väteoxid (H2O), den enklaste kemiska föreningen av väte och syre (11,19 viktprocent väte och 88,81 viktprocent syre) som är stabil under standardförhållanden. Molekylvikt 18.0160. Färglös, luktfri och smaklös vätska (djupt vatten har en blåaktig färg).

Vatten har spelat en avgörande roll i jordens geologiska historia, i livets uppkomst och i bildandet av den fysiska och kemiska miljön, klimatet och vädret på vår planet. Levande organismer skulle inte kunna existera utan vatten. Det är en viktig komponent i nästan alla tekniska processer, både inom jordbruket och industrin.

Vatten i naturen. Vatten är utbrett i naturen. Hydrosfären, som är jordens vattenhölje och som omfattar oceaner, hav, sjöar, reservoarer, floder, underjordiskt vatten och markens fuktighet, innehåller cirka 1,4-1,5 miljarder kubikkilometer, varav cirka 90 miljoner kubikkilometer är landvatten. Underjordiskt vatten står för 60 miljoner kubikkilometer, glaciärer för 29 miljoner, sjöar för 0,75 miljoner, markfuktighet för 75 000 och floder för 1 200. Vatten finns i atmosfären i form av ånga, dimma, moln, regndroppar och snökristaller, totalt cirka 13 000-15 000 kubikkilometer. Glaciärer upptar permanent cirka 10 procent av landytan. I norra och nordöstra Sovjetunionen samt i Alaska och norra Kanada finns det alltid ett underjordiskt lager av is över en genomsnittlig yta på cirka 16 miljoner kvadratkilometer (totalt cirka 0,5 miljoner kubikkilometer). Enligt olika uppskattningar innehåller jordskorpan – litosfären – 1 till 1,3 miljarder kubikkilometer vatten, vilket är nära vatteninnehållet i hydrosfären. I jordskorpan är en betydande mängd vatten bundet som en komponent i vissa mineraler och mineraliska bergarter (gips, hydratiserade former av kiseldioxid, hydrosilikater, etc.). Stora vattenmängder (13-15 miljarder kubikkilometer) är koncentrerade i de djupare regionerna av jordens mantel. Det vatten som avges från manteln under jordens uppvärmningsprocess i de tidiga skedena av dess bildning var enligt dagens uppfattning ansvarigt för bildandet av hydrosfären. Den årliga intäkten av vatten från manteln och magmabäddarna är cirka 1 kubikkilometer. Det finns uppgifter som tyder på att vatten åtminstone delvis är av ”kosmiskt” ursprung: protoner som kommer in i den övre atmosfären från solen och drar till sig elektroner omvandlas till väteatomer som genom att förenas med syreatomer ger H2O. Vatten ingår i alla levande organismer, som tillsammans innehåller hälften så mycket vatten som jordens alla floder. Mängden vatten i levande organismer, exklusive frön och sporer, varierar mellan 60 och 99,7 viktprocent. Enligt den franske biologen E. Du Bois-Reymond är en levande organism I’eau animee (”animerat vatten”). Allt vatten på jorden blandas och cirkulerar ständigt i atmosfären, litosfären och biosfären.

Under naturliga förhållanden innehåller vatten alltid lösta salter, gaser och organiska ämnen. Deras kvantitativa sammansättning varierar med vattnets källa och med miljöförhållandena. Vatten med en saltkoncentration på mindre än 1 g/kg anses vara sött, upp till 25 g/kg anses vara svagt salt och över 25 g/kg anses vara saltvatten.

Vattnet med det lägsta mineralinnehållet kommer från atmosfärisk nederbörd (i genomsnitt ca 10-20 mg/kg), det näst lägsta (50-1 000 mg/kg) finns i sötvattensjöar och floder. Havets salthalt varierar runt 35 g/kg; haven har en lägre mineralhalt (Svarta havet 17-22 g/kg, Östersjön 8-16 g/kg och Kaspiska havet 11-13 g/kg). Mineralhalten i underjordiskt vatten nära ytan under förhållanden med överskottsfukt kan vara så hög som 1 g/kg; under torra förhållanden når den upp till 100 g/kg; och i djupa vatten varierar mineraliseringen inom ett brett intervall. Den högsta koncentrationen av salter finns i saltsjöar (så hög som 300 g/kg) och djupt liggande underjordiskt vatten (ca 600 g/kg).

