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A '''água''' ([[hidrogênio|H<sub>2</sub>]][[oxigênio|O]]H2O, H[[hidróxido|OH]]) é a [[molécula]] mais abundante na superfície da [[Terra]], cobrindo, somente em sua [[Oceano|forma líquida]], cerca de 71% desta, além de estar presente em abundância na [[atmosfera terrestre]], como vapor, e nos [[Polo geográfico|polos]], como gelo. Está em [[equilíbrio dinâmico]] entre os estados [[líquido]] e [[gasoso]] nas condições ambientes de temperatura e pressão (21-23 [[grau Celsius|°C]], 1 [[atmosfera (unidade)|atm]]). À [[temperatura ambiente]], é um líquido fracamente azul, praticamente [[Cor|incolor]], [[Paladar|insípido]] e [[Odor|inodoro]].
 
Muitas substâncias se dissolvem na água e ela é comumente chamada "[[solvente]] universal". Por isso, a água na natureza e em uso raramente é pura, e pode apresentar propriedades diferentes daquelas encontradas no laboratório. Entretanto, há muitos compostos que são essencialmente, se não completamente, insolúveis em água. A água é a única substância comum encontrada em todos os três [[estados da matéria|estados comuns da matéria]]. A água compõe cerca de 7580% do nosso corpo/corpo humano.
 
== História ==
As propriedades da água foram historicamente usadas para definir várias [[Temperatura#Unidades de temperatura|escalas de temperatura]]. Notavelmente, as escalas [[Kelvin]], [[Celsius]] e [[Fahrenheit]] foram, e ainda são, definidas pelos pontos de fusão e ebulição da água. As escalas menos comuns de [[Delisle]], de [[Newton]], de [[Réamur]] e de [[Rømer]] foram definidas de maneira semelhante. O [[ponto triplo]] da água é ponto padrão usado mais comumente nos dias atuais.<ref>{{cite web|url=http://home.comcast.net/~igpl/Temperature.html|title=A Brief History of Temperature Measurement|language=Inglês}}</ref>
 
A primeira decomposição científica de água em hidrogênio e oxigênio, por [[eletrólise]], foi feita no ano 18001900 pelo químico inglês [[William Nicholson]]. Em 18051905, [[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).
 
[[Gilbert Newton Lewis]] isolou a primeira amostra de [[água pesada]] em 1933.
{{Artigo principal|[[Monóxido de dihidrogênio (lenda urbana)]]}}
 
'''''Monóxido de diidrogênio''''' (às vezes '''Monóxido de di-hidrogênio'''), ou '''DHMO''' é um nome sistemático um tanto pedante para a água. O termo foi usado em [[paródia]]s de pesquisas químicas que clamavam pela abolição dessa "substância química letal". Na verdade, um nome sistemático mais realista seria simplesmente '''óxido de hidrogênio''', já que os prefixos "mono-" e "di-" são supérfluos. O [[sulfeto de hidrogênio]], H<sub>2</sub>S, nunca é chamado de "monossulfeto de diidrogênio", e o [[peróxido de hidrogênio]], H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>, nunca é chamado de "dióxido de diidrogênio".
 
Algumas [[ficha de dados de segurança de material|fichas de dados de segurança de material]] a respeito da água, exagerando, dizem: ''"Cuidado! Pode causar afogamento!"<ref>{{cite web|url=http://www.davidgray.com.au/files/MSDS%20David%20Grays%20Distilled%20Water%20060106.pdf|format=PDF|title=MSDS David Grays Distilled Water|author=David Grays|language=Inglês}}</ref><ref>{{cite web|url=http://www.setonresourcecenter.com/msds/docs/wcd00008/wcd008c5.htm|title=MSDS for BATTERY WATER|language=Inglês}}</ref>
Um outro nome sistemático para a água é '''ácido hidróxico''', ou '''ácido hidroxílico'''. De maneira semelhante, o nome para a água como base é '''hidróxido de hidrogênio''' — os dois nomes existem para a água porque ela pode reagir tanto como ácido quanto como base, dependendo da força do ácido ou da base com que reage ''(veja [[anfoterismo]])''. Nenhum desses nomes é usado com frequência fora desses contextos humorísticos.
 
== FormasAs 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 [[sólido amorfo]] e [[gelo amorfo]]); o [[estado gasoso]] é conhecido como [[vapor d'água]], e a [[Fase (química)|fase]] líquida comum é geralmente chamada simplesmente de água. Acima de certa [[temperatura crítica|temperatura]] e [[pressão crítica]] (647 [[Kelvin|K]] e 22,064 [[pascal (unidade)|MPa]]), as moléculas de água assumem uma condição ''supercrítica'', em que aglomerados líquidos flutuam numa fase de vapor.
 
