Molécula de agua

Molécula de agua

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Commons-emblem-notice.svg Agua (H2O)

H2O 2D labelled.svg

Diagrama de la molécula del agua.

Water molecule 3D.svg

Representación molecular del agua.

Nombre (IUPAC) sistemático

Oxidano1

General

Otros nombres Hidróxido de hidrógeno

Hidrato

Ácido hídrico

Óxido de dihidrógeno

R-718

Dihidruro de oxígeno

Ácido hidroxílico

Hidróxido de hidronio

Ácido hidróxico

Ácido oxhídrico

Agua destilada

Agua pura

Fórmula semidesarrollada HOH

Fórmula molecular H2O

Identificadores

Número CAS 7732-18-52

Número RTECS ZC0110000

PubChem 962

Propiedades físicas

Estado de agregación Líquido

Apariencia Incoloro

Densidad 1000 kg/m3; 1 g/cm3

Masa molar 18,01528 g/mol

Punto de fusión 0 °C (273 K)

Punto de ebullición 100 °C (373 K)

Temperatura crítica 374 °C (647 K)

Presión crítica 217.7 atm

Presión de vapor 1 atm (100 °C)

0,0231 atm (20 °C)

0,00603 atm (0 °C)

Estructura cristalina Hexagonal (véase hielo)

Viscosidad 1 cP (20 °C)

Índice de refracción 1,333

Constante dieléctrica 78,5

Propiedades químicas

Acidez 15,74 pKa

Solubilidad en agua 100%

Momento dipolar 1,85 D

Termoquímica

ΔfH0gas -241,83 kJ/mol

ΔfH0líquido -285,83 kJ/mol

ΔfH0sólido -291,83 kJ/mol

S0gas, 1 bar 188,84 J·mol-1·K

Calor específico 1 cal/g

Riesgos

[1], [2], [3]

Ingestión Necesaria para la vida; su consumo excesivo puede producir dolores de cabeza, confusión y calambres. Puede ser fatal en atletas.

Inhalación No es tóxica. Puede disolver el surfactante de los pulmones. La sofocación en el agua se denomina ahogo.

Piel La inmersión prolongada puede causar descamación.

Ojos No es peligrosa para los ojos, a no ser que tenga cloro, con el cual los ojos se irritan.

Valores en el SI y en condiciones estándar

(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

Para una visión general, véase Agua.

«H2O» redirige aquí. Para otras acepciones, véase H2O (desambiguación).

El agua (H2O) es un compuesto químico inorgánico formado por dos átomos de hidrógeno (H) y uno de oxígeno (O). Esta molécula es esencial en la vida de los seres vivos, al servir de medio para el metabolismo de las biomoléculas y se encuentra en la naturaleza en sus tres estados y fue clave para su formación. Hay que distinguir entre el agua potable y el agua pura, pues la primera es una mezcla que también contiene sales en solución; es por esto que en laboratorio y en otros ámbitos se usa agua destilada.

Índice

1 Estado líquido: Agua

1.1 Características físicas y químicas

1.2 Disolvente

1.3 Polaridad

1.4 Cohesión

1.5 Adhesión

1.6 Tensión superficial

1.7 Acción capilar

1.8 Calor específico

1.9 Temperatura de fusión y evaporación

1.10 Densidad

1.11 Cristalización

1.12 Otras propiedades

2 Destilación

3 Importancia de la posición astronómica de la Tierra

3.1 El cambio del estado en el agua

3.1.1 Estado sólido

3.1.2 Estado líquido

3.1.3 Estado gaseoso

4 Véase también

5 Referencias

6 Enlaces externos

Estado líquido: Agua[editar]

Véanse también: Hielo y Vapor de agua.

Proveniente del latín aqua, es el término que se usa para referirse al estado líquido del H2O, y es el más útil. Al encontrarse por debajo de los 100°, el agua se mantiene intacta. Por esta razón existen los océanos, mares, ríos, lagos o lagunas dispersos sobre la Tierra.

Características físicas y químicas[editar]

El agua es inodora, incolora, e insípida, es decir, no tiene un olor propio, no tiene color ni sabor. Su importancia reside en que casi la totalidad de los procesos químicos que suceden en la naturaleza, no solo en organismos vivos sino también en la superficie no organizada de la tierra, así como los que se llevan a cabo en laboratorios y en la industria, tienen lugar entre sustancias disueltas en agua.

