Propriedades físicas e químicas da água

As propriedades físicas e químicas da água

As propriedades da água: generalidades e curiosidades
As propriedades da água: isótopos e estrutura molecular

histórico

A água era considerada pelos Antigos como um dos 4 elementos fundamentais: o mundo era feito de uma mistura desses 4 princípios essenciais em proporções variáveis. Foi considerado um corpo simples até o século XVIII. Então, vários químicos descobriram que a água não era um corpo simples, realizando a síntese e depois a análise. Vamos citar os precursores, Priestley que produziu água a partir da combustão do hidrogênio (1774), Watts (1783) que hipotetizou que a água não era um corpo simples, Monge que percebeu o síntese sob a ação de uma faísca elétrica de uma mistura de oxigênio e hidrogênio. Mas o experimento de síntese decisivo foi o de Lavoisier e Laplace (1783), que sintetizou água a partir do hidrogênio e do oxigênio em um experimento público memorável. A decomposição da água ocorreu posteriormente, após a descoberta da célula elétrica por Volta em 1800. A eletrólise da água tornou possível medir a respectiva relação de oxigênio e hidrogênio para finalmente chegar ao bem conhecida fórmula química H2O. A primeira eletrólise prática (e espetacular) foi realizada em 1800 em Paris por Robertson; a fórmula química foi esclarecida pelo trabalho teórico de Dalton (1803) e Avogadro (1811).

Propriedades físicas da água

A água tem propriedades físicas bastante especiais em comparação com outros líquidos. Apresenta-se como um líquido “estruturado”, e não desordenado como os demais líquidos, pelo fato de seus constituintes elementares estarem associados.

As propriedades da água servem de referência para a padronização internacional de escalas numéricas: temperatura, densidade, massa, viscosidade, calor específico. O calor específico é excepcionalmente alto (18 calorias moles por grau), isso explica a grande inércia térmica da água e seu papel na regulação da temperatura da superfície terrestre. Os oceanos armazenam uma quantidade enorme de calor que redistribuem pelas correntes marítimas; a evaporação da água absorve energia do meio aquático e baixa sua temperatura; a condensação do vapor em gotículas nas nuvens restaura esse calor para a atmosfera. As massas de água na superfície do globo são verdadeiros motores térmicos para os climas.

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A densidade da água varia com sua temperatura; aumenta quando a temperatura cai, mas a densidade máxima está a 4 ° C (0,997 g / cm3) e não a 0 ° como seria de esperar. Assim, mares e lagos se congelam na superfície e não no fundo, onde a água mais densa se acumula por estratificação. A água no estado sólido é mais leve do que a água líquida (densidade do gelo: 0,920 g / cm3).

A viscosidade da água depende de sua composição isotópica: a água pesada é 30% mais viscosa que a água comum. A viscosidade diminui primeiro com a pressão e, a seguir, aumenta.

O coeficiente de compressibilidade isotérmica da água é pequeno (4,9 10-5 por bar) e como uma primeira aproximação, podemos considerar a água como incompressível. No entanto, as grandes depressões atmosféricas atuam no nível do mar que sobe durante as tempestades. A tensão superficial é alta: a água é um bom agente umectante (72 dine / cm); ela se insinua e penetra em todos os interstícios e poros das rochas, bem como nos solos por fenômeno de capilaridade. Esta propriedade é fundamental para o armazenamento de água nos aquíferos, para a erosão superficial das rochas (rebentamento sob o efeito da geada: a passagem água-gelo desenvolve uma pressão de até 207 KPa). A alta tensão superficial também explica a forma esférica das gotas de água.

O estado físico da água depende da temperatura e pressão. A passagem do gás líquido é convencionalmente feita a 100 ° C à pressão normal, mas a 72 ° C apenas no topo do Everest (8 m). A temperatura de derretimento do gelo diminui com a pressão: sob o efeito da pressão o gelo torna-se líquido novamente: assim, os patinadores realmente deslizam sobre uma fina película de água líquida formada sob o efeito da pressão do patim . O ponto triplo da água está a 848 ° C sob 0,01 mbar.

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A água pode permanecer líquida abaixo do ponto de derretimento do gelo: esse fenômeno de super-resfriamento pode ser mantido a uma temperatura de -40 ° C. Isso é explicado pela ausência de sementes para iniciar a cristalização sólida. Na natureza, o germe é fornecido por uma bactéria comum, Pseudomonas syringae. A manipulação genética dessa bactéria permite retardar o congelamento das árvores frutíferas ou acelerar a geada para fazer neve artificial com mais facilidade.

Finalmente, a água é um excelente solvente que serve como veículo para a maioria dos íons na superfície do globo.

Propriedades químicas da água

A água é um excelente solvente que dissolve um grande número de sais, gases e moléculas orgânicas. As reações químicas da vida ocorrem em meio aquoso; os organismos são muito ricos em água (até mais de 90%). Há muito tempo é considerado como um solvente neutro que interfere pouco ou não nas reações químicas. A diluição em água permitiu, em particular, abrandar a atividade dos reagentes. Na verdade, a água é um agente químico muito agressivo que corre o risco de atacar as paredes do recipiente que a contém: numa garrafa de vidro, os iões de silício passam através da água. A água pura pode existir do ponto de vista regulatório, ou seja, água sem contaminantes bacterianos e químicos, mas praticamente não existe do ponto de vista químico: mesmo a água destilada contém traços de íons ou moléculas orgânicas retiradas de tubos e vasos.

Em reações químicas, a água intervém primeiro por sua dissociação em prótons H +, frequentemente associados com H2O para formar prótons hidratados H3O +, e em íons hidroxila OH-. É a razão entre estes 2 tipos de íons que determina o pH da solução (pH: logaritmo do inverso da concentração molar de H +). Muitos metais podem decompor a água, liberando hidrogênio e um hidróxido de metal.

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A dissolução de íons (sais, ácidos, bases) é uma consequência da natureza polar da água. A concentração de íons de um sal caracteriza o produto de solubilidade. Os sais têm valores de produto de solubilidade diferente, o que explica o fenômeno da cristalização fracionada durante a evaporação de uma solução salina. Em pântanos salgados, a água do mar primeiro deposita carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de sódio e finalmente sais muito solúveis como potássio, iodetos e brometos.

Uma propriedade importante na superfície da Terra é a dissolução do CO2 que produz um ácido fraco, o ácido carbônico, responsável pelo intemperismo químico de muitas rochas, em particular do calcário. A quantidade de CO2 dissolvido é função da pressão e inversa da temperatura. O carbonato de cálcio pode ser dissolvido na forma de carbonato ácido e depois reprecipitado de acordo com as variações de temperatura e pressão, como no caso das redes cársticas.

Fonte: http://www.u-picardie.fr/

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