Propriedades Físico-Químicas da Água

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Propriedades Físico-Químicas da Água. Prof. Dr. Tarso Ledur Kist Instituto de Biociências, UFRGS tarso@ufrgs.br 1/15 
 
Propriedades Físico-Químicas da Água 
Relevantes para a Biologia e Bioquímica. 
 
 
Prof. Dr. Tarso Ledur Kist 
Departamento de Biofísica, Instituto de Biociências. 
Universidade Federal do Rio Grande do Sul 
91501-970 Porto Alegre, RS 
 
 
 
 
 
 
 
Água nos estados sólido (gelo) nas geleiras, líquido nos oceanos e gasoso (vapor d’água) no ar. Nas 
nuvens a água encontra-se na forma de gotículas muito finas e na chuva na forma de gotas 
macroscópicas. 
 
 
 
 
 
 
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Histórico 
 As propriedades da água foram historicamente usadas para definir várias escalas de temperatura. 
Como exemplos principais pode-se citar as escalas Kelvin, Celsius e Fahrenheit. As escalas menos 
comuns de Delisle, de Newton, de Réamur e de Rømer foram definidas de maneira semelhante. A 
primeira decomposição química de água em hidrogênio e oxigênio, por eletrólise, foi feita no ano 1800 
pelo químico inglês William Nicholson. Em 1805, Joseph Louis Gay-Lussac e Alexander von 
Humboldt mostraram que a água é composta de duas partes de hidrogênio e uma de oxigênio (em 
volume), lembrando que um mol de um gás ocupa 22,4 L nas CNTP. 
 Gilbert Newton Lewis isolou a primeira amostra de água pesada (
2
H2O ou D2O) em 1933. A água 
pesada é a água cujo hidrogênio é substituído pelo seu isótopo mais pesado, o deutério. A água pesada 
é quimicamente quase igual à água normal. 
 
 
Nomenclatura 
 A nomenclatura sugerida pela IUPAC para a água é simplesmente "água" e mais que podem ser 
usados, o mais sistemático é óxido de hidrogênio. Esse nome é análogo ao de compostos correlatos, 
como o peróxido de hidrogênio (água oxigenada, H2O2), o sulfeto de hidrogênio (ácido sulfídrico, H2S) e 
o óxido de deutério (água pesada, 
2
H2O ou D2O). 
 O hidrogênio tem três isótopos. O mais comum, presente em mais de 95% do total de água, tem 
um próton e nenhum nêutron. Um segundo isótopo, o deutério (abreviado "D"), tem um próton e um 
nêutron. A água com deutério, D2O, também é conhecida como água pesada e é usada em reatores 
nucleares como moderador de nêutrons. O terceiro isótopo, o trítio (abreviado "T"), tem um próton e dois 
nêutrons e é radioativo, com uma meia-vida de 12,32 anos. A água com trítio, T2O, ocorre na natureza 
apenas em diminutas quantidades, sendo produzida primariamente em reações nucleares e por raios 
cósmicos na atmosfera. D2O é estável, mas difere da H2O por ser mais densa — daí o termo "água 
pesada" — e em algumas propriedades físicas ligeiramente diferentes da "água leve" comum, composta 
de 
1
H. D2O ocorre naturalmente na água comum em concentrações muito baixas. 
 Isotopólogos são isômeros que diferem entre si apenas pela sua composição isotópica. Assim, na 
natureza, a forma D2O é bem mais rara, sendo a forma HDO mais comum. Então o conjunto completo de 
isotopólogos da água é dado por: H2O, HDO, D2O, HTO, DTO e T2O (eles estão em ordem decrescente 
de suas ocorrências no meio ambiente terrestre). Se considerarmos também todos os isótopos estáveis 
do oxigênio, 
16
O (99,757%), 
17
O (0,038%), e 
18
O (0,205%), então a lista acima triplica em número. 
 
 
Formas da água 
 A água pode assumir várias formas. O estado sólido da água é comumente conhecido como gelo, 
mas também existem muitas outras formas (veja gelo amorfo, gelo I, II, III, IV, V e VI ); a fase líquida 
comum é geralmente chamada simplesmente de água e o estado gasoso é conhecido como vapor 
d'água. A água está em equilíbrio dinâmico entre os estados sólido, líquido e gasoso no meio ambiente, 
sendo a única substância pura encontrada naturalmente na superfície terrestre com essa característica. 
Acima de certa temperatura e pressão crítica (647 K e 22,064 MPa), as moléculas de água assumem uma 
condição chamado estado supercrítico (ver em O Ponto Triplo e o Ponto Crítico da Água). 
 
 
Propriedades Físicas e Químicas 
 
1. Propriedades Gerais 
 A água é a substância química de fórmula H2O: uma molécula de água tem 
dois átomos de hidrogênio ligados covalentemente a um átomo de oxigênio. A água é um líquido insípido 
e inodoro nas condições ambientes temperatura e pressão, e parece incolor em pequenas quantidades, 
apesar de ter um tom azul muito leve. O gelo também parece ser incolor, e o vapor d'água é 
essencialmente invisível como gás. A água é primariamente um líquido em condições ambientes, o que 
não se prevê da sua relação com outros hidretos análogos da família do oxigênio da tabela periódica, que 
são gases, como o sulfeto de hidrogênio (H2S), amônia (NH3), ácido fluorídrico (HF) e outros. 
 
