EL AGUA ( lectura obligatoria)

 Según la Real Academia Española, el agua (del latín aqua) es la “sustancia
formada por la combinación de un volumen de oxígeno y dos de hidrógeno,
líquida, inodora, insípida, en pequeña cantidad incolora y verdosa o azulada en
grandes masas. Es el componente más abundante en la superficie terrestre y
más o menos puro, forma la lluvia, las fuentes, los ríos y los mares; es parte
constituyente de todos los organismos vivos y aparece en compuestos naturales,
y como agua de cristalización en muchos cristales”. Pero cabe señalar que desde
el punto de vista científico, esta definición no tiene en cuenta los isótopos de
hidrógeno y oxígeno, existiendo de esta forma, junto a la forma esencial del
agua, H2O, el agua pesada, D2O, el agua hiperpesada, T2O y el agua semipesada
HDO. A esto hay que añadir también la existencia de tres isótopos del oxígeno,
O16, O17 y O18, y tres isótopos del hidrógeno, H1, H2 o D (Deuterio) y H3o T (Tritio)
 con lo que el líquido que comúnmente llamamos agua se trata de una
mezcla de 18 cuerpos posibles, aunque en la práctica sea una mezcla de agua
ligera (H2O) y de muy pequeñas cantidades de agua pesada y agua hiperpesada.
El agua es considerada como uno de los recursos naturales más fundamentales
para el desarrollo de la vida, y junto con el aire, la tierra y la energía, constituye
los cuatro recursos básicos en que se apoya el desarrollo.
Como hemos comentado, es el compuesto más abundante, cubriendo las tres
cuartas partes de la superficie terrestre. Sin embargo, diversos factores limitan
la disponibilidad de agua para uso humano, dejando de lado en este trabajo los
factores económicos, sociales y políticos. Se sabe que más del 97 % del agua
total del planeta se encuentra en los océanos y otras masas salinas y que
podemos considerarla como inservible, ya que apenas están disponibles para
ningún propósito. Del 3 % restante, un 2,38 % aproximadamente, se encuentra
en estado sólido, resultando prácticamente inaccesible. El resto, un 0,62 %, se
encuentra en ríos, lagos y aguas subterráneas. Como apreciamos, la cantidad
disponible de agua es verdaderamente escasa, aunque mayor es el problema de
la distribución irregular en el planeta.
El agua, como recurso natural, es manipulada por el hombre, alterando así su
ciclo. El agua se extrae de los ecosistemas para su utilización. Pero un mayor
suministro de agua significa una mayor carga de aguas residuales, lo que altera
la vegetación y la calidad posterior en su vertido. Es aquí donde hay que dejar
constancia de la importancia del desarrollo sostenible, que es aquel que permite
compatibilizar el uso de los recursos con la conservación de los ecosistemas.
1.1. Propiedades fisicoquímicas
Sin duda alguna, el agua es uno de los elementos más importantes desde el
punto de vista fisicoquímico, hasta tal punto que sus temperaturas de
transformación de un estado a otro han sido tomadas como puntos fijos, a pesar
de que su punto de congelación y ebullición sean anormales, debido a las
asociaciones moleculares.
A temperatura ambiente, el agua pura es inodora, insípida e incolora, aunque
adquiere una leve tonalidad azul en grandes volúmenes, debido a la refracción de
la luz al atravesarla, ya que absorbe con mayor facilidad las longitudes de onda
larga (rojo, amarillo, naranja) que las longitudes de onda corta (azul, violeta),
desviando lentamente estas otras, provocando que en grandes cantidades de
agua esas ondas cortas se hagan apreciables.
Su importancia reside en que casi la totalidad de los procesos químicos que
suceden en la naturaleza, no solo en organismos vivos sino también en la
superficie no organizada de la tierra, así como los que se llevan a cabo en la
industria tienen lugar entre sustancias disueltas en agua. 
Henry Cavendis descubrió en 1781 que el agua es una sustancia compuesta y
no un elemento. Estos resultados fueron anunciados por Antoine Laurent de
Lavoisier (1743 – 1794) en la Academia Francesa en 1783, dando a conocer que
el agua estaba formada por oxígeno e hidrógeno. En 1804, el químico francés
Joseph Louis Gay Lussac (1778 – 1794) y el naturalista y geógrafo alemán
Alexander von Humboldt (1769 – 1859) publicaron un documento científico que
demostraba que el agua estaba formada por dos volúmenes de hidrógeno por
cada volumen de oxígeno (H2O). 
