Proprietățile apei

Model de umplere a spațiului al moleculei de apă
General
Nume de familie	apă
alte nume	Oxidan ( IUPAC ) Monoxid de dihidrogen (mai ales ironic) μ-oxidihidrogen Oxid de dihidrogen R-718
Formulă moleculară	H 2 O
numar CAS	7732-18-5
PubChem	962
Descriere scurta	lichid transparent și aproape incolor, de asemenea insipid și inodor dacă este substanță pură
date materiale centrale
Masă molară	18,015268 g mol −1
densitate	3,98303 ° C: 0,999975 g · cm −3 20 ° C: 0,9982067 g · cm −3
Punct de topire	101,325 kPa: 0,002519 ° C
Punct de fierbere	101,325 kPa: 99,974 ° C
Punct triplu	0,01 ° C / 6,11655 hPa
punct critic	373.946 ° C / 22.064 MPa / 322 kg / m³
Exponent izentropic (exponent adiabatic)	1,3367 (100 ° C, 1 bar) 1,3180 (200 ° C, 1 bar)
Presiunea vaporilor de saturație	31,6874  hPa (25 ° C)
capacitate termică specifică	4.184 kJ / (kgK) (14,5 ° C)
Conductivitate termică	0,597 W / (m K) (20 ° C)
Coeficient de auto-difuzie	2.299 · 10 −9  m² · s −1 (25 ° C)
Căldura de vaporizare	2257 kJ / kg și, respectiv, 40,8 kJ / mol
Căldura de fuziune	333,5 kJ / kg
Entalpia standard de formare	−285,8 kJ / mol (l) −241,8 kJ / mol (g)
moment dipol electric	6.152 10 −30 C m ≈ 1.84 D (Debye)
Indicele de refracție	1,33-1,35 (25 ° C, lumină vizibilă) / 1,310 (gheață)
Vascozitate dinamica	1,0 mPa s (20 ° C)
permitivitate relativă	80,35 (20 ° C)
Valoarea pH-ului (22 ° C)	7.0
solubilitate	Bun în polar , rău în solvenți nepolari
Modulul de compresie K	2,08 · 10 9 Pa
În măsura în care este posibil și obișnuit, se utilizează unități SI . Dacă nu se specifică altfel, datele furnizate se aplică condițiilor standard .

Cele Proprietățile apei au semnificații fundamentale pentru viața de pe pământ . Aceste proprietăți fizice , chimice , electrice și optice se bazează pe structura moleculei de apă și pe legăturile și interacțiunile rezultate dintre moleculele de apă prin legături de hidrogen , forțe dipol electrice și altele, cum ar fi forțele Van der Waals .

În natură, apa nu apare ca substanță pură , ea conține practic întotdeauna substanțe dizolvate (predominant ioni de săruri ), chiar dacă, în unele cazuri, în concentrații greu de măsurat . Astfel de substanțe dizolvate modifică proprietățile apei. Apa fără ioni metalici poate fi produsă în laborator și în tehnologie prin distilare și se numește apă distilată . Apa demineralizată este utilizată mai ales în aplicații tehnice . În cazul unor cerințe mai mari, aceasta este procesată în apă ultra pură .

Proprietăți fizice

Masa molară a apei medie , calculată din masele atomice determinate în 2012, este de 18.015268 g / mol .

Proprietățile apei sunt determinate în special de înlănțuirea tridimensională a moleculelor de apă prin legături de hidrogen , fără de care o substanță cu o masă molară atât de redusă precum apa ar avea proprietăți complet diferite. Acest lucru este valabil mai ales pentru punctul de topire și fierbere ridicat, precum și pentru densitatea, care este cea mai mare sub presiune normală la aproximativ 3,98 ° C la 0,999975 kg / dm ³ (vezi densitatea și anomalia densității ).

Din 1901 până în 1964 unitatea de litru a fost definită ca fiind volumul de 1 kg de apă la temperatura celei mai mari densități sub presiune normală.

Proprietățile fizice ale apei sunt, de asemenea, puternic dependente de temperatură și presiune . Deci, luați tensiunea superficială și vâscozitatea odată cu creșterea temperaturii. Compresibilitatea este de asemenea dependentă de temperatură.

Stări fizice

Diagrama de fază simplificată a apei.

Diagrama de fază a gheții cu unele dintre cele 18 forme de gheață descoperite până în ianuarie 2004.

După cum se poate vedea în diagrama de fază , apa este un lichid în condiții normale . Este singura substanță cunoscută care există pe suprafața pământului (vezi hidrosfera ) în cantități semnificative în toate cele trei stări clasice de agregare . Diagrama de fază arată măsura în care starea fizică a apei depinde de temperatură și presiune. Punctul critic al apei se află la 373.946 ° C și 2.2064 · 10 ⁷  Pa (322 kg / m³), punctul triplu la 0,01 ° C și 611,657 ± 0,010 Pa.

