ossido di idrogeno (H2O), il più semplice composto chimico di idrogeno e ossigeno (11,19 per cento idrogeno e 88,81 per cento di ossigeno in peso) che è stabile in condizioni standard. Peso molecolare, 18,0160. Liquido incolore, inodore e insapore (l’acqua profonda ha un colore bluastro).

L’acqua ha giocato un ruolo cruciale nella storia geologica della terra, nell’origine della vita e nella formazione dell’ambiente fisico e chimico, del clima e del tempo del nostro pianeta. Gli organismi viventi non potrebbero esistere senza acqua. È un componente essenziale di quasi tutti i processi tecnologici, sia in agricoltura che nell’industria.

L’acqua in natura. L’acqua è molto diffusa in natura. L’idrosfera, che è l’involucro d’acqua della terra e che comprende gli oceani, i mari, i laghi, i bacini, i fiumi, l’acqua sotterranea e l’umidità del suolo, contiene circa 1,4-1,5 miliardi di chilometri cubi, di cui circa 90 milioni di chilometri cubi sono acqua terrestre. L’acqua sotterranea rappresenta 60 milioni di chilometri cubi, i ghiacciai 29 milioni, i laghi 0,75 milioni, l’umidità del suolo 75.000 e i fiumi 1.200. L’acqua esiste nell’atmosfera sotto forma di vapore, nebbia, nuvole, gocce di pioggia e cristalli di neve, per un totale di circa 13.000-15.000 cu km. I ghiacciai occupano permanentemente circa il 10% della superficie terrestre. Nel nord e nel nord-est dell’URSS e in Alaska e nel Canada settentrionale, c’è sempre uno strato sotterraneo di ghiaccio su una superficie media di circa 16 milioni di km2 (un totale di circa 0,5 milioni di km2). Secondo varie stime, la crosta terrestre – la litosfera – contiene da 1 a 1,3 miliardi di chilometri cubi di acqua, che è vicino al contenuto di acqua dell’idrosfera. Nella crosta terrestre una quantità considerevole di acqua è legata come componente di alcuni minerali e rocce minerali (gesso, forme idrate di silice, idrosilicati, e così via). Grandi quantità di acqua (13-15 miliardi di cu km) sono concentrate nelle regioni più profonde del mantello terrestre. L’acqua emessa dal mantello durante il processo di riscaldamento della terra nelle prime fasi della sua formazione è stata responsabile, secondo le opinioni contemporanee, della formazione dell’idrosfera. L’entrata annuale di acqua dal mantello e dai letti magmatici è di circa 1 km cubo. Ci sono dati che indicano che l’acqua è, almeno in parte, di origine “cosmica”: i protoni che arrivano nell’atmosfera superiore dal sole e attirano elettroni si trasformano in atomi di idrogeno che, unendosi con atomi di ossigeno, danno H2O. L’acqua è un componente di tutti gli organismi viventi, che insieme contengono la metà dell’acqua di tutti i fiumi della terra. La quantità d’acqua negli organismi viventi, esclusi semi e spore, varia tra il 60 e il 99,7% del peso. Nelle parole del biologo francese E. Du Bois-Reymond, un organismo vivente è I’eau animee (“acqua animata”). Tutta l’acqua della terra si mescola e circola costantemente nell’atmosfera, nella litosfera e nella biosfera.

In condizioni naturali, l’acqua contiene sempre sali dissolti, gas e sostanze organiche. La loro composizione quantitativa varia con la fonte dell’acqua e con le condizioni ambientali. L’acqua con una concentrazione di sale inferiore a 1 g/kg è considerata dolce; fino a 25 g/kg è considerata leggermente salata; e sopra i 25 g/kg è considerata acqua salata.

L’acqua con il più basso contenuto di minerali proviene dalle precipitazioni atmosferiche (in media, circa 10-20 mg/kg); il successivo più basso (50-1.000 mg/kg) si trova nei laghi e nei fiumi di acqua dolce. Il contenuto salino dell’oceano varia intorno ai 35 g/kg; i mari hanno un contenuto minerale inferiore (il Mar Nero, 17-22 g/kg; il Mar Baltico, 8-16 g/kg; il Mar Caspio, 11-13 g/kg). Il contenuto minerale dell’acqua sotterranea vicino alla superficie in condizioni di eccesso di umidità può essere alto come 1 g/kg; in condizioni di aridità raggiunge 100 g/kg; e nelle acque profonde la mineralizzazione varia entro un ampio intervallo. La massima concentrazione di sali si trova nei laghi salati (fino a 300 g/kg) e nelle acque sotterranee profonde (circa 600 g/kg).