Entre las moléculas de agua se establecen enlaces por puentes de hidrógeno
debido a la formación de dipolos electrostáticos que se originan al situarse un
átomo de hidrógeno entre dos átomos más electronegativos, en este caso de
oxígeno. El oxígeno, al ser más electronegativo que el hidrógeno, atrae más los
electrones compartidos en los enlaces covalentes con el hidrógeno, cargándose
negativamente, mientras los átomos de hidrógeno se cargan positivamente,
estableciéndose así dipolos eléctricos. Los enlaces por puentes de hidrógeno son
enlaces por fuerzas de van der Waals de gran magnitud, aunque son unas 20
veces más débiles que los enlaces covalentes. 
Los enlaces por puentes de hidrógeno entre las moléculas del agua pura son
responsables de la dilatación del agua al solidificarse, es decir, su disminución de
densidad cuando se congela. 
Henry Cavendish (1731 – 1810). Físico y químico británicos de padres británicos
pertenecientes a la nobleza inglesa. Su trabajo más célebre fue el descubrimiento de la 
composición del agua. Afirmaba que “el agua está compuesta por aire desflogistizado
(oxígeno) unido al flogisto (hidrógeno)”.
En estado sólido, las moléculas de agua se ordenan formando tetraedros,
situándose en el centro de cada tetraedro un átomo de oxígeno y en los vértices
dos átomos de hidrógeno de la misma molécula y otros dos átomos de hidrógeno
de otras moléculas que se enlazan electrostáticamente por puentes de hidrógeno
con el átomo de oxígeno.
El hielo representa seis formas alotrópicas, en las que una sola, el hielo
ordinario, es más ligero que el agua sólida. Esta estructura cristalina es muy
abierta y poco compacta, menos densa que en estado líquido. El agua tiene una
densidad máxima de 1 g/cm³ cuando está a una temperatura de 3,8 ºC,
característica especialmente importante en la naturaleza que hace posible el
mantenimiento de la vida en medios acuáticos sometidos a condiciones
exteriores de bajas temperaturas. 
La dilatación del agua al solidificarse también tiene efectos importantes en los
procesos geológicos de erosión. Al introducirse agua en grietas del suelo y
congelarse posteriormente, se originan tensiones que rompen las rocas. 
1.1.1. Densidad
La densidad del agua líquida es altamente estable y varía poco con los cambios
de temperatura y presión. A presión normal de 1 atmósfera, el agua líquida tiene
una mínima densidad a 100 ºC, cuyo valor aproximado es 0,958 Kg/l. Mientras
baja la temperatura va aumentando la densidad de manera constante hasta
llegar a los 3,8 °C donde alcanza una densidad de 1 Kg/l. Esta temperatura
representa un punto de inflexión y es cuando alcanza su máxima densidad a
presión normal. A partir de este punto, al bajar la temperatura, disminuye la
densidad aunque muy lentamente hasta que a los 0 °C alcanza 0,9999 Kg/l.
Cuando pasa al estado sólido ocurre una brusca disminución de la densidad,
pasando a 0,917 Kg/l.
Por tanto, la viscosidad, contrariamente a lo que pasa con otros líquidos,
disminuye cuando aumenta la presión. Como consecuencia, el agua se expande
al solidificarse. En la siguiente imagen vemos el diagrama de fases del agua,
donde podemos diferenciar gráficamente lo aquí comentado.

Figura 1. Diagrama de fases del agua.
1.1.2. Disolvente
El agua es un disolvente polar. Como tal, disuelve bien sustancias iónicas y
polares; no disuelve apreciablemente sustancias fuertemente apolares, como el
azufre en la mayoría de sus formas, y es inmiscible con disolventes apolares,
como el hexano. Esta propiedad es de gran importancia para la vida. 
La propiedad de ser considerada casi el disolvente universal por excelencia se
debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias que
pueden presentar grupos polares, o con carga iónica, como alcoholes, azúcares
con grupos R OH, aminoácidos y proteínas con grupos que presentan cargas + y
, dando lugar a disoluciones moleculares. También las moléculas de agua
pueden disolver sustancias salinas que se disocian formando disoluciones iónicas. 
En las disoluciones iónicas, los iones de las sales son atraídos por los dipolos del
agua, quedando “atrapados” y recubiertos de moléculas de agua en forma de
iones hidratados o solvatados. 
Algunas sustancias, sin embargo, no se mezclan bien con el agua, incluyendo
aceites y otras sustancias hidrofóbicas. Membranas celulares compuestas de
lípidos y proteínas, aprovechan de esta propiedad para controlar las
interacciones entre sus contenidos químicos y los externos. Esto se facilita en
parte por la tensión superficial del agua. 
