Znaczenie wody w przyrodzie i gospodarce

1. Ogólna charakterystyka i własności fizyczne wody
Woda - H2O - tlenek wodoru; w warunkach normalnych (20OC, 1013 hPa) ciecz bezbarwna, bez smaku i zapachu, o temperaturze wrzenia 100OC, a topnienia 0OC. Woda występuje we wszystkich trzech stanach skupienia: stałym (lód), ciekłym oraz gazowym (para wodna). Jedną z anomalii, jakie wykazuje woda w porównaniu z innymi cieczami, jest zwiększanie się jej gęstości podczas ogrzewania od 0OC do 3,98OC (temperatura maksymalnej gęstości), dopiero podczas dalszego ogrzewania gęstość wody maleje- dla 4OC wynosi 0,998g/cm3. Charakterystyczny jest również wzrost objętości wody podczas krzepnięcia. W trakcie zamiany w lód woda wydziela ciepło o wartości około 80 kcal na 1 kg lodu. Z kolei dla utworzenia 1 kg pary wodnej o temperaturze 100OC potrzeba 539 kcal ciepła, którą to ilość para oddaje podczas skraplania się (z tego powodu para wodna jest świetnym nośnikiem lub dostarczycielem ciepła). Woda jest dobrym i najbardziej rozpowszechnionym rozpuszczalnikiem wielu substancji (m. in. kwasy, zasady, sole, organiczne związki polarne, gazy). Większość substancji rozpuszczających się w wodzie ulega hydrolizie i hydratacji.

2. Budowa i właściwości cząsteczki
Do wieku XVIII woda była uważana za pierwiastek. Dopiero A. L. Lavoisier (1783) i H. Cavendisch (1784) udowodnili, że woda jest związkiem chemicznym, składającym się z dwu atomów wodoru i atomu tlenu. Wykazali również, że można otrzymać ją syntetycznie z tych pierwiastków oraz rozłożyć na pierwiastki. W cząsteczce wody atom tlenu pełni rolę atomu centralnego, a atomy wodoru- ligandów prostych. Korzystając z tych informacji określić można budowę cząsteczki wody, umożliwia to teoria VSEPR (Valence Shell Election Pairs Repultion). O teorii tej możemy mówić tylko, jeżeli w cząsteczce wyodrębnia się atom centralny, który jest połączony z ligandami prostymi. Wtedy liczba przestrzenna określa nam typ hybrydyzacji.
(liczba przestrzenna =  e pary wiążące  +  e wolne pary atomu centralnego)
W przypadku wody liczba przestrzenna wynosi 4, czyli hybrydyzacja jest sp3. Oznacza to, że cząsteczka wody w rozumieniu przestrzennym wbudowana jest w czworościan (z atomem centralnym pośrodku i ligandami na rogach) (rys 1). Z powodu dwóch „nie obsadzonych” przez wodór rogów, kąt  jest anormalny i wynosi 105O (rys 2).

Dzięki temu kątowi cząsteczki wody tworzą tzw. dipole tj. od strony atomu tlenu cząsteczka wody jest ujemna, a od strony atomów wodoru –dodatnia (rys 3). Polarność cząsteczek wody i tworzenie dipoli jest bardzo ważne również dla procesów powstawania roztworów koloidalnych, gdzie wokół cząsteczki rozpuszczonej koloidu (obdarzonej ładunkiem dodatnim lub ujemnym) powstaje „otoczka” dipoli skierowanych do niego ładunkiem odwrotnym. Otoczka ta może być wielowarstwowa, w wyniku czego powstaje micella (rys 4), a roztwór utrzymuje się w stanie koloidu nie wytrącając zawiesiny. W podobny sposób dipole wody utrzymują kationy i aniony w postaci zdysocjowanej, zapobiegając ich powtórnemu połączeniu.

3. Wiązania w cząsteczce wody
W cząsteczce wody występuje jeden typ wiązania- atomowe kowalencyjne (spolaryzowane) między atomami tlenu i wodoru, jednak między poszczególnymi cząsteczkami wody istnieje także wiązanie wodorowe. Zachodzi ono, gdy atom wodoru jest w kontakcie z silnie elektroujemnym atomem zawierającym wolne pary elektronów (np. O, F, N, S). Z powodu wysokiej elektroujemności atomu tlenu, chmura elektronowa wiązania O—H jest mocno przesunięta w jego kierunku- atom wodoru jest więc w znacznym stopniu pozbawiony chmury elektronowej. „Odsłonięty” atom wodoru może utworzyć wiązanie z inną cząsteczką wody wykorzystując jej wolną parę elektronową (rys 5).