 
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Água 
 
Identificadores Propriedades 
Número CAS 7732-18-5 Fórmula molecular H2O 
Número RTECS ZC0110000 Massa molar 18,01524 g mol
-1
 
Estrutura Aparência 
líquido transparente, quase 
incolor com um leve tom de azul. 
Estrutura cristalina Hexagonal (do gelo) Ponto de fusão 0 °C, 32 °F ou 273,15 K 
Forma molecular Angular Ponto de ebulição 100 °C, 212 °F ou 373,15 K 
Momento dipolar 1,85 Debye Viscosidade 0,001 Pa·s a 20 °C 
 
2. Estrutura 
 Todos os elementos próximos ao oxigênio na tabela periódica - 
nitrogênio, flúor, fósforo, enxofre e cloro - se combinam com o hidrogênio para formar gases. A razão pela 
qual o hidreto de oxigênio (água) forma um líquido é devido ao fato dele ser mais eletronegativo do que 
todos esses elementos (exceto pelo flúor). 
 Na formação da água ocorre a hibridização sp
3
 dos orbitais 2s e 2p do oxigênio. Dois dos quatro 
orbitais sp
3 
resultantes passarão a formar orbitais ligantes (envolvendo simultaneamente o O e um H) e 
os outros dois serão orbitais não ligantes (ficam restritos ao O). 
 
 
Hibridização sp
3
 do oxigênio por ocasião da 
formação da molécula de água. Os elétrons 
marcados em azul formam orbitais não ligantes. 
Reparem a simetria: dois orbitais não ligantes e 
dois orbitais ligantes. Neste caso, na formação de 
ligações de hidrogênio, tem-se duas ligações onde 
ela (a molécula de água) pode participar como 
doadora de elétrons e até mais duas onde ela pode 
participar como aceptora de elétrons. 
Analogamente, o átomo de nitrogênio sofre 
hibridização sp
3
 por ocasião da formação da 
amônia. Mas neste caso resulta um orbital sp
3
 não 
ligante e três ligantes. Isto ocorre porque o 
nitrogênio possui somente cinco elétrons na última 
camada. Assim, na formação de ligações de 
hidrogênio em amônia pura, tem-se um 
desbalanço: somente uma vez como doadora e 
quatro vezes com aceptora de elétrons. 
 
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 Devido à eletronegatividade muito maior do oxigênio se comparada com a do hidrogênio, o oxigênio 
atrai os elétrons dos dois orbitais ligantes fortemente para si, levando a uma carga resultante positiva nos 
átomos de hidrogênio, e uma carga resultante negativa no átomo de oxigênio. Os deslocamentos de 
carga desses orbitais moleculares confere à água um forte momento de dipolo elétrico. 
 
A figura a direita ilustra a hibridização sp
3
 no átomo de carbono por 
ocasião da formação da molécula do metano (CH4). O carbono possui 
somente quatro elétrons na última camada(camada 2 ou camada L). 
Portando, na hibridização do orbital 2s (esférico) com o 2px, 2py e 2pz 
(estes tem forma de halteres), resulta em quatro orbitais sp
3
 (“coxinhas 
de galinha” :-); cada um contendo somente um elétron. Portanto, para 
completar o octeto (preenchimento da camada L), ele forma ligações 
covalentes com quatro átomos de hidrogênio. 
 
 
 
3. Ligações de Hidrogênio (ou Pontes de Hidrogênio) 
 A força resultante atrativa entre as moléculas de água ocorre devido à interação tipo “dipolo 
permanente – dipolo permanente” e também devido à formação de ligações atrativas tipo ligações de 
hidrogênio entre cada molécula de água e suas vizinhas. De fato, as ligações de hidrogênio podem ser 
vistas como um tipo de especial de interação “dipolo permanente-dipolo permanente”. 
 Cada molécula de água pode formar até quatro ligações 
de hidrogênio: duas como doadora de elétrons (nos dois 
orbitais não ligantes) e duas como aceptora de elétrons (na 
posição dos dois hidrogênios). A força e energia evolvida 
nestas ligações só perdem para as ligações metálicas nos 
metais, para as ligações iônicas nos sólidos iônicos e nas 
ligações covalentes nos dielétricos em geral. 
 Portanto, muitas propriedades importantes da água e da 
sua interação com outras moléculas são causadas, em 
grande medida, pela possibilidade de formação dessas fortes 
ligações de hidrogênio. Exemplos destas propriedades 
especiais são: elevado ponto de fusão, elevado ponto de 
ebulição, elevada constante dielétrica, elevado calor específico, elevado calor latente de fusão, elevado 
calor latente de vaporização, elevada tensão superficial e outras. 
 As Ligações de Hidrogênio também existem dentro de uma mesma molécula, como interações 
intramoleculares, nas proteínas e nos ácidos nucleicos, envolvendo grupos –OH, =NH, -NH2 e =CO da 
cadeia principal ou cadeia lateral destes polímeros e que também possuem a propriedade de formar 
ligações de hidrogênio. Grande número de pontes hidrogênio é formado no interior e na superfície das 
proteínas. Além de formar ligações de hidrogênio entre si, os grupos polares das cadeias laterais dos 
aminoácidos podem interagir também com a água ou com o esqueleto polipeptídico. As pontes de 
hidrogênio contribuem moderadamente para direcionar o enovelamento e estabilização das proteínas. 
 As baixas energias (1 a 10 kJ/mol) envolvidas na formação e rompimento dessas ligações de 
hidrogênio permite o rompimento das mesmas pelo simples aumento da temperatura, daí os eventos de 
desnaturação das proteínas e estrutura secundária do RNA e desnaturação (pela elevação de 
temperatura) e renaturação (pela diminuição da temperatura) do DNA. 
 