Ioner av HCO3-, Ca2+ och Mg2+ dominerar vanligtvis i sötvatten. När den totala mineralhalten ökar, ökar koncentrationen av SO42-, Cl-, Na+ och K+. I vatten med hög mineralhalt dominerar Cl- och Na+ joner, mindre ofta Mg2+ och mycket sällan Ca2+. Andra grundämnen förekommer i mycket små mängder, men nästan alla naturliga grundämnen i det periodiska systemet finns i inhemskt vatten.

De lösta gaserna i inhemskt vatten omfattar kväve, syre, koldioxid, ädelgaserna och sällan svavelväte och kolväten. Koncentrationen av organiska ämnen är liten: i genomsnitt är den i floder cirka 20 milligram per liter (mg/l); i underjordiskt vatten är den ännu mindre, och i havet är den cirka 4 mg/l. Undantaget är vatten i myrar och petroleumfyndigheter samt vatten som förorenats av avloppsvatten från industrier och hushåll, som har en högre koncentration av organiska ämnen. De organiska ämnenas kvalitativa sammansättning är mycket varierande och innefattar olika produkter från den vitala aktiviteten hos de organismer som lever i vattnet och de föreningar som bildas vid nedbrytningen av deras kvarlevor.

Salterna i det naturliga vattnet har sitt ursprung i ämnen som bildades under den kemiska vittringen av magmatiska bergarter (Ca2+, Mg2+, Na+, K+ och så vidare) och i ämnen som släppts ut från jordens inre under dess historia (CO2, SO2, HCl, NH3 och andra). Vattnets sammansättning beror på dessa ämnens olika sammansättning och de förhållanden under vilka de har reagerat med vatten. Effekterna av levande organismer har också stor betydelse för vattnets sammansättning.

Isotopisk sammansättning. På grund av förekomsten av två stabila isotoper av väte (JH och 2H, vanligen betecknade H och D) och tre av syre 16O, 17O och 18O, är nio isotopformer av vatten kända. De finns i naturen i följande genomsnittliga proportioner (i molekylära procent): H216O, 99,73; H217O, 0,04; H218O, 0,20; och HD16O, 0,03; samt 10-5 till 10-15 procent (totalt) HD17O, HD18O, D216O, D217O och D218O. Tungt vatten, D2O, som innehåller deuterium, är av särskilt intresse. I allt vatten på jorden finns endast 13-20 kg ”supertungt” vatten, som innehåller en radioaktiv isotop av väte-tritium (3H, eller T).

Historisk information. På grund av sin stora spridning och sin roll i människans liv har vatten länge betraktats som livets källa. De antika filosofernas uppfattning att vatten var alltings ursprung återspeglades i Aristoteles teori (fjärde århundradet f.Kr.) om de fyra elementen (eld, luft, jord och vatten), enligt vilken vatten ansågs vara bärare av kyla och fukt. Föreställningen om vatten som ett enda kemiskt element levde kvar inom vetenskapen så sent som i slutet av 1700-talet. År 1781-82 syntetiserade den engelske vetenskapsmannen H. Cavendish för första gången vatten genom att spränga en blandning av väte och syre med en elektrisk gnista. 1783 upprepade den franske vetenskapsmannen A. Lavpisier dessa experiment och drog för första gången den korrekta slutsatsen att vatten är en förening av väte och syre. År 1785 bestämde Lavoisier tillsammans med den franske vetenskapsmannen J. Meusnier vattnets kvantitativa sammansättning. År 1800 separerade de engelska vetenskapsmännen W. Nicholson och A. Carlisle vatten i dess beståndsdelar med hjälp av elektrisk ström. Analysen och syntesen av vatten avslöjade således vattnets komplexa sammansättning och gjorde det möjligt att fastställa dess formel, H2O. Studiet av vattnets fysikaliska egenskaper hade påbörjats redan innan dess sammansättning bestämdes i nära anslutning till andra vetenskapliga och tekniska problem. År 1612 uppmärksammade den italienske vetenskapsmannen Galileo isens lägre densitet jämfört med flytande vatten som orsaken till isens flytförmåga. År 1665 föreslog den nederländske vetenskapsmannen C. Huygens att vattnets kok- och smälttemperaturer skulle användas som referenspunkter för en termometerskala. År 1772 fann den franske fysikern Deluc att vattnets maximala densitet inträffar vid 4 °C. När det metriska systemet för mått och vikt infördes i slutet av 1700-talet användes denna observation för att definiera enheten för massa och vikt, kilogrammet. I samband med uppfinningen av ångmaskinen studerade de franska vetenskapsmännen D. Arago och P. Dulong (1830) den mättade vattenångans tryckberoende av temperaturen. Under perioden 1891-1897 arbetade D. I. Mendelejev formlerna för vattentäthetens beroende av temperaturen. År 1910 upptäckte den amerikanske forskaren P. Bridgman och den tyske forskaren G. Tammann vissa polymorfa förändringar i is vid höga tryck. År 1932 upptäckte de amerikanska forskarna E. Washburn och H. Urey tungt vatten. Utvecklingen av fysikaliska forskningsmetoder möjliggjorde betydande framsteg i studiet av vattenmolekylernas struktur och iskristallernas struktur. Under det senaste decenniet har forskarna ägnat särskild uppmärksamhet åt strukturen hos flytande vatten och vattenlösningar.

