waterstofoxide (H2O), de eenvoudigste chemische verbinding van waterstof en zuurstof (11,19 gewichtsprocent waterstof en 88,81 gewichtsprocent zuurstof) die stabiel is onder standaardomstandigheden. Moleculair gewicht, 18.0160. Kleurloze, reukloze en smaakloze vloeistof (diep water heeft een blauwachtige kleur).

Water speelde een cruciale rol in de geologische geschiedenis van de aarde, in de oorsprong van het leven, en in de vorming van het fysische en chemische milieu, het klimaat, en het weer van onze planeet. Zonder water zouden levende organismen niet kunnen bestaan. Het is een essentieel bestanddeel van bijna alle technologische processen, zowel in de landbouw als in de industrie.

Water in de natuur. Water is wijdverbreid in de natuur. De hydrosfeer, die het wateromhulsel van de aarde is en de oceanen, zeeën, meren, reservoirs, rivieren, ondergronds water, en vocht in de bodem omvat, bevat ongeveer 1,4-1,5 miljard kubieke kilometer, waarvan ongeveer 90 miljoen kubieke kilometer landwater is. Ondergronds water is goed voor 60 miljoen kubieke kilometer, gletsjers voor 29 miljoen, meren voor 0,75 miljoen, bodemvocht voor 75.000, en rivieren voor 1.200. Water bestaat in de atmosfeer in de vorm van damp, mist, wolken, regendruppels en sneeuwkristallen, voor een totaal van ongeveer 13.000-15.000 kubieke kilometer. Gletsjers beslaan permanent ongeveer 10 procent van het landoppervlak. In het noorden en noord-oosten van de USSR en in Alaska en het noorden van Canada bevindt zich altijd een ondergrondse laag ijs over een gemiddelde oppervlakte van ongeveer 16 miljoen vierkante km (in totaal ongeveer 0,5 miljoen cu km). Volgens verschillende schattingen bevat de aardkorst – de lithosfeer – 1 tot 1,3 miljard kubieke kilometer water, wat dicht bij het watergehalte van de hydrosfeer ligt. In de aardkorst is een aanzienlijke hoeveelheid water gebonden als bestanddeel van bepaalde mineralen en minerale gesteenten (gips, gehydrateerde vormen van siliciumdioxide, hydrosilicaten, enzovoort). Grote hoeveelheden water (13-15 miljard kubieke kilometer) zijn geconcentreerd in de diepere regionen van de aardmantel. Het water dat tijdens het opwarmingsproces van de aarde in de vroege stadia van haar vorming door de aardmantel werd afgegeven, was volgens de huidige opvattingen verantwoordelijk voor de vorming van de hydrosfeer. De jaarlijkse waterafvoer uit de aardmantel en de magmabodems bedraagt ongeveer 1 kubieke kilometer. Er zijn gegevens die erop wijzen dat water, althans voor een deel, van “kosmische” oorsprong is: protonen die van de zon in de bovenste atmosfeer komen en elektronen aantrekken, worden omgezet in waterstofatomen die, door zich te verenigen met zuurstofatomen, H2O vormen. Water is een bestanddeel van alle levende organismen, die samen half zoveel water bevatten als alle rivieren op aarde. De hoeveelheid water in levende organismen, met uitzondering van zaden en sporen, varieert van 60 tot 99,7 gewichtspercenten. In de woorden van de Franse bioloog E. Du Bois-Reymond, een levend organisme is I’eau animee (“geanimeerd water”). Al het water op aarde mengt zich voortdurend en circuleert in de atmosfeer, de lithosfeer en de biosfeer.

Onder natuurlijke omstandigheden bevat water altijd opgeloste zouten, gassen en organische stoffen. Hun kwantitatieve samenstelling varieert met de bron van het water en met de milieuomstandigheden. Water met een zoutconcentratie van minder dan 1 g/kg wordt als zoet beschouwd; tot 25 g/kg als licht zout; en meer dan 25 g/kg als zout water.

