óxido de hidrogênio (H2O), a mais simples libra química de hidrogênio e oxigênio (11,19% de hidrogênio e 88,81% de oxigênio em peso) que é estável sob condições padrão. Peso molecular, 18,0160. Líquido incolor, inodoro e sem sabor (água profunda tem uma cor azulada).

A água desempenhou um papel crucial na história geológica da Terra, na origem da vida e na formação do ambiente físico e químico, do clima e do clima do nosso planeta. Os organismos vivos não poderiam existir sem água. É um componente essencial de quase todos os processos tecnológicos, tanto na agricultura como na indústria.

Água na natureza. A água está difundida na natureza. A hidrosfera, que é o envelope de água da terra e que inclui os oceanos, mares, lagos, reservatórios, rios, água subterrânea e umidade no solo, contém aproximadamente 1,4-1,5 bilhões de cu km, dos quais aproximadamente 90 milhões de cu km são de água terrestre. A água subterrânea é responsável por 60 milhões de cu km, as geleiras por 29 milhões, os lagos por 0,75 milhões, a umidade do solo por 75.000, e os rios por 1.200. A água existe na atmosfera na forma de vapor, neblina, nuvens, gotas de chuva e cristais de neve, num total de aproximadamente 13.000-15.000 cu km. Os glaciares ocupam permanentemente cerca de 10% da superfície da terra. No norte e nordeste da URSS e no Alasca e norte do Canadá, há sempre uma camada subterrânea de gelo em uma área média de cerca de 16 milhões de km2 (um total de cerca de 0,5 milhões de cu km). De acordo com várias estimativas, a crosta terrestre – a litosfera – contém 1 a 1,3 bilhões de cu km de água, o que está próximo do conteúdo de água da hidrosfera. Na crosta terrestre, uma quantidade considerável de água é ligada como componente de certos minerais e rochas minerais (gesso, formas hidratadas de sílica, hidrosilicatos, etc.). Grandes quantidades de água (13-15 bilhões de cu km) estão concentradas nas regiões mais profundas do manto terrestre. A água que foi libertada pelo manto durante o processo de aquecimento da terra nas fases iniciais da sua formação foi responsável, de acordo com a visão contemporânea, pela formação da hidrosfera. O rendimento anual da água dos leitos do manto e do magma é de cerca de 1 cu km. Há dados que indicam que a água é, pelo menos em parte, de origem “cósmica”: os prótons que vêm do sol para a atmosfera superior e atraem electrões são transformados em átomos de hidrogénio que, unindo-se com átomos de oxigénio, dão H2O. A água é um componente de todos os organismos vivos, que juntos contêm metade da água como todos os rios da Terra. A quantidade de água nos organismos vivos, excluindo sementes e esporos, varia entre 60 e 99,7 por cento em peso. Nas palavras do biólogo francês E. Du Bois-Reymond, um organismo vivo é I’eau animee (“água animada”). Toda a água da terra está constantemente se misturando e circulando na atmosfera, na litosfera e na biosfera.

Em condições naturais, a água sempre contém sais dissolvidos, gases e substâncias orgânicas. Sua com-posição quantitativa varia de acordo com a fonte da água e com as condições ambientais. A água com uma concentração de sal inferior a 1 g/kg é considerada doce; até 25 g/kg é considerada ligeiramente salgada; e acima de 25 g/kg é considerada água salgada.

A água com o menor teor mineral vem da precipitação atmosférica (em média, cerca de 10-20 mg/kg); a mais baixa (50-1.000 mg/kg) é encontrada em lagos e rios de água doce. O teor de sal do oceano varia em torno de 35 g/kg; os mares têm um teor mineral mais baixo (Mar Negro, 17-22 g/kg; Mar Báltico, 8-16 g/kg; e Mar Cáspio, 11-13 g/kg). O conteúdo mineral da água subterrânea perto da superfície em condições de excesso de humidade pode atingir 1 g/kg; em condições áridas atinge 100 g/kg; e em águas profundas a mineralização varia dentro de uma ampla gama. A concentração máxima de sais é encontrada em lagos salgados (até 300 g/kg) e águas subterrâneas profundas (cerca de 600 g/kg).