Tworzenie wiązań może być kontynuowane w wyniku czego mogą powstać rozległe struktury łańcuchowe i sieciowe połączonych ze sobą cząsteczek wody- proces ten nazywamy autoasocjacją. Powstaje dzięki temu struktura pseudo- krystaliczna cieczy, pewna liczba cząsteczek tworzy uporządkowane zespoły przypominające sieć krystaliczną. Są jednak bardzo nietrwałe i to lokalne uporządkowanie cząsteczek zanika wraz ze wzrostem temperatury. Natomiast przy obniżaniu temperatury asocjacja pogłębia się. Najwyższy stopień uporządkowania cząsteczek w stanie ciekłym w przypadku wody występuje w temperaturze 3,98OC. Istnienie wiązań wodorowych jest kluczowe dla życia na Ziemi. Gdyby nie wiązania wodorowe, wrzenie wody następowałoby w temperaturze około --80OC, a nie 100OC (rys 6).A więc w warunkach panujących na Ziemi woda występowałaby tylko w postaci gazowej.

Zależność stanu skupienia wodorków grupy Via od temperatury

4. Dysocjacja
Dzięki polarnym właściwościom cząsteczek wody zachodzi dysocjacja elektrolityczna, czyli rozpad substancji na jony pod wpływem wody (cechę tę wykazują tylko substancje, w których występują wiązania jonowe np. kwasy, zasady, sole). Proces ten jest w pełni odwracalny i związany jest z rozpuszczalnością substancji. Sama woda wykazuje cechy zarówno kwasu, jak i zasady dysocjując według równania
H2O  H+ + OH—
Któremu odpowiada stała równowagi
KC = [H+] [OH--] / [H2O]
Ponieważ w roztworach rozcieńczonych „stężenie wody w wodzie” ma wartość stałą, więc wyrażenie na stałą równowagi reakcji zapisuje się w postaci
KW = [H+] [OH--]
Reakcję dysocjacji wody nazywa się autoprotolizą wody, a stałą równowagi KW- iloczynem jonowym wody, który jak każda stała równowagi zależy od temperatury.

5. Hydroliza
Rozkład substancji chemicznych, organicznych i nieorganicznych pod wpływem wody, przy czym produkty rozkładu składają się z elementów budowy substancji ulegających hydrolizie i wody. Jest to reakcja chemiczna między wodą, a substancją mniej rozpuszczoną. Jest to odwrotność reakcji zobojętniania. Z reguł hydroliza jest odwracalna
AB + HOH AH + BOH
Hydroliza jest nieodwracalna w przypadku, gdy jeden z produktów jest substancją lotną, lub wytrąca się. Wyróżniamy hydrolizę kwasową i zasadową, a w chemii organicznej zakres hydrolizy jest szeroki, obejmując reakcje takie jak: hydroliza estrów, inwersja cukrów, zmydlanie tłuszczów, rozpad białek itp. Często stosowana w przemyśle.