Fysikaliska egenskaper och struktur. De viktigaste fysikaliska konstanterna för vatten anges i tabell 1. (Se artikeln VATTENDAMP om trycket för mättad vattenånga vid olika temperaturer. Se artikeln ICE angående de polymorfa modifieringarna av vatten i fast tillstånd). Vattnets trippelpunkt, där flytande vatten, is och vattenånga är i jämvikt, inträffar vid en temperatur på 0,01° C och ett tryck på 6,03 x 10-3 atmosfärer.

Många av vattnets fysikaliska egenskaper uppvisar betydande oregelbundenheter. Som bekant varierar egenskaperna hos en typ av kom- mun med grundämnen från samma grupp i Mendelejevs periodiska system på ett regelbundet sätt. I raden av väteföreningar med grundämnen från grupp VI (H2Te, H2Se, H2S och H2O) blir smältpunkten och kokpunkten

lägre endast för de tre första; för vatten är smältpunkten och kokpunkten onormalt höga. Vattnets densitet ökar normalt i intervallet från 100° till 4° C, liksom för de allra flesta andra vätskor. Efter att ha uppnått ett maximalt värde på 1,0000 g/cm3 vid 3,98° C minskar emellertid densiteten vid ytterligare nedkylning och vid frysning sjunker den abrupt, medan kristallisering i de flesta andra ämnen åtföljs av en ökning av densiteten. Vatten kan ha en betydande underkylning, dvs. det kan förbli i flytande tillstånd under smältpunkten (även vid -30 °C). Vattens specifika värme, smältningsvärme och förångningsvärme är onormalt höga i jämförelse med andra ämnen, och den specifika värmen är minimal vid 40° C. Viskositeten hos vatten minskar snarare än ökar med stigande tryck, vilket man skulle kunna förvänta sig i analogi med andra vätskor. Vattens kompressibilitet är extremt liten och minskar med ökad temperatur.

Anomalierna i vattnets fysikaliska egenskaper beror på dess molekylstruktur och på särdragen i de intermolekylära interaktionerna i flytande vatten och i is. De tre atomkärnorna i en vattenmolekyl bildar en likbent triangel, med protonerna i basen och syret i toppen (figur l,a). Fördelningen av elektrontätheten i vattenmolekylen är sådan (figur 1,b och c) att fyra laddningspoler skapas: två positiva, associerade med väteatomerna, och två negativa, associerade med elektronmolnen av de odelade elektronparen på syreatomen. De fyra laddningspolerna är placerade i hörnen av en tetraeder (figur 1,d). På grund av denna polaritet har vatten ett stort dipolmoment (1,86 D), och de fyra laddningspolerna gör att varje vattenmolekyl kan bilda fyra vätebindningar med sina närliggande (identiska) molekyler – till exempel i iskristaller.