Ions de HCO3-, Ca2+, e Mg2+ geralmente predominam na água doce. À medida que o conteúdo mineral total aumenta, a concentração de SO42-, Cl-, Na+, e K+ aumenta. Em águas com alto conteúdo mineral, predominam íons Cl- e Na+; menos frequentemente Mg2+, e muito raramente Ca2+. Outros elementos estão presentes em quantidades muito pequenas, mas quase todos os elementos naturais do sistema periódico são encontrados na água nativa.

Os gases dissolvidos na água nativa incluem nitrogênio, oxigênio, dióxido de carbono, os gases nobres, e raramente sulfeto de hidrogênio e hidrocarbonetos. A concentração de substâncias orgânicas é pequena: em média nos rios é de cerca de 20 miligramas por litro (mg/l); na água subterrânea é ainda menor, e no oceano é de cerca de 4 mg/l. A água em pântanos e depósitos de petróleo e a água poluída por esgotos industriais e domésticos, que têm uma maior concentração de substâncias orgânicas, são uma exceção. A composição qualitativa das substâncias orgânicas é extremamente variada e inclui vários produtos da atividade vital dos organismos que habitam a água e os compostos formados na decomposição de seus restos.

Os sais na água nativa originaram-se em substâncias que se formaram durante o envelhecimento químico das rochas ígneas (Ca2+, Mg2+, Na+, K+, etc.) e em substâncias descarregadas do interior da terra ao longo de sua história (CO2, SO2, HCl, NH3, e outros). A composição da água despende sobre a composição diversa destas substâncias e as condições em que elas reagiram com a água. Os efeitos dos organismos vivos são também de considerável importância na composição da água.

Composição isotópica. Devido à existência de dois isótopos estáveis de hidrogénio (JH e 2H, normalmente designados por H e D) e três de oxigénio 16O, 17O e 18O, são conhecidas nove formas isotópicas de água. Elas são encontradas na natureza nas seguintes proporções médias (em percentagem molecular): H216O, 99,73; H217O, 0,04; H218O, 0,20; e HD16O, 0,03; assim como 10-5 a 10-15 por cento (total) HD17O, HD18O, D216O, D217O, e D218O. A água pesada, D2O, que contém deutério, é de particular interesse. Em toda a água da terra há apenas 13-20 kg de água “superpesada”, contendo um isótopo radioativo de hidrogênio-tritio (3H, ou T).

Informação histórica. Devido à sua ampla distribuição e ao seu papel na vida humana, a água tem sido considerada há muito tempo a fonte da vida. A noção dos antigos filósofos de que a água era a origem de todas as coisas foi refletida na teoria de Aristóteles (século IV a.C.) dos quatro elementos (fogo, ar, terra e água), segundo a qual a água era considerada como o portador do frio e da umidade. O conceito de água como um único elemento químico perdurou na ciência até o final do século XVIII. Em 1781-82 o cientista inglês H. Cavendish sintetizou pela primeira vez a água explodindo uma mistura de hidrogênio e oxigênio com uma faísca elétrica, e em 1783 o cientista francês A. Lavpisier repetiu estas experiências e pela primeira vez chegou à conclusão correta de que a água é um composto de hidrogênio e oxigênio. Em 1785, Lavoisier, juntamente com o cientista francês J. Meusnier, determinou a composição quantitativa da água. Em 1800, os cientistas ingleses W. Nicholson e A. Carlisle separaram a água em seus elementos por meio de uma corrente elétrica. Assim, a análise e síntese da água revelou a sua composição complexa e permitiu a destermi-nation da sua fórmula, H2O. O estudo das properidades físicas da água já tinha começado antes da determinação da sua composição, em estreita ligação com outros problemas científicos e técnicos. Em 1612, o cientista italiano Galileu desviava a atenção para a menor densidade de gelo em comparação com a água líquida como razão para a flutuação do gelo. Em 1665, o cientista holandês C. Huygens propôs a adopção das temperaturas de ebulição e de fusão da água como pontos de referência para uma escala de termómetro. Em 1772 o físico francês Deluc descobriu que a densidade máxima da água ocorre a 4° C; com o estabelecimento do sistema métrico de pesos e medidas no final do século XVIII, esta observação foi utilizada para definir a unidade de massa e peso, o quilograma. Em conjunto com a invenção da máquina a vapor, os cientistas franceses D. Arago e P. Dulong (1830) estudaram a dependência da pressão do vapor de água saturado em relação à temperatura. Durante o período de 1891 a 1897, D. I. Mendeleev derivou as fórmulas para a dependência da densidade da água em relação à temperatura. Em 1910, o cientista americano P. Bridgman e o cientista alemão G. Tammann descobriram certas modificações polimórficas no gelo a altas pressões. Em 1932, os cientistas americanos E. Washburn e H. Urey descobriram água pesada. O progresso dos métodos físicos de pesquisa tornou possível avanços substanciais no estudo da estrutura das moléculas de água e da estrutura dos cristais de gelo. Na última década, os cientistas desvocaram particular atenção para a estrutura da água líquida e das soluções aquosas.

