Voda (molekul)

Voda (H₂O)
Ball-and-stick model of a water molecule	Space filling model of a water molecule
Nazivi
	IUPAC naziv voda
	Drugi nazivi Aqua, dihidrogen monoksid (DHMO), Hydrogen monoxide, Dihydrogen oxide, Hydrogen hydroxide (HH ili HOH), Hydric acid, Hydrohydroxic acid, Hydroxic acid, Hydrol, μ-Oxido dihydrogen
Identifikacija
CAS broj	7732-18-5 ;
3D model (Jmol)	interaktivna slika;
ChEBI	CHEBI:15377 ;
ChemSpider	937 ;
PubChem C ID	962;
RTECS	ZC0110000
UNII	059QF0KO0R ;
	InChI InChI=1S/H2O/h1H2 Ključ: XLYOFNOQVPJJNP-UHFFFAOYSA-N ;
	SMILES O; ; ; ; ; ;
Svojstva
Hemijska formula	H2O
Molarna masa	18,01528(33) g/mol
Agregatno stanje	prozirna, skoro bezbojna tečnost, slabo plavičasta
Miris	bez mirisa
Gustina	999,9720 kg/m³ ≈ 1 t/m³ = 1 kg/l = 1 g/cm³ ≈ 62.4 lb/ft3 (liquid, maximum, at ~4 °C); 917 kg/m³ (solid); see text
Tačka topljenja	000 °C (32 °F; 273 K)
Tačka ključanja	100 °C (212 °F; 373 K)
Rastvorljivost	soluble in haloalkanes, C6H6, higher alkanes, ethers, CFCs, phenyls, cycloalkanes, alcohols, carboxylates
Napon pare	see text
Kiselost (pKa)	15.74; ~35–36
Baznost (pKb)	15.74
Magnetna susceptibilnost	−1.298·10−5 cm³/mol (20 °C, 1 atm)
Toplotna provodljivost	0.58 W/m·K
Indeks refrakcije (nD)	1.3325
Viskoznost	1 cP (20 °C)
Struktura
Kristalna rešetka/struktura	Heksagonalna
Grupa simetrije	C2v
Oblik molekula (orbitale i hibridizacija)	nelinearan savijen
Dipolni moment	1.85 D
Termohemija
Specifični toplotni kapacitet, C	75.375 ±0.05 J/mol·K
Standardna molarna ; entropija (So298)	69.95 J/mol·K
Standardna entalpija; stvaranja (ΔfHo298)	-285.83 kJ/mol
Gibsova slobodna energija (ΔfG˚)	-237.24 kJ/mol
Opasnosti
Glavne opasnosti	Davljenje; Trovanje vodom; Snežna lavina
NFPA 704	0 0 0
Tačka paljenja	nije zapaljiva
Srodna jedinjenja
Drugi katjoni	Hydrogen sulfide; Hydrogen selenide; Hydrogen telluride; Hydrogen polonide; Hydrogen peroxide
	Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25°C [77°F], 100 kPa).
	verifikuj (šta je ?)
	Reference infokutije

Voda ima molekulsku formulu H₂O, dakle, jedan molekul vode sastoji se od dva vodonikova atoma i jednog atoma kiseonika. Isto može biti opisana jonski kao HOH, sa vodonikovim jonom (H⁺) vezanim za hidroksilni jon (OH^-). Pri normalnim uslovima kod vode se tečna i gasna faza nalaze u dinamičkoj ravnoteži.

Na sobnoj temperaturi voda je tečnost skoro bezbojna, bez ukusa i mirisa. U nauci se često kaže da je voda univerzalni rastvarač i jedina je supstanca koja se u prirodi nalazi čista u sva tri agregatna stanja.

Oblici postojanja vode uredi

Voda postoji u mnogim oblicima - u čvrstom stanju poznata je kao led koji može imati nekoliko kristalnih oblika a ultra brzo hlađena voda može da pređe u amorfno stanje. U gasnom stanju voda je poznata kao vodena para. Tečna faza se kao i samo jedinjenje naziva voda.

Iznad kritične temperature (647 K i 22,064 MPa), voda se nalazi u superkritičnim uslovima kada molekuli vode obrazuju grozdove koji se ponašaju kao tečna faza a koji lebde u parnoj fazi.

Teška voda je voda u kojoj je atom vodonika isključivo zastupljen kao izotop deuterijum. Po hemijskim i fizičkim osobinama je skoro identična `običnoj` vodi. Najpoznatija primena teške vode je kao usporivač neutrona u nuklearnim reaktorima.

