâmicos.

Água pesada e isotopólogos de água

O hidrogênio tem três isótopos. O mais comum, tornando-se mais de 99,98% do hidrogénio em água, tem um próton e 0 nêutrons. Um segundo isótopo, deutério (forma abreviada "D"), tem um próton e um nêutron. Deutério, D ₂ S , também é conhecido como água pesada, e é usado em reatores nucleares como um moderador de nêutrons. O terceiro isótopo, o trítio, tem um próton e dois nêutrons e é radioativo, com uma meia-vida de 4500 dias. T ₂ Ó existe na natureza apenas em pequenas quantidades, sendo produzido principalmente através de reações nucleares cósmicos impulsionado-ray na atmosfera. D ₂ O é estável, mas difere H ₂ O em que é mais denso - daí, "água pesada" - e em que várias outras propriedades físicas são ligeiramente diferentes dos de comum, hidrogênio-1 contendo "água leve". Água com um átomo de deutério HDO ocorre naturalmente na água comum em concentrações muito baixas (~ 0,03%) e D ₂ O em quantidades muito mais baixas (0,000003%). Consumo de puro isolado D ₂ ó pode afetar processos bioquímicos - a ingestão de grandes quantidades prejudica a função renal e sistema nervoso central. No entanto, quantidades muito grandes de água pesada deve ser consumida por qualquer toxicidade para ser aparente, e quantidades mais pequenas pode ser consumido sem quaisquer efeitos prejudiciais no todo.

O oxigênio também tem três isótopos estáveis, com¹⁶O presente em 99,76%,¹⁷S em 0,04% e¹⁸em 0,2% O de moléculas de água.

Transparência

A transparência da água é também uma propriedade importante do líquido. Se a água não eram transparentes, luz solar, essencial para as plantas aquáticas, não chegaria em mares e oceanos.

História

As propriedades da água têm sido historicamente utilizadas para definir várias escalas de temperatura. Notavelmente, o Kelvin , Celsius e Fahrenheit escalas foram, ou estão actualmente a, definido pelos pontos de congelação e de ebulição de água. As escalas menos comuns de Delisle, Newton, Réaumur e Rømer foram definidos de forma semelhante. O ponto triplo da água é um ponto padrão mais comumente usado hoje.

A primeira decomposição científico de água em hidrogênio e oxigênio, por eletrólise , foi feito em 1800 por William Nicholson, um químico Inglês. Em 1805, Joseph Louis Gay-Lussac e Alexander von Humboldt mostraram que a água é composta de duas partes de hidrogênio e uma de oxigênio parte (em volume).

Gilbert Newton Lewis isolou a primeira amostra de puraágua pesada em 1933.

Polywater era uma hipotética forma polimerizada de água que foi objecto de muita controvérsia científica durante o final dos anos 1960. O consenso agora é que ele não existe.

Nomeação sistemática

O aceitenome IUPAC de água é simplesmente "água", apesar de existirem dois outros nomes sistemáticos que podem ser utilizados para descrever a molécula.

O nome mais simples e melhor sistemática de água é o óxido de hidrogénio . Isto é análogo a compostos relacionados tais como peróxido de hidrogénio , sulfureto de hidrogénio, e óxido de deutério (água pesada). Outro nome sistemático, oxidane , é aceito pela IUPAC como um nome de pai para a nomeação sistemática de à base de oxigénio grupos substituintes, embora mesmo estes geralmente têm outros nomes recomendados. Por exemplo, o nome do hidroxilo é recomendado sobre oxidanyl para o grupo -OH. O nome oxano é explicitamente mencionado pela IUPAC como sendo inadequados para essa finalidade, uma vez que já é o nome de um éter cíclico, também conhecido como tetra-hidropirano no sistema de Hantzsch-Widman ; Compostos semelhantes incluem dioxano e trioxano.

Nomenclatura sistemática e humor

Monóxido de Di- ou MODH é um nome covalente sistemática excessivamente pedante de água. Este termo tem sido usado em paródias de pesquisa química que chamar para esta "química letal" de ser banido. Na realidade, um nome sistemático mais realista seria óxido de hidrogénio , uma vez que o "di" e "Mon-" prefixos são supérfluas. O sulfureto de hidrogénio, H ₂ S, não é referido como "monossulfureto dihidrogenofosfato", e peróxido de hidrogénio , H ₂ ó ₂ , nunca é chamado "o dióxido de dihydrogen".

Alguns excesso de zelofichas de segurança para a lista de água o seguinte: Atenção: Pode causar afogamento!

Outros nomes sistemáticos de água incluem ácido hydroxic ou ácido hidroxílico . Da mesma forma, o nome sistemático de água alcalino é hidróxido de hidrogénio -tanto existir nomes de ácidos e alcalinos para a água, porque é capaz de reagir tanto como um ácido ou uma base, dependendo da força do ácido ou base que é feito reagir com ( anfotérico) . Nenhum desses nomes são usados ​​amplamente fora dos locais DHMO.