4. Densidade 
 A densidade, ou melhor, a densidade volumétrica de massa de uma substância é definida pela razão 
entre a massa da mesma e seu volume. 
 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. 
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 Uma explicação esquemática do motivo porque a água tem densidade máxima a 4 
o
C. 
 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 congelamento ou 
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 hexagonal. 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 (produzido em laboratórios) 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 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 regiões 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. 
 
 
 Em climas temperados os lagos de água doce tendem a manter a temperatura próxima a 4 
o
C no seu 
leito, pois água doce apresenta densidade máxima próximo de 4 
o
C. Porém, o mesmo não se aplica aos 
meios de água salgada (ver gráficos 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, 
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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 densidade da água depende da temperatura e também da quantidade de sal dissolvido. A massa de 
sal dos oceanos diminui o ponto de fusão em cerca de 2 °C e diminui a temperatura que apresenta a 
densidade máxima para próximo 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 o sal que fica “de fora” aumenta a salinidade e a 
densidade da água logo abaixo. Essa água salgada mais densa desce por convecção e a água do mar 
que fica em seu lugar é sujeita ao mesmo processo. Isso produz gelo essencialmente de água doce a 
−1,9 °C na superfície. A densidade aumentada da água abaixo do gelo em formação faz com que ela 
afunde. 
 
5. Pressão de vaporda água 
 Quando um pouco de água pura é 
colocada dentro de um recipiente 
fechado e aplica-se alto vácuo, então 
nota-se que o vácuo não ultrapassa um 
certo valor. A pressão remanescente 
depende da temperatura da água 
restante dentro do recipiente fechado, 
de acordo com a tabela a direita. 
Portanto, por definição, esta é a 
pressão de vapor da água para 
diferentes temperaturas. De fato, o 
mesmo procedimento pode ser usado 
para medir a pressão de vapor de 
qualquer substância. 
 Portanto, quanto maior as forças 
coesivas dentro do líquido (ligações de 
hidrogênio, iônicas ou matálicas), tanto 
menor deve ser a pressão de vapor a 
uma certa temperatura, pois as 
moléculas (círculos vermelhor em 
anexo) terão maior dificuldade de 
“escapar” da fase líquida. 
 
 
 
Temperatura 
(°C) 
Pressão 
(torr) 
0 4,58 
5 6,54 
10 9,21 
12 10,52 
14 11,99 
16 13,63 
17 14,53 
18 15,48 
19 16,48 
20 17,54 
21 18,65 
22 19,83 
23 21,07 
24 22,38 
25 23,76 
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6. Ponto de Ebulição 
 A partir do conceito de pressão de vapor o ponto de ebulição pode ser entendido como a temperatura 
na qual a pressão de vapor do líquido fica igual a pressão atmosférica, fazendo com que o meio líquido 
gere bolhas de gás que vão para a atmosfera. A figura abaixo mostra as curvas de pressão de vapor para 
diferentes temperaturas. Veja que a curva da água (azul) atinge a pressão de vapor de uma atmosfera 
(760 mmHg) em 100 
o
C (intersecção da linha azul com a tracejada). Assim, em lugares altos, onde a 
pressão atmosférica é menor, o ponto de ebulição tende a ser menor. 
 
Curvas da pressão de vapor de vários líquidos para diferentes temperaturas. O mercúrio é um metal 
pesado. Será que a pressão de vapor do mercúrio (curva verde escuro) é 0 (zero) a 25 
o
C? E a 100 
o
C? 
 
7. Umidade Absoluta e Umidade Relativa do ar 
 A umidade absoluta é a quantidade absoluta de água numa porção da atmosfera. A unidade de 
medida mais comum (utilizada no SI) é quilogramas de água por metro cúbico (kg/m³) de ar. Se toda a 
água de um metro cúbico de ar for condensada em um vasilhame, esse vasilhame conterá toda a 
umidade absoluta dessa porção de ar (um metro cúbico) e a quantidade de água condensada pode ser 
pesada para quantificar a umidade absoluta. 
Mais tecnicamente, a umidade absoluta em uma base volumétrica é a quantidade de massa de água 
condensada (mágua) de um volume (V) do ar: 
 
 
 
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 A umidade relativa é definida como a 
razão entre a quantidade de água presente 
em uma determinada porção da atmosfera e 
a quantidade total de vapor de água que a 
atmosfera pode suportar em uma 
determinada temperatura. A umidade relativa 
é expressa como fração (%). 
 Humanos e muitos mamíferos são 
sensíveis à umidade do ar porque o corpo 
usa a evaporação do suor como o 
mecanismo mais importante para regular sua 
temperatura. Sob condições úmidas, a 
proporção em que a transpiração evapora na 
pele é menor do que seria em condições 
secas. Dado que o corpo humano percebe a 
proporção de transferência de calor para o 
ar, ao invés da temperatura do corpo 
mesma, sentimo-nos mais quentes quando a 
umidade relativa é maior. 
 Por exemplo, se a temperatura do ar é 
de 24 °C e a umidade relativa é de 0%, 
então a temperatura do ar parece ser de 21 
°C. Se a umidade relativa for de 100%, na 
mesma temperatura, ela parece ser de 27 
°C. 
 
