molécula de água - Wikilingue - Encydia
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| Nome (IUPAC) sistémico | |||||
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| Oxidano[1] Água | |||||
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| Outros nomes | Óxido de hidrógeno Hidróxido de hidrógeno Hidrato Ácido hídrico Monóxido de dihidrógeno Óxido de dihidrógeno R-718 Dihidruro de oxigénio Ácido hidroxílico Hidróxido de hidronio Ácido hidróxico Água leve Água comum | ||||
| Fórmula semidesarrollada | HOH | ||||
| Fórmula molecular | H2Ou | ||||
| Identificadores | |||||
| Número CAS | 7732-18-5 | ||||
| Número RTECS | ZC0110000 | ||||
| Propriedades físicas | |||||
| Estado de agregación | Líquido | ||||
| Aparência | incoloro | ||||
| Densidade | 1000 kg/m3; 1 g/cm3 | ||||
| Massa molar | 18,01528 g/mol | ||||
| Ponto de fusão | 273.15 K (0 °C) | ||||
| Ponto de ebullición | 373.15 K (100 °C) | ||||
| Estrutura cristalina | Hexagonal (veja-se gelo) | ||||
| Propriedades químicas | |||||
| Acidez (pKa ). | 15,74 | ||||
| Solubilidad em água | 100% | ||||
| Momento dipolar | 1,85 D | ||||
| Termoquímica | |||||
| ΔfH0gás | -241,83 kJ/mol | ||||
| ΔfH0líquido | -285,83 kJ/mol | ||||
| S0gás, 1 bar | 188,84 J·mol-1·K-1 | ||||
| S0líquido, 1 bar | 41 J·mol-1·K-1 | ||||
| Calor específico | 1 cal/g | ||||
| Peligrosidad | |||||
| Número RTECS | ZC0110000 | ||||
| Riscos | |||||
| Ingestión | Necessária para a vida; seu consumo excessivo pode produzir dores de cabeça, confusão e choques. Pode ser fatal em atletas. | ||||
| Inalação | Não é tóxica. Pode dissolver o surfactante dos pulmões. A sofocación na água denomina-se afogo. | ||||
| Pele | A imersão prolongada pode causar descamación. | ||||
| Olhos | Não é perigosa para os olhos, a não ser que tenha cloro, com o qual os olhos se irritam. | ||||
| Valores no SE e em condições normais (0 °C e 1 atm), salvo que indique-se o contrário. Isenções e referências | |||||
A água é um composto químico formado por dois átomos de hidrógeno (H) e um de oxigénio (Ou). Proveniente do latín aqua.
Conteúdo |
Propriedades físicas e químicas
A água pura não tem cheiro, sabor, nem cor, isto é, é inodora, insípida e incolora. Sua importância reside em que quase a totalidade dos processos químicos que sucedem na natureza, não só em organismos vivos senão também na superfície não organizada da terra, bem como os que se levam a cabo em laboratórios e na indústria, têm lugar entre substâncias dissolvidas em água.
Henry Cavendish descobriu em 1781 que a água é uma substância composta e não um elemento, como se pensava desde a Antigüedad. Os resultados de dito descoberta foram desenvolvidos por Antoine Laurent de Lavoisier dando a conhecer que o água estava formada por oxigénio e hidrógeno. Em 1804 , o químico francês Joseph Louis Gay-Lussac e o naturalista e geógrafo alemão Alexander von Humboldt publicaram um documento científico que demonstrava que o água estava formada por dois volumes de hidrógeno pela cada volume de oxigénio (H2Ou).