Pentru proprietățile și particularitățile stărilor agregate gazoase și solide ale apei, consultați articolele vapori de apă și gheață . În cazul apei supercritice , adică peste punctul critic, nu este posibil să se diferențieze dacă o substanță este lichidă sau gazoasă.

Punct de topire și fierbere

În comparație cu compuși analogi chimic, cum ar fi hidrogenul sulfurat (-61 ° C), hidrogenul seleniu (-41 ° C) și hidrogenul telurura (-2 ° C), apa are un punct de fierbere relativ ridicat. Creșterea punctelor de fierbere se datorează masei molare în mod similar în creștere și cantității mai mari de energie rezultate care trebuie aplicată pentru a transforma substanța respectivă în starea de agregare gazoasă. Metanul , de exemplu, are o masă molară care este foarte asemănătoare cu apa și fierbe la -162 ° C sub presiune normală. Dacă luați masa molară a apei ca singură caracteristică, aceasta ar trebui să fiarbă la -80 ° C și, prin urmare, ar fi gazoasă la temperatura camerei. Cu toate acestea, punctul de fierbere este de 100 ° C, care este cu 180 K mai mare.

Aceeași imagine apare cu punctul de topire; este de -86 ° C pentru hidrogen sulfurat, de -66 ° C pentru hidrogen selenid și de -49 ° C pentru hidrogen telurură. În cazul apei, aceasta ar trebui să fie în jurul valorii de -100 ° C în funcție de masa molară, dar de fapt este de 0 ° C. Dacă se compară zona în care apa apare ca lichid, rezultatul este un interval de 20 K pentru cazul în care se ia în considerare doar masa molară. Cu toate acestea, în realitate, acest interval este considerabil mai mare la 100 K.

Toate aceste particularități rezultă din structura moleculei de apă și tendința acesteia de a forma clustere reticulate prin legături de hidrogen, așa cum se arată în imagine. Aceste legături suplimentare, care nu apar cu celelalte substanțe, trebuie depășite și luate în considerare la fiecare tranziție de fază.

Deci, în condiții normale, apa fierbe la 100 ° C și gheața se topește la 0 ° C. În consecință, apa se solidifică la 0 ° C; cu toate acestea, poate fi prezent ca lichid în condiții normale sub 0 ° C. Apoi este apă supraîncălzită . Teoretic, apa ultrapură poate rămâne lichidă până la -48 ° C. Conform simulărilor pe computer , acest lucru se întâmplă prin cristalizare într-o formă tetraedrică; în centrul cristalului se află o moleculă de apă, care este înconjurată de alte patru molecule. La această temperatură există doar aceste cristale și nu mai există molecule de apă libere. La presiuni cuprinse între 1000 și 2000 de bari solidifică apa sub -138 ° C în stare amorfă . În schimb, gheața poate rămâne solidă pentru o perioadă scurtă de timp peste 0 ° C atâta timp cât această temperatură nu este atinsă la suprafață. Punctul de fierbere al apei este puternic dependent de presiunea vaporilor de saturație . Temperatura de fierbere scade pe măsură ce punctul triplu este abordat împreună cu presiunea de fierbere și ambele ating nivelul minim în acest moment. În plus, apa poate fi încălzită și ușor peste punctul său de fierbere, cunoscut sub numele de fierbere întârziată .

Substanțele dizolvate în apă modifică, de asemenea, punctele de fierbere și topire. De exemplu, apa are o scădere molară a punctului de topire de 1,853 K kg / mol și o creștere molară a punctului de fierbere de 0,513 K kg / mol.

În trecut, scara de temperatură Celsius a fost definită de punctele de topire și fierbere ale apei. Datorită definiției actuale a scalei Celsius folosind scala Kelvin, punctele de topire și fierbere ale apei nu mai sunt exact 0 ° C și 100 ° C, ci sunt între 0,002519 ° C (0,0024 ° C conform BIPM ) și 99, 9839 ° C (99,9743 ° C conform ITS-90).

O caracteristică specială a solidificării apei este efectul Mpemba , numit după descoperitorul său , conform căruia apa fierbinte îngheață mai repede decât apa rece în condiții speciale.

Încălzirea apei

Dacă apa este încălzită într-o cratiță pe o sobă, apa de pe fund se încălzește mai repede decât cea de la suprafață. Acest lucru creează un gradient de temperatură instabil care, totuși, dispare în mare măsură din cauza convecției . Când apa din partea de jos ajunge la punctul de fierbere, se formează acolo bule de vapori de apă. Când se ridică, se răcoresc din nou și se prăbușesc. Acestea generează zgomotul tipic care poate fi auzit cu puțin timp înainte de fierbere. Odată cu alimentarea cu căldură suplimentară, numai bulele mici se prăbușesc, cele mari cresc. Zgomotul de fierbere devine mai liniștit și dispare complet când apa este complet fiartă.

În greutate , bulele de abur nu se ridică în apă. În schimb, rămân aproape de fundul vasului și se conglomerează în bule mai mari și, în cele din urmă, într-o singură bulă mare. Lipsa convecției și conducerea redusă a căldurii prin bulele de abur îngreunează fierberea rapidă a apei într-o navă spațială.