Gli ioni di HCO3-, Ca2+ e Mg2+ di solito predominano nelle acque dolci. Con l’aumento del contenuto minerale totale, la concentrazione di SO42-, Cl-, Na+ e K+ aumenta. In acqua con un alto contenuto minerale, gli ioni Cl- e Na+ predominano; meno frequentemente Mg2+, e molto raramente Ca2+. Altri elementi sono presenti in quantità molto piccole, ma quasi tutti gli elementi naturali del sistema periodico si trovano nell’acqua nativa.

I gas dissolti nell’acqua nativa includono azoto, ossigeno, anidride carbonica, i gas nobili, e raramente idrogeno solforato e idrocarburi. La concentrazione di sostanze organiche è piccola: in media nei fiumi è di circa 20 milli-grammi per litro (mg/l); nelle acque sotterranee è ancora meno, e nell’oceano è di circa 4 mg/l. Fanno eccezione l’acqua delle paludi e dei depositi petroliferi e l’acqua inquinata da liquami industriali e domestici, che hanno una maggiore concentrazione di sostanze organiche. La composizione qualitativa delle sostanze organiche è estremamente varia e comprende vari prodotti dell’attività vitale degli organismi che abitano l’acqua e i composti formati dalla decomposizione dei loro resti.

I sali nell’acqua nativa hanno origine in sostanze che si sono formate durante l’erosione chimica delle rocce ignee (Ca2+, Mg2+, Na+, K+, e così via) e in sostanze scaricate dall’interno della terra durante la sua storia (CO2, SO2, HCl, NH3, e altri). La composizione dell’acqua dipende dalla diversa composizione di queste sostanze e dalle condizioni in cui hanno reagito con l’acqua. Gli effetti degli organismi viventi sono anche di notevole importanza sulla composizione dell’acqua.

Composizione isotopica. A causa dell’esistenza di due isotopi stabili dell’idrogeno (JH e 2H, solitamente designati H e D) e tre dell’ossigeno 16O, 17O e 18O, sono note nove forme isotopiche dell’acqua. Si trovano in natura nelle seguenti proporzioni medie (in percentuale molecolare): H216O, 99,73; H217O, 0,04; H218O, 0,20; e HD16O, 0,03; così come dal 10-5 al 10-15 per cento (totale) HD17O, HD18O, D216O, D217O e D218O. L’acqua pesante, D2O, che contiene deuterio, è di particolare interesse. In tutta l’acqua della terra ci sono solo 13-20 kg di acqua “superpesante”, contenente un isotopo radioattivo di idrogeno-trizio (3H, o T).

Informazioni storiche. A causa della sua ampia distribuzione e del suo ruolo nella vita umana, l’acqua è stata a lungo considerata la fonte della vita. La nozione degli antichi filosofi che l’acqua fosse l’origine di tutte le cose si rifletteva nella teoria di Aristotele (quarto secolo a.C.) dei quattro elementi (fuoco, aria, terra e acqua), secondo la quale l’acqua era ritenuta portatrice di freddo e umidità. Il concetto di acqua come singolo elemento chimico ha resistito nella scienza fino alla fine del XVIII secolo. Nel 1781-82 lo scienziato inglese H. Cavendish sintetizzò per la prima volta l’acqua facendo esplodere una miscela di idrogeno e ossigeno con una scintilla elettrica, e nel 1783 lo scienziato francese A. Lavpisier ripeté questi esperimenti e per la prima volta trasse la conclusione corretta che l’acqua è un composto di idrogeno e ossigeno. Nel 1785, Lavoisier, insieme allo scienziato francese J. Meusnier, determinò la composizione quantitativa dell’acqua. Nel 1800 gli scienziati inglesi W. Nicholson e A. Carlisle separarono l’acqua nei suoi elementi per mezzo di una corrente elettrica. Così, l’analisi e la sintesi dell’acqua rivelarono la sua complessa composizione e permisero la determinazione della sua formula, H2O. Lo studio delle proprietà fisiche dell’acqua era già iniziato prima della determinazione della sua composizione in stretta connessione con altri problemi scientifici e tecnici. Nel 1612 lo scienziato italiano Galileo de-votò l’attenzione sulla minore densità del ghiaccio rispetto all’acqua liquida come ragione della galleggiabilità del ghiaccio. Nel 1665 lo scienziato olandese C. Huygens propose l’adozione delle temperature di ebollizione e fusione dell’acqua come punti di riferimento per una scala termometrica. Nel 1772 il fisico francese Deluc scoprì che la densità massima dell’acqua si verifica a 4° C; con l’istituzione del sistema metrico di pesi e misure alla fine del XVIII secolo, questa osservazione fu utilizzata per definire l’unità di massa e peso, il chilogrammo. In concomitanza con l’invenzione della macchina a vapore, gli scienziati francesi D. Arago e P. Dulong (1830) studiarono la dipendenza della pressione del vapore acqueo saturo dalla temperatura. Durante il periodo dal 1891 al 1897, D. I. Mendeleev ha derivato le formule per la dipendenza della densità dell’acqua dalla temperatura. Nel 1910 lo scienziato americano P. Bridgman e lo scienziato tedesco G. Tammann scoprirono certe modifiche polimorfiche nel ghiaccio ad alte pressioni. Nel 1932 gli scienziati americani E. Washburn e H. Urey scoprirono l’acqua pesante. Il progresso dei metodi fisici di ricerca ha reso possibili progressi sostanziali nello studio della struttura delle molecole d’acqua e della struttura dei cristalli di ghiaccio. Nell’ultimo decennio, gli scienziati hanno dedicato particolare attenzione alla struttura dell’acqua liquida e delle soluzioni acquose.