A curva em vermelho mostra a capacidade máxima de 
água que a atmosfera pode suportar, para diferentes 
temperaturas, antes de ocorrer condensação (formação de 
névoa ou Dew point). 
 Em outras palavras, se o ar estiver em 21 °C, e contiver vapor saturado de água, então o corpo 
humano se resfria à mesma taxa que teria se estivesse em 27 °C, com o ar seco. 
 
8. Calor Latente de Vaporização 
 A evaporação e ebulição são fenômenos muito similares, e consistem na passagem de moléculas do 
estado líquido para o estado gasoso. Num ar saturado a evaporação e condensação ocorrem na mesma 
taxa, mantendo intacto, portanto, o volume do líquido. Mas em ambientes secos e com ventos a taxa de 
evaporação tende a ser bem elevada. Já na ebulição ocorre continuamente a passagem de moléculas da 
fase liquida para a gasosa, basicamente porque na ebulição a temperatura faz a pressão de vapor do 
líquido vencer a pressão atmosférica. Em ambos os casos ocorre absorção de energia do meio líquido 
(resfriamento do líquido na evaporação e absorção de calor de uma chama, por exemplo, na ebulição) 
para que ocorra a passagem das moléculas da fase líquida para a gasosa. Na água, em outras palavras, 
significa que até quatro (04) ligações de hidrogênio precisam ser rompidas para cada molécula que passa 
do meio líquido para o gasoso. Este é o chamado calor latente de vaporização, ou entalpia de 
vaporização, que para a água apresenta o valor elevado de 40.68 kJoule/mol ou 2.200 kJoule/kg. 
 
9. Calor Específico 
 Calor específico é uma grandeza física intensiva que define a variação térmica de determinada 
substância ao receber determinada quantidade de calor. A unidade no SI é J/(kg.K) (joule por quilograma 
e por kelvin). Uma unidade usual bastante utilizada para calores específicos é cal/(g.ºC) (caloria por 
grama e por grau Celsius), isto é, o calor que precisa ser fornecido para aumentar em um grau Celsius a 
temperatura de um grama de uma substância a uma dada temperatura. 
 
 Em rigor há dois calores específicos distintos: o calor específico sob volume constante c_v e o calor 
específico sob pressão constante c_p . O calor específico à pressão constante é geralmente um pouco 
maior do que o calor específico a volume constante, sendo a afirmação verdadeira para materiais com 
coeficientes de dilatação volumétrico positivos. A água tem o segundo maior calor específico dentre os 
compostos químicos conhecidos, depois da amônia, consequência da extensa rede de ligações de 
hidrogênio entre suas moléculas. Essa propriedade incomum permite à água moderar o clima da Terra, 
amortizando flutuações grandes de temperatura. 
 
 
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10. Calor Latente de Fusão 
 A palavra latente vem do latim latēns que significa oculto. O termo foi usado pela primeira vez em 
1761 por Joseph Black que deduziu que ao doar calor para um sistema água/gelo não causa o aumento 
de sua temperatura, e sim um aumento na quantidade de água na mistura. Em seguida Black observou 
que adicionar calor à água em ebulição também não causava um aumento na temperatura, e sim um 
aumento do vapor no sistema água/vapor. A partir dessas observações, Black concluiu que o calor 
aplicado deveria ter se combinado com as partículas do gelo e da água fervente e se tornado latente. Sua 
teoria marca o início da Termodinâmica. O calor latente de fusão da água é de 333 kJoule/Kg, que é um 
valor bem elevado. Por este motivo, as calotas polares e geleiras tem o poder inibir as variações bruscas 
da temperatura média da terra. De fato, os núcleos de algumas geleiras estão intactos há ~800 mil anos e 
são muito úteis como registros históricos importantes da temperatura média da terra, volume dos 
oceanos, índices de precipitações, composição química da atmosfera, erupções vulcânicas, incêndios 
florestais e muitos outros eventos. 
 
