WODA




Tlenek wodoru, zwany zwyczajowo wodą, składa się z tlenu i wodoru. Ich udział masowy w cząsteczce wynosi 11,19% dla wodoru i 88,81% dla tlenu. Samo wymieszanie tych 2 gazów nie zapewnia reakcji między nimi; do zapoczątkowania syntezy jest konieczne dostarczenie energii. Jednak po zainicjowaniu reakcji biegnie ona bardzo szybko z wydzieleniem znacznych ilości energii: 10 g mieszaniny wybuchowej (mieszaniny wodoru i tlenu w proporcjach objętościowych 2:1, nazwa pochodzi od wybuchu, który towarzyszy reakcji) dostarcza energii wystarczającej do zagotowania 0,5 dm3 wody. 

Jak wygląda cząsteczka wody? W rzucie na płaszczyznę ma wygląd trójkąta równoramiennego z atomem tlenu w jednym narożu trójkąta i atomami wodoru w pozostałych dwóch. Boki tego trójkąta mają długości: 1,013 x 10-10m (wiązanie H - O) oraz 1,63 x 10-10m (średnie odległości między atomami wodoru). Kąt między wiązaniami H - O ma wartość 104° 27’, co odpowiada 1,82 rad. W trzech wymiarach cząsteczka wody ma kształt tetraedru z atomem tlenu w środku i atomami wodoru oraz wolnymi parami elektronowymi w wierzchołkach.

Cząsteczka wody widziana w dwóch wymiarach
 

Cząsteczka wody widziana w trzech wymiarach

W związku z różnicą elektroujemności wodoru i tlenu wiązanie H - O jest wyraźnie spolaryzowane, a cała cząsteczka ma charakter polarny; jest również dipolem. Wartość jej momentu dipolowego wynosi 1,84D. Zgodnie z teorią Paulinga (teoria rezonansu kwantowo-mechanicznego) rzeczywiste wiązania w cząsteczce wody są “wypadkową” czterech struktur rezonansowych: struktury o wiązaniach czysto kowalencyjnych (udział ok.37%), struktury o wiązaniach czysto jonowych pomiędzy kationami wodoru i dwuujemnym anionem tlenu (udział struktury ok. 15%) i 2 struktur o charakterze kowalencyjno - jonowym, w których jedno z wiązań H - O jest wiązaniem jonowym, a drugie kowalencyjnym (udział tych struktur po ok. 24%).

Na atomie tlenu znajdują się dwie wolne pary elektronowe. Oznacza to, że cząsteczka wody może tworzyć cztery wiązania wodorowe: dwa przez tlen (a konkretnie przez jego wolne pary elektronowe) i dwa przez atomy wodoru mogące oddziaływać z innymi wolnymi parami elektronowymi. Te wiązania wodorowe są odpowiedzialne za łączenie się cząsteczek wody w asocjaty i za powstawanie struktury lodu. 

Cząsteczka wody może wykonywać najróżniejsze ruchy. Może się przemieszczać (translacja), może się obracać wokół osi przechodzącej przez środek atomu tlenu (rotacja), a także wykonywać drgania względem wiązania H - O (oscylacje).
 
 

Możliwe ruchy cząsteczki wody

W każdym ze stanów skupienia woda, choć ma nadal identyczny skład chemiczny i podobną strukturę (zawsze część cząsteczek jest ze sobą zasocjowanych, co umożliwia wodzie jej ruchliwość), zachowuje się w różny sposób. W stanie lotnym, do temperatur ok. 573K para wodna zachowuje się podobnie jak zwykły gaz. Każda z cząsteczek wody może samodzielnie istnieć; odległości między nimi są wystarczająco duże. Praktycznie jedynymi oddziaływaniami są zderzenia na skutek bezwładnych ruchów cieplnych.