Entre as moléculas de água estabelecem-se enlaces por pontes de hidrógeno devido à formação de dipolos electrostáticos que se originam ao se situar um átomo de hidrógeno entre dois átomos mais electronegativos, neste caso de oxigénio. O oxigénio, ao ser mais electronegativo que o hidrógeno, atrai mais, para este, os elétrons compartilhados nos enlaces covalentes com o hidrógeno, se carregando negativamente, enquanto os átomos de hidrógeno se carregam positivamente, se estabelecendo assim dipolos eléctricos. Os enlaces por pontes de hidrógeno são enlaces por forças de vão der Waals de grande magnitude, ainda que são umas 20 vezes mais débis que os enlaces covalentes.
Os enlaces por pontes de hidrógeno entre as moléculas da água pura são responsáveis pela dilatación da água ao solidificarse, isto é, sua diminuição de densidade quando se congela. Em estado sólido, as moléculas de água ordenam-se formando tetraedros, situando no centro da cada tetraedro um átomo de oxigénio e nos vértices dois átomos de hidrógeno da mesma molécula e outros dois átomos de hidrógeno de outras moléculas que se enlaçam electrostáticamente por pontes de hidrógeno com o átomo de oxigénio. A estrutura cristalina resultante é muito aberta e pouco compacta, menos densa que em estado líquido. A água tem uma densidade máxima de 1 g/cm³ quando está a uma temperatura de 4 ºC, característica especialmente importante na natureza que faz possível a manutenção da vida em médios acuáticos submetidos a condições exteriores de baixas temperaturas.
A dilatación da água ao solidificarse também tem efeitos importantes nos processos geológicos de erosión . Ao introduzir-se água em grietas do solo e congelar-se posteriormente, originam-se tensões que rompem as rochas.
Disolvente
O água é descrita muitas vezes como o solvente universal, porque dissolve muitos dos compostos conhecidos. No entanto, não o é (ainda que é talvez o mais próximo), porque não dissolve a todos os compostos e, do fazer, não seria possível construir nenhum recipiente para a conter.
A água é um disolvente polar, mais polar, por exemplo, que o etanol. Como tal, dissolve bem substâncias iónicas e polares, como o sal de mesa (cloruro de sodio). Não dissolve, de maneira apreciable, substâncias fortemente apolares, como o azufre na maioria de suas formas alotrópicas, ademais, é inmiscible com disolventes apolares, como o hexano. Esta qualidade é de grande importância para a vida.
Esta selectividad na dissolução de diferentes classes de substâncias deve-se a sua capacidade para formar pontes de hidrógeno com outras substâncias que podem apresentar grupos polares, ou com ónus iónica, como: álcoois, açúcares com grupos R-OH, aminoácidos e proteínas com grupos que apresentam ónus parciais + e − dentro da molécula, o que dá lugar a dissoluções moleculares. Também, as moléculas de água podem dissolver substâncias salinas que se desassociam formando dissoluções iónicas.
Nas dissoluções iónicas, os iones dos sais orientam, devido ao campo eléctrico que criam a seu ao redor, aos dipolos da água, ficando atrapados" e recobertos de moléculas de água em forma de iones hidratados ou solvatados.
Algumas substâncias, no entanto, não se misturam bem com a água, incluindo azeites e outras substâncias hidrofóbicas. Membranas celulares, compostas de lípidos e proteínas, aproveitam esta propriedade para controlar as interacções entre seus conteúdos químicos e os externos, o que se facilita, em parte, pela tensão superficial da água.
A capacidade disolvente é responsável por:
- As funções metabólicas
- Os sistemas de transporte de substâncias nos organismos
Polaridad
A molécula de água é muito polar, já que há uma grande diferença de electronegatividad entre o hidrógeno e o oxigénio. Os átomos de oxigénio são bem mais electronegativos (atraem mais aos elétrons) que os de hidrógeno, o que dota aos dois enlaces de uma forte polaridad eléctrica, com um excesso de ónus negativa do lado do oxigénio, e de ónus positiva do lado dos hidrógenos. Os dois enlaces não estão opostos, senão que formam um ângulo de 104,45° devido à hibridación sp3 do átomo de oxigénio de modo que, em conjunto, os três átomos formam uma molécula angular, carregado negativamente no vértice do ângulo, onde se localiza o oxigénio e, positivamente, nos extremos da molécula, onde se encontram os hidrógenos. Este facto tem uma importante consequência, e é que as moléculas de água se atraem fortemente, se aderindo por onde são opostas o ónus. Na prática, um átomo de hidrógeno serve como ponte entre o átomo de oxigénio ao que está unido covalentemente e o oxigénio de outra molécula. A estrutura anterior denomina-se enlace de hidrógeno ou ponte de hidrógeno.