6. Woda w przyrodzie
Woda jest jednym z najważniejszych i najbardziej rozpowszechnionych związków chemicznych na kuli ziemskiej. Znajduje się w stałym obiegu w przyrodzie, stanowi jedną z geosfer (hydrosferę), zajmuje ponad 2/3 powierzchni Ziemi, woda znajduje się również w skałach skorupy ziemskiej (wody glebowe) oraz w postaci pary wodnej w atmosferze.
Jednak woda występująca w przyrodzie nie jest wodą czystą, ponieważ są w niej rozpuszczone nieznaczne ilości gazów i ciał stałych, na które składają się kationy wapnia Ca2+, sodu Na+, magnezu Mg2+ i potasu K+ oraz aniony węglanowe CO32--, chlorkowe Cl— i siarczanoweSO42— w ilościach malejących według kolejności. Spośród występujących w przyrodzie wyróżnia się następujące typy wody:
- woda destylowana- woda chemicznie prawie czysta zawierająca minimalne ilości domieszek. Wodę chemicznie najczystszą otrzymuje się w wyniku powtórnej powolnej destylacji w atmosferze czystego azotu lub wodoru w naczyniach kwarcowych lub platynowych. Woda destylowana ma szerokie zastosowanie w chemii laboratoryjnej, medycynie, farmaceutyce i technice. Co ciekawe jest nieodpowiednia do picia, ze względu na brak jonów.
- twarda woda- zawiera rozpuszczone wodorowęglany oraz siarczany wapnia i magnezu. Zawartość tych pierwszych wpływa na tzw. „twardość przemijającą” wody, zaś zawartość tych drugich (głównie siarczanu wapnia) na „twardość trwałą”. Do celów przemysłowych stosuje się wodę zmiękczoną, gdyż twarda pozostawia osad. Woda deszczowa jest miękka.
- wody mineralne (lecznicze)- zawierają: dwutlenek węgla, siarkowodór, chlorek sodu, sól gorzką, emanację radową itp. Jak sama nazwa wskazuje wody te mają największe zastosowanie w lecznictwie i jako konsumpcyjne.
- woda morska- zawiera średnio 3-4% soli, na które składają się kationy sodu, magnezu, wapnia i potasu oraz aniony chlorkowe, siarczanowe, węglanowe i bromkowe. Do picia nadaje się jedynie po przedestylowaniu. W wielu krajach zagęszczając wodę morską otrzymuje się sól bogatą w mikroelementy.
- woda zeolityczna- występująca w wolnych przestrzeniach sieci krystalicznej zeolitów (hydratów- uwodnionych minerałów takich jak opal czy gips). Poprzez ogrzewanie lub suszenie zeolitów woda może być z nich stopniowo usuwana. Dlatego należy zachować ostrożność przy obróbce np. opalu, by odwadniając, nie skruszyć go. Zeolity mają zastosowanie w jubilerstwie i budownictwie.
- woda glebowa- powszechnie przyjęto wyróżniać 3 rodzaje wody glebowej: wodę grawitacyjną, która porusza się w glebie pod wpływem siły ciążenia; wodę gruntową, utrzymującą się poniżej zwierciadła wody i wodę związaną, zatrzymywaną w glebie, na którą nie działają już siły grawitacyjne. Jest ona bardzo ważna zarówno dla człowieka, jak i dla utrzymania równowagi w przyrodzie.
- woda ciężka- jest to połączenie izotopu wodoru- deuteru z tlenem (D2O). Słabiej zdysocjowana i gorzej rozpuszczająca sole niż zwykła woda. Nie podtrzymuje życia, zabija niektóre bakterie. Stosowana jako moderator lub chłodziwo w reaktorach jądrowych.

7. Znaczenie wody w organizmie
Zawartość wody w organizmach żywych waha się w bardzo szerokich granicach od 10-12% w nasionach, do 99% w ciałach jamochłonów czy glonów. Różnice te są uwarunkowane: trybem życia, środowiskiem życia, stopniem rozwoju ewolucyjnego, wiekiem i czynnikami zewnętrznymi. Niezależnie od tego woda jest niezbędna do życia wszystkich organizmów ponieważ:
- stanowi uniwersalny rozpuszczalnik
- jest nośnikiem i transporterem wielu substancji (pokarmowych, hormonów, gazów oddechowych)
- umożliwia dysocjację (substancje mineralne w organizmie są zazwyczaj aktywne w postaci jonowej np. „pompa sodowo- potasowa” umożliwiająca przewodnictwo nerwowe)
- jest substratem lub produktem WSZYSTKICH reakcji biochemicznych
- ze względu na dużą pojemność cieplną jest dobrym nośnikiem ciepła
- umożliwia zachodzenie wielu procesów biologicznych np. zapłodnienie

BIBLIOGRAFIA:
- „Szkolny Poradnik Chemiczny” Z. Dobkowska, M. Pazdro Warszawa 1990
- „Tablice Chemiczne” W. Mizerski 1997
- „Mała encyklopedia przyrodnicza” Warszawa 1957
- „Chemia w szkole średniej” W. Ufnalski 1997
- „Encyklopedia PWN” Warszawa 1969