Struktura wody w fazie ciekłej jest czymś pośrednim pomiędzy strukturą lodu i pary wodnej. W temperaturach bliskich temperatury wrzenia cząsteczki wody zachowują się podobnie do cząsteczek pary wodnej; ich ruchy są bezwładne. W temperaturach zbliżonych do temperatury krzepnięcia poszczególne cząsteczki gromadzą się w zbiory (asocjaty) przyjmując strukturę zbliżoną do struktury lodu. Jednak w każdej temperaturze (pomiędzy tkrzepnięcia a twrzenia) oddziaływania międzycząsteczkowe są słabsze niż w ciele stałym, lecz silniejsze niż w gazie.

Cząsteczki wody w fazie stałej zajmują określone pozycje w strukturze krystalicznej. Ich ruchy ograniczają się do drgań wokół pewnych położeń równowagi.

W zależności od ciśnienia (i temperatury) istnieje 8 odmian lodu różniących się właściwościami, np. lód II i lód III maja większą gęstość niż lód I (zwykły), a lód VI i VII temperatury topnienia powyżej 80° C. Wszystkie odmiany poza lodem I istnieją w wysokich ciśnieniach.
 
 

Diagram fazowy lodu


Jeszcze kilka słów o lodzie. Lód wykazuje jedne z wyższych ciepeł topnienia w przyrodzie: w temperaturze 273K przyjmuje ono wartość 334,8kJ/kg. Wyższe ciepło topnienia ma tylko glin. Ponadto temperatura topnienia lodu zmienia się wraz z ciśnieniem: początkowo wraz ze wzrostem ciśnienia spada, by osiągnąć pewne minimum dla p = 500 MPa, a następnie rośnie.

Stany skupienia i równowagi między nimi opisuje tzw. diagram fazowy. W punkcie zwanym punktem potrójnym (dla wody t = 273,16 K i p = 631,163 Pa) współistnieją lód, ciekła woda i para wodna. Innym ciekawym punktem tej charakterystyki jest punkt określający tzw. stan krytyczny. Opisuje on parametry (dla wody t = 647,31 K, p = 22,13 MPa) stanu, w którym nie trzeba dostarczać energii by przeprowadzić ciecz w parę. W warunkach krytycznych faza ciekła i gazowa mają takie same gęstości, napięcie powierzchniowe wody spada do zera, jej swobodna powierzchnia zanika. Powyżej temperatury krytycznej nie można już skroplić gazu.
 
 

Diagram fazowy wody (zależność temperatura ~ ciśnienie)


Woda paruje cały czas i to niezależnie od temperatury. W temperaturach poniżej tkrzepnięcia mamy do czynienia z sublimacją (bezpośrednim przejściem z ciała stałego w stan gazowy). W temperaturze wrzenia w cieczy zaczynają się tworzyć pęcherzyki pary początkowo przy ściankach naczynia, a następnie w całej objętosci. 

Ciekawym zjawiskiem jest samo parowanie wody: Ciepło tego zjawiska wynosi 2252,5 kJ/kg, z czego tylko 180kJ/kg jest zużywane na zwiększenie objętości przy przejściu w stan pary (pokonanie ciśnienia powietrza; woda parując zwiększa swoją objętość 1650 razy). Pozostała ilość energii służy do rozbicia powiązanych ze sobą cząsteczek wody w pojedyncze cząsteczki.

Temperatura wrzenia wody wzrasta wraz z ciśnieniem. Dla ciśnień niższych od 1atm wrze ona w temperaturze poniżej 100°C, dla ciśnień wyższych powyżej tej temperatury. Czysta woda pozbawiona jakichkolwiek rozpuszczonych w niej gazów wrze w bardzo wysokich temperaturach. 

Gęstość substancji zależy od ciśnienia i temperatury, a co z tego wynika, od stanu skupienia, w jakim się znajduje. Gęstość lodu wynosi 916,8 kg/m3, następnie w temperaturze topnienia zwiększa się do 999,868 kg/m3, rośnie aż do temperatury 3,9834°C, gdzie osiąga maksymalną wartość (pod normalnym ciśnieniem) 999,972kg/m3. Następnie dalej spada. Przy wyższych ciśnieniach gęstość wody cały czas rośnie.

