Composición y geometría molecular del agua

Experimentalmente se sabe que la molécula de agua tiene geometría angular; en concreto, forma un ángulo de 104.5º … ¿Por qué si es una molécula simétrica los enlaces no se encuentran en línea recta?

Vemos que el átomo de oxígeno está lleno en su último nivel de valencia con dos electrones desapareados con los que puede formar enlaces covalentes.

La configuración electrónica del oxígeno en estado su fundamental es:

1s 2s 2pX 2pY 2pZ

Sin embargo, si formara enlaces con los dos orbitales p, que forman entre sí un ángulo de 90 , la molécula de agua también formaría un ⁰enlace de 90 pero se sabe que no es así. ⁰

El ángulo de la molécula de agua es de 104.5 , un ángulo cercano al de un ⁰tetraedro regular que es de 109.5 , aunque ligeramente distorsionado. ⁰

Por lo tanto, se entiende que ocurre una hibridación sp3 en la que intervienen el orbital 2s y los 3 orbitales p. Se hibridan el orbital 2s y el 2px a pesar de estar completos, dando lugar a 2 orbitales híbridos sp3 con un par de electrones libres y otros dos orbitales híbridos sp3 con un electrón desapareado.

1s sp3 sp3 sp3 sp3

De esta forma, el oxígeno forma enlaces covalentes por solapamiento de los dos orbitales híbridos sp3 semi llenos con los orbitales 1s de los hidrógenos. Puesto que se trata de un solapamiento frontal, los enlaces que se forman son sigma, σ (sp3-s). El ángulo no es de 109.5º porque los pares de electrones libres o no enlazantes ejercen una repulsión mayor sobre los pares enlazantes y distorsionan este ángulo ligeramente.

Geometría del agua según la hibridación sp3

Configuración electrónica del oxígeno en estado excitado

1. Se produce el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos de partida.

2. Todos son iguales energéticamente, sólo se diferencian en su orientación espacial. Forman enlaces covalentes muy fuertes que hacen que la molécula sea muy estable.

3. Para que pueda existir hibridación, la energía de los orbitales atómicos de partida debe ser muy similar.

4. Tienen forma muy diferente de los orbitales atómicos originales.

5. Los ángulos entre ellos son iguales sólo para moléculas que no tienen pares de electrones no enlazantes en su último nivel energético como el metano, por ejemplo.

Características de los orbitales híbridos:

Ejemplo de la formación de orbitales híbridos sp3

Estructura y polaridad de la molécula de agua

Cuando un átomo de hidrógeno de un enlace polarizado en una molécula de agua se aproxima al átomo electronegativo de otra molécula, se forma un puente de hidrógeno.

La molécula de agua es fuertemente polar, porque el oxígeno (uno de los átomos más electronegativos) atrae con más fuerza a los electrones que los átomos de hidrógeno. Por ello, la molécula de agua actúa como un dipolo eléctrico sin carga neta, ya que para cada enlace covalente hay una débil carga electronegativa alrededor del átomo de oxígeno, y una débil carga electropositiva alrededor de los átomos de hidrógeno.

Estos puentes son atracciones electrostáticas secundarias mucho más débiles (5 kcal/mol) que los enlaces covalentes del agua (117.591 kcal/mol) y además, son de corta duración (10-9 s) pero en conjunto tienen una fuerza considerable y son los responsables de la fuerte cohesión molecular entre moléculas.

Cada molécula de agua puede potencialmente formar 4 puentes de hidrógeno con otras 4 moléculas de agua dando lugar a una estructura tetraédrica reticular relativamente ordenada, responsable de sus peculiares propiedades fisicoquímicas.

La incesante formación y ruptura de puentes de hidrógeno agua-agua cambia totalmente las propiedades físicas del agua, incluyendo su estado físico en condiciones normales, pues al ser el agua una molécula pequeña se esperaría que estuviera en estado gaseoso, flotando en la alta atmósfera, en lugar de ser un líquido de propiedades maravillosas y el único conocido en donde sí ha podido desarrollarse la vida.

Estados y ordenamientos del agua

100 % p de h 50 % p de h 0 % p de h

Propiedades fisicoquímicas del agua

Calor específico Calor latente de fusión Calor latente de vaporización Conductividad térmica Viscosidad Constante dieléctrica Cuando el agua actúa como solvente:

• Constante dieléctrica• Momento dipolar• Tensión superficial

Actividad acuosa = 1 (adimencional)

El agua tiene puntos de fusión y de ebullición así como calor de vaporización más elevados que otros solventes comunes                

Propiedades térmicas del agua

Calor específico y calor de vaporizacion

Esta propiedad también se encuentra en relación directa con la capacidad del agua para formar puentes de hidrógeno intermoleculares. El agua puede absorber grandes cantidades de calor que es utilizado para romper los puentes de hidrógeno, por lo que la temperatura se eleva muy lentamente.

El calor específico del agua se define como la cantidad de energía necesaria para elevar la temperatura, en 1 ºC, a un gramo de agua en condiciones estándar.

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 (calor de vaporización).

Para evaporar un gramo de agua se precisan 540 calorías, a una temperatura de 20 °C

Propiedades disolventes del agua. El agua es un gran disolvente debido a su naturaleza dipolar.

a) Moléculas hidrofilicas iónicas.

