CHIMICA
Le caratteristiche chimico-fisiche dell'acqua
Composto chimico di formula H2O, anche se ci appare il più comune dei composti essa ha una grande importanza per lo sviluppo della vita grazie alle sue proprietà fisico-chimiche.
Che l'acqua fosse costituita da idrogeno e ossigeno venne provato per la prima volta meno di due secoli or sono, nel 1781, da Cavendish, il quale dimostrò la formazione di acqua allorché l'idrogeno bruciava combinandosi con l'ossigeno dell'atmosfera.
Il fatto che l'acqua sia formata da molecole costituite ciascuna da due atomi di idrogeno e da uno di ossigeno venne poi definitivamente accertato solo nei primi decenni del secolo scorso.
La molecola dell'acqua presenta un caratteristico insieme di proprietà fisiche e chimiche che rende tra l'altro possibili i fenomeni biochimici e con essi la vita di tutti gli organismi animali e vegetali.
Dal punto di vista chimico, è un composto molto stabile che solo a temperature superiori ai 1500 ºC comincia a decomporsi sensibilmente in idrogeno e ossigeno; la dissociazione diviene praticamente completa solo a temperature molto più elevate, oltre i 3000 ºC.
Nella molecola H2O i due atomi di idrogeno si trovano alla distanza di 0,95 Å da quello di ossigeno, rispetto al quale sono disposti in modo da formare un angolo prossimo ai 105º.
Le due coppie di elettroni che legano i due atomi di idrogeno a quello di ossigeno risultano spostate verso l'atomo di ossigeno (a causa dell'attrazione del doppietto di elettroni dell'ossigeno) per cui esso presenta una frazione di carica negativa, e i due di idrogeno una frazione di carica positiva: ne deriva cioè una struttura che si dice dipolare.
Di conseguenza, l'atomo di ossigeno di una molecola di acqua può attrarre un atomo di idrogeno di un'altra molecola, costituendo quello che si definisce legame di idrogeno e che si traduce in una forza attrattiva che tende a mantenere unite tra loro le molecole dell'acqua.
Nel vapore acqueo ciascuna molecola si muove invece liberamente nello spazio e l'evaporazione dell'acqua corrisponde quindi alla rottura dei legami di idrogeno presenti nell'acqua liquida.
Essa presenta perciò una tendenza minore a quella di altri composti di struttura analoga a passare allo stato di vapore e quindi un punto di ebollizione relativamente elevato. Anche il calore latente di evaporazione è elevato: presenta infatti il valore di 539,5 cal/g a 100 ºC, che aumenta lentamente con il diminuire della temperatura.
La struttura dipolare dell'acqua favorisce la dissociazione e la solubilità dei sali e in generale delle sostanze a carattere ionico; la molecola dipolare si dispone infatti a contatto o entro il reticolo ionico salino annullando parzialmente con le sue cariche l'attrazione elettrostatica tra gli ioni: di conseguenza l'agitazione termica prevale sulla coesione liberando gli ioni del sale in soluzione.
Nell'acqua liquida pura un piccolo numero di molecole è dissociato in ioni H+ e OH- attraverso la reazione di equilibrio: H2O(H++OH-. In realtà gli ioni H+ così formatisi non rimangono allo stato libero ma si associano immediatamente con una molecola di acqua non ionizzata formando gli ioni H3O+, detti ioni idronio o ioni idrossonio.
Il numero di molecole di acqua ionizzate è però, come si è accennato, estremamente basso, esso aumenta con l'aumentare della temperatura, pur restando compreso entro limiti del medesimo ordine di grandezza.
Di conseguenza, quando sia perfettamente pura, l'acqua liquida presenta una conducibilità elettrica molto bassa, pari a 3,8×10-8 ohm cm a 18 ºC.
Partendo dalla temperatura di 0 ºC, la densità aumenta con l'aumentare della temperatura e raggiunge un massimo a una temperatura prossima ai 4 ºC (da 3,68 ºC a 4,18 ºC secondo le determinazioni di autori diversi) per poi nuovamente diminuire.
Alla pressione ambiente e alla temperatura di 0 ºC l'acqua solidifica cedendo il suo calore latente di solidificazione che è pari a 79,4 cal/g; con l'aumentare della pressione il punto di congelamento dell'acqua si abbassa e risulta p. es. di -2,5 ºC alla pressione di 336 atm e di -20 ºC a quella di 2042 atmosfere.
Questa influenza della pressione è dovuta al fatto che l'acqua, come pochissime altre sostanze (il bismuto metallico e la ghisa tra quelle più note), congelando aumenta notevolmente, l'8% ca., di volume.
Alla pressione ambiente e fino a una pressione di ca. 200 atm il ghiaccio cristallizza: nel sistema esagonale e di simmetria esagonale risultano infatti all'esame microscopico i minuti cristallini che formano p. es. i fiocchi di neve.
A pressioni più elevate il ghiaccio modifica il suo reticolo cristallino trasformandosi in altre forme allotropiche di più alta densità e indicate come ghiaccio II, ghiaccio III, ghiaccio IV e ghiaccio V per distinguerle tra loro e dal ghiaccio I che è la varietà stabile in condizioni ordinarie.
Il fatto che il ghiaccio sia più leggero e quindi galleggi sull'acqua liquida ha grande importanza, dal punto di vista geologico e geografico, nel determinare le condizioni climatiche sulla superficie terrestre; importante da questo punto di vista è anche la grande tendenza delle molecole del vapore acqueo atmosferico ad assorbire le radiazioni infrarosse.
Il vapore acqueo è invece assai trasparente alle radiazioni ultraviolette, che esso lascia giungere in larga misura dal Sole alla superficie terrestre.