Het water met het laagste gehalte aan mineralen is afkomstig van atmosferische neerslag (gemiddeld ongeveer 10-20 mg/kg); het op een na laagste gehalte (50-1.000 mg/kg) wordt gevonden in zoetwatermeren en rivieren. Het zoutgehalte van de oceaan schommelt rond 35 g/kg; zeeën hebben een lager mineraalgehalte (de Zwarte Zee, 17-22 g/kg; de Oostzee, 8-16 g/kg; en de Kaspische Zee, 11-13 g/kg). Het mineraalgehalte van ondergronds water dichtbij de oppervlakte kan onder omstandigheden van overvloedige vochtigheid tot 1 g/kg bedragen; onder dorre omstandigheden bereikt het 100 g/kg; en in diepe wateren varieert de mineralisatie binnen een breed bereik. De maximale concentratie aan zouten wordt gevonden in zoutmeren (tot 300 g/kg) en diep ondergronds water (ongeveer 600 g/kg).

Ionen van HCO3-, Ca2+, en Mg2+ overheersen gewoonlijk in zoet water. Naarmate het totale gehalte aan mineralen toeneemt, neemt ook de concentratie SO42-, Cl-, Na+, en K+ toe. In water met een hoog gehalte aan mineralen overheersen de ionen Cl- en Na+; minder vaak Mg2+, en zeer zelden Ca2+. Andere elementen zijn in zeer kleine hoeveelheden aanwezig, maar bijna alle natuurlijke elementen van het periodiek systeem worden in natuurlijk water gevonden.

De opgeloste gassen in natuurlijk water omvatten stikstof, zuurstof, kooldioxide, de edelgassen, en zelden waterstofsulfide en koolwaterstoffen. De concentratie van organische stoffen is gering: in rivieren bedraagt zij gemiddeld ongeveer 20 milligram per liter (mg/l); in onderaards water is zij nog geringer, en in de oceaan ongeveer 4 mg/l. Uitzonderingen zijn moeraswater, water uit aardolievelden en door industrieel en huishoudelijk afvalwater verontreinigd water, dat een hogere concentratie aan organische stoffen bevat. De kwalitatieve samenstelling van de organische stoffen is zeer gevarieerd en omvat verschillende produkten van de vitale activiteit van de organismen die in het water leven en de verbindingen die gevormd worden bij de afbraak van hun overblijfselen.

De zouten in het inheemse water zijn afkomstig van stoffen die gevormd zijn bij de chemische verwering van stollingsgesteente (Ca2+, Mg2+, Na+, K+, enz.) en van stoffen die in de loop van de geschiedenis van de aarde uit het binnenste van de aarde zijn geloosd (CO2, SO2, HCl, NH3, en andere). De samenstelling van water hangt af van de diverse samenstelling van deze stoffen en de omstandigheden waaronder zij met water hebben gereageerd. Ook de effecten van levende organismen zijn van grote betekenis voor de samenstelling van water.

Isotopensamenstelling. Door het bestaan van twee stabiele isotopen van waterstof (JH en 2H, gewoonlijk H en D genoemd) en drie van zuurstof 16O, 17O, en 18O, zijn er negen isotopische vormen van water bekend. Zij worden in de natuur gevonden in de volgende gemiddelde verhoudingen (in molecuulpercentages): H216O, 99,73; H217O, 0,04; H218O, 0,20; en HD16O, 0,03; alsmede 10-5 tot 10-15 procent (totaal) HD17O, HD18O, D216O, D217O, en D218O. Zwaar water, D2O, dat deuterium bevat, is van bijzonder belang. In al het water van de aarde is er slechts 13-20 kg “superzwaar” water, dat een radioactieve isotoop van waterstof-tritium (3H, of T) bevat.