O facto de que as moléculas de água se adiram electrostáticamente, a sua vez modifica muitas propriedades importantes da substância que chamamos água, como a viscosidade dinâmica, que é muito grande, ou os pontos (temperaturas) de fusão e ebullición ou os calores de fusão e vaporización, que se assemelham aos de substâncias de maior massa molecular.
Coesão
A coesão é a propriedade com a que as moléculas de água se atraem entre si. Devido a esta interacção formam-se corpos de água por adesão de moléculas de água, as gotas.
As pontes de hidrógeno mantêm as moléculas de água fortemente unidas, formando uma estrutura compacta que a converte em um líquido quase incompresible. Ao não poder se comprimir pode funcionar em alguns animais como um esqueleto hidrostático, como ocorre em alguns vermes perforadores capazes de furar a rocha mediante a pressão gerada por seus líquidos internos. Estas pontes podem-se romper facilmente com a chegada de outra molécula com um pólo negativo ou positivo dependendo da molécula, ou, com o calor.
A força de coesão permite que a água se mantenha líquida a temperaturas não extremas.
Adesão
A água, por seu grande potencial de polaridad, conta com a propriedade da adesão, isto é, o água geralmente é atraída e mantém-se aderida a outras superfícies. a qualquer das superfícies sem excluir nenhuma
Tensão superficial
Por sua mesma propriedade de coesão, a água tem uma grande atração entre as moléculas de sua superfície, criando tensão superficial. A superfície do líquido comporta-se como um filme capaz de se alongar e ao mesmo tempo oferecer certa resistência ao tentar a romper; esta propriedade contribui a que alguns objectos muito ligeiros flutuem na superfície da água.
Devido a sua elevada tensão superficial, alguns insectos podem estar sobre ela sem se submergir e, inclusive, há animais que correm sobre ela, como o basilisco. Também é a causa de que se veja muito afectada por fenómenos de capilaridad .
As gotas de água são estáveis também devido a sua alta tensão superficial. Isto se pode ver quando pequenas quantidades de água se põem em superfícies não solubles, como o vidro, onde a água se agrupa em forma de gotas.
Acção capilar
A água conta com a propriedade da capilaridad, que é a propriedade de ascensão, ou descenso, de um líquido dentro de um cano capilar. Isto se deve a suas propriedades de adesão e coesão.
Quando se introduz um capilar em um recipiente com água, esta ascende espontaneamente pelo capilar como se trepasse "agarrando pelas paredes, até atingir um nível superior ao do recipiente, onde a pressão que exerce a coluna de água se equilibra com a pressão capilar. A este fenómeno deve-se, em parte, a ascensión da savia bruta, desde as raízes até as folhas, através dos copos leñosos.
Calor específico
Esta propriedade também se encontra em relação directa com a capacidade da água para formar pontes de hidrógeno intermoleculares. A água pode absorver grandes quantidades de calor que é utilizado para romper as pontes de hidrógeno, pelo que a temperatura se eleva muito lentamente. O calor específico da água define-se como a quantidade de energia necessária para elevar a temperatura, em um grau celsius, a uma grama de água em condições regular e é de 1 cal/°C•g, que tanto faz a 4,1840 J/C•g.