La capacidad disolvente es responsable de las funciones metabólicas, ya que en
los seres vivos, existe una corriente de agua que pasa a través del cuerpo y que
constituye el medio imprescindible para realizar las operaciones
organobiológicas, y transportar las sustancias de los organismos.
1.1.3. Polaridad
La molécula de agua es muy dipolar. Los núcleos de oxígeno son muchos más
electronegativos (atraen más los electrones) que los de hidrógeno, lo que dota a
los dos enlaces de una fuerte polaridad eléctrica, con un exceso de carga
negativa del lado del oxígeno, y de carga positiva del lado de los hidrógenos. 
Los dos enlaces no están opuestos, sino que forman un ángulo de 104,45°
debido a la hibridación sp3  del átomo de oxígeno, así que en conjunto los tres
átomos forman con un triángulo, cargado negativamente en el vértice formado
por el oxígeno, y positivamente en el lado opuesto, el de los hidrógenos. Este
hecho es de gran importancia, ya que permite que tengan lugar los enlaces o
puentes de hidrógeno mediante el cual las moléculas de agua se atraen
fuertemente, adhiriéndose por donde son opuestas las cargas.
El hecho de que las moléculas de agua se adhieran electrostáticamente, a su vez
modifica muchas propiedades importantes de la sustancia que llamamos agua,
como la viscosidad dinámica, que es muy grande, las temperaturas de fusión y
ebullición o los calores de fusión y vaporización, que se asemejan a los de
sustancias de mayor masa molecular.
1.1.4. Cohesión
La cohesión es la propiedad con la que las moléculas de agua se atraen a sí
mismas, por lo que se forman cuerpos de agua adherida a sí misma, las gotas. 
Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua unidas, formando
una estructura compacta que la convierte en un líquido casi incompresible. Estos
puentes se pueden romper fácilmente con la llegada de otra molécula con un
polo negativo o positivo dependiendo de la molécula, o con el calor. 
1.1.5. Adhesión
El agua, por su gran potencial de polaridad, cuenta con la propiedad de la
adhesión, es decir, el agua generalmente es atraída y se mantiene adherida a
otras superficies, lo que se conoce comúnmente como “mojar”. 
Esta fuerza está también en relación con los puentes de hidrógeno que se
establecen entre las moléculas de agua y otras moléculas polares y es
responsable, junto con la cohesión, del llamado fenómeno de la capilaridad. 
1.1.6. Capilaridad
El agua cuenta con la propiedad de la capilaridad, que es la propiedad de
ascenso, o descenso, de un líquido dentro de un tubo capilar. Esto se debe a sus
propiedades de adhesión y cohesión. 
Cuando se introduce un capilar en un recipiente con agua, ésta asciende por el
capilar como si trepase “agarrándose” por las paredes, hasta alcanzar un nivel
superior al del recipiente, donde la presión que ejerce la columna de agua se
equilibra con la presión capilar. 
1.1.7. Tensión superficial
Por su misma propiedad de cohesión, el agua tiene una gran atracción entre las
moléculas de su superficie, creando tensión superficial.
La superficie del líquido se comporta como una película capaz de alargarse y al
mismo tiempo ofrecer cierta resistencia al intentar romperla; esta propiedad
contribuye a que algunos objetos muy ligeros floten en la superficie del agua. 
Las gotas de agua son estables también debido a su alta tensión superficial. Esto
se puede ver cuando pequeñas cantidades de agua se ponen en superficies no
solubles, como el vidrio, donde el agua se agrupa en forma de gotas. 
1.1.8. Calor específico
También esta propiedad está en relación con los puentes de hidrógeno que se
crean entre las moléculas de agua. El agua puede absorber grandes cantidades
de calor que utiliza para romper los puentes de hidrógeno, por lo que la
temperatura se eleva muy lentamente.
El calor específico del agua es de 1 cal/°C — g. 
Esta propiedad es fundamental para los seres vivos, ya que gracias a esto, el
agua reduce los cambios bruscos de temperatura, siendo un regulador térmico
muy bueno. También ayuda a regular la temperatura de los animales y las
células permitiendo que el citoplasma acuoso sirva de protección ante los
cambios de temperatura. Así se mantiene la temperatura constante. 
La capacidad calorífica del agua es mayor que la de otros líquidos. 
Para evaporar el agua se necesita mucha energía. Primero hay que romper los
puentes y posteriormente dotar a las moléculas de agua de la suficiente energía
cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa. Para evaporar un gramo de
agua se precisan 540 calorías, a una temperatura de 20 °C. 
1.1.9. Temperatura de fusión y evaporación
Presenta su punto de ebullición de 100 °C (373,15 K) a presión de una
atmósfera.