Se disuelven con facilidad en el agua. Su red cristalina se mantiene unida mediante fuertes atracciones electrostáticas entre iones positivos e iones negativos. Para separar a éstos unos de otros, se necesita una energía considerable. Sin embargo, el agua disuelve el cristalizado debido a la fuerte atracción entre los polos del agua y los iones. Estos iones quedan rodeados por capas concéntricas de moléculas de agua, formando iones hidratados, muy estables y superando la tendencia a atraerse mutuamente. A este fenómeno se le denomina solvatación, en el caso específico del agua, hidratación.

Este proceso también se ve favorecido por la tendencia del disolvente a oponerse a la atracción entre los iones positivos y negativos; lo cual se expresa por la constante dieléctrica D, definida por la Ley de Coulomb:

En donde F es la fuerza entre las dos cargas eléctricas (q1 y q2), que están separadas por una distancia r. D es la constante dieléctrica del medio entre las cargas y k es una constante de proporcionalidad (8.99 x 109 J·m·C-2).

La constante dieléctrica, es una medida de las propiedades de un solvente para mantener cargas opuestas separadas. A medida que la constante dieléctrica del medio crece, la fuerza entre las cargas decrece.

La constante dieléctrica del agua es la más alta de un líquido puro, por el contrario, la de solventes no polares como los hidrocarburos, es relativamente pequeña. La fuerza entre dos iones separados por una distancia dada en un líquido no polar, es 30 o 40 veces mayor que en agua. Consecuentemente, en solventes no polares, los iones de cargas opuestas, se atraen tan fuertemente que forman una sal, por el contrario, las fuerzas débiles que existen entre los iones en agua, permiten que gran cantidad de iones permanezcan separados.

Constante dieléctrica de algunos líquidos

Agua 80 Metanol 33 Etanol 24 Acetona 21.4 Benceno 2.3 Hexano 1.9

b) Moléculas hidrofílicas polares.

Se disuelven en el agua con facilidad. Su solubilidad se debe a la tendencia de las moléculas de agua a establecer puentes de hidrógeno con grupos funcionales polares, por ejemplo; hidroxilos (-OH), ceto (-C=O), carboxilo (-COOH) o amino (-NH2). Dentro de las biomoléculas solubles en agua se encuentran algunas proteínas, carbohidratos y ácidos nucleicos.

c) Moléculas hidrófobas (apolares)

Al ser apolares son incapaces de formar puentes de hidrógeno con el agua. La solución de una molécula apolar en medio acuoso produce el ordenamiento de las moléculas de agua de su entorno en estructuras similares a cajas llamadas clatratos.

Interacciones hidrofóbicas

Las moléculas anfipáticas se dispersan en el agua formando micelas. El medio acuso ordenado requiere energía por lo que empuja a los grupos hidrofóbicos y favorece que se refugien uniéndose entre ellos e interactúen entre sí formando monocapas y bicapas.

Efecto de los solutos sobre la estructura del agua

El efecto de un soluto sobre el disolvente se manifiesta en un conjunto de propiedades llamadas propiedades coligativas. Estas dependen del número de partículas del soluto por unidad de volumen del disolvente. Los solutos producen en el disolvente:

• Disminución de la presión de vapor.• Elevación del punto de ebullición.• Descenso del punto de congelación• Descenso de la tensión superficial• Aumento de la viscosidad.• Formación de gradientes de presión

osmótica a través de membranas semipermeables.

• Incremento de la fuerza iónica (polaridad).

Tensión superficial 

Las moléculas de agua que se hallan en la frontera o interfaz entre una fase líquida y una fase gaseosa como el aire, no tienen la misma oportunidad de formar puentes de hidrógeno que las moléculas que se encuentran dentro del líquido y que están completamente rodeadas por otras moléculas de agua. Esto ocasiona que las moléculas en la interfaz estén sometidas a una fuerza hacia el seno del líquido que no está balanceada del lado de la fase gaseosa. La resultante es que el área superficial de un cuerpo de agua tiende a reducirse al mínimo, para reducir el desbalance de fuerzas. En otras palabras, al minimizar el área superficial se minimiza el número de moléculas con interacciones "faltantes". Esta tendencia a reducir el área, deriva en una tensión en la interfaz líquido-gas conocida como tensión superficial.

Este propiedad la poseen todos los líquidos pero en el agua es mayor.

La tensión superficial del agua a 25°C es de 72 milinewtons m-1 y la del alcohol etílico es de 22.4 milinewtons m-1

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Densidad anómala

A la presión normal (1 atmósfera), el agua líquida tiene una mínima densidad a los 100 °C que es de 0.958 kg/L. Conforme baja la temperatura, aumenta la densidad por ejemplo, a 90°C es de 0.965 kg/L) y ese aumento es constante hasta llegar a los 4 °C donde alcanza su máxima densidad de 1 kg/L. A partir de ese punto, al bajar la temperatura, la densidad comienza a disminuir, aunque muy lentamente, hasta que a los 0°C disminuye hasta 0.9999 kg/L. Cuando pasa al estado sólido (a 0°C), ocurre una brusca disminución de la densidad pasando de 0.9999 kg/L a 0.917 kg/L.La explicación de este comportamiento anómalo se debe a que el hielo presenta una geometría hexagonal en la que cada átomo de oxígeno queda rodeado por cuatro de hidrógeno. Esta estructura deja grandes huecos lo que explica la baja densidad del hielo en relación con el agua líquida.