Henry Cavendish descubrió en 1781 que el agua era una sustancia que está compuesta y que no es un elemento, como en la antigüedad se creía. Los resultados de dicho descubrimiento fueron desarrollados por Antoine Laurent de Lavoisier (químico destacado en diferentes temas de la química) dando a conocer que el agua estaba formada por dos átomos de hidrógeno y una de oxígeno. En 1804, el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac y el naturalista y geógrafo alemán Alexander von Humboldt publicaron un documento científico que demostraba que el agua estaba formada por dos volúmenes de hidrógeno por cada volumen de oxígeno (H2O).

Entre las moléculas de agua se establecen enlaces por puentes de hidrógeno debido a la formación de dipolos electrostáticos que se originan al situarse un átomo de hidrógeno entre dos átomos más electronegativos, en este caso de oxígeno. El oxígeno, al ser más electronegativo que el hidrógeno, atrae más, hacia éste, los electrones compartidos en los enlaces covalentes con el hidrógeno, cargándose negativamente, mientras los átomos de hidrógeno se cargan positivamente, estableciéndose así dipolos eléctricos. Los enlaces por puentes de hidrógeno son enlaces por fuerzas de van der Waals de gran magnitud, aunque son unas 20 veces más débiles que los enlaces covalentes.

Los enlaces por puentes de hidrógeno entre las moléculas del agua pura son responsables de la dilatación del agua al solidificarse, es decir, su disminución de densidad cuando se congela. En estado sólido, las moléculas de agua se ordenan formando tetraedros, situándose en el centro de cada tetraedro un átomo de oxígeno y en los vértices dos átomos de hidrógeno de la misma molécula y otros dos átomos de hidrógeno de otras moléculas que se enlazan electrostáticamente por puentes de hidrógeno con el átomo de oxígeno. La estructura cristalina resultante es muy abierta y poco compacta, menos densa que en estado líquido. El agua tiene una densidad máxima de 1 g/cm³ cuando está a una temperatura de 4 °C,3 característica especialmente importante en la naturaleza que hace posible el mantenimiento de la vida en medios acuáticos sometidos a condiciones exteriores de bajas temperaturas.

La dilatación del agua al solidificarse también tiene efectos de importancia en los procesos geológicos de erosión. Al introducirse agua en grietas del suelo y congelarse posteriormente, se originan tensiones que rompen las rocas.

Disolvente[editar]

El agua es descrita muchas veces como el solvente universal, porque disuelve muchos de los compuestos sólidos, acuosos y gaseosos conocidos. Sin embargo, no lo es (aunque es tal vez lo más cercano), porque no disuelve a todos los compuestos y, de hacerlo, no sería posible construir ningún recipiente para contenerla.

El agua es un disolvente polar, más polar, por ejemplo, que el etanol. Como tal, disuelve bien sustancias iónicas y polares, como la sal de mesa (cloruro de sodio). No disuelve, de manera apreciable, sustancias fuertemente apolares, como el azufre en la mayoría de sus formas alotrópicas, además, es inmiscible con disolventes apolares, como el hexano. Esta cualidad es de gran importancia para la vida.

Esta selectividad en la disolución de distintas clases de sustancias se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias que pueden presentar grupos polares, o con carga iónica, como: alcoholes, azúcares con grupos R-OH, aminoácidos y proteínas con grupos que presentan cargas parciales + y − dentro de la molécula, lo que da lugar a disoluciones moleculares. También, las moléculas de agua pueden disolver sustancias salinas que se disocian formando disoluciones iónicas.

En las disoluciones iónicas, los iones de las sales orientan, debido al campo eléctrico que crean a su alrededor, a los dipolos del agua, quedando "atrapados" y recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados o solvatados.

Algunas sustancias, sin embargo, no se mezclan bien con el agua, incluyendo aceites y otras sustancias hidrofóbicas. Membranas celulares, compuestas de lípidos y proteínas, aprovechan esta propiedad para controlar las interacciones entre sus contenidos químicos y los externos, lo que se facilita, en parte, por la tensión superficial del agua.

La capacidad disolvente es responsable de:

Las funciones metabólicas.

Los sistemas de transporte de sustancias en los organismos.

Sin embargo, la disolución de sustancias en el agua es la causa de la contaminación de la misma: si se arrojan materiales sensibles al agua como plástico o madera, en años (que podrían ser más de 100) se desintegran y pasan a circular libre y peligrosamente

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