Figur 1. Strukturen hos en vattenmolekyl: (a) H2O-molekylens geometri (i gasform), (b) elektronbanor i H2O-molekylen, (c) H2O-molekylens elektronkonfiguration (de odelade elektronparen är synliga), (d) fyra laddningspoler belägna vid hörnen av en tetraeder i H2O-molekylen.

Kristallstrukturen hos vanlig is är hexagonal (se figur 2). Den är ”lös” och innehåller många ”hål”. (Om vattenmolekylerna var tätt ”packade” i iskristaller skulle densiteten vara cirka 1,6 g/cm3). I flytande vatten är de bindningar som är inneboende i is mellan H2O-molekylerna och deras fyra grannar (”kortdistansordning”) bevarade i stor utsträckning, men den ”lösa” strukturen minskar vid smältning, och molekyler med ”långdistansordning” faller in i ”hålen”, vilket leder till en ökning av densiteten. Vid ytterligare uppvärmning ökar molekylernas termiska rörelse och avståndet mellan dem ökar – det vill säga vattnet expanderar. Denna expansion är dominerande redan vid 3,98 °C, och därför minskar vattnets densitet med stigande temperatur. Vätebindningarna är ungefär tio gånger starkare än de bindningar som orsakas av de intermolekylära interaktioner som är karakteristiska för flertalet andra vätskor; det krävs alltså mycket mer energi för vattnets smältning, avdunstning och uppvärmning än för andra vätskor, vilket förklarar de onormalt höga värdena för smält- och förångningsvärmen och för vattnets specifika värme. Vätebindningarna bryts vid en temperaturökning, men ett visst antal av dem bevaras även vid 100° C. Vatten löst i organiska lösningsmedel består av (H2O)2-aggregat, som bildas på grund av vätebindningarna.

Figur 2. Kristallstruktur för is

Vatten som lösningsmedel. Vatten är det universella lösningsmedlet. Gaser löser sig ganska lätt i vatten om de kan ingå i kemiska interaktioner med det (ammoniak, vätesulfid, svaveldioxid och koldioxid). Andra gaser är inte lättlösliga i vatten. När trycket minskar och temperaturen ökar minskar gasernas löslighet i vatten. Vid låga temperaturer och höga tryck löser sig många gaser (argon, krypton, xenon, klor, svavelväte, kolväten och andra) inte bara i vatten utan bildar också kristallhydrater. I synnerhet propan vid 10° C och 0,3 meganewton per kvadratmeter (MN/m2), eller 3 kilogram kraft per kvadratcentimeter (kgf/cm2), ger kristallhydratet C3H8-17H2O. Sådana hydrater sönderdelas när trycket minskar. De kristallhydrater som bildas vid låga temperaturer av många gasformiga ämnen innehåller vatten i kristallernas ”hål” (s.k. klatratföreningar eller inklusionskomplex).

Vatten är en svag elektrolyt som dissocieras enligt ekvationen H2O H+ + OH-, där jonproduktionen fungerar som en kvantitativ indikator på den elektrolytiska dissociationen: Kw = , där och är koncentrationerna av respektive joner i gramjoner per liter; Kw är 10-14 vid 22° C och 72 x l0-14 vid 100° C, vilket motsvarar en ökning av dissociationen med ökad temperatur.

Då vatten är en elektrolyt löser det upp många syror, baser och mineralsalter. Sådana lösningar leder elektrisk ström på grund av att de lösta ämnena dissocieras med bildandet av hydrerade joner (hydrering). Många ämnen går in i en utbytesreaktion med vatten när de är lösta i det; detta kallas hydrolys. De organiska ämnen som innehåller polära grupper (-OH, -NH2, -COOH och andra) och vars molekylvikt inte är för hög löser sig i vatten. Vatten i sig är lättlösligt (eller blandas väl i alla proportioner) endast i ett begränsat antal organiska lösningsmedel. Vatten är dock nästan alltid närvarande i organiska ämnen som en obetydlig inblandning och kan radikalt förändra ämnenas fysikaliska konstanter.