Proprietà fisiche e struttura. Le costanti fisiche più importanti per l’acqua sono date nella tabella 1. (Vedere l’articolo VAPORE D’ACQUA per quanto riguarda la pressione del vapore acqueo saturo a varie temperature. Vedi l’articolo ICE per quanto riguarda le modificazioni polimorfiche dell’acqua allo stato solido). Il punto triplo dell’acqua, in cui l’acqua liquida, il ghiaccio e il vapore acqueo sono in equilibrio, si verifica ad una temperatura di 0,01° C e ad una pressione di 6,03 x 10-3 atmosfere.

Molte proprietà fisiche dell’acqua presentano sostanziali irregolarità. Come è noto, le proprietà di un tipo di composto con elementi dello stesso gruppo nel sistema periodico di Mendeleev variano in modo regolare. Nella fila di composti dell’idrogeno con elementi del gruppo VI (H2Te, H2Se, H2S e H2O), i punti di fusione e di ebollizione

diventano più bassi solo per i primi tre; per l’acqua il punto di fusione e di ebollizione sono anomalmente alti. La densità dell’acqua aumenta normalmente nell’intervallo da 100° a 4° C, come per la grande maggioranza degli altri liquidi. Tuttavia, dopo aver raggiunto un valore massimo di 1,0000 g/cm3 a 3,98° C, la densità diminuisce con un ulteriore raffreddamento e con il congelamento scende bruscamente, mentre nella maggior parte delle altre sostanze la cristallizzazione è accompagnata da un aumento della densità. L’acqua è capace di un notevole superraffreddamento, cioè può rimanere allo stato liquido sotto il punto di fusione (anche a -30° C). Il calore specifico, il calore di fusione e il calore di vaporizzazione dell’acqua sono anormalmente alti in confronto ad altre sostanze, e il calore specifico è al minimo a 40° C. La viscosità dell’acqua diminuisce piuttosto che aumentare con un aumento della pressione, come ci si aspetterebbe per analogia con altri liquidi. La compressibilità dell’acqua è estremamente piccola e diminuisce con un aumento della temperatura.

Le anomalie nelle proprietà fisiche dell’acqua sono dovute alla struttura delle sue molecole e alle peculiarità delle interazioni intermolecolari nell’acqua liquida e nel ghiaccio. I tre nuclei di una molecola d’acqua formano un triangolo isoscele, con i protoni alla base e l’ossigeno in cima (Figura l,a). La distribuzione della densità di elettroni nella molecola d’acqua è tale (Figura 1, b e c) che si creano quattro poli di carica: due positivi, associati agli atomi di idrogeno, e due negativi, associati alle nuvole di elettroni delle coppie di elettroni non condivise sull’atomo di ossigeno. I quattro poli di carica si trovano agli angoli di un tetraedro (Figura l,d). A causa di questa polarità, l’acqua ha un grande momento di dipolo (1,86 D), e i quattro poli di carica permettono ad ogni molecola d’acqua di formare quattro legami idrogeno con le molecole vicine (identiche) – per esempio, nei cristalli di ghiaccio.