11. Tensão superficial 
 As gotas de água são estáveis devido à alta tensão superficial da água, 72,8 mN/m, a maisalta dos 
líquidos não metálicos. Isso pode ser visto quando se coloca pequenas quantidades de água numa 
superfície como o vidro: a água se mantém unida sob a forma de gotas. Essa propriedade é importante 
para a vida. Por exemplo, quando a água é transportada por um xilema em caules de plantas, as fortes 
atrações intermoleculares mantêm a coluna de água unida. Forças coesivas poderosas mantêm unida a 
coluna de água, e as propriedades fortemente adesivas da água a mantêm presa ao xilema, e impedem o 
rompimento da tensão causado pela corrente de transpiração. Outros líquidos de tensão superficial menor 
teriam uma maior tendência a “quebrar”, formando bolsas de vácuo ou de ar que fariam parar de 
funcionar o transporte de água pelo xilema. 
 A tensão superficial é uma propriedade dos 
líquidos e ocorre devido às forças de atração que 
as moléculas internas do líquido exercem junto às 
da superfície. 
As moléculas situadas no interior de um líquido são 
atraídas em todas as direções pelas moléculas 
vizinhas e, por isso, a resultante das forças que 
atuam sobre cada molécula é praticamente nula. 
As moléculas da superfície do líquido, entretanto, 
sofrem apenas atração lateral e inferior. Esta força 
para o lado e para baixo cria a tensão na 
superfície, que faz a mesma comportar-se como 
uma película elástica. 
 A tensão superficial é um fator fundamental 
para a sobrevivência de muitos organismos 
marinhos. Esta película superficial da água, 
resultante de sua tensão superficial é reconhecida 
como habitat de muitos organismos vivos. Tais 
organismos são conhecidos como Neuston e 
incluem bactérias, protozoários, ovos de peixes, 
Copépodes, dentre outros. 
 
 
12. O Ponto Triplo e o Ponto Crítico da Água 
 Para pressões e temperaturas situadas acima do ponto crítico (CP no gráfico) não se observam as 
fases líquida e gasosa de forma distinta, mas como um misto delas. Nestes estados os fluidos são 
chamados de fluídos supercríticos. Uma propriedade interessante da água neste estado é que ela pode 
penetrar os sólidos como um gás e, ao mesmo tempo, dissolver os solutos como no estado líquido. 
 A temperatura e pressão na qual a água sólida, líquida e gasosa coexistem em equilíbrio são 
chamadas de ponto triplo da água (TP no gráfico). Esse ponto é usado para definir as unidades de 
temperatura (Kelvin, unidade padrão de termodinâmica do SI e, indiretamente, os 
graus Celsius e Fahrenheit). Como consequência, a temperatura de ponto triplo da água é um valor 
estabelecido ao invés de uma quantidade medida. O ponto triplo ocorre a uma temperatura de 273,16 K 
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(0,01 °C), por convenção, e a uma pressão de 611,73 Pa. Essa pressão é baixa, cerca de 1/166 da 
pressão barométrica normal ao nível do mar, 101 325 Pa. 
 
Diagrama de fases da água. CP = Ponto crítico e TP = Ponto triplo da água. 
 Mas se considerarmos como ponto triplo a condição mais geral de temperatura e pressão onde se 
observa a coexistência de três fases distintas, então um número maior de pontos triplos pode ser 
observado e estão listados na tabela abaixo. 
 
Os vários pontos triplos da água
14
 
Fases em equilíbrio estável Pressão Temperatura 
água líquida, gelo Ih, e vapor d'água 611,73 Pa 273,16 K (0,01 °C) 
água líquida, gelo Ih, e gelo III 209,9 MPa 251 K (-22 °C) 
água líquida, gelo III, e gelo V 350,1 MPa -17,0 °C 
água líquida, gelo V, e gelo VI 632,4 MPa 0,16 °C 
gelo Ih, gelo II, e gelo III 213 MPa -35 °C 
gelo II, gelo III, e gelo V 344 MPa -24 °C 
gelo II, gelo V, e gelo VI 626 MPa -70 °C 
 
 
13. Constante Dielétrica 
 No fenômeno da dissociação de um ácido, base ou sal no interior da água, resulta uma força de 
repulsão entre os íons de carga igual e uma força de atração entre os íons de carga oposta, esta última é 
também chamada de força restauradora e compete com fenômeno da dissociação. Estas forças são 
dadas pela equação de Coulomb: 
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 Explicitamente, a constante K é dada por: 
 
 
 
 
 
 
 A constante εa é chamada de permissividade elétrica da 
água. A constante de permissividade do vácuo (εo) é bem 
conhecida e vale εo = 8.854 187 817 x 10
−12
 [F/m] (Farads por 
metro). A constante dielétrica (ou permissividade relativa) de 
um meio (Dm) é uma variável adimensional e definida coma 
sendo a razão entre a permissividade do meio (εm) em relação 
ao vácuo (εo), ou seja, Dm = εm/εo. No caso da água a constante 
dielétrica Da é dada por Da = εa/εo. Portanto, a força de atração 
e repulsão entre os íons no interior da água pode ser expressa, 
equivalentemente, por: 
 
 
 
 
 