Historische informatie. Vanwege zijn grote verspreiding en zijn rol in het leven van de mens, is water lang beschouwd als de bron van het leven. De opvatting van de oude filosofen dat water de oorsprong van alle dingen was, vond zijn weerslag in Aristoteles’ theorie (vierde eeuw v. Chr.) van de vier elementen (vuur, lucht, aarde en water), volgens welke water werd beschouwd als de drager van koude en vocht. Het concept van water als één chemisch element bleef in de wetenschap bestaan tot aan het einde van de 18e eeuw. In 1781-82 synthetiseerde de Engelse wetenschapper H. Cavendish voor het eerst water door een mengsel van waterstof en zuurstof met een elektrische vonk tot ontploffing te brengen, en in 1783 herhaalde de Franse wetenschapper A. Lavpisier deze experimenten en kwam voor het eerst tot de juiste conclusie dat water een verbinding is van waterstof en zuurstof. In 1785 bepaalde Lavoisier, samen met de Franse wetenschapper J. Meusnier, de kwantitatieve samenstelling van water. In 1800 scheidden de Engelse wetenschappers W. Nicholson en A. Carlisle water in zijn elementen door middel van een elektrische stroom. De analyse en de synthese van water hebben aldus de complexe samenstelling ervan aan het licht gebracht en de bepaling van de formule ervan, H2O, mogelijk gemaakt. De studie van de fysische eigenschappen van water was reeds begonnen vóór de bepaling van de samenstelling ervan, in nauwe samenhang met andere wetenschappelijke en technische problemen. In 1612 wees de Italiaanse wetenschapper Galileo de lagere dichtheid van ijs in vergelijking met vloeibaar water aan als de reden voor het drijfvermogen van ijs. In 1665 stelde de Nederlandse wetenschapper C. Huygens voor om de kook- en smelttemperatuur van water als referentiepunten voor een thermometerschaal aan te nemen. In 1772 stelde de Franse natuurkundige Deluc vast dat de maximale dichtheid van water optreedt bij 4° C; bij de invoering van het metrieke stelsel van maten en gewichten aan het einde van de 18e eeuw werd deze waarneming gebruikt om de eenheid van massa en gewicht, de kilogram, te definiëren. In samenhang met de uitvinding van de stoommachine bestudeerden de Franse wetenschappers D. Arago en P. Dulong (1830) de drukafhankelijkheid van verzadigde waterdamp van de temperatuur. In de periode van 1891 tot 1897 heeft D.I. Mendelejev de formules af voor de afhankelijkheid van de dichtheid van water van de temperatuur. In 1910 ontdekten de Amerikaanse wetenschapper P. Bridgman en de Duitse wetenschapper G. Tammann bepaalde polymorfe modificaties in ijs bij hoge druk. In 1932 ontdekten de Amerikaanse wetenschappers E. Washburn en H. Urey zwaar water. De vooruitgang van de fysische onderzoeksmethoden maakte aanzienlijke vorderingen mogelijk bij de studie van de structuur van watermoleculen en van de structuur van ijskristallen. In het laatste decennium hebben wetenschappers bijzondere aandacht besteed aan de structuur van vloeibaar water en van waterige oplossingen.

Fysische eigenschappen en structuur. De belangrijkste fysische constanten voor water zijn gegeven in tabel 1. (Zie het artikel WATERDAMP betreffende de druk van verzadigde waterdamp bij verschillende temperaturen. Zie het artikel ICE betreffende de polymorfe modificaties van water in vaste toestand). Het tripelpunt van water, waarbij vloeibaar water, ijs en waterdamp in evenwicht zijn, komt voor bij een temperatuur van 0,01° C en een druk van 6,03 x 10-3 atmosfeer.

Veel fysische eigenschappen van water vertonen aanzienlijke onregelmatigheden. Zoals bekend variëren de eigenschappen van één type verbinding met elementen uit dezelfde groep in het periodiek systeem van Mendelejev op een regelmatige wijze. In de rij van waterstofverbindingen met elementen uit groep VI (H2Te, H2Se, H2S, en H2O) worden het smeltpunt en het kookpunt