Figura 1. Struttura di una molecola d’acqua: (a) geometria della molecola di H2O (allo stato gassoso), (b) orbite di elettroni nella molecola di H2O, (c) configurazione elettronica della molecola di H2O (le coppie di elettroni non condivise sono visibili), (d) quattro poli di carica situati agli angoli di un tetraedro nella molecola di H2O.

La struttura cristallina del ghiaccio ordinario è esagonale (vedi Figura 2). È “sciolto” e contiene molti “buchi”. (Se le molecole d’acqua fossero densamente “impacchettate” nei cristalli di ghiaccio la densità sarebbe di circa 1,6 g/cm3). Nell’acqua liquida i legami che sono inerenti al ghiaccio tra le molecole di H2O e i loro quattro vicini (“ordine a corto raggio”) sono conservati in misura sostanziale; tuttavia, la “scioltezza” della struttura diminuisce alla fusione, e le molecole di “ordine a lungo raggio” cadono nei “buchi”, il che porta ad un aumento della densità. Con l’ulteriore riscaldamento, il movimento termico delle molecole aumenta e la distanza tra di loro aumenta, cioè l’acqua si espande. Questa espansione è già predominante a 3,98° C, e quindi la densità dell’acqua diminuisce con l’aumento della temperatura. I legami a idrogeno sono circa dieci volte più forti dei legami causati dalle interazioni intermolecolari caratteristiche della maggior parte degli altri liquidi; quindi, per la fusione, l’evaporazione e il riscaldamento dell’acqua è richiesta molta più energia che nel caso di altri liquidi, il che spiega i valori anormalmente alti per i calori di fusione e vaporizzazione e per il calore specifico dell’acqua. I legami idrogeno si rompono con l’aumento della temperatura, ma un certo numero di essi si conserva anche a 100° C. L’acqua dissolta in solventi organici è composta da aggregati (H2O)2, che si formano a causa dei legami idrogeno.

Figura 2. Struttura cristallina del ghiaccio

L’acqua come solvente. L’acqua è il solvente universale. I gas si dissolvono abbastanza facilmente in acqua se sono capaci di entrare in interazioni chimiche con essa (ammoniaca, solfuro di idrogeno, anidride solforosa e anidride carbonica). Altri gas non sono facilmente solubili in acqua. Con una diminuzione della pressione e un aumento della temperatura, la solubilità dei gas in acqua diminuisce. A basse temperature e alte pressioni, molti gas (argon, krypton, xeno, cloro, solfuro di idrogeno, idrocarburi e altri) non solo si dissolvono in acqua, ma formano anche idrati di cristallo. In particolare, il propano a 10° C e 0,3 meganewton per mq (MN/m2), o 3 chilogrammi-forza per cmq (kgf/cm2), produce l’idrato cristallino C3H8-17H2O. Tali idrati si decompongono con una diminuzione della pressione. Gli idrati cristallini formati a basse temperature da molte sostanze gassose contengono acqua nei “buchi” dei loro cristalli (i cosiddetti composti clatrati o complessi di inclusione).

L’acqua è un elettrolita debole, che si dissocia secondo l’equazione H2O H+ + OH-, in cui la produzione di ioni serve come indicatore quantitativo della dissociazione elettrolitica: Kw = , dove e sono le concentrazioni dei rispettivi ioni in grammi di ioni per litro; Kw è 10-14 a 22° C e 72 x l0-14 a 100° C, che corrisponde ad un aumento della dissociazione con un aumento della temperatura.

Siccome è un elettrolita, l’acqua scioglie molti acidi, basi e sali minerali. Tali soluzioni conducono corrente elettrica a causa della dissociazione delle sostanze dissolte con la formazione di ioni idratati (idratazione). Molte sostanze entrano in una reazione di scambio con l’acqua quando sono dissolte in essa; questo è chiamato idrolisi. Quelle sostanze organiche che contengono gruppi polari (-OH, -NH2, -COOH, e altri) e il cui peso molecolare non è troppo alto si sciolgono in acqua. L’acqua stessa è facilmente solubile (o si mescola bene in tutte le proporzioni) solo in un numero limitato di solventi organici. Tuttavia, l’acqua è quasi sempre presente nelle sostanze organiche come una miscela insignificante ed è in grado di alterare radicalmente le costanti fisiche delle sostanze.