Sublimarea și resublimarea

În intervalul de temperatură de la aproximativ 0 K la 273,16 K (-273,15 ° C până la +0,01 ° C) și un interval de presiune de la vid ridicat la aproximativ 0,006 bar, în intervalul de sub punctul triplu, apa nu există sub formă lichidă, dar numai gazos și solid. În această zonă, adică la punctul de sublimare , gheața se schimbă direct în starea gazoasă fără nicio modificare a stării de agregare într-un lichid . Acest proces se numește sublimare sau, în direcția opusă, resublimare . În vid, sublimarea are loc până la aproape 0 Kelvin (-273,15 ° C). Limita superioară, însă, este dată de punctul triplu.

Capacitate termică specifică

Apa lichidă are o capacitate termică specifică foarte ridicată de aproximativ 4,2 kJ / (kg · K) (sub presiune normală în intervalul de temperatură de la zero la o sută de grade Celsius între 4.219 și 4.178 kJ / (kg · K)). Deci, aveți nevoie de 4,2 kilojuli de energie termică pentru a încălzi un kilogram cu un Kelvin  . Aceasta înseamnă că apa poate absorbi destul de multă energie în comparație cu alte lichide și solide. Capacitatea de căldură specifică relativ ridicată a apei este utilizată, de exemplu, în sistemele de stocare a căldurii pentru sistemele de încălzire.

Dacă încălziți 1 kg de apă de la 15 ° C la 100 ° C, atunci aveți nevoie de 4,2 kJ / (kg · K) · 85 K · 1 kg = 357 kJ. Un kilowatt oră (kWh) este de 3,6 MJ. Pentru a încălzi un litru de apă de la temperatura conductei la 100 ° C sub presiune normală, aveți nevoie de aproximativ 0,1 kWh de energie. Pentru a permite evaporarea apei, este necesară, de asemenea, de șase ori cantitatea de energie ( vezi mai jos ).

Vaporii de apă (la 100 ° C) au o capacitate termică specifică de 1,870 kJ / (kg · K) și gheața (la 0 ° C) 2,060 kJ / (kg · K). Substanțele solide au de obicei o capacitate specifică de căldură semnificativ mai mică. De exemplu, plumbul are o capacitate termică de 0,129 kJ / (kg · K), cupru de 0,380 kJ / (kg · K).

Căldura de fuziune și evaporare

Pentru decongelare, adică conversia gheții reci de 0 ° C în apă rece de 0 ° C, trebuie aplicată o energie de 333,5 kJ / kg. Aceeași cantitate de apă poate fi încălzită de la 0 ° C la 80 ° C cu aceeași cantitate de energie. Pentru a transforma 100 ° C apă caldă în 100 ° C abur cald , sunt necesari 2257 kJ / kg. Pentru a converti 0 ° C apă rece în 100 ° C abur cald, aveți nevoie de 100 K · 4,19 kJ / (kg · K) + 2257 kJ / kg = 2676 kJ / kg.

Căldura specifică de evaporare a apei este semnificativ mai mare decât cea a altor lichide. Metanolul are o căldură de vaporizare de numai 845 kJ / kg și mercur chiar de numai 285 kJ / kg. Cu toate acestea, dacă se compară căldurile de evaporare molară, atunci mercurul cu 57,2 kJ / mol are o valoare mai mare decât apa cu 40,6 kJ / mol.

În meteorologie, căldura de fuziune și evaporare sunt de o mare importanță în contextul căldurii latente .

Conductivitate termică

În comparație cu alte lichide, apa are o conductivitate termică ridicată , dar foarte scăzută în comparație cu metalele. Conductivitatea termică a apei lichide crește odată cu creșterea temperaturii, dar gheața conduce căldura mult mai bine decât apa lichidă.

La 20 ° C, apa are o conductivitate termică de 0,60 W / (m · K). Pentru comparație: cupru 394 W / (m · K) și argint 429 W / (m · K). Chiar și cel mai prost conductor de căldură dintre toate metalele, bismutul ajunge la 7,87 W / (m · K).

Conductivitatea termică a apei sub formă de gheață la -20 ° C este de cel puțin 2,33 W / (m · K).

Densitatea și anomalia densității

Apa are o densitate de aproximativ un kilogram pe litru (un litru corespunde unui decimetru cub ). Această relație rotundă nu este o coincidență: se întoarce la unitatea Mormânt , care este una dintre rădăcinile istorice ale sistemului internațional de unități (SI) de astăzi . Un mormânt a fost definit ca masa unui litru de apă la 4 ° C.

La presiune normală, apa are cea mai mare densitate la 3,98 ° C și astfel arată o anomalie de densitate . Aceasta constă în faptul că apa sub 3,98 ° C se extinde din nou când temperatura scade în continuare, chiar și atunci când se trece la starea solidă de agregare, care este cunoscută doar din câteva substanțe.