alleen voor de eerste drie lager; voor water zijn het smeltpunt en het kookpunt anomaal hoog. De dichtheid van water neemt normaal toe in het interval van 100° tot 4° C, zoals bij de grote meerderheid van andere vloeistoffen. Nadat echter bij 3,98° C een maximumwaarde van 1,0000 g/cm3 is bereikt, neemt de dichtheid bij verdere afkoeling af en bij bevriezing daalt zij abrupt, terwijl bij de meeste andere stoffen kristallisatie gepaard gaat met een toename van de dichtheid. Water is in staat tot aanzienlijke onderkoeling, d.w.z. dat het in vloeibare toestand kan blijven tot onder het smeltpunt (zelfs bij -30° C). De soortelijke warmte, de smeltwarmte en de verdampingswarmte van water zijn abnormaal hoog in vergelijking met die van andere stoffen, en de soortelijke warmte bereikt een minimum bij 40° C. De viscositeit van water neemt eerder af dan toe naarmate de druk toeneemt, zoals men zou verwachten naar analogie met andere vloeistoffen. De samendrukbaarheid van water is uiterst gering en neemt af bij toenemende temperatuur.

De anomalieën in de fysische eigenschappen van water zijn te wijten aan de structuur van zijn moleculen en aan de eigenaardigheden van de intermoleculaire interacties in vloeibaar water en in ijs. De drie kernen van een watermolecuul vormen een gelijkbenige driehoek, met de protonen aan de basis en de zuurstof aan de top (figuur l,a). De verdeling van de elektronendichtheid in het watermolecuul is zodanig (figuur 1,b en c) dat er vier ladingspolen ontstaan: twee positieve, verbonden met de waterstofatomen; en twee negatieve, verbonden met de elektronenwolken van de niet gedeelde elektronenparen op het zuurstofatoom. De vier ladingspolen bevinden zich op de hoeken van een tetraëder (figuur l,d). Door deze polariteit heeft water een groot dipoolmoment (1,86 D), en de vier ladingspolen stellen elk watermolecuul in staat vier waterstofbruggen te vormen met zijn naburige (identieke) moleculen – bijvoorbeeld in ijskristallen.

Figuur 1. Structuur van een watermolecuul: (a) geometrie van het H2O-molecuul (in gasvormige toestand), (b) elektronenbanen in het H2O-molecuul, (c) elektronenconfiguratie van het H2O-molecuul (de niet gedeelde elektronenparen zijn zichtbaar), (d) vier ladingpolen op de hoeken van een tetraëder in het H2O-molecuul.

De kristalstructuur van gewoon ijs is zeshoekig (zie figuur 2). Hij is “los” en bevat veel “gaten”. (Als de watermoleculen dicht “opeengepakt” zouden zijn in ijskristallen, zou de dichtheid ongeveer 1,6 g/cm3 zijn). In vloeibaar water blijven de bindingen die inherent zijn aan ijs tussen H2O-moleculen en hun vier buren (“korte-afstandsorde”) in aanzienlijke mate behouden; de “losse” structuur neemt echter af bij het smelten, en moleculen van “lange-afstandsorde” vallen in de “gaten”, wat leidt tot een toename van de dichtheid. Bij verdere verhitting neemt de thermische beweging van de moleculen toe en wordt de afstand tussen de moleculen groter – dat wil zeggen, het water zet uit. Deze uitzetting is al overheersend bij 3,98° C, en dus neemt de dichtheid van water af naarmate de temperatuur stijgt. Waterstofbruggen zijn ongeveer tien maal sterker dan de bindingen veroorzaakt door de intermoleculaire interacties die kenmerkend zijn voor de meeste andere vloeistoffen; er is dus veel meer energie nodig voor het smelten, verdampen en opwarmen van water dan in het geval van andere vloeistoffen, hetgeen de abnormaal hoge waarden voor de fusie- en verdampingswarmte en voor de specifieke warmte van water verklaart. De waterstofbruggen verbreken bij temperatuurverhoging, maar een aantal ervan blijft behouden, zelfs bij 100° C. Water opgelost in organische oplosmiddelen bestaat uit (H2O)2 aggregaten, die gevormd worden door de waterstofbruggen.