Esta propriedade é fundamental para os seres vivos (e a Biosfera em general) já que graças a isto, a água reduz as mudanças bruscas de temperatura, sendo um regulador térmico muito bom. Um exemplo disto são as temperaturas tão suaves que há nas zonas costeras, que são consequências desta propriedade. Também ajuda a regular a temperatura dos animais e as células permitindo que o citoplasma acuoso sirva de protecção ante as mudanças de temperatura. Assim se mantém a temperatura constante.
A capacidade calorífica do água é maior que a de outros líquidos.
Para evaporar a água precisa-se muita energia. Primeiro há que romper as pontes e posteriormente dotar às moléculas de água da suficiente energia cinética para passar da fase líquida à gasosa. Para evaporar uma grama de água precisam-se 540 calorías, a uma temperatura de 20 °C.
Temperatura de fusão e evaporación
Apresenta um ponto de ebullición de 100 °C (373,15 K) a pressão de 1 atmosfera (considera-se como regular para a pressão de uma atmosfera a pressão média existente ao nível do mar). O calor latente de evaporación da água a 100 °C é 540 cal/g (ou 2260 J/g).
Tem um ponto de fusão de 0 °C (273,15 K) a pressão de 1 atm. O calor latente de fusão do gelo a 0 °C é 80 cal/g (ou 335 J/g). Tem um estado de sobreenfriado líquido a −25 °C.
A temperatura crítica da água, isto é, aquela a partir da qual não pode estar em estado líquido independentemente da pressão à que esteja submetida, é de 374 ºC e se corresponde com uma pressão de 217,5 atmosferas.
Densidade
A densidade da água líquida é muito estável e varia pouco com as mudanças de temperatura e pressão.
À pressão normal (1 atmosfera), a água líquida tem uma mínima densidade aos 100 °C, onde tem 0,958 kg/L. Enquanto baixa a temperatura, aumenta a densidade (por exemplo, a 90 °C tem 0,965 kg/L) e esse aumento é constante até chegar aos 3,8 °C onde atinge uma densidade de 1 kg/L. A essa temperatura (3,8 °C) atinge sua máxima densidade (à pressão mencionada). A partir desse ponto, ao baixar a temperatura, a densidade começa a diminuir, ainda que muito lentamente, até que aos 0 °C diminui até 0,9999 kg/L. Quando passa ao estado sólido (a 0 °C), ocorre uma brusca diminuição da densidade passando de 0,9999 kg/L a 0,917 kg/L.
Cristalización
A cristalización é o processo pelo que a água passa de seu estado líquido ao sólido quando a temperatura diminui de forma contínua.
Outras propriedades
- Não possui propriedades ácidas nem básicas.
- Com certos sais forma hidratos.
- Reage com os óxidos de metais formando bases.
- É catalizador em muitas reacções químicas.
- Apresenta um equilíbrio de autoionización, no qual há iones H3Ou+ e OH−.
Estudo Hidrobiológico
A realização de um estudo hidrobiológico permite:
Proporcionar dados sobre o estado de um sistema acuático de forma regular. Documentar a variabilidad a curto e longo prazo da qualidade da água por fenómenos naturais ou actividades humanas. Avaliar o impacto da poluição produzido pela actividade humana. Avaliar a influência de certas zonas de muestreo sobre a fauna do lugar. Avaliar as características hidráulicas do cauce do rio e a evolução do volume mediante medidas de fluxo. Desta maneira, pode-se estabelecer as variações de volume que sofre o rio ao longo de ciclo estacional e anual. Realizar um estudo da rivera. Avaliar os Índices Biológicos.
Destilación
Para obter água quimicamente pura é necessário realizar diversos processos físicos de purificación já que o água é capaz de dissolver uma grande quantidade de substâncias químicas, incluindo gases.
Chama-se água destilada à água que tem sido evaporada e posteriormente condensada. Ao realizar este processo eliminam-se quase a totalidade de substâncias dissolvidas e microorganismos que costuma conter a água e o resultado é praticamente a substância química puro H2Ou.