Pe lângă temperatură, substanțele dizolvate în apă influențează și densitatea acesteia, care poate fi măsurată cu un hidrometru . Deoarece particulele dizolvate sunt distribuite între moleculele de apă și creșterea volumului este mică, densitatea crește ca urmare. Creșterea densității corespunde aproximativ cu masa substanței dizolvate pe volum și joacă un rol important în mișcările mari de apă, de exemplu în contextul circulației termohaline sau dinamicii lentilelor de apă dulce .

Miros și gust

În stare pură, apa este insipidă și inodoră .

Proprietati optice

Refracție și proprietăți reflectorizante

În domeniul luminii vizibile, apa are un indice de refracție de aproximativ 1,33. Dacă lumina lovește interfața dintre aer (indicele de refracție ≈ 1) și apă, este deci refractată spre perpendiculară . Indicele de refracție este mai mic în comparație cu multe alte materiale, astfel încât refracția prin apă este mai puțin pronunțată decât, de exemplu, atunci când aerul trece în majoritatea tipurilor de sticlă sau chiar în diamant . Dar există și materiale precum metanolul care au un indice de refracție mai mic. Refracția luminii duce la iluzii optice , astfel încât se vede un obiect sub apă într-un loc diferit de locul în care se află de fapt. Același lucru este valabil și pentru o vedere din apă în spațiul aerian. Animalele specializate în pescuit, cum ar fi stârcii sau vânarea peștilor de insecte deasupra apei, pot lua în considerare această schimbare de imagine și, prin urmare, își lovesc de obicei prada fără probleme.

Conform formulelor lui Fresnel, reflectivitatea aerului-apă de suprafață este de aproximativ 2% la incidență normală. Ca și în cazul tuturor materialelor, această valoare crește cu un unghi de incidență mai plat și este de aproximativ 100% cu incidența pășunatului. Comportamentul de reflexie depinde totuși de polarizarea luminii. Lumina polarizată paralelă are, în general, un grad mai mic de reflexie decât lumina polarizată perpendicular, ceea ce înseamnă că lumina este polarizată atunci când lovește interfața dintre aer și apă. Datorită indicelui de refracție relativ scăzut al apei, acest efect este mai puțin pronunțat decât în ​​cazul multor alte materiale (transparente) cu un indice de refracție mai mare. Efectul de polarizare este în general mai puternic, cu cât lumina atinge suprafața apei. Acest lucru este utilizat, de exemplu, în fotografie, unde un filtru de polarizare este utilizat pentru a filtra o anumită polarizare, care poate reduce reflexiile interferente.

Dacă lumina din apă lovește interfața apă-aer, consecința directă a legii refracției este reflectarea totală dintr-un unghi critic de 49 ° . Aceasta înseamnă că razele de lumină care lovesc suprafața limită mai plat nu ies din apă, ci sunt reflectate.

Unele efecte optice în atmosferă sunt legate de proprietățile de refracție ale apei. De exemplu, un curcubeu este cauzat de picături de apă sau un fenomen de halo de cristale de gheață, în care lumina este refractată și împărțită în culori spectrale. Întunecarea pământului de către nori se bazează, de asemenea, pe refracția luminii și a reflexiilor totale în sau pe picăturile de apă.

Comportamentul de absorbție și culoarea

Apa absoarbe lumina în intervalul spectral vizibil doar foarte slab, adică partea imaginară a indicelui complex de refracție ( coeficient de extincție ) este de aproximativ 0. Apa este, prin urmare, considerată, în general, transparentă și incoloră. Permeabilitatea ridicată la lumină a apei permite existența algelor și a plantelor în apă care au nevoie de lumină pentru a trăi.

Cu toate acestea, coeficientul scăzut de extincție în intervalul spectral vizibil arată, de asemenea, modificări de mai multe ordine de mărime (a se vedea figura). Coeficientul de extincție și, prin urmare, și absorbția (cf. legea Lambert-Beer ) este cel mai scăzut în domeniul lungimii de undă de aproximativ 400-440 nm . Ca urmare, lumina acestor lungimi de undă este absorbită complet numai după câțiva metri. Coeficientul de extincție crește ușor în roșu vizibil și în domeniul infraroșu apropiat. Prin urmare, lumina cu unde lungi (roșie) este absorbită mai puternic decât lumina cu unde scurte (albastră). Acest lucru conferă apei o culoare albăstruie slabă. Cu toate acestea, acest lucru se observă doar cu ochiul liber în straturi groase de la câțiva metri. Lumina UV este absorbită într-o măsură semnificativă doar la o lungime de undă sub 240 nm.

Un alt factor decisiv care influențează proprietățile optice ale apei sunt substanțele dizolvate în apă și particulele care plutesc în apă. Substanțele dizolvate în apă pot duce la o schimbare semnificativă a acestor proprietăți, care este descrisă de gradul de absorbție spectrală . Particulele mici cu un diametru cuprins între lungimea de undă duc totuși la împrăștierea luminii, apa apare apoi ușor tulbure (sau colocvial lăptos ). Culoarea și turbiditatea apei, în funcție de substanțele pe care le conține, joacă un rol important ca indicatori ai calității apei și, de asemenea, ca metodă de examinare în analiza apei.