Sveprisutna supstanca uredi

Voda u svemiru uredi

Voda je pronađena u međuzvezdanim oblacima u našoj galaksiji, Mlečnom putu. Veruje se da vode ima u znatnim količinama i u ostalim galaksijama jer su njeni sastojci vodonik i kiseonik među najrasprostranjenijim elementima u svemiru.

Međuzvezdani oblaci vremenom mogu da se kondenzuju u sunčeve nebule i sunčeve sisteme poput našeg. Voda može da se nađe u kometama, planetama, i njihovim prirodnim satelitima. U našem sunčevom sistemu voda, u obliku leda, je pronađena:

na Mesecu,
na planetama Merkuru, Marsu, Neptunu, i Plutonu,
na planetarnim satelitima, kao što su Triton i Evropa.

Voda u tečnom obliku poznata je samo na Zemlji mada postoje prilično jaki dokazi da tečnosti ima ispod površine Saturnovog meseca Enceladu.

Voda na Zemlji uredi

Vodeni ciklus, ili hidrološki ciklus odnosi se na neprekidnu razmenu vode u hidrosferi, između atmosfere, vode iz tla, površinskih voda, zemnih voda i biljaka.

Približna zapremina sve vode na Zemlji je 1.360.000.000 km³. Od toga:

1.320.000.000 km³ ili 97,2%, je voda u morima i okeanima
25.000.000 km³ ili 1,8% je u glečerima ili u polarnom ledu.
13.000.000 km³ ili 0,9% su zemne vode.
250.000 km³ ili 0,02% otpada na slatkovodnu masu (jezera, reke...).
13.000 km³ ili 0,001% nalazi se u atmosferi u obliku vodene pare.

Tečna voda se nalazi u vodenim masama kao što su okeani, mora, jezera, reka, potoka, kanala ili bara. Najveći deo vode na Zemlji je u obliku morske vode. Voda je prisutna i u atmosferi u tečnom stanju i u obliku pare. Takođe je postoji u obliku podzemnih voda.

Mada pod normalnim uslovima ključa na 100 °C, u prirodi postoje uslovi pri kojima voda ključa na 400 °C (voda pregrejana vulkanskom aktivnošću u velikim okeanskim dubinama) ili na jedva 70 °C (na vrhu Mont Everesta).

Voda u industriji uredi

Voda se, osim kao hemijski rastvarač, koristi u mnogim industrijskim postupcima i mašinama, kao što su parne turbine i izmenjivači toplote. Ispuštanje neprečišćene vode iz industrijskih postrojenja predstavlja zagađenje. Zagađenje može biti hemijsko (u vodi su ostaci hemijskog zagađivača) ili toplotno (voda reke je pregrejana i ugrožava živi svet u njoj). Industrija zahteva relativno čistu vodu za svoje procese i stoga koristi razne metode i tehnike prečišćavanja kako kod snabdevanja tako i kod ispuštanja vode.

Fizička hemija vode uredi

Gustina vode i leda uredi

Normalno, što se najčešće i opaža, gustina neke supstance u čvrstom agregatnom stanju je veće od njene gustine u tečnom. Stoga komad takve čvrste supstance tone u sopstvenoj tečnoj fazi. (Na tački topljenja, ili tački mržnjenja, tečna i čvrsta faza su u ravnoteži pa je taj ogled zaista i moguć.) Međutim, nasuprot tome, kod vode, čvrsta faza (led) umesto da tone, pliva na površini svoje tečne faze. Dakle, gustina leda je manja od gustine tečne vode. Ova 'anomalija' vode je od izvanrednog značaja. Hlađenjem od sobne temperature gustina vode raste (zapremina opada) kako se očekuje i opaža kod većine supstancija. Međutim, na + 4 °C, dakle, malo iznad tačke mržnjenja, gustina vode dostiže maksimum. Daljim hlađenjem od 4 °C do tačke mržnjenja gustina opet počinje da opada. Ovakvo ponašanje vode povezano je sa kristalnom strukturom običnog leda koji je poznat kao led Ih. (Voda ima nekoliko različitih čvrstih faza od kojih neke imaju gustinu veću od tečnosti, recimo amorfne faze vode.) Dakle, pomalo je čudno što je gustina običnog leda manja od gustine vode ali sve postaje jasno kada se uzmu u obzir osobine vodonične veze.

Zavisnost gustine vode od temperature
Т/ °C	gustina (g/cm³)
30	0,9957
20	0,9982
10	0,9997
0	0,9998
-10	0,9982
-20	0,9935
-30	0,983
Vrednosti ispod 0 ºC odnose se na prehlađenu vodu (ne na led).

