ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DEL AGUA

ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DEL AGUA:

El agua en el planeta se encuentra en tres fases: líquida, sólida y gaseosa.

El agua líquida es la más densa de las tres fases y sus moléculas se distribuyen en forma menos ordenada que en la fase sólida y más ordenada que la fase gaseosa. Un líquido tiene un volumen definido, pero no una forma definida. Así el agua líquida puede tomar la forma de su contenedor, ya sea un cilindro o bien una caja. . Se denomina hielo al agua en su fase sólida, siendo prácticamente agua pura ya que no permite sales en su interior. Los sólidos poseen una distribución de moléculas más ordenada, mecánicamente rígida, por lo que el hielo, como todos los sólidos, tiene forma y tamaño definido, siendo ambos independientes de su contenedor.

El agua en fase gaseosa es llamada vapor o vapor de agua. Esta fase se caracteriza porque sus moléculas se encuentran menos cohesionadas entre ellas, que en las fases sólidas o líquidas. Como cualquier gas, el vapor de agua no tiene forma ni tamaño definido. Por ejemplo, se puede poner un poco de gas en un globo y luego cambiar la forma y tamaño del gas con solo deformar el globo.

Los cambios de fase entre sólido, líquido y gas tienen nombres específicos. La transición de estado sólido a líquido se denomina fusión o derretimiento y su inverso es congelamiento. La temperatura a la cual esto ocurre se les llama punto de fusión, o de congelamiento respectivamente, siendo para el agua pura a 0 ºC. Si se mantiene la temperatura del agua a 0 ºC en un contenedor cerrado que tiene 1 atm de presión, las dos fases coexistirán en equilibrio.

La transición de estado líquido a gaseoso en el agua pura es llamada evaporación y su inverso como condensación. La temperatura a la cual esto ocurre se les llama punto de ebullición, o de condensación respectivamente, siendo para el agua de 100 ºC. Si se calienta a 100 ºC en un contenedor cerrado a 1 atm de presión, las dos fases coexistirán en el equilibrio. Si se abriera el contenedor, algunas de las moléculas del gas escaparían.

La transición directa desde la fase sólida a gaseosa en agua pura se denomina sublimación. El hielo sublimará, especialmente en los climas polares.

Cuando se le aplica calor a una sustancia, las moléculas se mueven más rápido y se apartan unas de otras, lo que disminuye la densidad de la sustancia. Así el movimiento de las moléculas es el más rápido en la fase gaseosa y el más lento en la fase sólida. Cuando se remueve calor de una sustancia las partículas se mueven más lento y las partículas se acercan más por lo que aumenta la densidad de una sustancia.

Los sólidos son más densos que sus respectivos líquidos. Sin embargo, en el caso del agua esto no sucede y es así como el hielo flota sobre el agua líquida, es decir, el hielo tiene menor densidad que el agua líquida. Esto es posible debido a que entre moléculas de agua existe un enlace adicional relativamente débil, denominado enlace de hidrógeno que es más largo que el enlace covalente polar (Figura 5-2). Este es causado por la atracción electrostática entre el extremo electrificado negativamente de la molécula de agua y el extremo electrificado positivamente de una molécula vecina.

En el hielo, todas las moléculas de agua forman un número máximo de enlaces, los cuales son cuatro por molécula (dos covalentes polares y dos de hidrógeno), y crean de esta manera una estructura hexagonal más espaciada y por lo tanto menos densa. En el agua líquida sólo algunas moléculas forman enlaces de hidrógeno por lo que las moléculas de agua se encuentran a menor distancia unas de otras y por lo tanto más densa. En el vapor de agua, prácticamente no existen enlaces de hidrógeno y las moléculas se encuentran totalmente separadas entre sí, de allí que su densidad es la menor de todas las fases del agua.

Cuando la temperatura del agua disminuye de 20 a 15 ºC (Figura 5-4), las moléculas de agua se hacen más lentas, acercándose unas a otras cada vez más, de esta manera aumenta la densidad del agua desde 0,9982 a 0,9991 (g•cm-3). Este aumento de densidad continua hasta disminuir la temperatura a 4 ºC, donde el agua pura alcanza su máxima densidad, exactamente 1 (g•cm-3). El posterior enfriamiento no causa un aumento de la densidad sino que por el contrario se produce una disminución de la densidad. A temperaturas menores de 4 ºC, el movimiento molecular es tan lento que se comienzan a formar enlaces de hidrógeno entre las moléculas suficientes como para crear alguna agrupación hexagonal que es más espaciada y por lo tanto disminuye la densidad. Si la temperatura baja hasta 0 ºC, las moléculas de agua se encuentran totalmente enlazadas por enlaces de hidrógeno y forman un enrejado cristalino hexagonal, que es hielo. El enrejado hexagonal del hielo hace que tenga espacios abiertos provocando su expansión. Por lo tanto, en la medida que el agua se congela aumenta su volumen y de esta manera disminuye su densidad. Esto es importante para la vida en los lagos de agua dulce, puesto que el hielo al flotar sobre su líquido actúa como un aislante contra la pérdida de calor adicional, y previene el congelamiento del agua desde la superficie hasta el fondo.

