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El agua. Conceptos generales

Autor: ANTONIO ROS MORENO
Curso:
|121 alumnos|Fecha publicación: 09/06/2011
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Capítulo 3:

 Propiedades del agua

El agua puede existir, al igual que toda materia, en estado sólido (hielo), líquido y gaseoso (vapor). La estructura de la molécula de agua y en especial, la unión mediante enlaces de hidrógeno, como hemos visto, le confiere unas propiedades físicas y químicas que pueden calificarse de excepcionales, y permiten explicar muchos fenómenos que suceden en el planeta. Este conjunto de propiedades únicas y diferentes (elevado calor específico, tensión superficial más elevada que cualquier otro líquido, disociación de la molécula de agua, etc.) son las que hacen que el agua sea una sustancia muy activa químicamente y el disolvente universal, por ello en la naturaleza el agua nunca es pura, siempre va a tener sustancias disueltas.

Entre las principales propiedades de agua se encuentran las siguientes:

a) Físicas. El agua pura es un líquido inodoro, insípido, transparente y prácticamente incoloro pues sólo en grandes espesores presenta un tono débilmente azulado o azul-verdoso. El hielo también tiende al azul y en estado gaseoso (vapor de agua) es incolora. En la tabla adjunta se resumen las propiedades físicas del agua químicamente pura.

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La densidad del agua aumenta anormalmente al elevar la temperatura de 0ºC a 4ºC (exactamente 3,98ºC) en que alcanza su valor máximo de 1 g/ml. Por encima o por debajo de esta temperatura el agua se dilata y la densidad disminuye según se observa en la tabla siguiente en la que se incluye la densidad del hielo con fines comparativos.

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El agua tiene una capacidad calorífica superior a la de cualquier otro líquido o sólido con excepción del litio por encima de los 100ºC o del hidruro de litio a 50ºC. A 14,5ºC el agua tiene, por definición, un calor específico de 1, el cual no cambia prácticamente al variar la temperatura.

Los calores latentes de vaporización y fusión, indicados en la tabla anterior de las propiedades físicas del agua, son también excepcionalmente elevados.

Otra propiedad anormal del agua es su expansión considerable al pasar al estado sólido. El agua congelada a 0ºC y se convierte en hielo y como la densidad disminuye, es igual a 0,917 g/ml, el hielo que se forma flota sobre el agua. Este fenómeno es sumamente raro puesto que casi todas las demás substancias se contraen al solidificarse. El comportamiento especial del agua es muy conveniente pues si ocurriese con ella lo mismo que con la inmensa mayoría de líquidos, nuestros lagos y ríos e incluso los mares se congelarían en el fondo y probablemente seguirían así en los meses de verano lo cual imposibilitaría toda vida marina.

El comportamiento especial del agua en lo que respecta a la variación anormal de la densidad entre 0—4ºC y en los valores elevados de los calores latentes de fusión y de vaporización, puede explicarse mediante la asociación de sus moléculas determinada en parte por el carácter polar de las mismas y fundamentalmente por el enlace de puentes de hidrógeno. Esta asociación molecular permitió explicar los elevados puntos de fusión y de ebullición del agua mucho más altos de los que deberían esperarse por su fórmula molecular sencilla.

Los enlaces de puente de hidrógeno explica también la estructura abierta del hielo y, en consecuencia, su menor densidad. En el hielo, las moléculas de agua están distribuidas en un retículo espacial en el que cada átomo de oxígeno está unido a otros cuatro átomos a través de puentes de hidrógeno dispuestos asimétricamente por lo que las moléculas de agua mantienen su individualidad. Los enlaces de cada átomo de oxígeno están dirigidos tetraédricamente siendo sensiblemente iguales por lo que cada molécula de agua está rodeada únicamente por otras cuatro determinando una estructura muy abierta. Cada seis átomos de oxígeno forman un anillo espacial, rodeado por otros seis en una simetría hexagonal. Al fundir el hielo se rompen la mayoría de los enlaces de hidrógeno teniendo el agua una mayor densidad pero quedan aún fragmentos microcristalinos que se van rompiendo al calentar el agua desde 0ºC a 4ºC., esta ruptura adicional de enlaces de hidrógeno explica el aumento de densidad en este intervalo de temperatura.

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Estructura tridimensional del hielo

La interacción entre los diferentes dipolos eléctricos de una molécula de agua causa una atracción en red que explica el elevado índice de tensión superficial del agua. La fuerza de interacción de la tensión superficial del agua es la fuerza de van der Waals entre moléculas de agua. La aparente elasticidad causada por la tensión superficial explica la formación de ondas capilares. A presión constante, el índice de tensión superficial del agua disminuye al aumentar su temperatura. También tiene un alto valor adhesivo gracias a su naturaleza polar

La capilaridad se refiere a la tendencia del agua de moverse por un tubo estrecho en contra de la fuerza de la gravedad. Esta propiedad es aprovechada por todas las plantas vasculares, como los árboles.