Kolejną ciekawą właściwością wody jest zmiana jej objętości właściwej. Woda w temperaturach od temperatury topnienia do ok. 4° C zmniejsza swoją objętość, co można wytłumaczyć stopniowym rozpadem większych asocjatów, czyli zrywaniem niektórych wiązań wodorowych. W t=4°C woda zawiera głównie dimery (H2O)2. Przy dalszym ogrzewaniu rozpadają się one na pojedyncze cząsteczki, co zwiększa objętość cieczy. Podczas topnienia zrywa się ok. 15% wszystkich wiązań wodorowych, co powoduje zmniejszenie objętości. Dlatego też woda ma mniejszą objętość niż lód.

Jak już wspomniano, w przedziale temperatur od 273K do 277K objętość wody maleje, a gęstość rośnie. Zjawisko to jest czasami nazywane efektem anormalnej rozszerzalności cieplnej. Można to wytłumaczyć w następujący sposób. W coraz wyższej temperaturze uwolnione ze struktury lodu cząsteczki wykonują coraz gwałtowniejsze ruchy cieplne dążąc do coraz gęstszego upakowania osiągniętego właśnie w temperaturze 277K. Jednak ze względu na coraz intensywniejsze ruchy cieplne cząsteczek to upakowanie zaczyna się rozluźniać. Właśnie to zjawisko tłumaczy rozkład temperatur w zbiorniku wodnym w zimie.

Dla większości substancji ciepło właściwe zależy od temperatury i wraz z jej wzrostem rośnie. Wyjątkiem jest tu woda. W przedziale temperatur od 0° C do 27°C ciepło właściwe spada, osiąga w temperaturze t=27° C minimum, by następnie rosnąć. Ta anomalia jest związana z wiązaniami wodorowymi, które wraz ze wzrostem temperatury są rozrywane. Właśnie to, a także wzrost energii kinetycznej i potencjalnej oscylacji atomów cząsteczki wody powoduje wzrost ciepła właściwego wody. Woda ciekła posiada najwyższe ciepło właściwe, wyższe nawet od ciepła właściwego lodu.

Ze względu na bardzo małe przewodnictwo cieplne woda, a także lód są idealnymi izolatorami cieplnymi.

Kolejną własnością wody odróżniająca ją od innych cieczy jest jej wysokie napięcie powierzchniowe. Wyższe wartości napięcie powierzchniowe osiąga tylko dla stopionych metali. Jest ono związane z oddziaływaniami międzycząsteczkowymi (zależnymi od temperatury) poprzez wiązania wodorowe łączącymi cząsteczki wody w duże asocjaty. Wraz ze wzrostem temperatury napięcie powierzchniowe wody maleje. Zjawiskiem związanym z napięciem powierzchniowym jest menisk (określony kształt powierzchni wody). Jego kształt zależy od wartości sił spójności i sił przylegania. Gdy siły spójności są większe od sił przylegania tworzy się menisk wypukły (np. woda w naczyniu szklanym pokrytym parafiną), gdy jest odwrotnie, tworzy się menisk wklęsły (np. woda w szklanym naczyniu). Z kolei tworzenie menisku wklęsłego pociąga za sobą zjawisko włoskowatości (wznoszenie cieczy w kapilarach).

Inną ważną cechą jest lepkość, czyli tarcie wewnętrzne. Lepkość cieczy maleje wraz ze wzrostem temperatury, co hamuje migracje cząsteczek wody w tkankach w niższych temperaturach. W zasadzie, wodę można uważać przy umiarkowanych ciśnieniach za ciecz o małej lepkości i ściśliwości. Wraz ze wzrostem ciśnienia lepkość rośnie dość znacznie, co trzeba uwzględniać we wszelkich projektach instalacji pracujących w wyższych ciśnieniach.