El enlace de hidrógeno es el responsable de las características físicas particulares del agua, tales como:

1.- Altos puntos de ebullición y fusión. Un cambio de fase del agua precisa de energía para aumentar la movilidad de las moléculas y además energía adicional para la ruptura de los enlaces de hidrógeno entre las moléculas. Por el contrario, si se forman enlaces durante el cambio de estado (condensación y congelamiento), se libera energía. Esta energía normalmente es suministrada en forma de calor.

Para alcanzar el punto de ebullición del agua, se necesita adicionar calor, debido a que el enlace de hidrógeno debe romperse antes de que el líquido se transforme en gas. Para alcanzar el punto de congelamiento, se necesita disminuir la temperatura, y a medida que el agua se enfría se produce la formación de enlaces de hidrógeno.

2.- La más alta capacidad calórica. La alta capacidad calórica del agua tiene importantes consecuencias en el clima y la vida del planeta. Durante el verano, el calor es almacenado por el océano e irradiado de vuelta hacia la atmósfera en invierno. Así, el océano actúa como un moderador del clima, lo que reduce la amplitud de la variación estacional de la temperatura. Este efecto es más notorio cuando se comparan los climas moderados de las zonas costeras con los calurosos veranos y fríos inviernos experimentados por los lugares de tierras interiores.

3.- El más alto calor latente de fusión y calor latente de evaporación. El primero es la cantidad de calor requerido para transformar 1 g de hielo en agua líquida o la cantidad de calor que se debe remover para transformar 1 g de agua líquida en hielo. El calor latente de evaporación es análogo al calor de fusión pero se refiere a la transición líquido-gas. Los altos calores latentes son otra consecuencia del enlace de hidrógeno, es así como antes que el agua experimente transiciones de fase, se necesita calor para romper los enlaces de hidrógeno. Se requiere más calor para la transición líquido-gas que para la transición sólido-líquido, debido a que deben romperse casi todos los enlaces de hidrógeno para alcanzar el estado gaseoso (Figura 5-5).

4.- Buen solvente. El agua es llamada el solvente universal debido a su habilidad de disolver al menos una pequeña cantidad de virtualmente todas las sustancias. El agua es un solvente particularmente bueno para sustancias que se mantienen juntas por enlaces polares o iónicos. Estas últimas también son llamadas sales. Por lo tanto, la sustancia más abundante disuelta en el agua es un sólido iónico, el cloruro de sodio. En comparación, sólo pequeñas cantidades de sustancias no polares, tales como aceites hidrocarbonados, serán disueltos en el agua.

Una vez en el agua, las sales, como el cloruro de sodio, se disuelven debido a que los cationes y aniones son electrostáticamente atraídos por las moléculas de agua. (Figura 5-6) Los cationes (iones con carga positiva) son atraídos por el extremo de oxígeno de las moléculas de agua (zona de electrificación negativa de la molécula de agua), y los aniones (iones con carga negativa) por los extremos de hidrógeno (zona de electrificación positiva de la molécula de agua). Cuando las moléculas de agua rodean a los iones de un sólido, éstos se alejan entre sí disminuyendo la fuerza de atracción entre ellos, el enlace iónico se rompe y se produce la disolución o hidratación.

ESTRUCTURA CRISTALINA:

Una estructura cristalina es una forma sólida, en la que los constituyentes, átomos, moléculas, o iones están empaquetados de manera ordenada y con patrones de repetición que se extienden en las tres dimensiones del espacio. La cristalografía es el estudio científico de los cristales y su formación.

El estado cristalino de la materia es el de mayor orden, es decir, donde las correlaciones internas son mayores. Esto se refleja en sus propiedades antrópicas y discontinuas. Suelen aparecen como entidades puras, homogéneas y con formas geométricas definidas (hábito) cuando están bien formados. No obstante, su morfología externa no es suficiente para evaluar la denominada cristalinidad de un material.

Si nos fijamos con detenimiento, en estos gráficos existe siempre una fracción de los mismos que se repite. Asimismo, los cristales, átomos, iones o moléculas se empaquetan y dan lugar a motivos que se repiten del orden de 1 Ángstrom

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