Agua | Significado de agua

El compuesto químico (H2O) más abundante y conocido que tiene la mayor importancia para el mantenimiento de la vida en la Tierra.

La excepcional importancia del agua desde el punto de vista químico depende de casi todos los procesos químicos que se producen en la naturaleza, no sólo en los organismos vivos, animales y plantas, sino en la materia desorganizada de la Tierra, así como los que se llevan a cabo en el laboratorio y en la industria, se producen entre sustancias disueltas en agua.

El agua se encuentra de forma natural en grandes cantidades y está ampliamente distribuida. En estado sólido, en forma de hielo o nieve, ocupa las regiones más frías del globo. Como líquido, ríos, lagos y mares, cubre casi tres cuartas partes de la superficie terrestre, con un peso de cerca de un billón y medio de toneladas. En estado de vapor se encuentra en la atmósfera, incluso por encima de los propios desiertos, en proporciones variables según el tiempo y el lugar, pero que normalmente significa unas 50.000 t en el aire que gravita sobre 1 km2 de la superficie terrestre . El agua es absolutamente necesaria para el sostenimiento de la vida; toda la materia viva contiene cantidades muy importantes de agua, que en el cuerpo humano y animales llegan hasta el 70% del peso; esta proporción alcanza el 90% en algunas hortalizas.

Durante mucho tiempo, el agua se consideró un elemento; Aristóteles le contó entre los cuatro fundamentos que formaban el mundo; los tres restantes eran tierra, aire y fuego. En 1783, el químico inglés Henry Cavendish, partidario de la teoría del flogisto, demostró que el agua era un compuesto de oxígeno e hidrógeno; poco después, el francés Antoine Lavoisier explicó su composición en términos de la teoría moderna del oxígeno.

– Propiedades físicas del agua. El agua pura a temperatura normal es un líquido de inodoro, insípido, transparente y prácticamente incoloro, ya que sólo en grandes espesores tiene un ligero tono azulado o verde-azulado. En condiciones de presión normales (760 mm por Hg), hierve a 100 °C y se solidifica con la expansión a 0 °C. La conversión de 1 g de agua a 100 °C en vapor de agua a la misma temperatura requiere 536 limones, que se convierten en calor latente de vaporización. El calor de fusión del agua es de 80 cal/g, lo que significa que 1 g de hielo a 0 °C requiere una ingesta de 80 cal para fundir. El agua alcanza su densidad máxima a 4°C; a temperaturas más altas o más bajas aumenta de volumen. El hielo de Gomo es menos denso que el agua que flota, hecho muy importante para la conservación de los seres vivos de los lagos, mares, etc., que no sería posible en absoluto si se solidificaran a toda su profundidad. El peso de 1 cm3 de agua destilada a 4 ºC es, por definición, igual a 1 gramo.

El agua se utiliza como substancia estándar para definir varias unidades físicas de medida. Así, por ejemplo, la unidad de calor o caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de 1 g de agua a 1 °C. El calor específico del agua es mayor que el de cualquier otra sustancia, con la excepción del litio fundido y el amoníaco líquido, propiedad que se utiliza en algunos sistemas de calefacción o refrigeración. La elevada capacidad calórica de grandes masas de agua tiene una influencia importante. clima de las regiones costeras, evitando en gran medida los cambios bruscos de temperatura. El agua es prácticamente incompresible y, en estado puro, muy mal conductor de la electricidad. Es un buen disolvente para un gran número de substancias.

– Propiedades químicas del agua. El agua es un compuesto altamente exotérmico, ya que su calor de formación es igual a 68.320 cal/mol y, en consecuencia, es un compuesto muy estable; a 2500 °C la fracción descompuesta no supera el 2%. Ligeramente acidulado, por ejemplo con ácido sulfúrico, para hacerlo conductor, se descompone cuando la corriente eléctrica pasa a dos volúmenes de hidrógeno por cada uno.

de oxígeno o parte en peso de la primera a ocho de la segunda. A temperatura ordinaria reacciona energéticamente con metales activos como el potasio, sodio o calcio para formar el hidróxido correspondiente con liberación de hidrógeno libre. A temperaturas progresivamente mayores también reacciona con metales menos activos como el zinc o el hierro para producir óxidos e hidrógeno.

El agua se combina con muchos óxidos básicos para dar hidróxidos o bases y con los de naturaleza ácida, o anhídridos para formar ácidos (ver Anhídrido). Se une a muchas sustancias, especialmente sales, produciendo hidratos. El sulfato cúprico, CuSO44, al cristalizar a partir de sus soluciones acuosas, lo hace en forma de cristales pentahidratados azulados de la fórmula CuSO4 5H2O. El agua actúa como catalizador en muchas reacciones que no tendrían lugar o que pasarían muy lentamente si no hubiera al menos indicios de agua que permitieran una reacción en cadena. Así, por ejemplo, la combustión del monóxido de carbono es extremadamente difícil en un ambiente seco, la mezcla de hidrógeno con cloro u oxígeno es estable en ausencia de agua, el sodio puede fundirse en una atmósfera de oxígeno puro y secar sin óxido y hierro. sólo se corroe cuando se expone en el aire húmedo.

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