Mimo pozorów woda, o ile jest bardzo czysta i pozbawiona wszelkich obcych jonów, jest izolatorem, tzn. ma wykazuje bardzo duży opór właściwy. Jeszcze większy opór wykazuje lód. Jednak obecność minimalnych ilości obcych jonów pochodzących z rozpuszczonych w wodzie soli czy gazów znacznie zwiększa przewodnictwo wody. Ponadto przewodnictwo rośnie wraz z temperaturą; zwiększa się wtedy dysocjacja wody na jony H+ i OH-.

Woda jest ciecza polarną. Oznacza to, że silnie ulega polaryzacji, a jej stała dielektryczna zależy od temperatury. Cechą charakterystyczną cieczy polarnych jest tworzenie przez ich cząsteczki asocjatów. W wodzie jest to związane z dipolowym charakterem cząsteczek. Woda wykazuje również dużą wartość stałej dielektrycznej (w t=0°C ma ona wartość 87,9, a w t=25°C 78,4). To dzięki tak dużej wartości tej stałej woda jest rozpuszczalnikiem tylu substancji jonowych, wywołując ich dysocjację.

Woda jest diamagnetykiem, czyli jest wypychana z pola magnetycznego.

Obok “zwykłej” wody, H2O istnieją jeszcze jej podstawione izotopowo odmiany. Podstawieniu izotopowemu może ulegać zarówno wodór (otrzymujemy wtedy HDO lub D2O, zwaną ciężką wodą oraz HTO, DTO czy T2O) jak i tlen (otrzymujemy H217O lub H218O) oraz oba pierwiastki na raz. Wraz ze zmianą izotopu na cięższy zmieniają się niektóre własności wody, jak np. gęstość, objętość molowa, temperatura topnienia, temperatura wrzenia. Jest to związane głównie z silniejszymi oddziaływaniami w podstawionej cięższym izotopem cząsteczce. Wraz ze wzrostem masy zwiększa się stała siłowa wiązania tworzonego przez dany atom, wiązanie staje się krótsze i silniejsze. Dotyczy to również wiązań wodorowych. W tabeli podane są niektóre właściwości wody “zwykłej” (H2O) i podstawionej deuterem, ciężkiej (D2O).
 

Właściwość
H2O
D2O
Masa cząsteczkowa [u]
18,016
20,016
Gęstość [g/cm3] /w t=20° C/
0,9982
1,1043
Objętość molowa [cm3] /w t=20° C/
18,048
18,126
Współczynnik załamania światła /w t=20° C/
1,3330
1,3281
T topnienia [° C]
0
3,81
T wrzenia [° C]
100
101,43
Ciepło topnienia [J/mol]
6,022
6,505
Ciepło parowania [J/mol]
40,824
41,622
Stała dielektryczna
78,39
78,08
Napięcie powierzchniowe [J/m2]
71,98 x 10-3
71,92 x 10-3
Lepkość [Pa*s]
0,8905 x 10-3
1,103 x 10-3

[dane zostały zaczerpnięte z książki: A. Czerwiński, “Energia jądrowa i promieniotwórczość”, Oficyna Edukacyjna Krzysztof Pazdro, Warszawa, 1998, str. 89 
oraz z Encyklopedii WIEM portalu Onet.pl]

Praca została napisana na podstawie: Praca zbiorowa, “Prawie wszystko o wodzie”, Pracownia Dydaktyki Fizyki Instytutu Fizyki Uniwersytetu Mikołaja Kopernika, Toruń, 1997

Z niej  też pochodzą rysunki.



*Dominika Zając - studentka III roku Wydziału Chemii UW rok. akad. 2001/2002

Czytelnikom pragnącym dogłębnie poznać zagadnienia związane z wodą polecam wykład
prof. Martina Chaplina z South Bank University w Londynie dostępny pod linkiem: http://www.lsbu.ac.uk/water/index.html

A.M. 20.09.2004 r.
 
Do góry
Powrót