Vodonična veza je slična hemijskim u smislu da postoji preferencijalni pravac duž kojeg deluju, dakle postoji preferencijalna geometrija, ali je znatno slabija od hemijskih te može lako da je raskine toplotno kretanje i na temperaturama bliskim sobnoj. Vodonične veze postoje i u čvrstom i u tečnom stanju ali su u tečnom delom porušene. U tečnom stanju usled toplotnog kretanja vodonične veze se neprekidno grade i razgrađuju. U čvrstom stanju molekul vode obrazuje dve vodonične veze koje sa hemijskim vezama obrazuju tetraedar u čijem je centru atom kiseonika. U tečnoj fazi takvi se tetraedri obrazuju i ruše što za posledicu ima da atomi kiseonika mogu da budu malo bliže jedan drugome nego u pravilnoj kristalnoj rešetki. Dakle, voda se širi pri mržnjenju zato što se prilikom obrazovanja kristalne rešetke atomi kiseonika udaljavaju jedni od drugih u nastojanju da obrazuju pravilne tetraedre.

Nije preterivanje ako se kaže da ceo život na Zemlji počiva na ovoj osobini. Na primer, kada bi gustina leda bila veća od gustine tečnosti tada bi led nastao tokom zime vrlo lako ostao očuvan na dnu jer topla voda bi, zbog manje gustine ostala na površini i led bi se vrlo sporo topio. Dakle, ne bi bilo prirodnog mešanja vode zbog kojeg se na dnu, umesto leda, skuplja voda sa temperaturom od + 4 °C. Drugim rečima, stajaće vode bi se mrznule od dna ka vrhu i u njima ne bi moglo da bude višegodišnjih živih bića. Voda (i led) su dobri toplotni izolatori i prvi slojevi leda na površini vodenih masa usporavaju mržnjenje donjih slojeva jer se, zbog manje gustine, ne mešaju sa njima.

Dakle, ukupan efekat je da se, zbog postojanja vodoničnih, veza u prirodnom okruženju hladna voda konvekcijom spušta na dno vodene mase dok se ne postigne ravnoteža pri kojoj je temperatura na dnu + 4 °C. Voda i hladnija i toplija od 4 °C biće potisnuta na površinu. Posledica toga je da je pri jakoj zimi voda na površini, bez obzira na zamrzavanje hladnija nego na dnu što veoma usporava zamrzavanje po celoj zapremini, koje se odvija od vrha ka dnu.

Gustina morske vode i leda uredi

Santa pliva jer je gustina leda manja od gustine vode.

Trojna tačka uredi

Na trojnoj tački u ravnoteži se nalaze sve tri faze, čvrsta, tečna i gasovita. Ona se postiže na kombinaciji pritiska i temperature jedinstvenoj za svaku supstanciju (stabilnu pod tim uslovima) pa je zgodna za kalibraciju temperaturske skale. Trojnu tačku vode je lako reprodukovati pa se ona uzima za kalibraciju temperaturske skale. Po konvenciji, trojna tačka vode je na 273,16 K (0,01 °C) i na pritisku od 611,73 Pa. To je relativno nizak pritisak, približno 1/166 od normalnog barometarskog pritiska na morskom nivou (101.325 Pa). To je pritisak zasićene vodene pare (napon pare) na datoj temperaturi i sličan je onome na Marsu.

Površinski napon uredi

Površinski napon nastoji da pretvori kapljicu u loptu a zemljina teža da je spljošti. Rezultat je poluloptasti, ovalni oblik.

Vodene kapljice su stabilne zahvaljujući visokom površinskom naponu koji je, opet posledica vodoničnih veza. I ova osobina je od izvanredne važnosti za život jer je deo osnovnog mehanizma kojim biljke uspevaju da sačuvaju vodu i kojim se voda prenosi od korena ka vrhu biljke.

Električne osobine uredi

Čista voda je zapravo odličan izolator, odnosno slab provodnik, dakle, vrlo slabo provodi električnu struju. Međutim, pošto je izvanredan rastvarač u vodi uvek ima tragova rastvorka najčešće soli. I najmanja količina takvih primesa vodu čini provodnom jer te soli disosuju na slobodne jone koji svojim kretanjem provode električnu struju.