 
Portanto, na equação acima, fica visível o efeito dos diferentes 
meios sobre a força restauradora durante o processo de 
dissociação de certa substância nestes meios, já que somente 
a constante D será diferente entre os meios. 
 A direita é dada a tabela contendo as constantes dielétricas 
de várias substâncias líquidas à temperatura ambiente. Repare 
o valor elevado da constante dielétrica da água. Portanto, é de 
se esperar que na água as dissociações de moléculas neutras 
e covalentes como ácido acético, ácido sulfúrico e outros ocorra 
de forma muito mais pronunciada que nos outros solventes 
listados. Em outras palavras, dentro da água as forças entre os 
íons são mais fracas, pois a constante dielétrica, que aparece 
no divisor da equação de Coulomb tem valor elevado (80,1 a 20 
o
C). Como consequência, as próprias moléculas de água 
sofrem dissociação em H
+
 e OH
-
 em seu meio como 
consequência desta propriedade (de possuir uma constante 
dielétrica muito elevada). 
 Ao mesmo tempo, sais iônicos, formados pela justaposição 
de cátions e ânions, também se dissolvem rapidamente em 
água pelo mesmo motivo, porque não água as forças de 
restauração entre cátions e ânions é bem menor que todos os 
Pentano 1,84 
Heptano 1,92 
Iso-octano 1,94 
Ciclopentano 1,97 
Ciclohexano 2,0 
1,4-Dioxano 2,2 
o-Xileno 2,6 
Éter etílico 4,3 
Clorofórmio 4,8 
Acetato de n-butila 5,0 
Cloreto de n-butila 7,4 
Ácido trifluoroacético 8,5 
Piridina 12,4 
Metil n-propil cetona 15,4 
Álcool isobutílco 16,6 
2-Metoxietanol 16,9 
Metil etil cetona 18,5 
Acetonitrila 37,5 
Dimetil Sulfóxido 46,6 
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outros meios líquidos à temperatura ambiente. 
 Mas ainda resta a pergunta: porque a constante dielétrica 
da água é tão elevada? Basicamente porque ela possui um 
dipolo elétrico elevado e, ao mesmo tempo, é uma molécula 
pequena. Então uma orientação parcial de uma grande 
quantidade de dipolos elétricos grandes por unidade de volume, 
tem a capacidade de “relaxar” as forças elétricas entre cátions-
cátions, ânions-ânions e cátions-ânions. 
Peróxido de hidrogênio 55,5 
Carbonato de propileno 64,9 
Água 80,1 
 
 
 
14. A natureza anfótera da água 
 Quimicamente, a água é anfótera — isto é, pode agir tanto como ácido quanto como base. 
Ocasionalmente, o termo ácido hidróxico é usado quando a água atua como ácido numa reação química. 
Em pH 7 (meio neutro), a concentração de íons hidróxido (OH
−
) é igual à dos íons hidrônio (H3O
+
) 
ou hidrogênio (H
+
). Se esse equilíbrio for perturbado, a solução pode se tornar ácida (maior concentração 
de íons hidrônio) ou básica (maiorconcentração de íons hidróxido). 
De acordo com o sistema de Brønsted-Lowry, um ácido é definido como uma espécie química que perde 
um próton (um íon H
+
) numa reação, e uma base, como uma espécie que recebe um próton. Ao reagir 
com um ácido mais forte, a água atua como base; ao reagir com uma base mais forte, atua como ácido. 
 
Por exemplo, ela recebe um íon H
+
 do ácido clorídrico: 
 
Acima, a água atua como base, recebendo um íon H
+
. 
 
Na reação com a amônia, NH3, a água perde um íon H
+
, atuando, pois, como ácido: 
 
Acima, a água atua como ácido, doando um íon H
+
. 
 
15. A Água como Solvente e a Solvatação 
 Também devido à sua polaridade, a água é um bom solvente. Substâncias que se misturam bem e se 
dissolvem na água (por exemplo, os sais) são conhecidas como substâncias hidrofílicas, ao passo que as 
que não se misturam bem em água (por exemplo, gorduras e óleos) são chamadas hidrofóbicas. A 
capacidade de uma substância se dissolver em água depende de ela poder ou não igualar ou superar as 
grandes forças atrativas que as moléculas de água exercem umas sobre as outras. Se uma substância 
tiver propriedades que a impeçam de superar essas grandes forças intermoleculares, suas moléculas são 
“expulsas” da água, e não se dissolvem. Ao contrário do que normalmente se acredita, a água e as 
substâncias hidrofóbicas não se “repelem”, e a hidratação de uma superfície hidrofóbica é favorável 
energeticamente, mas não entropicamente. 
 Quando um composto iônico ou polar entra em contato com a água, é rodeado por moléculas de água 
(hidratação). O tamanho relativamente pequeno das moléculas de água tipicamente permite que muitas 
delas rodeiem uma única molécula de soluto (por exemplo, íons). As extremidades parcialmente 
negativas do dipolo da água são atraídas pelos componentes positivamente carregados do soluto, e vice-
versa com as extremidades positivas. 
 Em geral, substâncias iônicas e polares como ácidos, alcoóis e sais são relativamente solúveis em 
água, e substâncias apolares como gorduras e óleos, não. Moléculas apolares permanecem juntas na 
água porque é energeticamente mais favorável para as moléculas de água ligarem-se umas às outras por 
ligações de hidrogênio que se envolverem em interações de van der Waals com as moléculas apolares. 
 Um exemplo de soluto iônico é o sal de cozinha; o cloreto de sódio, NaCl, se separa 
em cátions Na
+
 e ânions Cl
−
, cada rodeado por duas camadas moléculas de água: a primeira contendo 
em torno de 8 moléculas e a segunda entre 16 e 18, dependendo do tamanho do íon. Este fenômeno 
chama-se solvatação. Os íons são então facilmente separados de sua rede cristalina. Um exemplo de 
soluto não iônico é o açúcar comum. Os dipolos da água criam ligações de hidrogênio com as regiões 
polares da molécula de açúcar (grupos OH) e lhe permitem ser misturada na solução. 
 