Excitație și rezonanță electromagnetică

Cea mai mică frecvență de rezonanță a moleculei de apă liberă este de 22,23508 GHz. Multiplii întregi ai acestei frecvențe duc la rândul lor la rezonanță.

Spre deosebire de aceasta, doar în jurul unui al nouălea dintre acestea este frecvența obișnuită de 2.455 GHz pentru cuptoarele cu microunde - atât în ​​gospodărie, cât și în laboratorul de chimie. Doar această frecvență mai mică (într-o bandă ISM ) permite câțiva centimetri de pătrundere în mediul care conține apă și astfel încălzirea „din interior”.

Rezistență specifică și conductivitate electrică

Apa chimic pură este doar ușor disociată în purtătorii de sarcină electrică H ₃ O ⁺ și OH ^- la o valoare a pH-ului de 7 . Prin urmare, are o rezistență specifică ridicată de 18,2 MΩ · cm (= 1,82 · 10 ¹¹  Ω · mm² / m) la 25 ° C. Aceasta corespunde unei conductanțe specifice de 54,9 nS · cm ⁻¹ . Această conductanță crește odată cu temperatura cu aproximativ 1,5 până la 2% pe Kelvin . Sărurile și acizii dizolvați cresc concentrația purtătorului de sarcină. În funcție de conținutul său mineral, apa de la robinet atinge deja până la 10.000 de ori conductivitatea unei medii de 500 µS · cm ⁻¹ , în timp ce apa de mare atinge valori de 50 mS · cm ⁻¹ .

Mecanismul Grotthuss crește conductivitatea de protoni și ioni de hidroxid în apă, care sunt cauzate de autodissociation apei.

viscozitate

Viscozitatea dinamică ( viscozitate ) de apă la 20 ° C este de 1,0 mPa s. De aceea , are o vâscozitate mai mare decât de petrol (0,65 mPa s la 20 ° C), dar , de asemenea , o mai mică vâscozitate decât , de exemplu, mercur (1, 5 mPas la 20 ° C). Vâscozitatea apei scade datorită numărului scăzut de legături de hidrogen cu temperatura crescândă și atinge 0,283 mPa s la punctul de fierbere.

Vâscozitatea este modificată de substanțele dizolvate. În plus față de concentrație, tipul de substanță dizolvată este decisiv pentru vâscozitatea soluției.

difuzie

Difuzia moleculelor de apă în apă sau o soluție apoasă este numită autodifuzie și este descrisă de auto-coeficient de difuzie D ; la 25 ° C aceasta este D = 2.299 · 10 ⁻⁹  m ² · s ⁻¹ . Cantitatea D descrie mobilitatea translațională a moleculelor de apă în apa lichidă. În lichidele newtoniene, această mobilitate este legată calitativ de comportamentul vâscos, adică vâscozitatea apei, care scade odată cu creșterea temperaturii, este asociată cu un coeficient de autodifuzie în creștere.

Dependența de temperatură a coeficientului de autodifuziune este măsurată foarte precis și este adesea utilizată ca set de valori de referință atunci când se studiază difuzia în alte lichide.

În plus față de difuzia translațională, există și difuzie rotațională în apă - ca și în alte lichide , și anume schimbarea aleatorie a orientării axelor de simetrie a moleculelor de apă datorită mișcărilor aleatorii ( mers aleatoriu ) în interiorul lichidului. Timpul de corelație care caracterizează această mișcare de reorientare , i. H. Aproximativ timpul în care o moleculă de apă din lichid s-a rotit o dată în jurul său prin pași mici aleatori este la 25 ° C în intervalul de câteva picosecunde , măsurat prin relaxare magnetică nucleară și relaxare dielectrică . Prin urmare, este vorba de reorientări extrem de rapide, aleatorii, ale moleculelor de apă și, prin urmare, la fel de rapide schimbări în microstructura apei.

Când este prezentă apă cu o compoziție izotopică diferită, de ex. B. apă grea D ₂ O, atunci are loc așa-numitul efect izotop dinamic , care afectează atât difuzia de translație, cât și cea de rotație. Deoarece modificarea relativă a greutății datorită substituției izotopice este comparativ mare cu masa molară scăzută a apei, cele mai mari efecte izotopice apar cu apa în comparație cu alte lichide cunoscute. La 25 ° CD ₂ O are un coeficient de difuzie cu 23% mai mic decât H ₂ O.

Substanțe dizolvate, de ex. B. sărurile, pot reduce coeficientul de autodifuzie și difuzia de rotație a apei ( săruri „formatoare de structuri” cu raze ionice mici, cum ar fi clorura de litiu ), precum și pot crește (săruri „de rupere a structurii” cu raze ionice mari , cum ar fi iodura de cesiu ). Sărurile de rupere a structurii, în care anionul provoacă ruperea structurii apei, sunt adesea săruri haotrope . Dacă speciile nepolare sau descărcate electric sunt dizolvate în apă, apare un efect hidrofob care, pe lângă rotație, încetinește și mișcarea de difuzie a moleculelor de apă în vecinătatea acestor specii „ hidrofobe ” și astfel reduce difuzia medie coeficientul apei din soluție.