Propriedades físicas e estrutura. As constantes físicas mais importantes para a água são dadas na Tabela 1. (Ver o artigo VAPOR DE ÁGUA no que diz respeito à pressão do vapor de água saturado a várias temperaturas. Ver o artigo ICE relativo às modificações polimórficas da água no estado sólido). O ponto triplo da água, no qual água líquida, gelo e vapor de água estão em equilíbrio, ocorre a uma temperatura de 0,01° C e a uma pressão de 6,03 x 10-3 atmosferas.

Muitas propriedades físicas da água apresentam irregularidades substanciais. Como é conhecido, as propriedades de um tipo de com-pound com elementos do mesmo grupo no sistema periódico de Mendeleev variam de forma regular. Na linha de compostos de hidrogênio com elementos do Grupo VI (H2Te, H2Se, H2S e H2O), os pontos de fusão e de ebulição

sem inferior apenas para os três primeiros; para a água, o ponto de fusão e o ponto de ebulição são anormalmente altos. A densidade da água aumenta normalmente no intervalo de 100° a 4° C, como acontece com a grande maioria dos outros líquidos. Contudo, após atingir um valor máximo de 1,0000 g/cm3 a 3,98° C, a densidade diminui com o arrefecimento e o congelamento cai abruptamente, enquanto que na maioria das outras substâncias a cristalização é acompanhada por um aumento da densidade. A água é capaz de um considerável super arrefecimento, ou seja, pode permanecer no estado líquido abaixo do ponto de fusão (mesmo a -30° C). O calor específico, calor de fusão e calor de vaporização da água são anormalmente altos em comparação com outras substâncias, e o calor específico está no mínimo a 40° C. A viscosidade da água diminui em vez de aumentar com um aumento da pressão, como seria de esperar por analogia com outros líquidos. A compressibilidade da água é extremamente pequena e diminui com um aumento da temperatura.

As anomalias nas propriedades físicas da água são devidas à estrutura de suas moléculas e às peculiaridades das interações intermoleculares na água líquida e no gelo. Os três núcleos de uma molécula da água formam um triângulo isósceles, com os prótons na base e o oxigênio na parte superior (Figura l,a). A distribuição da densidade de elétrons na molécula da água é tal (Figura 1,b e c) que são criados quatro pólos de carga: dois positivos, associados aos átomos de hidrogênio; e dois negativos, associados às nuvens de elétrons dos pares de elétrons não compartilhados no átomo de oxigênio. Os quatro pólos de carga estão localizados nos cantos de um tetraedro (Figura l,d). Devido a esta polaridade, a água tem um grande momento dipolo (1,86 D), e os quatro pólos de carga permitem que cada molécula de água forme quatro ligações de hidrogênio com suas moléculas de neblina (idênticas) – por exemplo, em cristais de gelo.

Figura 1. Estrutura de uma molécula da água: (a) geometria da molécula H2O (no estado gasoso), (b) órbitas de elétrons na molécula H2O, (c) configuração eletrônica da molécula H2O (os pares de elétrons não compartilhados são visíveis), (d) quatro pólos de carga situados nos cantos de um tetraedro na molécula H2O.

