Propriedades Gerais da Água
A polaridade da água
A água tem uma estrutura molecular simples. Ela é composta de um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio. Cada átomo de hidrogênio liga-se covalentemente ao átomo de oxigênio, compartilhando com ele um par de elétrons.
O oxigênio também tem um par de elétrons não compartilhados. Assim, há 4 pares de elétrons em torno do átomo de oxigênio, dois deles envolvidos nas ligações covalentes com o hidrogênio e dois pares não-compartilhados no outro lado do átomo de oxigênio.
Ambiente aquoso terrestre conduziu os seres vivos a utilizarem se das propriedades da água. Essas propriedades são: Interações fracas em sistemas aquosos, por meio de pontes hidrogênio com solutos polares. Compostos não polares produzem mudanças desfavoráveis na estrutura da água, por exemplo, os lipídeos. Interações fracas são importantes para função e estrutura das macromoléculas. Solutos afetam as propriedades coligativas de soluções aquosas (osmose). A dissociação da água pode ocorrer por meio de ácidos ou bases fracas (pH).
A água é uma molécula “polar”, o que quer dizer que ela tem uma distribuição desigual da densidade de elétrons. A água tem uma carga negativa parcial ( -) junto ao átomo de oxigênio por causa dos pares de elétrons nãocompartilhados, e tem cargas positivas parciais ( +) junto aos átomos de hidrogênio.
A atração eletrostática entre as cargas positivas parciais dos átomos de hidrogênio e a carga negativa parcial do átomo de oxigênio resulta na formação de uma ligação denominada “ponte” de hidrogênio. A ponte de hidrogênio ocorre entre os átomos de hidrogênio quando ligado a elementos químicos eletronegativos.
Tais ligações permitem a união entre as moléculas de água. Sem as pontes de hidrogênio, a temperatura de ebulição da água poderia chegar a -80º C, existindo na superfície terrestre somente na forma gasosa. Compostos similares ocorrem na natureza sob a forma de gases, com temperaturas de fusão e ebulição bem abaixo de 0ºC. A água é única porque ocorre nos três estados da matéria sólido, líquido e gasoso sob condições atmosféricas bastante restritas.
Várias propriedades peculiares da água são devidas às ligações de hidrogênio. A flutuação do gelo pode ser citada como exemplo, uma vez que tais ligações mantêm as moléculas de água mais afastadas no sólido do que no líquido, onde há uma ligação hidrogênio a menos por molécula. Também é devido às ligações de hidrogênio o elevado calor de vaporização, a forte tensão superficial, o alto calor específico e as propriedades solventes quase universais. Em função da natureza química de sua molécula, as propriedades físicas e químicas da água diferem muito das de qualquer outra substância, o que a caracteriza como constituinte fundamental da matéria viva e do meio que a condiciona.
Dissolução
Uma das propriedades mais importantes da água líquida é a sua capacidade de dissolver substâncias polares ou iônicas para formar soluções aquosas. A interação entre as moléculas do solvente (água) e as do soluto são responsáveis pelo processo de solubilização: cada íon negativo, situado no interior de uma solução aquosa, atrai as extremidades positivas das moléculas de água vizinhas, o mesmo acontecendo com os íons positivos relativamente às extremidades negativas.
Isso faz com que os íons fiquem como que recobertos por uma camada de moléculas de água solidamente ligadas a eles, o que confere grande estabilidade à solução. Nisso consiste o importante fenômeno da hidratação dos íons. A hidratação dos íons é que promove a “quebra” do retículo cristalino da substância iônica, ou seja, a dissolução: as forças existentes entre os cátions e ânions no sólido (ligação iônica) são substituídas por forças entre a água e os íons. Muitos compostos não iônicos também são solúveis em água, como por exemplo, o etanol. Esta molécula contém uma ligação polar O-H tal como a água, que permite à molécula fazer ligações intermoleculares.
Propriedades físicas e químicas
A água, em seu estado natural mais comum, é um líquido transparente, assumindo a cor azul esverdeada em lugares profundos. Possui uma densidade máxima de 1 g/cm3 a 4ºC e seu calor específico é de 1 cal/ºC. No estado sólido, sua densidade diminui até 0,92 g/cm3, mas são conhecidos gelos formados sob pressão que são mais pesados que a água líquida. Suas temperaturas de fusão e ebulição à pressão de uma atmosfera são de 0 e 100ºC, respectivamente, muito superiores às temperaturas de fusão e ebulição de outros compostos parecidos com a água. Ela é um composto estável que não se decompõe em seus elementos até 1.300º. Reage com os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb e Cs) formando uma base e desprendendo hidrogênio:
Na + H2O →NaOH + H2.