16. pH 
 Devido a constante dielétrica elevada da água na sua forma líquida, então, ela acaba sofrendo o 
fenômeno da auto dissociação, onde uma molécula de água se dissocia em H
+
 e OH
-
, de fato o íon H
+
 é 
prontamente captado por outra molécula de água formando o íon H3O
+
. Desta forma é importante a 
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medida da concentração de íons H
+
 na água. O balanço dos íons hidrogênio (H
+
) e hidróxido (OH
-
) 
determinam quão ácida ou básica a água é. Além da adsorção de CO2 do ar pela água, que forma ácido 
carbônico (H2CO3), Os pHs ácidos das águas naturais também podem ser decorrentes da decomposição 
da matéria orgânica vegetal presente nos sedimentos aluvionares, que gera ácidos húmicos e fúlvicos, os 
quais, por sua vez, em solução, abaixam o pH. Na água quimicamente pura, os íons H+ estão em 
equilíbrio com os íons OH- e seu pH é neutro, ou seja, igual a 7. 
 
17. Alcalinidade 
 É a medida total das substâncias presentes numa água capazes de neutralizarem ácidos, ou seja, é a 
quantidade de substâncias presentes numa água e que atuam como tampão. Se uma água quimicamente 
neutra (pH = 7) a 25º C for adicionada pequena quantidade de um ácido fraco, seu pH mudará 
instantaneamente. Numa água com certa alcalinidade, a adição de uma pequena quantidade de ácido 
fraco não provocará a diminuição de seu pH, pois os íons presentes neutralizarão o ácido. 
 
18. Chuva ácida 
 Em teoria, a água pura tem um pH de 7 a (25 °C (298 K). A água exposta ao ar por qualquer 
quantidade de tempo rapidamente dissolverá dióxido de carbono, formando uma solução de ácido 
carbônico, com um pH limite de 5,7 unidades, diminuindo portando o pH, deixando a água, portanto, mais 
ácida. Quando gotículas se formam nas nuvens e gotas caem no fenômeno da chuva, quantidades 
pequenas de CO2 são absorvidas e, portanto, a maior parte da chuva é levemente ácida. Se grandes 
quantidades de óxidos de nitrogênio e de enxofre estiverem presentes no ar, eles também se dissolverão 
nas nuvens e nas gotas de chuva formando ácidos como nítrico, nitroso, sulfúrico e sulforoso, causando o 
grave problema ambiental da chuva ácida. Este problema é potencializado por material particulado na 
atmosfera que pode funcionar como catalisar da produção de ácidos. Daí a recomendação de não se 
queimar pneus (que liberam muitos óxidos de enxofre para a atmosfera) e também de dos plásticos a 
base de PCV – cloreto de polivinila – que liberam compostos de cloro muito reativos e tóxicos. 
 
19. Compressibilidade 
 A compressibilidade da água é uma função da pressão e da temperatura. A 0 °C, no limite de pressão 
zero, a compressibilidade é de 5 × 10
−5
 bar
−1
.
12
 No limite de pressão zero a compressibilidade atinge um 
mínimo de 4,4 × 10
−5
 bar
−1
 por volta de 45 °C antes de aumentar novamente com o aumento da 
temperatura. À medida que a pressão aumenta, a compressibilidade diminui, sendo de 3,9 × 10
−5
 bar
−1
 a 
0 °C e 1000 bar. O módulo de compressibilidade da água é 2,2×10
9
 Pa.
13
 
 A baixa compressibilidade dos materiais não gasosos, e a da água em particular, faz com que sejam 
frequentemente tidos por incompressíveis. A baixa compressibilidade da água significa que, 
nos oceanos profundos, a 4000 metros de profundidade, onde as pressões são acima de 4×10
7
 Pa, há 
uma redução de apenas 1,8% no volume.
13
 
 
20. Capilaridade 
 Capilaridade ou ação capilar é a propriedade física que os fluidos 
têm de subirem ou descerem em tubos extremamente finos. Essa ação 
pode fazer com que líquidos fluam mesmo contra a força da gravidade. 
Se um tubo que está em contato com esse líquido for fino o suficiente, 
a combinação de tensão superficial, causada pela coesão entre as 
moléculas do líquido, com a adesão do líquido à superfície desse 
material, pode fazê-lo subir por ele. Esta capacidade de subir ou descer 
resulta da capacidade de o líquido "molhar" ou não a superfície do 
tubo. A figura em anexo mostra duas situações: numa as forças 
adesivas (entre as moléculas do líquido e a parede) são mais fortes 
que as coesivas (entre as moléculas do líquido entre si) e na outra (Hg) 
as forças coesivas são maiores que as forças adesivas. 
 
 
 
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21. A Cor Azul da Água. 
 Por muito tempo prevaleceu a hipótese 
de que a aparência azul dos lagos e dos 
mares se devia ao reflexo do azul do céu ou 
devido a presença de minerais dissolvidos 
na água, tais como cobre, cobalto ou outros. 
 Contudo, usando cubetas bem longas, 
obteve-se os espectrosde absorção da H2O 
e D2O. Repare que a água possui uma 
banda de absorção no infravermelho e cuja 
cauda avança para dentro do visível (curva 
superior a esquerda). Daí a cor azulada da 
água, ou seja, ela absorve um pouco do 
vermelho e que é perceptível a olho nu 
quando o caminho óptico é longo (mar e 
lagos). 
 O tom azulado das geleiras se deve a 
motivo similar, ou seja, devido a absorção 
de um pouco do extremo vermelho pelas 
moléculas da água que formam o gelo. 
 