A estrutura cristalina do gelo comum é hexagonal (ver Figura 2). Ele é “solto” e contém muitos “buracos”. (Se as moléculas de água fossem densamente “embaladas” em cristais de gelo a densidade seria de cerca de 1,6 g/cm3). Na água líquida as ligações que são inerentes ao gelo entre as moléculas de H2O e seus quatro vizinhos (“ordem de curto alcance”) são preservadas a um grau substancial; no entanto, a “soltura” da estrutura diminui ao derreter, e moléculas de “ordem de longo alcance” caem nos “buracos”, o que leva a um aumento na densidade. Com o aquecimento adicional, o movimento térmico das moléculas aumenta e a distância entre elas aumenta – isto é, a água expande-se. Esta expansão já é predominante a 3,98° C, e assim a densidade da água diminui com um aumento da temperatura. As ligações de hidrogênio são aproximadamente dez vezes mais fortes do que as ligações causadas pelas interações intermoleculares características da maioria dos outros líquidos; assim, é necessária muito mais energia para a fusão, evaporação e aquecimento da água do que no caso de outros líquidos, o que explica os valores anormalmente altos para os aquecedores de fusão e vaporização e para o calor específico da água. As ligações de hidrogênio se rompem com o aumento da temperatura, mas um certo número delas é preservado mesmo a 100° C. A água dissolvida em solventes orgânicos é composta de agregados (H2O)2, que se formam por causa das ligações de hidrogênio.

Figura 2. Estrutura cristalina do gelo

Água como solvente. A água é o solvente universal. Os gases dissolvem-se rapidamente na água se forem capazes de entrar em interacções químicas com ela (amónia, sulfureto de hidrogénio, dióxido de enxofre e dióxido de carbono). Outros gases não são prontamente solúveis em água. Com uma diminuição na pressão e um aumento na temperatura, a solubilidade dos gases na água diminui. A baixas temperaturas e altas pressões, muitos gases (argônio, crípton, xenônio, cloro, sulfeto de hidrogênio, hidrocarbonetos e outros) não só se dissolvem na água, mas também formam hidratos de cristal. Em particular, o propano a 10° C e 0,3 meganewtons por mq (MN/m2), ou 3 quilogramas de força por cmq (kgf/cm2), produz o hidrato de cristal C3H8-17H2O. Estes hidratos decompõem-se com uma diminuição da pressão. Os hidratos de cristal formados a baixas temperaturas a partir de muitas substâncias gasosas contêm água nos “buracos” dos seus cristais (os chamados compostos de clathrate ou complexos de inclusão).

Água é um electrólito fraco, dissociando-se segundo a equação H2O H+ + OH-, na qual a produção de iões serve como indicador quantitativo da dissociação electrolítica: Kw = , onde e são as concentrações dos respectivos íons em gramas de íons por litro; Kw é 10-14 a 22° C e 72 x l0-14 a 100° C, o que corresponde a um aumento da dissociação com um aumento da temperatura.

Desde que é um eletrólito, a água dissolve muitos ácidos, bases e sais minerais. Tais soluções conduzem a curva elétrica devido à dissociação das substâncias dissolvidas com a formação de íons hidratados (hidratação). Muitas substâncias entram em uma reação de troca com a água quando são dissolvidas nela; isto é chamado de hidrólise. Aquelas substâncias orgânicas que contêm grupos polares (-OH, -NH2, -COOH, e outros) e cujo peso molecular não é muito alto dis-solve na água. A própria água é facilmente solúvel (ou se mistura bem em todas as proporções) apenas em um número limitado de solventes orgânicos. No entanto, a água está quase sempre presente em substâncias orgânicas como uma mistura insignificante e é capaz de alterar radicalmente as constantes físicas das substâncias.

