El agua: polaridad y puentes de hidrógeno

La molécula de agua y sus cargas parciales

La molécula de agua, $H_2O$, tiene un átomo de oxígeno unido a dos de hidrógeno. Los tres átomos no están en línea: la molécula es angular, con un ángulo cercano a $104{,}5°$. Esto se explica porque el oxígeno tiene dos pares de electrones sin compartir que empujan a los enlaces y los acercan.

La electronegatividad mide la capacidad de un átomo de atraer los electrones de un enlace. En la escala de Pauling, el oxígeno tiene $3{,}5$ y el hidrógeno $2{,}1$. La diferencia es $3{,}5 - 2{,}1 = 1{,}4$: el oxígeno atrae con más fuerza los electrones compartidos, por lo que quedan más cerca de él que de los hidrógenos.

Como resultado, el oxígeno adquiere una carga parcial negativa ($\delta^-$) y cada hidrógeno una carga parcial positiva ($\delta^+$). No son cargas completas como las de un ion: solo indican que los electrones están repartidos de forma desigual.

Cada enlace O–H es polar y tiene su propio dipolo, que apunta hacia el oxígeno. Como la molécula es angular, los dos dipolos no se cancelan: se suman y dan un dipolo total. Una molécula con dipolo total distinto de cero es polar.

Moléculas polares y no polares

Para decidir si una molécula es polar, siga dos pasos:

Fuerzas intermoleculares y puentes de hidrógeno

Las fuerzas intermoleculares son las atracciones entre moléculas (no confundir con los enlaces que mantienen unidos los átomos dentro de una molécula). Determinan si una sustancia es gas, líquido o sólido, y qué tan alto es su punto de ebullición. Hay tres tipos:

Las fuerzas de London surgen porque la nube de electrones se deforma por instantes y crea dipolos temporales. Las fuerzas dipolo-dipolo son la atracción entre el extremo $\delta^+$ de una molécula y el $\delta^-$ de otra.

Un puente de hidrógeno se forma cuando un hidrógeno con carga $\delta^+$, unido a un átomo muy electronegativo (F, O o N), es atraído por un par de electrones de otro átomo de F, O o N de una molécula vecina. Cada molécula de agua puede formar hasta cuatro puentes de hidrógeno: dos con sus hidrógenos y dos con los pares libres del oxígeno.

Punto de ebullición, solubilidad y densidad del hielo

Por qué el agua hierve a 100 °C y el $H_2S$ no

Para pasar de líquido a gas hay que vencer las fuerzas intermoleculares. El $H_2S$ es polar, pero entre sus moléculas solo hay dipolo-dipolo, porque el azufre es poco electronegativo y no forma puentes de hidrógeno apreciables. Esas atracciones son débiles y se vencen con poca energía: el $H_2S$ hierve a unos $-60\ °C$ y es gas a temperatura ambiente. En el agua hay que romper muchos puentes de hidrógeno, y por eso hierve a $100\ °C$. Esto ocurre aunque la masa molar del $H_2S$ sea mayor.

«Semejante disuelve semejante»

Una sustancia se disuelve cuando las atracciones con el disolvente son parecidas a las que tenía consigo misma. Por eso:

• Los compuestos iónicos (sal de mesa, $NaCl$) se disuelven en agua: los extremos $\delta^-$ y $\delta^+$ del agua atraen a los iones (interacción ion-dipolo).

• Las sustancias polares con grupos O–H (azúcar, etanol) se disuelven: forman puentes de hidrógeno con el agua.

• Las sustancias no polares (aceite, $CH_4$, $CCl_4$) no se disuelven: no pueden competir con los puentes de hidrógeno entre las moléculas de agua, y solo tendrían fuerzas de London con ella.

El hielo flota

En el agua líquida, los puentes de hidrógeno se forman y se rompen constantemente y las moléculas están muy juntas. Al congelarse, cada molécula se fija con cuatro puentes de hidrógeno en una red ordenada, con huecos entre las moléculas. Ese arreglo ocupa más volumen, por eso el hielo tiene menor densidad ($0{,}92\ g/mL$) que el agua líquida ($1{,}00\ g/mL$) y flota.

En un lago de zona fría, el hielo forma una capa en la superficie que aísla al agua de abajo del aire frío. Así el lago no se congela por completo, y peces y otros organismos sobreviven bajo el hielo durante el invierno.

Calor específico y la importancia del agua

El calor específico es la energía necesaria para elevar $1\ °C$ la temperatura de $1\ g$ de una sustancia. El agua tiene un calor específico muy alto, $4{,}18\ J/(g\cdot °C)$, porque parte de la energía que recibe se gasta en debilitar puentes de hidrógeno y no solo en acelerar las moléculas.

El alto calor específico del agua tiene dos consecuencias importantes:

• Clima costero: el mar absorbe mucha energía sin cambiar mucho de temperatura, y la libera lentamente. Por eso las zonas costeras tienen temperaturas más estables que las del interior.

• Organismos: el agua del cuerpo y del ambiente acuático amortigua los cambios de temperatura, y así los seres vivos mantienen condiciones estables.

Además, el agua es el disolvente donde ocurren las reacciones de la vida, transporta nutrientes y desechos, y su polaridad permite disolver sales y moléculas polares.

Resumen