L’acqua in qualsiasi serbatoio naturale contiene varie sostanze, principalmente sali, in soluzione. A causa del grande potere solvente dell’acqua, è estremamente difficile ottenerla allo stato puro. La conducibilità elettrica dell’acqua serve di solito come misura della sua purezza. L’acqua distillata ottenuta dall’acqua ordinaria – e anche il distillato che è stato distillato una seconda volta – ha una conducibilità elettrica 100 volte maggiore dell’acqua assolutamente pura. L’acqua più pura è prodotta per sintesi in apparecchi speciali, usando ossigeno e idrogeno accuratamente purificati.

Negli ultimi anni sono state raccolte molte informazioni sul cambiamento sostanziale nelle proprietà dell’acqua industriale e distillata che si verifica quando viene passata attraverso campi magnetici di forza ottimale (molto bassa) ad una velocità specifica. Questi cambiamenti sono temporanei e scompaiono gradualmente e spontaneamente dopo 10-25 ore. Si è notato che, dopo tale “trattamento magnetico”, l’assorbimento e i processi di cristallizzazione delle sostanze disciolte nell’acqua sono accelerati e che anche la capacità di umidificazione dell’acqua e altre proprietà cambiano. Anche se le spiegazioni teoriche di questi fenomeni sono ancora carenti, i principi sono già stati ampiamente applicati per prevenire la formazione di schiuma nelle caldaie a vapore e per migliorare i processi di flottazione, eliminazione delle sostanze sospese dall’acqua, e così via.

Formazione e dissociazione. La formazione di acqua durante l’interazione tra idrogeno e ossigeno è accompagnata dal rilascio di 286 kilojoule per mole (kJ/mole), o 58,3 kilocalorie per mole (kcal/mole), di calore a 25° C (per acqua liquida). La reazione 2H2 O2 = 2H2O procede molto lentamente sotto una temperatura di 300° C; sopra i 550° C è esplosiva. La presenza di un catalizzatore (per esempio, il platino) permette che la reazione avvenga a temperature ordinarie. Sia la lenta combustione dell’idrogeno in ossigeno che la loro reazione esplosiva sono reazioni a catena, che avvengono con la partecipazione di radicali liberi.

Proprietà chimiche. In condizioni ordinarie l’acqua è un composto relativamente stabile. La rottura delle molecole di H2O (dissociazione termica) diventa evidente solo sopra i 1500° C. La rottura dell’acqua avviene sia sotto l’azione di radiazioni ultraviolette che radioattive (rispettivamente fotodissociazione e radiolisi). In quest’ultimo caso, oltre a H2 e O2, si formano anche perossido di idrogeno e molti radicali liberi. Una proprietà chimica caratteristica dell’acqua è la sua capacità di entrare in reazioni di addizione e la dissociazione idrolitica delle sostanze reagenti. I riducenti agiscono sull’acqua principalmente ad alte temperature. Solo i più attivi, come i metalli alcalini e alcalino-terrosi, reagiscono con l’acqua anche a temperatura ambiente con il rilascio di idrogeno e la formazione di idrossidi: 2Na 2H2O = 2NaOH H2; Ca 2H2O = Ca(OH)2 H2. Magnesio e zinco reagiscono con acqua bollente; l’alluminio reagisce con l’acqua quando la pellicola di ossido è stata rimossa dalla sua superficie. I metalli meno attivi reagiscono con l’acqua a calore rosso: 3Fe 4H2O = Fe3O4 4H2. La lenta reazione di molti metalli e delle loro leghe con l’acqua avviene a temperature ordinarie. Usando acqua contenente l’isotopo 18O dell’ossigeno è stato dimostrato che nella corrosione del ferro in un’atmosfera umida la “ruggine” riceve ossigeno specificamente dall’acqua e non dall’aria. I metalli nobili (oro, argento, platino, palladio, rutenio e rodio), così come il mercurio, non reagiscono con l’acqua.

L’ossigeno atomico converte l’acqua in perossido di idrogeno: H2O + O = H2O2. Anche il fluoro divide l’acqua a temperature ordinarie: F2 + H2O = 2HF O. Simultaneamente, si formano H2O2, ozono, ossido di fluoro (F2O), e ossigeno molecolare (O2). A temperatura ambiente, il cloro e l’acqua danno acidi cloridrico e ipocloroso: Cl2 + H2O = HCl+ HClO. Il bromo e lo iodio reagiscono con l’acqua in modo simile in queste condizioni. A temperature elevate (100° C per il cloro, 550° C per il bromo) la reazione procede con la liberazione di ossigeno: 2Cl2 2H2O = 4HC1 O2. Il fosforo riduce l’acqua e forma l’acido metafosforico (solo in presenza di un catalizzatore sotto pressione e ad alta temperatura): 2P 6H2O = 2HPO3 5H2. L’acqua non reagisce con l’azoto e l’idrogeno, ma con il carbonio ad alte temperature dà vapore acqueo: C + H2O = CO + H2. La reazione può essere usata sia nella produzione industriale di idrogeno che nella conversione del metano: CH4 H2O = CO + 3H2 (1200°-1400° C). L’acqua reagisce con molti ossidi basici e acidi per formare le basi e gli acidi corrispondenti. L’aggiunta di acqua agli idrocarburi insaturi fornisce la base per il metodo industriale di produzione di alcoli, aldeidi e chetoni. L’acqua partecipa a molti processi chimici come catalizzatore. Per esempio, la reazione dei metalli alcalini o dell’idrogeno con gli alogeni, e molte reazioni di ossidazione, non procedono senza la presenza di piccole quantità di acqua.