A água em qualquer reservatório natural contém várias substâncias, principalmente sais, em solução. Devido ao grande poder de solvente da água, é extremamente difícil obtê-la no estado puro. A condutividade eléctrica da água serve geralmente como medida da sua pureza. A água destilada obtida da água comum – e mesmo destilado que foi destilado uma segunda vez – tem uma condutividade eléctrica 100 vezes superior à da água absolutamente pura. A água mais pura é produzida por síntese em aparelhos especiais, usando oxigênio e hidrogênio cuidadosamente purificados.

Nos últimos anos muita informação tem sido coletada sobre a mudança substancial nas propriedades da água industrial e destilada que ocorre quando ela é passada através de campos magnéticos de ótima (muito baixa) resistência a uma velocidade específica. Estas mudanças são temporárias e desaparecem gradual e espontaneamente após 10-25 horas. Foi observado que, após esse “tratamento magnético”, a absorção e os processos de cristalização das substâncias dissolvidas na água são acelerados e que a capacidade de umidificação da água e outras propriedades também mudam. Embora ainda faltem as explicações teóricas destes fenómenos, os princípios já foram amplamente aplicados para evitar a formação de espuma nas caldeiras de vapor e para melhorar os processos de flotação, eliminação de matéria em suspensão da água, etc.

Formação e dissociação. A formação de água durante a interação entre hidrogênio e oxigênio é acompanhada pela liberação de 286 kilojoules por mol (kJ/mole), ou 58,3 kilocalorias por mol (kcal/mole), de calor a 25° C (para água líquida). A reação 2H2 O2 = 2H2O prossegue muito lentamente abaixo de uma temperatura de 300° C; acima de 550° C é explosiva. A presença de um catalisador (por exemplo, platina) permite que a reacção ocorra a temperaturas normais. Tanto a combustão lenta do hidrogénio em oxigénio como a sua reacção explosiva são reacções em cadeia, que ocorrem com a participação de radicais livres.

Propriedades químicas. Em condições normais, a água é um composto relativamente estável. A decomposição das moléculas de H2O (dissociação térmica) torna-se perceptível apenas acima de 1500° C. A decomposição da água ocorre tanto sob a ação da radiação ultravioleta quanto da radiação radioativa (fotodissociação e radiólise, respectivamente). Neste último caso, o peróxido de hidrogênio e muitos radicais livres também são formados, além de H2 e O2. Uma propriedade química característica da água é a sua capacidade de entrar em reacções de adição e a dissociação hidrolítica das substâncias reagentes. Os redutores agem sobre a água principalmente a altas temperaturas. Apenas os mais activos, tais como os metais alcalinos e alcalino-terrosos, reagem com água mesmo à temperatura ambiente com a libertação de hidrogénio e a formação de hidróxidos: 2Na 2H2O = 2NaOH H2; Ca 2H2O = Ca(OH)2 H2. O magnésio e o zinco reagem com água fervente; o alumínio reage com água quando a película de óxido é removida da sua superfície. Os metais menos activos reagem com água ao calor vermelho: 3Fe 4H2O = Fe3O4 4H2. A reacção lenta de muitos metais e suas ligas com a água ocorre a temperaturas normais. Com a utilização de água contendo o isótopo de oxigénio 18O foi demonstrado que na corrosão do ferro numa atmosfera húmida a “ferrugem” recebe oxigénio especificamente da água e não do ar. Os metais nobres (ouro, prata, platina, paládio, ruténio e ródio), assim como o mercúrio, não reagem com a água.

Oxigénio atómico converte a água em peróxido de hidrogénio: H2O + O = H2O2. O flúor também divide a água a temperaturas normais: F2 + H2O = 2HF O. Simultaneamente, formam-se H2O2, ozono, óxido de flúor (F2O), e oxigénio molecular (O2). À temperatura ambiente, o cloro e a água dão ácidos clorídrico e hipocloroso: Cl2 + H2O = HCl+ HClO. O bromo e o iodo reagem com a água de forma semelhante sob estas condições. A altas temperaturas (100° C para o cloro, 550° C para o bromo) a reação prossegue com a liberação de oxigênio: 2Cl2 2H2O = 4HC1 O2. O fósforo reduz a água e forma ácido metafosfórico (apenas na presença de um catalisador sob pressão e a altas temperaturas): 2P 6H2O = 2HPO3 5H2. A água não reage com nitrogênio e hidrogênio, mas com carbono a altas temperaturas dá vapor de água: C + H2O = CO + H2. A reacção pode ser utilizada tanto na produção industrial de hidrogénio como na conversão do metano: CH4 H2O = CO + 3H2 (1200°-1400° C). A água reage com muitos óxidos básicos e ácidos para formar as bases e ácidos correspondentes. A adição de água aos hidrocarbonetos insaturados fornece a base para o método industrial de produção de álcoois, aldeídos e cetonas. A água participa em muitos processos químicos como um catalisador. Por exemplo, a reação de metais alcalinos ou hidrogênio com halogênios, e muitas reações de oxidação, não se processa sem a presença de pequenas quantidades de água.