Figuur 2. Kristalstructuur van ijs

Water als oplosmiddel. Water is het universele oplosmiddel. Gassen lossen vrij gemakkelijk op in water als zij daarmee chemische interacties kunnen aangaan (ammoniak, zwavelwaterstof, zwaveldioxide en kooldioxide). Andere gassen zijn niet gemakkelijk oplosbaar in water. Met een daling van de druk en een stijging van de temperatuur neemt de oplosbaarheid van gassen in water af. Bij lage temperatuur en hoge druk lossen veel gassen (argon, krypton, xenon, chloor, waterstofsulfide, koolwaterstoffen en andere) niet alleen op in water, maar vormen zij ook kristalhydraten. Met name propaan bij 10° C en 0,3 meganewton per vierkante meter (MN/m2), of 3 kilogram kracht per vierkante cm (kgf/cm2), levert het kristalhydraat C3H8-17H2O op. Dergelijke hydraten vallen uiteen naarmate de druk afneemt. De kristalhydraten die bij lage temperaturen uit vele gasvormige stoffen worden gevormd, bevatten water in de “gaten” van hun kristallen (zogenaamde clathraatverbindingen of insluitingscomplexen).

Water is een zwak elektrolyt, dat dissocieert volgens de vergelijking H2O H+ + OH-, waarbij de ionenproductie dient als kwantitatieve indicator van de elektrolytische dissociatie: Kw = , waarbij en de concentraties van de respectieve ionen in gram ion per liter zijn; Kw is 10-14 bij 22° C en 72 x l0-14 bij 100° C, hetgeen overeenkomt met een toename van de dissociatie met een toename van de temperatuur.

Omdat het een elektrolyt is, lost water vele zuren, basen en minerale zouten op. Dergelijke oplossingen geleiden elektrische stroom door de dissociatie van opgeloste stoffen met de vorming van gehydrateerde ionen (hydratatie). Veel stoffen gaan een uitwisselingsreactie aan met water wanneer zij daarin zijn opgelost; dit wordt hydrolyse genoemd. De organische stoffen die polaire groepen bevatten (-OH, -NH2, -COOH, en andere) en waarvan het molecuulgewicht niet te hoog is, lossen op in water. Water zelf is slechts in een beperkt aantal organische oplosmiddelen gemakkelijk oplosbaar (of mengt goed in alle verhoudingen). Water is echter bijna altijd aanwezig in organische stoffen als een onbetekenend bijmengsel en is in staat de fysische constanten van de stoffen radicaal te wijzigen.

Het water in elk natuurlijk reservoir bevat verschillende stoffen, hoofdzakelijk zouten, in oplossing. Wegens het grote oplossend vermogen van water is het uiterst moeilijk het in zuivere toestand te verkrijgen. De elektrische geleidbaarheid van water dient gewoonlijk als maatstaf voor de zuiverheid ervan. Gedestilleerd water dat uit gewoon water wordt verkregen – en zelfs destillaat dat een tweede maal is gedestilleerd – heeft een elektrisch geleidingsvermogen dat 100 maal groter is dan absoluut zuiver water. Het zuiverste water wordt geproduceerd door synthese in speciale apparaten, met gebruikmaking van zorgvuldig gezuiverde zuurstof en waterstof.

De laatste jaren is veel informatie verzameld over de aanzienlijke verandering in de eigenschappen van industrieel en gedestilleerd water die optreedt wanneer het met een bepaalde snelheid door magnetische velden van optimale (zeer lage) sterkte wordt geleid. Deze veranderingen zijn tijdelijk en verdwijnen geleidelijk en spontaan na 10-25 uur. Er is geconstateerd dat na een dergelijke “magnetische behandeling” de absorptie en de kristallisatieprocessen van in het water opgeloste stoffen worden versneld en dat ook het bevochtigingsvermogen van het water en andere eigenschappen veranderen. Hoewel de theoretische verklaringen van deze verschijnselen nog ontbreken, zijn de principes al op grote schaal toegepast om de vorming van schuim in stoomketels te voorkomen en om de processen van flotatie, verwijdering van zwevende stoffen uit water, enzovoort te verbeteren.