El calor latente de evaporación del agua a 100 °C es 540 cal/g (ó 2260 J/g) 
Tiene un punto de fusión de 0 °C (273,15 K) a presión de una atmósfera.
El calor latente de fusión del hielo a 0 °C es de 80 cal/g (ó 335 J/g).
Tiene un estado de sobreenfriado líquido a −25 °C 
La temperatura crítica del agua (es decir aquella a partir de la cual no puede
estar en estado líquido independientemente de la presión a la que esté sometida)
es de 374 ºC y se corresponde con una presión de 217,5 atmósferas.
Cabe señalar, que como se ha comentado antes, el agua no es H2O como tal,
sino que es una combinación los isótopos de hidrógeno y oxígeno, lo que hace,
unido a su polaridad, que todas sus constantes físicas sean anormales; el punto
de ebullición debería ser – 63, 5 °C.
1.1.10. Conductividad
La conductividad eléctrica de una muestra de agua es la expresión numérica de
su capacidad para transportar una corriente eléctrica. Esta capacidad depende de
la presencia de iones en el agua, de su concentración total, de su movilidad, de
su carga y de las concentraciones relativas, así como de la temperatura.
De los muchos factores que afectan el comportamiento de los iones en solución,
las atracciones y repulsiones eléctricas entre iones y la agitación térmica, son 
quizá los más importantes. Estos efectos se expresan a través de un parámetro
conocido como fuerza iónica, µ: 
µ =1/2 ∑ Ci . Zi 2            (1)
donde Ci y Zi representan la concentración y carga iónica del componente i.
Las soluciones de la mayoría de los ácidos, bases y sales inorgánicas son
relativamente buenos conductores de la corriente eléctrica. Inversamente, las
soluciones acuosas de solutos orgánicos, que no se disocian o que se disocian
muy poco en el agua, poseen conductividades eléctricas muy bajas o similares a
las del agua pura.
En la mayoría de soluciones acuosas, cuanto mayor es la concentración de sales
disueltas, mayor es su conductividad eléctrica. Este efecto continúa hasta el
punto de saturación de la sal o hasta que la solución se halla tan concentrada en
iones que la restricción del movimiento, causada por un aumento posterior en la
concentración, disminuye la conductividad eléctrica del sistema.
Puesto que a mayor temperatura, menor viscosidad, y a menor viscosidad,
mayor libertad de movimiento, la temperatura también tiene una marcada
influencia sobre la conductividad eléctrica de un sistema acuoso. Si bien el
incremento de la conductividad eléctrica con la temperatura puede variar de un
ión a otro, en general, se acepta que ésta aumenta en promedio un 3% por cada
grado centígrado que aumente la temperatura.
1.1.11. Otras propiedades
No posee propiedades ácidas ni básicas. Con ciertas sales forma hidratos.
Reacciona con los óxidos de metales formando bases. Es catalizador en muchas
reacciones químicas. Presenta un equilibrio de autoionización, autoprotolisis del
agua:

2H2O+H 3O→H3O+ OH-                                 (2) 

1.1.12. Propiedades biológicas
El agua es esencial para todos los tipos de vida, por lo menos tal y como la
entendemos. 
El agua es excelente disolvente de sustancias tóxicas y compuestos bipolares.
Incluso moléculas biológicas no solubles, como lípidos, forman con el agua,
dispersiones coloidales.
Participa como agente químico reactivo en las reacciones de hidratación,
hidrólisis y redox.
Permite la difusión, es decir, el movimiento en su interior de partículas sueltas,
constituyendo el principal transporte de muchas sustancias nutritivas.
Constituye un excelente termorregulador (calor específico), permitiendo la vida
de organismos en una amplia variedad de ambientes térmicos.
Ayuda a regular el calor de los animales. Tiene un importante papel como
absorbente de radiación infrarroja, crucial en el efecto invernadero.
Interviene en el mantenimiento de la estructura celular.
Proporciona flexibilidad a los tejidos.
Actúa como vehículo de transporte en el interior de un ser vivo y como medio
lubricante en sus articulaciones.
La vida en la Tierra ha evolucionado gracias a las importantes características del
agua. La existencia de esta abundante sustancia en sus formas líquida, gaseosa
y sólida ha sido sin duda un importante factor en la abundante colonización de
los diferentes ambientes de la Tierra por formas de vida adaptadas a estas
variantes y a veces extremas condiciones.  
Las imágenes y el texto original lo puedes extraer de:
 
https://upcommons.upc.edu/bitstream/handle/2099.1/6263/03_Mem%C3%B2ria.pdf?sequence=4&isAllowed=y