Água que está quimicamente ligada a uma substância da qual faz parte e que é indetectável na forma de H2O é chamada água de constituição; as moléculas de H2O se formam somente no momento da decomposição da substância – por exemplo, como resultado de um forte aquecimento: Ca(OH)2 = CaO + H2O. A água que faz parte de uma série de substâncias cristalinas – por exemplo, alumínio, K2SO4 – Al2(SO4)3 – 24H2O – e é detectável nestes cristais por meio de cristalografia de raios X – é chamada de água de cristalização ou água de hidrato de cristal. A água que é absorvida por substâncias sólidas que têm alta porosidade e grandes áreas de superfície (por exemplo, carvão ativado) é chamada de água de adsorção. A água livre que ocorre em pequenos canais (por exemplo, no solo) é chamada de água higroscópica (capilar). Também se distingue a água livre de estruturas, que preenche os buracos em certas estruturas, como por exemplo nos minerais. É possível detectar qualitativamente a água sob a forma de condensado que se forma ao aquecer a amostra em exame; ao aquecer enquanto se pesa a amostra, obtêm-se resultados quantitativos (análise termogravimétrica). A água em solventes orgânicos pode ser detectada por tingimento com sulfato de cobre incolor, que, quando adicionado à água, forma o cristal azul hidrato CuSO4-5H2O. Muitas vezes é possível separar e analisar quantitativamente a água por destilação azeotrópica da água com benzeno, tolueno ou outro líquido na forma de uma mistura azeotrópica; após a separação da mistura no resfriamento, mede-se o volume de água sepa-rated.

Utilizar na indústria. É impossível pensar em qualquer outra substância que tenha uma utilização tão variada e ampla como a água. É o reagente químico que participa na produção de oxigênio, hidrogênio, alcalinos, ácido nítrico, álcoois, aldeídos, cal hidratada, e muitos outros produtos muito importantes. É um componente necessário para a fixação e endurecimento de materiais de ligação como cimento, gesso e cal. A água é utilizada em muitos processos industriais como componente tecnológico: na cozedura, solução, diluição, lixiviação e cristalização. Na engenharia, a água serve como transportador de energia e de calor (aquecimento de vapor e arrefecimento de água) e como meio de trabalho em motores a vapor, e é utilizada na transmissão de pressão (em particular, em transmissões hidráulicas e em prensas, bem como na extracção de petróleo) ou de potência (accionamentos hidráulicos de máquinas). Pulverizada através de um bico sob grande pressão, a água lava o solo ou rocha.

As exigências feitas à água na indústria são extremamente variadas. Água de pureza especial é necessária para o desenvolvimento dos mais novos ramos da indústria (a produção de semicondutores e fosforescentes, engenharia atômica, etc.). Portanto, atualmente, uma atenção especial está sendo dedicada aos problemas de tratamento e purificação da água. De acordo com algumas estimativas, o volume total de material (minério, carvão, petróleo, minerais, etc.) processado anualmente em todo o mundo é de cerca de 4 bilhões de cu m (4 cu km); para o mesmo período, o consumo de água doce – isto é, água de fontes de abastecimento de água – só na URSS era de 37 bilhões de cu m em 1965. O rápido aumento no uso da água coloca um novo e importante problema para a humanidade – a luta contra o esgotamento e poluição dos recursos hídricos do planeta.