A água pura não conduz a electricidade, pois está livre de sais e minerales.
Importância da posição astronómica da Terra
A coexistencia das fases sólidas, líquidas e gasosas mas, sobretudo, a presença permanente de água líquida, é vital para compreender a origem e a evolução da vida na Terra tal como é. No entanto, se a posição da Terra no Sistema Solar fosse mais próxima ou mais afastada do Sol, a existência das condições que permitem às formas da água estar presentes simultaneamente seriam menos prováveis.
A massa da Terra permite manter a atmosfera. O vapor de água e o dióxido de carbono na atmosfera causam o efeito invernadero, o que ajuda a manter relativamente constante a temperatura superficial. Se o planeta tivesse menos massa, uma atmosfera mais delgada causaria temperaturas extremas não permitindo o agregado de água excepto nos casquetes polares (como em Marte ). De acordo com o modelo nébula solar da formação do Sistema Solar, a massa da Terra deve-se em grande parte a sua distância ao Sol.
A distância entre o Sol e a Terra e a combinação de radiación solar recebida e o efeito invernadero na atmosfera asseguram que sua superfície não seja demasiado fria ou quente para a água líquida. Se a Terra estivesse mais afastada do Sol, a água líquida congelar-se-ia. Se estivesse mais próxima, sua temperatura superficial elevada limitaria a formação das capas polares ou forçaria à água a existir só como vapor. No primeiro caso, a baixa reflectibilidad dos oceanos causaria a absorción a mais energia solar. No último caso, a Terra seria inhabitable (ao menos pelas formas de vida conhecidas) e teria condições semelhantes às do planeta Vénus.
As teorias Gaia propõem que a vida se mantém adequada às condições por si mesma ao afectar o ambiente da Terra.
A mudança do estado na água
Estado sólido
Ao estar a água em estado sólido, todas as moléculas se encontram unidas mediante um enlace de hidrógeno, que é um enlace intermolecular e forma uma estrutura parecida a um panal de abejas, o que explica que o água seja menos densa em estado sólido que no estado líquido. A energia cinética das moléculas é muito baixa, isto é que as moléculas estão quase imóveis.
A água glacial submetida a extremas temperaturas e pressões criogénicas, adquire uma alta capacidade de sublimación, ao passar de sólida a vapor pela acção energética dos elementos que a integram —oxigénio e hidrógeno— e do calor atrapado durante seu processo de congelación-expansão. Isto é, por sua situação de confinamiento a grandes profundidades se deshiela parcialmente, o qual gera vapor a uma temperatura ligeiramente superior do gelado meio, suficiente para socavar e formar cavernas no interior dos densos glaciais. Estas grutas, que ademais contêm água proveniente de sistemas subglaciales, envolvem às três fases actuais da água, onde ao interactuar em um congelado ambiente subterrâneo e sem a acção do vento se transformam no quarto estado da água: plasma semilíquido ou gelatinoso.
Estado líquido
Quando a água está em estado líquido, ao ter mais temperatura, aumenta a energia cinética das moléculas, portanto o movimento das moléculas é maior, produzindo avaries nos enlaces de hidrógeno, ficando algumas moléculas soltas, e a maioria unidas.
Estado gasoso
Quando o água é gasosa, a energia cinética é tal que se rompem todos os enlaces de hidrógeno ficando todas as moléculas livres. O vapor de água é tão invisível como o ar; o vapor que se observa sobre a água em ebullición ou no alento emitido em ar muito frio, está formado por gotas microscópicas de água líquida em suspensão; o mesmo que as nuvens.
Enlaces externos
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Referências
- ↑ Nomenclatura de Química Inorgánica. Recomendações da IUPAC de 2005. Ciriano López, Miguel Ángel; Román Pólo, Pascual (versão espanhola), Connelly, Neil G. (ed.), Damhus, Ture (ed.) Imprensas Universitárias de Zaragoza, 2007