Reage com alguns óxidos metálicos para formar hidróxidos,
como por exemplo:
CaO + H2O → Ca(OH)2,
e com os não-metálicos para formar ácidos,
SO2 + H2O →H2SO3
Significados biológicos e propriedades da água usadas pelos seres vivos
Ponto de fusão e ebulição elevados: são consequência da formação de pontes de Hidrogênio, necessitando portanto maior energia para rompê-las.
Calor específico da água (caloria): é a quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de 1 g de água de 15, para 16oC.
Calor de vaporização: Se 1 kg de água absorver 1Kcal de calor, sua temperatura aumenta 1oC. Porém, a vaporização de apenas 2g de água, diminuem a temperatura de 998g de Água restantes, em 1 oC. Esse efeito de resfriamento minimiza a perda de água por grandes variações de temperatura (funciona como termostato): ex: SUOR.
Calor de fusão: O calor depreendido pela água no congelamento minimiza mudanças de temperatura no inverno. O calor absorvido quando o gelo derrete, diminui as mudanças de temperatura na primavera.
Tensão superficial: capilaridade: é uma camada na superfície do líquido que faz com que sua superfície se comporte como uma membrana elástica que não deixa o objeto afundar. Isso ocorre devido às moléculas da água, que interagem entre si, por ligações de hidrogênio.
Densidade: O congelamento da água ocorre com aumento de volume e diminuição da densidade. Logo, quando ocorre formação de gelo, sempre será de cima para baixo.
Águas doces
São assim chamadas as águas terrestres que têm uma salinidade muito baixa. Sua principal fonte é a chuva, que é água quase pura, pois contém apenas uma pequena quantidade de oxigênio e de
dióxido de carbono (CO2) em solução.
Água salgada
Em comparação com a água doce, a água dos mares e oceanos contém grandes quantidades de sais, embora tal salinidade não seja igual em todos eles. A maior salinidade registrada encontra-se
no Mar Vermelho, com 39 gramas por litro, e a menor, a do Mar Báltico, com 30 gramas por litro. Dentre os elementos dissolvidos na água do mar, há seis que perfazem mais de 99% da massa dos
sais: cloro, sódio, enxofre (sob a forma de íon sulfato), magnésio, cálcio e potássio. O cloreto de sódio (NaCl) corresponde a 77% dos sais contidos na água do mar, dando-lhe sabor salgado.
A polaridade da água
A água tem uma estrutura molecular simples. Ela é composta de um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio. Cada átomo de hidrogênio liga-se covalentemente ao átomo de oxigênio, compartilhando com ele um par de elétrons.
O oxigênio também tem um par de elétrons não compartilhados. Assim, há 4 pares de elétrons em torno do átomo de oxigênio, dois deles envolvidos nas ligações covalentes com o hidrogênio e dois pares não-compartilhados no outro lado do átomo de oxigênio.
Ambiente aquoso terrestre conduziu os seres vivos a utilizarem se das propriedades da água. Essas propriedades são: Interações fracas em sistemas aquosos, por meio de pontes hidrogênio com solutos polares. Compostos não polares produzem mudanças desfavoráveis na estrutura da água, por exemplo, os lipídeos. Interações fracas são importantes para função e estrutura das macromoléculas. Solutos afetam as propriedades coligativas de soluções aquosas (osmose). A dissociação da água pode ocorrer por meio de ácidos ou bases fracas (pH).
A água é uma molécula “polar”, o que quer dizer que ela tem uma distribuição desigual da densidade de elétrons. A água tem uma carga negativa parcial ( -) junto ao átomo de oxigênio por causa dos pares de elétrons nãocompartilhados, e tem cargas positivas parciais ( +) junto aos átomos de hidrogênio.
A atração eletrostática entre as cargas positivas parciais dos átomos de hidrogênio e a carga negativa parcial do átomo de oxigênio resulta na formação de uma ligação denominada “ponte” de hidrogênio. A ponte de hidrogênio ocorre entre os átomos de hidrogênio quando ligado a elementos químicos eletronegativos.
Tais ligações permitem a união entre as moléculas de água. Sem as pontes de hidrogênio, a temperatura de ebulição da água poderia chegar a -80º C, existindo na superfície terrestre somente na forma gasosa. Compostos similares ocorrem na natureza sob a forma de gases, com temperaturas de fusão e ebulição bem abaixo de 0ºC. A água é única porque ocorre nos três estados da matéria sólido, líquido e gasoso sob condições atmosféricas bastante restritas.