Vattnet i alla naturliga reservoarer innehåller olika ämnen, huvudsakligen salter, i lösning. På grund av vattnets stora lösningsförmåga är det ytterst svårt att få tag på det i rent tillstånd. Vattnets elektriska ledningsförmåga fungerar vanligen som ett mått på dess renhet. Destillerat vatten som framställts av vanligt vatten – och även destillat som destillerats en andra gång – har en elektrisk ledningsförmåga som är 100 gånger större än absolut rent vatten. Det renaste vattnet framställs genom syntes i speciella apparater med hjälp av noggrant renat syre och väte.

Under de senaste åren har mycket information samlats in om den betydande förändring av egenskaperna hos industriellt och destillerat vatten som inträffar när det passerar genom magnetfält av optimal (mycket låg) styrka med en specifik hastighet. Dessa förändringar är tillfälliga och försvinner gradvis och spontant efter 10-25 timmar. Det har noterats att efter en sådan ”magnetisk behandling” påskyndas absorptionen och kristalliseringsprocesserna av ämnen som är lösta i vattnet och att vattnets fuktkapacitet och andra egenskaper också förändras. Även om de teoretiska förklaringarna till dessa fenomen fortfarande saknas, har principerna redan tillämpats i stor utsträckning för att förhindra bildandet av skum i ångpannor och för att förbättra processerna för flotation, eliminering av suspenderade ämnen från vatten och så vidare.

Formning och dissociation. Bildandet av vatten vid växelverkan mellan väte och syre åtföljs av att 286 kilojoule per mol (kJ/mol) eller 58,3 kilokalorier per mol (kcal/mol) värme avges vid 25° C (för flytande vatten). Reaktionen 2H2 O2 = 2H2O sker mycket långsamt under en temperatur på 300° C; över 550° C är den explosiv. Närvaron av en katalysator (t.ex. platina) gör att reaktionen kan äga rum vid vanliga temperaturer. Både den långsamma förbränningen av väte i syre och den explosiva reaktionen är kedjereaktioner som äger rum med deltagande av fria radikaler.

Kemiska egenskaper. Under vanliga förhållanden är vatten en relativt stabil förening. Nedbrytningen av H2O-molekylerna (termisk dissociation) blir märkbar först över 1500° C. Nedbrytningen av vatten sker både under inverkan av ultraviolett och radioaktiv strålning (fotodissociation respektive radiolys). I det senare fallet bildas förutom H2 och O2 även väteperoxid och många fria radikaler. En karakteristisk kemisk egenskap hos vatten är dess förmåga att delta i additionsreaktioner och hydrolytisk dissociation av de reagerande ämnena. Reduktionsmedel verkar på vatten främst vid höga temperaturer. Endast de mest aktiva av dessa, t.ex. alkaliska och jordalkaliska metaller, reagerar med vatten även vid rumstemperatur med frigörelse av väte och bildning av hydroxider: 2Na 2H2O = 2NaOH H2; Ca 2H2O = Ca(OH)2 H2. Magnesium och zink reagerar med kokande vatten; aluminium reagerar med vatten när oxidfilmen har avlägsnats från ytan. Mindre aktiva metaller reagerar med vatten vid röd värme: 3Fe 4H2O = Fe3O4 4H2. Den långsamma reaktionen av många metaller och deras legeringar med vatten sker vid vanliga temperaturer. Genom att använda vatten som innehåller syreisotopen 18O har man visat att vid korrosion av järn i en fuktig atmosfär får ”rosten” syre specifikt från vattnet och inte från luften. Ädelmetallerna (guld, silver, platina, palladium, ruthenium och rhodium) samt kvicksilver reagerar inte med vatten.

Atomiskt syre omvandlar vatten till väteperoxid: H2O + O = H2O2. Fluor delar också upp vatten vid vanliga temperaturer: F2 + H2O = 2HF O. Samtidigt bildas H2O2, ozon, fluoroxid (F2O) och molekylärt syre (O2). Vid rumstemperatur ger klor och vatten saltsyra och hypoklorsyra: Cl2 + H2O = HCl+ HClO. Brom och jod reagerar med vatten på liknande sätt under dessa förhållanden. Vid höga temperaturer (100° C för klor, 550° C för brom) sker reaktionen med frigörelse av syre: 2Cl2 2H2O = 4HC1 O2. Fosfor reducerar vatten och bildar metafosforsyra (endast i närvaro av en katalysator under tryck och vid hög temperatur): 2P 6H2O = 2HPO3 5H2. Vatten reagerar inte med kväve och väte, men med kol vid höga temperaturer ger det vattenånga: C + H2O = CO + H2. Reaktionen kan användas både vid industriell framställning av vätgas och vid omvandling av metan: CH4 H2O = CO + 3H2 (1200°-1400° C). Vatten reagerar med många basiska och sura oxider för att bilda motsvarande baser och syror. Tillsats av vatten till omättade kolväten utgör grunden för den industriella metoden för att framställa alkoholer, aldehyder och ketoner. Vatten deltar i många kemiska processer som katalysator. Till exempel kommer alkalimetallers eller vätens reaktion med halogener och många oxidationsreaktioner inte att fortsätta utan närvaro av små mängder vatten.