Tensiune superficială și umectabilitate

Apa are o tensiune superficială relativ ridicată , deoarece moleculele de apă se atrag reciproc relativ puternic. Tensiunea superficială este de aproximativ 73 mN / m la 20 ° C și scade odată cu creșterea temperaturii. Datorită tensiunii superficiale mari, de exemplu, se pot deplasa Sandpipers pe apă. Tensiunea superficială este un obstacol în timpul proceselor de spălare, motiv pentru care detergenții conțin substanțe active de suprafață ( tenside ) care scad tensiunea superficială. Cu toate acestea, apariția lor este scăzută în apele naturale.

Cu o suprafață netedă, se pot realiza unghiuri de contact de maximum 120 °. Cu toate acestea, în cazul suprafețelor rugoase cu caracter hidrofob, acest unghi poate fi de până la 160 °, ceea ce este denumit superhidrofobicitate. Multe plante profită de acest lucru prin efectul de lotus .

Modulul de compresie și viteza sunetului

La o temperatură de 4 ° C sub presiune normală, apa are un modul de compresie de aproximativ 2,06 GPa - la 100 MPa (o presiune de o mie de ori normală sau presiunea apei la o adâncime de aproape 10 km) este prin urmare comprimată cu aproximativ cinci procente. Corespunzător densității de 1 kg / dm ³ , rezultă o viteză de propagare a sunetului în apă de 1435 m / s.

Fracționarea izotopilor

Moleculele de apă pot consta din izotopi diferiți de hidrogen (de exemplu, Protium ¹ H sau Deuteriu ² H) și oxigen (de exemplu, ¹⁶ O sau ¹⁷ O), fiecare dintre aceștia apărând în concentrații diferite. Există nouă configurații stabile diferite ale moleculei de apă. Se produc așa-numitele efecte izotopice . În anumite procese, cum ar fi formarea precipitațiilor și tranzițiile sale de fază , are loc fracționarea izotopului , adică apa își schimbă compoziția izotopică. În funcție de condițiile de mediu și de compoziția originală, rezultă semnale izotopice specifice care pot acționa ca un fel de amprentă pentru diferite procese și regiuni de origine. Metodologia corespunzătoare este utilizată în principal în hidrogeologie și paleoclimatologie .

Apa ca solvent

Datorită dipolului său, apa este un bun solvent polar pentru majoritatea substanțelor. În general, solubilitatea în apă crește odată cu polaritatea substanței. Apa are o constantă dielectrică relativ ridicată de 80,35 (la 20 ° C).

Solubilitatea în apă este adesea puternic dependentă de temperatură. Solidele și gazele se comportă diferit. Gazele se dizolvă în apă proporțional cu presiunea parțială a gazului fără o limită fixă ​​a cantității care poate fi dizolvată ( legea lui Henry ). Concentrația de echilibru pe unitate de presiune, denumită „solubilitate”, scade odată cu creșterea temperaturii. Pe de altă parte, solidele se dizolvă de obicei mai bine în apă odată cu creșterea temperaturii, dar există și multe excepții, cum ar fi sulfatul de litiu .

Unele substanțe, cum ar fi acetonă sau etanol, pot fi amestecate cu apă în orice raport, adică sunt solubile între ele. În alte cazuri, există soluții reciproce cu un decalaj de miscibilitate , de exemplu cu fenol sau cloroform.

În mod normal, o substanță moleculară se dizolvă mai bine în apă, cu atât mai multe grupuri polare există în această substanță. Cu toate acestea, apa supercritică prezintă proprietăți de solubilitate similare cu solvenții organici nepolari.

Când substanțele ionice se dizolvă în apă, are loc defalcarea rețelei endoterme și hidratarea exotermă , care permite amestecuri de căldură (acid sulfuric în apă) și amestecuri reci (săruri în apă). Diferența dintre hidratarea exotermă și degradarea rețelei endotermice decide dacă are loc încălzirea sau răcirea. În cazul sărurilor, raportul dintre energia rețelei și energia de hidratare a ionilor implicați determină solubilitatea, care este definită aici ca produsul concentrațiilor ionice molare la echilibru cu substanța cristalină ( produsul de solubilitate ). Ca regulă generală pentru solubilitatea compușilor ionici, se pot aplica următoarele : cu cât numărul sarcinilor ionilor implicați este mai mare, cu atât substanța este mai puțin solubilă în apă.

Spre deosebire de compușii simpli precum clorura de sodiu, legăturile ionice ale complexelor nu sunt rupte. Se face distincția între două grupuri. Pe de o parte, există complexe puternice, cum ar fi complexele de cianuri ale metalelor grele, și, pe de altă parte, complexele slabe ( complexe acvatice ) ale ionilor metalici cu ioni de sulfat, hidroxi sau carbonat. Tipul și apariția diferitelor specii de metal sunt probleme importante în analiza chimică a apei și tratarea apei .