Esta propiedad deriva de la tendencia a formar enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua (cohesión) y de éstas con otras moléculas polares (adhesión), lo que hace al agua responsable de todos los fenómenos relacionados con la capilaridad.

El agua pura tiene una conductividad eléctrica relativamente baja, pero ese valor se incrementa significativamente con la disolución de una pequeña cantidad de material iónico, como el cloruro de sodio.

El agua bloquea sólo ligeramente la radiación solar UV fuerte, permitiendo que las plantas acuáticas absorban su energía.

b) Químicas. El agua tiene una gran importancia como medio en el que se verifican numerosísimos procesos químicos. Todas las reacciones asociadas con la vida vegetal o animal necesitan la presencia del agua para proseguir dentro del organismo viviente. Hasta la putrefacción de la materia animal o vegetal provocada por bacterias requiere la presencia de humedad. Las frutas, verduras y carnes desecadas tardan mucho tiempo en descomponerse y, por ello, la desecación de los alimentos constituye el método más económico e importante para conservarlos.

Muchas reacciones no se verifican o bien transcurren con velocidad muy pequeña si no existen al menos indicios de agua la cual actúa catalíticamente en cadena de reacciones que determinan el correspondiente proceso.

El agua puede descomponerse en partículas de hidrógeno y oxígeno mediante electrólisis.

El agua es un compuesto fuertemente exotérmico pues su calor de formación es igual a 68.320 calorías por mol y, en consecuencia, será un compuesto muy estable requiriendo para descomponerse grandes cantidades de energía. Como un óxido de hidrógeno, el agua se forma cuando el hidrógeno —o un compuesto conteniendo hidrógeno— se quema o reacciona con oxígeno —o un compuesto de oxígeno—. El agua no es combustible, puesto que es un producto residual de la combustión del hidrógeno. La energía requerida para separar el agua en sus dos componentes mediante electrólisis es superior a la energía desprendida por la recombinación de hidrógeno y oxígeno. Esto hace que el agua, en contra de lo que sostienen algunos rumores, no sea una fuente de energía eficaz.

El agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de:

•     agua molecular (H2O )

•     protones hidratados (H3O+ )

•     iones hidroxilo (OH-)

En realidad esta disociación es muy débil en el agua pura, y así el producto iónico del agua a 25ºC es:

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Este producto iónico es constante. Como en el agua pura la concentración de hidrogeniones y de hidroxilos es la misma, significa que la concentración de hidrogeniones es de . Para simplificar los cálculos Sörensen ideó expresar dichas concentraciones utilizando logaritmos, y así definió el pH como el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de hidrogeniones.

El agua es un disolvente muy potente, al que se ha catalogado como el disolvente universal, y afecta a muchos tipos de sustancias distintas. Las sustancias que se mezclan y se disuelven bien en agua —como las sales, azúcares, ácidos, álcalis, y algunos gases (como el oxígeno o el dióxido de carbono, mediante carbonación)— son llamadas hidrófilas, mientras que las que no combinan bien con el agua —como lípidos y grasas— se denominan sustancias hidrofóbicas. Todos los componentes principales de las células de proteínas, ADN y polisacáridos se disuelven en agua. Puede formar un azeótropo con muchos otros disolventes.

El agua es miscible con muchos líquidos, como el etanol, y en cualquier proporción, formando un líquido homogéneo. Por otra parte, los aceites son inmiscibles con el agua, y forman capas de variable densidad sobre la superficie del agua. Como cualquier gas, el vapor de agua es miscible completamente con el aire.

Los elementos que tienen mayor electropositividad que el hidrógeno —como el litio, el sodio, el calcio, el potasio y el cesio— desplazan el hidrógeno del agua, formando hidróxidos. Dada su naturaleza de gas inflamable, el hidrógeno liberado es peligroso y la reacción del agua combinada con los más electropositivos de estos elementos es una violenta explosión.

El agua se une a un gran número de óxidos (combinaciones del oxígeno con los elementos) dando lugar a los ácidos y bases, y se une también a otros muchos compuestos, especialmente sales, formando hidratos, en los que el agua mantiene su individualidad molecular.

El agua da lugar también con muchas substancias a reacciones de doble descomposición que reciben el nombre de hidrólisis. De interés especial es la hidrólisis de diversas sales o de sus iones y que origina disoluciones ácidas o básicas.

Actualmente se sigue investigando sobre la naturaleza de este compuesto y sus propiedades, a veces traspasando los límites de la ciencia convencional. En este sentido, el investigador John Emsley, divulgador científico, dijo en cierta ocasión del agua que "(Es) una de las sustancias químicas más investigadas, pero sigue siendo la menos entendida".

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