Vorming en dissociatie. De vorming van water bij de wisselwerking tussen waterstof en zuurstof gaat gepaard met het vrijkomen van 286 kilojoule per mol (kJ/mol), of 58,3 kilocalorieën per mol (kcal/mol), warmte bij 25° C (voor vloeibaar water). De reactie 2H2 O2 = 2H2O verloopt zeer langzaam onder een temperatuur van 300° C; boven 550° C is zij explosief. De aanwezigheid van een katalysator (bijvoorbeeld platina) maakt het mogelijk de reactie bij gewone temperaturen te laten verlopen. Zowel de langzame verbranding van waterstof in zuurstof als de explosieve reactie zijn kettingreacties, die plaatsvinden met de deelname van vrije radicalen.

Chemische eigenschappen. Onder normale omstandigheden is water een betrekkelijk stabiele verbinding. De afbraak van H2O-moleculen (thermische dissociatie) wordt pas merkbaar boven 1500° C. De afbraak van water vindt zowel plaats onder invloed van ultraviolette als radioactieve straling (respectievelijk fotodissociatie en radiolyse). In het laatste geval worden naast H2 en O2 ook waterstofperoxide en talrijke vrije radicalen gevormd. Een kenmerkende chemische eigenschap van water is het vermogen om additiereacties aan te gaan en de hydrolytische dissociatie van de reagerende stoffen. Reductoren werken voornamelijk bij hoge temperaturen op water. Alleen de meest actieve, zoals de alkalische en alkalische aardmetalen, reageren met water, zelfs bij kamertemperatuur, waarbij waterstof vrijkomt en hydroxiden worden gevormd: 2Na 2H2O = 2NaOH H2; Ca 2H2O = Ca(OH)2 H2. Magnesium en zink reageren met kokend water; aluminium reageert met water wanneer de oxidelaag van zijn oppervlak is verwijderd. Minder actieve metalen reageren met water bij rode warmte: 3Fe 4H2O = Fe3O4 4H2. De langzame reactie van vele metalen en hun legeringen met water vindt plaats bij gewone temperaturen. Door gebruik te maken van water dat de zuurstofisotoop 18O bevat, is aangetoond dat bij de corrosie van ijzer in een vochtige atmosfeer de “roest” specifiek zuurstof uit het water en niet uit de lucht krijgt. De edele metalen (goud, zilver, platina, palladium, ruthenium en rhodium), evenals kwik, reageren niet met water.

Atomaire zuurstof zet water om in waterstofperoxide: H2O + O = H2O2. Fluor splitst ook water bij gewone temperaturen: F2 + H2O = 2HF O. Gelijktijdig worden H2O2, ozon, fluoroxide (F2O) en moleculaire zuurstof (O2) gevormd. Bij kamertemperatuur geven chloor en water zoutzuur en onderchlorig zuur: Cl2 + H2O = HCl+ HClO. Broom en jodium reageren onder deze omstandigheden op soortgelijke wijze met water. Bij hoge temperaturen (100° C voor chloor, 550° C voor broom) gaat de reactie gepaard met het vrijkomen van zuurstof: 2Cl2 2H2O = 4HC1 O2. Fosfor reduceert water en vormt metafosforzuur (alleen in aanwezigheid van een katalysator onder druk en bij hoge temperatuur): 2P 6H2O = 2HPO3 5H2. Water reageert niet met stikstof en waterstof, maar met koolstof bij hoge temperatuur geeft het waterdamp: C + H2O = CO + H2. Deze reactie kan zowel bij de industriële productie van waterstof als bij de omzetting van methaan worden gebruikt: CH4 H2O = CO + 3H2 (1200°-1400° C). Water reageert met vele basische en zure oxiden om de overeenkomstige basen en zuren te vormen. De toevoeging van water aan onverzadigde koolwaterstoffen vormt de basis voor de industriële methode om alcoholen, aldehyden en ketonen te produceren. Water neemt als katalysator deel aan veel chemische processen. Zo zal de reactie van alkalimetalen of waterstof met halogenen, en vele oxidatiereacties, niet verlopen zonder de aanwezigheid van kleine hoeveelheden water.