În cazul moleculelor cu polaritate diferită, la fel ca în cazul multor lipide amfifile , solubilitatea în apă sau afinitatea în apă depinde de orientarea sa. Aproape toate ființele vii folosesc acest efect cu biomembranele lor . În acest context, se vorbește și despre hidrofilitate sau hidrofobicitate .

Proprietăți chimice

Apa are o masă molară de 18,01528  g · mol ⁻¹ . În multe reacții, apa este un catalizator , adică fără prezența apei, o reacție ar urma mult mai încet și numai cu o barieră de activare mai mare . Multe reacții sunt chiar posibile sau accelerate de umiditatea normală a aerului. Acest lucru nu se observă practic din cauza urmelor de umezeală prezente în mediul nostru, deoarece este cazul normal pe pământ. Acest lucru poate fi dovedit numai atunci când chiar și cele mai mici reziduuri de umiditate sunt eliminate prin procese speciale de uscare și testele chimice sunt efectuate în sisteme închise. În acest mediu, de exemplu, monoxidul de carbon nu arde în oxigen, iar metalele alcaline nu reacționează cu acidul sulfuric și cu clorul.

Reactivitate

Apa este amfoteră , deci este o substanță care - în funcție de mediu - poate acționa atât ca acid , cât și ca bază .

Apa reacționează cu anhidridele pentru a forma acizi sau baze . Exemple:

• Pentoxidul de fosfor (anhidridă acidă) reacționează cu apa pentru a forma acid fosforic (acid):

${\ displaystyle \ mathrm {P_ {2} O_ {5} +3 \ H_ {2} O \ rightarrow 2 \ H_ {3} PO_ {4}}}$

• Oxidul de sodiu (anhidridă de bază) reacționează cu apa pentru a forma hidroxid de sodiu (bază):

${\ displaystyle \ mathrm {Na_ {2} O + H_ {2} O \ rightarrow 2 \ NaOH}}$

Apa reacționează cu metalele de bază pentru a forma oxizi metalici cu formarea hidrogenului , dar acești oxizi metalici sunt anhidri de bază și se dizolvă în mare parte din nou în apă pentru a forma baze, așa cum tocmai a fost descris. Un exemplu:

• Magneziul reacționează cu vaporii de apă pentru a forma oxid de magneziu și hidrogen :

${\ displaystyle \ mathrm {Mg + H_ {2} O \ rightarrow MgO + H_ {2}}}$

Efect de nivelare

În soluții apoase, acizii puternici și bazele puternice se disociază complet, producând ioni H ₃ O ⁺ sau OH ^- . Deci diferitele concentrații acide ale z. B. Nu mai diferențiați clorura de hidrogen și acidul percloric în apă pe baza valorii pH-ului. Aici se vorbește despre efectul de nivelare (din franceză : niveler = equalize) al apei. Pentru a putea distinge chiar și acizii foarte puternici în ceea ce privește concentrația acidă, constantele de echilibru sunt determinate în soluții neapoase și acestea sunt transferate aproximativ în apa solventului.

Neutralitate, pH și lipsa efectului tampon

Dacă o soluție conține ionii H ⁺ și OH ^- în aceeași concentrație, soluția este neutră. Chiar și cu apă pură, o mică parte din aceasta este separată în ioni H ⁺ sau H ₃ O ⁺ și OH ^- , dar concentrațiile sunt aceleași și, prin urmare, este neutră. În apă la 22 ° C concentrația este de 10 ⁻⁷ mol / l, deci are o valoare a pH-ului de 7.

Ionii H ₃ O ⁺ și OH ^- sunt hidrați , astfel încât H ₃ O ^{+ poate} transfera rapid un proton în moleculele de apă din jur sau OH ^- absoarbe unul. Ca urmare a mișcării de căldură și mai ales datorită schimbului de protoni rapid în conformitate cu mecanismul Grotthuss , când cantități egale de H ₂ O și D ₂ O sunt turnate împreună, un amestec cu o distribuție statistică, adică cu 50% HDO, se formează după scurt timp.

Apa chimic pură nu are efect tampon și, prin urmare, reacționează la cele mai mici cantități de substanțe acide sau bazice, cu o schimbare clară a valorii pH-ului. În apa care anterior era pură, o valoare a pH-ului cuprinsă între 4,5 și 5 se instalează rapid atunci când aerul este expus ca urmare a soluției de CO ₂ . Pe de altă parte, apa reacționează cu sărurile dizolvate (de exemplu hidrogen carbonați) mult mai puțin sensibile la adăugarea de substanțe acide sau bazice.

Produs Ion

Produsul ionic al apei este produsul concentrațiilor ionilor H ₃ O ⁺ și OH ^- din apă. În 1894, Friedrich Wilhelm Georg Kohlrausch și Ernst Heydweiller au investigat conductivitatea apei distilate prin distilarea apei în absența aerului (vezi disocierea ). Produsul ionic al apei ar putea fi calculat din aceste măsurători și din cunoașterea conductivităților echivalente ale ionilor de hidroniu și ionilor de hidroxid.

