Сaracterística Água, gelo e vapor

característica.

Água, gelo e vapor[editar]

Capacidade térmica e temperaturas de vaporização e fusão[editar]

Ver artigo principal: Entalpia de vaporização

A água tem o segundo maior calor específico dentre os compostos químicos conhecidos, depois da amônia, assim como uma alta entalpia de vaporização (40,65 kJ mol−1), ambos consequências da extensa rede de ligações de hidrogênio entre suas moléculas. Essas duas propriedades incomuns permitem à água moderar o clima da Terra, amortizando flutuações grandes de temperatura.

A entalpia específica de fusão da água é 333,55 kJ kg−1 a 0 °C. Das substâncias comuns, só a da amônia é mais alta. Essa propriedade dá aos glaciares e aos gelos marinhos resistência ao derretimento. Antes do advento da refrigeração mecânica, era comum o uso de gelo para retardar a deterioração dos alimentos.

Densidade da água e do gelo[editar]

Temperatura (°C) Densidade (g/cm³)

100 0,9584

80 0,9718

60 0,9832

40 0,9922

30 0,9956502

25 0,9970479

22 0,9977735

20 0,9982071

15 0,9991026

10 0,9997026

4 0,9999720

0 0,9998395

−10 0,998117

−20 0,993547

−30 0,983854

Densidade da água em gramas por centímetro cúbico

em várias temperaturas em graus Celsius 7

Os valores abaixo de 0 °C se referem a água superfundida.

A forma sólida da maioria das substâncias é mais densa que a fase líquida; assim, um bloco de uma substância sólida pura afunda num recipiente cheio da mesma substância líquida pura. Mas, ao contrário, um bloco de gelo comum flutua num recipiente com água, porque a água sólida é menos densa que a água líquida. Essa é uma propriedade característica da água e extremamente importante. À temperatura ambiente, a água líquida fica mais densa à medida que diminui a temperatura, da mesma forma que as outras substâncias. Mas a 4 °C (3,98 °C, mais precisamente), logo antes de congelar, a água atinge sua densidade máxima e, ao aproximar-se mais do ponto de fusão, a água, sob condições normais de pressão, expande-se e torna-se menos densa. Isso se deve à estrutura cristalina do gelo, conhecido como gelo Ih hexagonal. A água, o chumbo, o urânio, o neônio e o silício são alguns dos poucos materiais que se expandem ao se solidificar; a maioria dos demais elementos se contrai. Deve-se notar, porém, que nem todas as formas de gelo são menos densas que a água líquida pura. Por exemplo, o gelo amorfo de alta densidade é mais denso que a água pura na fase líquida. Assim, a razão pela qual a forma comum do gelo é menos densa que a água é um pouco não-intuitiva e depende muito das propriedades incomuns inerentes às ligações de hidrogênio.

Geralmente, a água se expande ao congelar devido à sua estrutura molecular aliada à elasticidade incomum das ligações de hidrogênio e à conformação cristalina particular de baixa energia que ela assume em condições normais de pressão. Isto é, ao resfriar-se, a água tenta organizar-se numa configuração de rede cristalina que alonga as componentes rotacionais e vibracionais das ligações, de forma que cada molécula de água é afastada das vizinhas. Isso efetivamente reduz a densidade da água quando se forma gelo sob condições normais de pressão.

A água compartilha o estado líquido mais denso com apenas alguns outros materiais, como o gálio, o germânio, o bismuto e o antimônio.

A água desempenha ainda um papel importante no ecossistema da Terra. Por exemplo, se a água fosse mais densa quando congelada, os lagos e os oceanos nas regiôes polares terminariam por ficar inteiramente sólidos (da superfície ao fundo). Isso aconteceria porque o gelo desceria para o leito dos lagos e rios, e o fenômeno de aquecimento necessário (veja abaixo) não aconteceria no verão, pois a camada de superfície mais quente seria menos densa que a camada congelada abaixo.

De qualquer forma, a expansão incomum da água em resfriamento (em condições naturais em sistemas biológicos relevantes) entre 0 e 4 °C, devido às ligações de hidrogênio, dá uma vantagem importante à vida aquática no inverno. A água resfriada na superfície aumenta de densidade e desce, formando correntes de convecção que resfriam toda a massa de água, mas quando a temperatura da água chega a 4 °C, a água na superfície diminui de densidade à medida que se resfria e forma uma camada superficial, que congela. Como a descida por convecção da água mais fria é impedida pela mudança de densidade, qualquer grande massa de água tem sua região mais fria próximo à superfície, longe do leito.

A água congela a 0 °C (32 °F, 273 K), mas pode ser superfundida em estado fluido até sua nucleação cristalina homogênea a quase 231 K (−42 °C).8

A água se expande significativamente à medida que a temperatura sobe, a partir de 4 ºC. Sua densidade é 4% menor que a máxima quando a temperatura está próxima do ponto de ebulição.

Densidade da água salgada e do gelo[editar]

A densidade da água depende tanto da quantidade de sal dissolvido quanto da temperatura. A massa de sal dos oceanos abaixa o ponto de fusão em cerca de 2 °C e abaixa a temperatura da densidade máxima para a do ponto de fusão. É por essa razão que, na água do mar, a descida por convecção da água fria não é impedida pela expansão da água à medida que ela esfria e se aproxima do ponto de fusão. A água do oceano próxima dessa temperatura continua a descer. Por isso, qualquer criatura que tente sobreviver no fundo dessas águas geladas, como as do Oceano Ártico, geralmente vive a 4 °C menos que a temperatura no fundo de lagos e rios de água doce congelados no inverno.

À medida que a superfície da água salgada começa a congelar (a −1,9 °C à salinidade normal da água do mar, 3,5%), o gelo que se forma é essencialmente sem sal, com uma densidade próxima à do gelo de água doce. Esse gelo flutua na superfície e