Water dat chemisch gebonden is met een stof waarvan het deel uitmaakt en dat niet detecteerbaar is in de vorm van H2O wordt constitutiewater genoemd; de H2O-moleculen vormen zich alleen op het moment van ontleding van de stof-bijvoorbeeld als gevolg van sterke verhitting: Ca(OH)2 = CaO + H2O. Water dat deel uitmaakt van een aantal kristallijne stoffen – bijvoorbeeld aluminiumaluin, K2SO4 – Al2(SO4)3 – 24H2O – en dat in deze kristallen aantoonbaar is door middel van röntgenkristallografie, wordt kristalwater of kristalhydraatwater genoemd. Water dat wordt geabsorbeerd door vaste stoffen met een hoge porositeit en een groot oppervlak (bijvoorbeeld actieve kool) wordt adsorptie-water genoemd. Vrij water dat kleine kanaaltjes afsluit (bijvoorbeeld in de bodem) wordt hygroscopisch (capillair) water genoemd. Ook structureel vrij water, dat de gaten in bepaalde structuren opvult, zoals in mineralen, wordt onderscheiden. Water kan kwalitatief worden gedetecteerd in de vorm van een condensaat dat ontstaat bij verhitting van het te onderzoeken specimen; door verhitting terwijl het specimen wordt gewogen, worden kwantitatieve resultaten verkregen (thermogravimetrische analyse). Water in organische oplosmiddelen kan worden gedetecteerd door verven met kleurloos kopersulfaat, dat, wanneer het aan water wordt toegevoegd, het blauwe kristalhydraat CuSO4-5H2O vormt. Vaak is het mogelijk water kwantitatief af te scheiden en te analyseren door azeotropische destillatie van het water met benzeen, tolueen of een andere vloeistof in de vorm van een azeotropisch mengsel; na scheiding van het mengsel bij afkoeling wordt het volume van het afgescheiden water gemeten.

Gebruik in de industrie. Het is onmogelijk een andere stof te bedenken met een zo gevarieerd en breed gebruik als water. Het is het chemische reagens dat deelneemt aan de produktie van zuurstof, waterstof, alkaliën, salpeterzuur, alcoholen, aldehyden, gehydrateerde kalk, en vele andere zeer belangrijke produkten. Het is een noodzakelijk bestanddeel bij het harden en verharden van bindmiddelen zoals cement, gips en kalk. Water wordt in veel industriële processen gebruikt als technologisch bestanddeel: bij koken, oplossen, verdunnen, lixifiëren en kristalliseren. In de machinebouw dient water als energiedrager en warmtedrager (stoomverwarming en waterkoeling) en als werkmedium in stoommachines, en het wordt gebruikt bij de overbrenging van druk (met name in hydraulische transmissies en in persen, alsmede bij de aardoliewinning) of kracht (hydraulische machineaandrijvingen). Water dat onder grote druk door een sproeikop wordt gespoten, spoelt aarde of rotsen weg.

De eisen die in de industrie aan water worden gesteld, zijn zeer uiteenlopend. Water van bijzondere zuiverheid is nodig voor de ontwikkeling van de nieuwere takken van industrie (produktie van halfgeleiders en fosforen, atoomtechniek, enz.) Daarom wordt momenteel bijzondere aandacht besteed aan problemen op het gebied van waterbehandeling en -zuivering. Volgens sommige schattingen bedraagt de totale hoeveelheid materiaal (erts, kolen, olie, mineralen, enz.) die jaarlijks in de hele wereld wordt verwerkt ongeveer 4 miljard kubieke meter (4 kkm); in dezelfde periode bedroeg het verbruik van zoet water – d.w.z. water uit watervoorzieningsbronnen – in de USSR alleen al 37 miljard kubieke meter in 1965. De snelle toename van het waterverbruik stelt de mensheid voor een nieuw en belangrijk probleem – de strijd tegen de uitputting en de vervuiling van de watervoorraden van onze planeet.