La măsurarea conductivității apei distilate, curge o cantitate mică de curent. Aceasta este o indicație a ionilor din apă, care pot fi creați numai prin autoprotoliza apei, conform următoarei reacții:

${\ displaystyle \ mathrm {H_ {2} O \ + \ H_ {2} O \ \; \ rightleftharpoons \ H_ {3} O ^ {+} \ + \ OH ^ {-}} \,}$

Legea acțiunii în masă poate fi aplicată echilibrului protolizei :

${\ displaystyle \ K = {\ frac {c (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}}) \ cdot c (\ mathrm {OH ^ {-}})} {c (\ mathrm {H_ {2 } O}) ^ {2}}} \,}$

Deoarece concentrația moleculelor de apă rămâne aproape constantă chiar dacă echilibrul se deplasează (55,5 mol / l), valoarea poate fi inclusă în constantă.

${\ displaystyle \ K \ cdot c (\ mathrm {H_ {2} O}) ^ {2} = c (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}}) \ cdot c (\ mathrm {OH ^ { -}}) \,}$

și combinați ambele într-o nouă constantă, valoarea K _w , care este produsul concentrațiilor respective ale ionilor de oxoniu și hidroxid:

${\ displaystyle {\ begin {align} K_ {W} & = c (\ mathrm {H_ {3} O ^ {+}}) \ cdot c (\ mathrm {OH ^ {-}}) \\ & = 10 ^ {- 7} \ \ mathrm {\ frac {mol} {l}} \ cdot 10 ^ {- 7} \ \ mathrm {\ frac {mol} {l}} \\ & = {10 ^ {- 14} } \ \ mathrm {\ frac {mol ^ {2}} {l ^ {2}}} \ end {align}} \,}$

La 22 ° C, se aplică K _w = 10 ⁻¹⁴ ( mol / l ) ². Deci echilibrul este foarte mult pe partea apei. Concentrațiile ionilor H ₃ O ⁺ și OH ^- sunt fiecare de 10 ⁻⁷ mol / l. Deci pH-ul este de 7.

Dacă concentrația unuia dintre cei doi ioni este crescută, produsul ionic de 10 ^{−14 este} reținut, adică adică concentrația celuilalt ion scade. Prin urmare, suma pH-ului și a pOH trebuie să fie întotdeauna 14.

PK _{W al} apei se schimbă în funcție de temperatură.

T în ° C	0	20	22	40	80
pK W	14.9	14.2	14.0	13.5	12.6
c (H 3 O + ) în mol / l	10 −7,45	10 −7,1	10 −7	10 −6,75	10 −6.3

(valori determinate experimental prin măsurarea conductivității)

Cu cunoștințe despre produsul ionic al apei, pot fi calculate valorile pH-ului sărurilor dizolvate, acizilor, bazelor din apă (de exemplu, acetat de sodiu, carbonat de sodiu, oxid de calciu, acid clorhidric, acid sulfuric, sodă caustică).

Ordinea de reacție a autoprotolizei apei

Dacă autoprotoliza apei este luată în considerare în următoarea formă:

${\ displaystyle \ mathrm {\ H_ {2} O \ \ rightleftharpoons \ H ^ {+} \ + \ OH ^ {-}}}$

Pentru reacția directă, adică disocierea, există în mod formal o reacție de ordinul 0 . Pentru reacția inversă, urmează formal o reacție de ordinul doi.

Duritatea apei

Duritatea apei descrie echivalentul concentrației ionilor de a metalelor alcalino - pământoase , dizolvate în apă . „Constructorii de duritate” includ în esență ioni de calciu și magneziu, precum și urme de ioni de stronțiu și bariu . Acești cationi au o mare importanță fiziologică pozitivă , dar interferează cu unele utilizări ale apei.

literatură

• Klaus Scheffler: Panouri cu abur: termodinam. Proprietățile apei și aburului până la 800 ° C și 800 bari. Berlin 1981, ISBN 3-540-10930-7 .
• Leopold Lukschanderl: Apa: substanța care arată obișnuită, dar are proprietăți foarte neobișnuite. Viena 1991, ISBN 3-85128-062-8 .
• LA Guildner, DP Johnson, FE Jones: Presiunea de vapori a apei în punctul său triplu: valoare foarte precisă. În: Journal of Research of the National Bureau of Standard - A. Vol. 80A, No. 3, 1976, pp. 505-521; doi: 10.1126 / science.191.4233.1261 ; PDF .
• Felix Franks (Ed.): Water, a Comprehensive Treatise Vol.I - Vol.VIII, Plenum Press, New York London, 1972-1982.
• Philip Ball: H ₂ O - Biografia lui Water Piper, 2001, ISBN 3-492-04156-6 .

Link-uri web

• hydroskript.de: Proprietățile fizice ale apei. ( Memento din 30 august 2016 în Arhiva Internet )
• Martin Chaplin: Structura apei și știința .

Dovezi individuale