L’acqua che è chimicamente legata a una sostanza di cui è parte e che non è rilevabile sotto forma di H2O è chiamata acqua di costituzione; le molecole di H2O si formano solo al momento della decomposizione della sostanza – per esempio, a seguito di un forte riscaldamento: Ca(OH)2 = CaO + H2O. L’acqua che fa parte di un certo numero di sostanze cristalline – per esempio, gli allumi di alluminio, K2SO4 – Al2(SO4)3 – 24H2O – ed è rilevabile in questi cristalli per mezzo della cristallografia a raggi X è chiamata acqua di cristallizzazione o acqua di idrati di cristallo. L’acqua che viene assorbita da sostanze solide che hanno un’alta porosità e grandi superfici (per esempio, carbone attivo) è chiamata acqua di adsorbimento. L’acqua libera che occupa piccoli canali (per esempio, nel suolo) è chiamata acqua igroscopica (capillare). Si distingue anche l’acqua strutturalmente libera, che riempie i buchi in certe strutture, come nei minerali. È possibile rilevare qualitativamente l’acqua sotto forma di un condensato che si forma al riscaldamento del campione in esame; riscaldando mentre si pesa il campione, si ottengono risultati quantitativi (analisi termogravimetrica). L’acqua nei solventi organici può essere rilevata mediante tintura con solfato di rame incolore, che, quando viene aggiunto all’acqua, forma il cristallo idrato blu CuSO4-5H2O. È spesso possibile separare e analizzare quantitativamente l’acqua per distillazione azeotropica dell’acqua con benzene, toluene o altro liquido sotto forma di miscela azeotropica; dopo la separazione della miscela al raffreddamento, si misura il volume dell’acqua sepa-rata.

Uso nell’industria. È impossibile pensare a qualsiasi altra sostanza che abbia un uso così vario e ampio come l’acqua. È il reagente chimico che partecipa alla produzione di ossigeno, idrogeno, alcali, acido nitrico, alcoli, aldeidi, calce idrata e molti altri prodotti molto importanti. È un componente necessario per la presa e l’indurimento di materiali leganti come il cemento, il gesso e la calce. L’acqua è usata in molti processi industriali come componente tecnologico: nella cottura, nella soluzione, nella diluizione, nella lisciviazione e nella cristallizzazione. In ingegneria, l’acqua serve come vettore di energia e di calore (riscaldamento a vapore e raffreddamento ad acqua) e come mezzo di lavoro nelle macchine a vapore, ed è usata nella trasmissione della pressione (in particolare, nelle trasmissioni idrauliche e nelle presse, così come nell’estrazione del petrolio) o della potenza (azionamenti di macchine idrauliche). Spruzzata attraverso un ugello sotto grande pressione, l’acqua lava via il terreno o la roccia.

Le richieste di acqua nell’industria sono estremamente varie. L’acqua di speciale purezza è necessaria per lo sviluppo dei nuovi rami dell’industria (la produzione di semiconduttori e fosfori, l’ingegneria atomica, e così via). Pertanto, un’attenzione speciale è attualmente dedicata ai problemi di trattamento e purificazione dell’acqua. Secondo alcune stime, il volume totale di materiale (minerale, carbone, petrolio, minerali e così via) lavorato annualmente in tutto il mondo è di circa 4 miliardi di mc; per lo stesso periodo il consumo di acqua dolce – cioè di acqua proveniente da fonti di approvvigionamento idrico – nella sola URSS era di 37 miliardi di mc nel 1965. Il rapido aumento dell’uso dell’acqua pone all’umanità un nuovo e importante problema: la lotta contro l’esaurimento e l’inquinamento delle risorse idriche del pianeta.

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