Várias propriedades peculiares da água são devidas às ligações de hidrogênio. A flutuação do gelo pode ser citada como exemplo, uma vez que tais ligações mantêm as moléculas de água mais afastadas no sólido do que no líquido, onde há uma ligação hidrogênio a menos por molécula. Também é devido às ligações de hidrogênio o elevado calor de vaporização, a forte tensão superficial, o alto calor específico e as propriedades solventes quase universais. Em função da natureza química de sua molécula, as propriedades físicas e químicas da água diferem muito das de qualquer outra substância, o que a caracteriza como constituinte fundamental da matéria viva e do meio que a condiciona.
Dissolução
Uma das propriedades mais importantes da água líquida é a sua capacidade de dissolver substâncias polares ou iônicas para formar soluções aquosas. A interação entre as moléculas do solvente (água) e as do soluto são responsáveis pelo processo de solubilização: cada íon negativo, situado no interior de uma solução aquosa, atrai as extremidades positivas das moléculas de água vizinhas, o mesmo acontecendo com os íons positivos relativamente às extremidades negativas.
Isso faz com que os íons fiquem como que recobertos por uma camada de moléculas de água solidamente ligadas a eles, o que confere grande estabilidade à solução. Nisso consiste o importante fenômeno da hidratação dos íons. A hidratação dos íons é que promove a “quebra” do retículo cristalino da substância iônica, ou seja, a dissolução: as forças existentes entre os cátions e ânions no sólido (ligação iônica) são substituídas por forças entre a água e os íons. Muitos compostos não iônicos também são solúveis em água, como por exemplo, o etanol. Esta molécula contém uma ligação polar O-H tal como a água, que permite à molécula fazer ligações intermoleculares.
Propriedades físicas e químicas
A água, em seu estado natural mais comum, é um líquido transparente, assumindo a cor azul esverdeada em lugares profundos. Possui uma densidade máxima de 1 g/cm3 a 4ºC e seu calor específico é de 1 cal/ºC. No estado sólido, sua densidade diminui até 0,92 g/cm3, mas são conhecidos gelos formados sob pressão que são mais pesados que a água líquida. Suas temperaturas de fusão e ebulição à pressão de uma atmosfera são de 0 e 100ºC, respectivamente, muito superiores às temperaturas de fusão e ebulição de outros compostos parecidos com a água. Ela é um composto estável que não se decompõe em seus elementos até 1.300º. Reage com os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb e Cs) formando uma base e desprendendo hidrogênio:
Na + H2O →NaOH + H2.
Reage com alguns óxidos metálicos para formar hidróxidos,
como por exemplo:
CaO + H2O → Ca(OH)2,
e com os não-metálicos para formar ácidos,
SO2 + H2O →H2SO3
Significados biológicos e propriedades da água usadas pelos seres vivos
Ponto de fusão e ebulição elevados: são consequência da formação de pontes de Hidrogênio, necessitando portanto maior energia para rompê-las.
Calor específico da água (caloria): é a quantidade de calor necessária para aumentar a temperatura de 1 g de água de 15, para 16oC.
Calor de vaporização: Se 1 kg de água absorver 1Kcal de calor, sua temperatura aumenta 1oC. Porém, a vaporização de apenas 2g de água, diminuem a temperatura de 998g de Água restantes, em 1 oC. Esse efeito de resfriamento minimiza a perda de água por grandes variações de temperatura (funciona como termostato): ex: SUOR.
Calor de fusão: O calor depreendido pela água no congelamento minimiza mudanças de temperatura no inverno. O calor absorvido quando o gelo derrete, diminui as mudanças de temperatura na primavera.
Tensão superficial: capilaridade: é uma camada na superfície do líquido que faz com que sua superfície se comporte como uma membrana elástica que não deixa o objeto afundar. Isso ocorre devido às moléculas da água, que interagem entre si, por ligações de hidrogênio.
Densidade: O congelamento da água ocorre com aumento de volume e diminuição da densidade. Logo, quando ocorre formação de gelo, sempre será de cima para baixo.
Águas doces
São assim chamadas as águas terrestres que têm uma salinidade muito baixa. Sua principal fonte é a chuva, que é água quase pura, pois contém apenas uma pequena quantidade de oxigênio e de
dióxido de carbono (CO2) em solução.
Água salgada
Em comparação com a água doce, a água dos mares e oceanos contém grandes quantidades de sais, embora tal salinidade não seja igual em todos eles. A maior salinidade registrada encontra-se
no Mar Vermelho, com 39 gramas por litro, e a menor, a do Mar Báltico, com 30 gramas por litro. Dentre os elementos dissolvidos na água do mar, há seis que perfazem mais de 99% da massa dos
sais: cloro, sódio, enxofre (sob a forma de íon sulfato), magnésio, cálcio e potássio. O cloreto de sódio (NaCl) corresponde a 77% dos sais contidos na água do mar, dando-lhe sabor salgado.