Voda može da se razloži na sastavne elemente, kiseonik i vodonik, propuštanjem struje kroz nju. Taj se proces naziva elektroliza. Molekuli vode prirodno disosuju na jone H⁺ i OH^-. Kada se zatvori strujno kolo negativna elektroda (katoda) privlači H⁺ jone koji se na katodi neutrališu primajući po jedan elektron i koji se rekombinuju u molekule vodonika, H₂. U isto vreme pozitivna anoda privlači OH^- jone koji joj predaju po jedan elektron i na njoj se rekombinuju u vodu i gasoviti kiseonik, O₂. Gasovi, proizvodi elektrolize izlaze na površinu u obliku mehurića gde se mogu posebno sakupiti.

Poznato je da je maksimalni specifični otpor vode približno 182 kΩ·m (ili 18,2 MΩ·cm) na 25 °C što se dobro slaže sa eksperimentalnim vrednostima za ultračistu vodu koaj se koristi u laboratoriji ili industriji poluprovodnika. Primese na nivou od čak 100 delova na milijardu mogu biti detektovane na osnovu porasta električne provodljivosti (pada otpornosti) vode.

Dipolna priroda vode uredi

Važna osobina vode je polarnost, dakle, dipolna priroda molekula. Molekul vode (videti shemu) je ugaonog oblika gde se atomi vodonika nalaze pod uglom od 104 stepeni mereno iz centra atoma kiseonika. Pošto je kiseonik elektronegativniji od vodonika, s kiseonične strane molekul je malo negativniji nego s vodonične što dovodi do stvaranja električnog dipola. Dakle molekul vode je s jedne strane malo negativan a sa druge malo pozitivan (pri čemu je molekul kao celina neutralan) pa ta mala naelektrisanja među susednim molekulima deluju jedna na druge. Suprotna naelektrisanja se privlače a istoimena odbijaju što dovodi do dodatnih interakcija među molekulima vode i među drugim polarnim molekulima. Posebno je karakteristična privlačna sila u kojoj učestvuje vodonik iz polarnih molekula. Ona se naziva vodonična veza i može da objasni brojne fizičkohemijske osobine vode.

Voda kao rastvarač uredi

Zahvaljujući svojoj polarnosti voda je takođe odličan rastvarač. Kada se jonska ili polarna jedinjenja nađu u vodi, polarni molekuli vode se grupišu oko čestice, jona ili molekula, i tako neutrališu sopstveno naelektrisanje jona ili molekula. Taj proces 'rojenja' molekula rastvarača oko rastvorka naziva se solvatacija a kada je u pitanju voda hidratacija. Hidratisani joni i molekuli zbog neutralizacije prvobitnog naelektrisanja više ne privlače jedni druge kao pre te se otkidaju od kristala (ili čiste tečne faze) i odlaze u vodeni rastvor. Pošto je molekul vode relativno mali jedan molekul rastvorka okružuje ogroman broj molekula vode stvarajući oko njega hidratacionu sferu.

U vodi je rastvorna većina supstanci koje mogu da disosuju poput baza, kiselina i soli, zatim polarna organska jedinjenja poput alkohola, aldehida i ketona. Međutim, u vodi su nerastvorna organska jedinjenja koja imaju velike nepolarne grupe poput masti i ulja. Nepolarni molekuli se ne mešaju sa vodom zato što je za molekule vode energijski mnogo povoljnije da obrazuju vodonične veze međusobno nego da se mešaju sa nepolarnim grupama sa kojim mogu da obrazuju samo relativno slabe Van der Valsove sile.

Amfoterna priroda vode uredi

Hemijski, voda je amfoterna, dakle, ima osobine i kiseline i baze. Pri pH 7 (u neutralnoj sredini) koncentracija hidroksilnih jona (OH^-) jednaka je koncentraciji hidronijum jona (H₃O⁺) (ili vodoničnih (H⁺)) jona. Ako se ta ravnoteža poremeti, rastvor postaje kiseo (kada poraste koncentracija hidronijum jona) ili bazan (kada poraste koncentracija hidroksilnih jona).

U hemijskim reakcijama voda može da deluje i kao kiselina i kao baza. Prema Bronstedovoj teoriji, kiselina je vrsta koja u hemijskoj reakciji odaje proton (H⁺ jon) a baza je grupa koja prima proton. Kada reaguje sa jačom kiselinom, voda se ponaša kao baza a kada reaguje sa jačom bazom, ponaša se kao kiselina. Na primer, od hlorovodonične kiseline, voda prima proton:

HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl^-

Ovde, primajući proton, voda deluje kao baza.