Espectros de absorção da água pura, por Charles L. Braun 
e Sergei, N. Smirnov J. Chem. Edu., 1993, 70(8), 612. 
 Mas lembrando que tons bem variados como esmeralda, esverdeado, azul turquesa e outros podem 
ser conferidos às geleiras, lagos e mares devido ao efeito combinado do tom azul natural da água com a 
cor natural dos micro-organismos (fitoplacton e outros) presentes nestes meios. 
 
 
 
 
Referências 
1. BRAUN, Charles L.; Sergei N. Smirnov. (1993). "Why is water blue?" (em Inglês). J. Chem. Educ. 70 (8): 
612. 
2. 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) 
3. A Brief History of Temperature Measurement (em inglês). 
4. Leigh, G. J. et al.. (1998). "Principles of chemical nomenclature: a guide to IUPAC recommendations" 
(PDF) (em Inglês). Blackwell Science Ltd, UK. 
5. David Grays. MSDS David Grays Distilled Water (PDF) (em inglês). 
6. MSDS for BATTERY WATER (em inglês). 
7. Lide, D. R. (Ed.) (1990). CRC Handbook of Chemistry and Physics (70th Edn.). Boca Raton (FL):CRC 
Press. 
8. P. G. Debenedetti, P. G., and Stanley, H. E.; "Supercooled and Glassy Water", Physics Today 56 (6), 
p. 40–46 (2003). 
9. A pressão devida ao vapor d'água na atmosfera é chamada pressão parcial (Lei de Dalton) e é 
diretamente proporcional à concentração de moléculas de água no ar (Lei de Boyle). 
10. Resfriamento adiabático resultante da lei dos gases perfeitos. 
11. Brown, Theodore L., H. Eugene LeMay, Jr., and Bruce E. Burston. Chemistry: The Central Science. 
10th ed. Upper Saddle River, NJ: Pearson Education, Inc., 2006. 
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12. Fine, R.A. and Millero, F.J.. (1973). "Compressibility of water as a function of temperature and 
pressure" (em Inglês). Journal of Chemical Physics 59 (10). DOI:10.1063/1.1679903. 
13. R. Nave. Bulk Elastic Properties (em inglês) HyperPhysics. Georgia State University. Página visitada 
em 26 de outubro de 2007. 
14. Oliver Schlüter. (28 de fevereiro de 2003). "Impact of High Pressure — Low Temperature Processes on 
Cellular Materials Related to Foods" (PDF) (em Inglês). Technischen Universität Berlin. 
15. Gustav Heinrich Johann Apollon Tammann. (1925). "The States Of Aggregation" (em Inglês). 
Constable And Company Limited. 
16. William Cudmore McCullagh Lewis and James Rice. A System of Physical Chemistry. [S.l.]: Longmans, 
Green and co., 1922. 
17. Choi, Eun-Mi; Yoon, Young-Hwan; Lee, Sangyoub; Kang, Heon. . "Freezing Transition of Interfacial 
Water at Room Temperature under Electric Fields" (em Inglês). Physical Review Letters 95 (8): 
085701. DOI:10.1103/PhysRevLett.95.085701. 
18. Connolly PJ, Saunders CPR, Gallagher MW, Bower KN, Flynn MJ, Choularton TW, Whiteway J, 
Lawson RP. (April 2005). "Aircraft observations of the influence of electric fields on the aggregation of 
ice crystals" (em Inglês). Quarterly Journal of the Royal Meteorological Society, Part B 131 (608): 
1695–1712. 
19. Eletrólitos Ensino de Física On Line - Universidade de São Paulo (2007). Página visitada em 
28/8/2011. 
20. V. Adrian Parsegian. "Physical Forces Organizing Biomolecules" (PDF) (Inglês). Acessado em 7 de 
março de 2007. 
21. Phil Schewe, James Riordon, e Ben Stein. "A Water Molecule's Chemical Formula is Really Not 
H2O", Physics News Update, 31 de julho de 2003. 
22. C. A. Chatzidimitriou-Dreismann, T. Abdul Redah, R. M. F. Streffer e J. Mayers. (1997). "Anomalous 
Deep Inelastic Neutron Scattering from Liquid H2O-D2O: Evidence of Nuclear Quantum 
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23. C. A. Chatzidimitriou-Dreismann, M. Vos, C. Kleiner e T. Abdul-Redah. (2003). "Comparison of 
Electron and Neutron Compton Scattering from Entangled Protons in a Solid Polymer" (em 
Inglês). Physical Review Letters 91 (5): 057403-4. DOI:10.1103/PhysRevLett.91.057403. 
24. Braun CL, Smirnov SN. (1993). "Why is Water Blue?". J. Chem. 
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Referências Principais 
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2. http://www.wiredchemist.com/chemistry/instructional/an-introduction-to-chemistry/compounds/valence-
bond-and-molecular-orbital-models 
3. Propriedades Físico-Químicas da Água, Abílio Soares Gomes e Etiene Clavico, Departamento de 
Biologia Marinha, UFF, 2005. 
4. Água: ciclo hidrológico e propriedades. Vanessa Hatje, Departamento de Química Analítica, Instituto de 
Química, UFBA,