Vatten som är kemiskt bundet till ett ämne som det ingår i och som inte kan spåras i form av H2O kallas för konstitutionsvatten; H2O-molekylerna bildas först vid ämnets nedbrytning – till exempel till följd av kraftig upphettning: Ca(OH)2 = CaO + H2O. Vatten som ingår i ett antal kristallina ämnen – till exempel aluminiumalum, K2SO4 – Al2(SO4)3 – 24H2O – och som kan påvisas i dessa kristaller med hjälp av röntgenkristallografi kallas kristallisationsvatten eller kristallhydratvatten. Vatten som absorberas av fasta ämnen med hög porositet och stor yta (t.ex. aktivt kol) kallas adsorptionsvatten. Fritt vatten som täpper till små kanaler (t.ex. i jorden) kallas hygroskopiskt vatten (kapillärvatten). Man skiljer också på strukturellt fritt vatten som fyller hålen i vissa strukturer, t.ex. i mineraler. Det är möjligt att kvalitativt påvisa vatten i form av ett kondensat som bildas vid uppvärmning av det undersökta provet; genom att värma och samtidigt väga provet erhålls kvantitativa resultat (termogravimetrisk analys). Vatten i organiska lösningsmedel kan påvisas genom färgning med färglöst kopparsulfat, som när det tillsätts till vatten bildar det blå kristallhydratet CuSO4-5H2O. Det är ofta möjligt att separera och analysera vatten kvantitativt genom azeotropisk destillation av vattnet med bensen, toluen eller annan vätska i form av en azeotropisk blandning; efter separationen av blandningen vid avkylning mäts volymen av det separerade vattnet.

Användning inom industrin. Det är omöjligt att tänka sig något annat ämne som har en så varierad och bred användning som vatten. Det är den kemiska reagens som deltar i produktionen av syre, väte, alkalier, salpetersyra, alkoholer, aldehyder, kalkhydrat och många andra mycket viktiga produkter. Det är en nödvändig beståndsdel för att bindande material som cement, gips och kalk ska kunna stelna och härda. Vatten används i många industriella processer som en teknisk komponent: vid kokning, lösning, utspädning, lixiviering och kristallisering. Inom tekniken används vatten som energibärare och värmebärare (ånguppvärmning och vattenkylning) och som arbetsmedium i ångmaskiner, och det används vid överföring av tryck (särskilt i hydrauliska växellådor och pressar samt vid oljeutvinning) eller kraft (hydrauliska maskindrivningar). Vatten som sprutas genom ett munstycke under stort tryck sköljer bort jord eller sten.

Den efterfrågan som ställs på vatten inom industrin är mycket varierande. Vatten av särskild renhet behövs för utvecklingen av de nyare industrigrenarna (tillverkning av halvledare och fosforer, atomteknik osv). Därför ägnas för närvarande särskild uppmärksamhet åt problem med behandling och rening av vatten. Enligt vissa uppskattningar uppgår den totala mängden material (malm, kol, olja, mineraler osv.) som bearbetas årligen i hela världen till cirka 4 miljarder kubikmeter (4 kubikkilometer); under samma period uppgick förbrukningen av sötvatten – dvs. vatten från vattenförsörjningskällor – enbart i Sovjetunionen till 37 miljarder kubikmeter år 1965. Den snabba ökningen av vattenanvändningen ställer mänskligheten inför ett nytt och viktigt problem – kampen mot utarmning och förorening av planetens vattenresurser.

.