U reakciji sa amonijakom, NH₃, voda odaje H⁺ jon, dakle, deluje kao kiselina:

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH^-

Vodonično vezivanje u vodi uredi

Н-veze u ledu i vodi (1). U ledu četiri vodonične veze oko svakog molekula vode održavaju molekule u pravilnom geometrijskom raspredu čime nastaje kristalna rešetka. U vodi, zbog toplotnog kretanja, vodonične veze se neprekidno stvaraju i raskidaju te ima molekula i sa manje od četiri veze; ti molekuli ne moraju da budu u pravilnom rasporedu te mogu da ispune i šupljine koje postoje u pravilnom kristalu. Zbog toga raste broj molekula po jedinici zapremine te otuda i gustina tečnosti u odnosu na led.

Molekul vode može da obrazuje najviše četiri vodonične veze jer je donor dva i akceptor dva vodonika. Druga jedinjenja poput hlorovodonika, amonijaka, metanola takođe obrazuju vodonične veze ali ne pokazuju anomalne osobine poput molekula vode. Rešenje ove zagonetke leži u činjenici da samo voda obrazuje mrežu vodoničnih veza dok su u drugim molekulima, bilo zbog nemogućnosti da se primi-preda više vodonikovih atoma ili zbog sternih smetnji, te veze ograničene na molekulske parove ili manje molekulske grozdove.

Kvantne osobine molekulske vode uredi

Istorija uredi

Sistematski nazivi uredi

Voda, jednostavno binarno jedinjenje moglo bi se zvati vodonik oksid. To bi bilo najjednostavnije ime, i najbolje. Ponekad se, što je komplikovano bez potrebe, naziva i „vodonik hidroksid“. U stvari, Međunarodna unija za čistu i primenjenu hemiju preporučuje korišćenje trivijalnog imena „voda“. Dakle, ispravno ime vode je „voda“.

Vidi još uredi

Vodonična veza

Reference uredi

^ Definition of Hydrol Merriam-Webster
^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003. uredi
^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1.
^ Braun, Charles L.; Smirnov, Sergei N. (1993). „Why is water blue?”. J. Chem. Educ. 70 (8): 612. Bibcode:1993JChEd..70..612B. doi:10.1021/ed070p612. Arhivirano iz originala 03. 04. 2012. g. Pristupljeno 09. 04. 2006.
^ ^a ^b ^v water
^ Thermal Conductivity of some common Materials. Engineeringtoolbox.com. Retrieved on 2011-11-22
^ ^a ^b Vienna Standard Mean Ocean Water (VSMOW), used for calibration, melts at 273.1500089(10) K (0.000089(10) °C, and boils at 373.1339 K (99.9839 °C). Other isotopic compositions melt or boil at slightly different temperatures.
^ ^a ^b ^v Water in Linstrom, P.J.; Mallard, W.G. (eds.) NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg MD. http://webbook.nist.gov (retrieved 1. 6. 2014)
^ Constant pressure heat capacity of water vs. temperature Arhivirano na sajtu Wayback Machine (30. april 2012). Xydatasource.com. Retrieved on 2011-11-22.

Literatura uredi

Bol, Filip (2013). Biografija vode. Smederevo-Beograd: Heliks-Centar za promociju nauke. ISBN 978-86-88767-11-8.

Spoljašnje veze uredi

Water Structure and Behaviour A comprehensive and up-to-date NPOV resource maintained by Prof Martin Chaplin of South Bank University, UK
A spoof site on the "dangers" of dihydrogen monoxide
Stockholm International Water Institute (SIWI)
Explanation of the anomalous properties of water
Computational Chemistry Wiki

[1] Definition of Hydrol Merriam-Webster

[2] Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003. uredi

[3] Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1.

[Braun_1993_612-4] Braun, Charles L.; Smirnov, Sergei N. (1993). „Why is water blue?”. J. Chem. Educ. 70 (8): 612. Bibcode:1993JChEd..70..612B. doi:10.1021/ed070p612. Arhivirano iz originala 03. 04. 2012. g. Pristupljeno 09. 04. 2006.

[chemister-5] v water

[engtb-6] Thermal Conductivity of some common Materials. Engineeringtoolbox.com. Retrieved on 2011-11-22

[VSMOW-7] Vienna Standard Mean Ocean Water (VSMOW), used for calibration, melts at 273.1500089(10) K (0.000089(10) °C, and boils at 373.1339 K (99.9839 °C). Other isotopic compositions melt or boil at slightly different temperatures.

[nist-8] v Water in Linstrom, P.J.; Mallard, W.G. (eds.) NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg MD. http://webbook.nist.gov (retrieved 1. 6. 2014)

[xyd-9] Constant pressure heat capacity of water vs. temperature Arhivirano na sajtu Wayback Machine (30. april 2012). Xydatasource.com. Retrieved on 2011-11-22.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[8]

[9]