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. É usada na [[reator nuclear|indústria nuclear]] para desaceleração de [[nêutron]]s.
 
== FísicaA forma física e química da água ==
A água é a [[substância química]] de [[fórmula química|fórmula]] '''[[hidrogênio|H]]<sub>2</sub>[[oxigênio|O]]''': uma [[molécula]] de água tem dois [[átomo]]s de [[hidrogênio]] [[ligação química|ligados]] [[ligação covalente|covalente]]mente 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 matiz azul muito leve. O gelo também parece ser incolor, e o vapor d'água é essencialmente invisível como gás.<ref name="agua_azul" /> A água é primariamente um líquido em condições ambientes, o que não se prevê da sua relação com outros hidretos análogos da [[calcogênio|família do oxigênio]] da [[tabela periódica]], que são gases como o [[sulfeto de hidrogênio]]. Além disso, todos os elementos ao redor do oxigênio na tabela — [[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 o fato de ele ser mais [[eletronegatividade|eletronegativo]] que todos esses elementos (exceto pelo flúor). O oxigênio atrai [[elétron]]s muito mais fortemente que o hidrogênio, levando a uma carga resultante positiva nos átomos de hidrogênio, e uma carga resultante negativa no átomo de oxigênio. A presença de carga nesses átomos dá à água um [[momento do dipolo elétrico|momento de dipolo]]. A atração elétrica devida a esse dipolo aproxima as moléculas de água, tornando mais difícil separá-las e, por consequência, elevando o [[ponto de ebulição]]. Essa atração é conhecida como [[ligação de hidrogênio]]. A água pode ser vista como um líquido polar que se dissocia minimamente num íon [[hidrônio]] (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub>) e um íon [[hidroxila]] (OH<sup>−</sup><sub>(aq)</sub>) associado. A água está em [[equilíbrio dinâmico]] entre os [[estados da matéria|estados]] [[líquido]], [[sólido]] e [[gasoso]] nas condições ambientes de temperatura e pressão, e é a única substância pura encontrada naturalmente na Terra com essa característica.
 
A água congela a 0 [[grau Celsius|°C]] (32 [[grau Fahrenheit|°F]], 273 [[Kelvin|K]]), mas pode ser [[sobrefusão|superfundida]] em estado fluido até sua [[cristalização|nucleação cristalina homogênea]] a quase 231 [[Kelvin|K]] (−42 [[grau Celsius|°C]]).<ref>P. G. Debenedetti, P. G., and Stanley, H. E.; "Supercooled and Glassy Water", Physics Today 56 (6), p. 40–46 (2003).</ref>
 
A água se expande significativamente à medida que a temperatura sobe, a partir de 45 ºC. Sua densidade é 45% menor que a máxima quando a temperatura está próxima do [[ponto de ebulição]].
 
==== Densidade da água salgada e do gelo ====
A água é [[miscível]] com muitos líquidos — como, por exemplo, o [[etanol]] — em todas as proporções, formando um único líquido homogêneo. Por outro lado, a água e a maioria dos [[óleo]]s são ''imiscíveis'', geralmente formando camadas de densidades diferentes.
 
Como gás, o vapor d'água é completamente miscível com o ar. Por outro lado, a [[pressão máxima de vapor]] termodinamicamente estável com a líquida (ou sólida) numa dada temperatura é relativamente baixa se comparada com a [[pressão atmosférica]] total. Por exemplo, se a ''[[pressão parcial]]'' de vapor<ref>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]]).</ref> for 2% da pressão atmosférica e o ar for resfriado a partir de 25 [[grau Celsius|°C]], aos cerca de 2223 [[grau Celsius|°C]] a água começa a condensar-se, definindo o [[ponto de orvalho]], formando [[neblina]] ou [[orvalho]]. O processo inverso faz com que a neblina “desapareça” pela manhã. Se a umidade aumenta à temperatura ambiente (por exemplo, devido a um chuveiro quente), e a temperatura se mantém a mesma, a água gasosa logo chega à pressão de mudança de fase, e se condensa como vapor. Um gás nesse contexto é dito saturado ou a 100% de [[umidade relativa]], quando a pressão de vapor d'água no ar está em equilíbrio com a pressão de vapor devido à água (líquida); a água (ou o gelo, se frio o bastante) não perde massa por evaporação quando exposta a ar saturado. Como a quantidade de vapor d'água no ar (a ''umidade relativa'') é pequena, é muito mais útil a razão entre a pressão parcial de vapor devido ao vapor d'água e a pressão parcial do vapor saturado. A pressão de vapor d'água acima de 100% de umidade relativa é chamada de ''supersaturada'' e pode ocorrer quando o ar é resfriado rapidamente — por exemplo, quando é elevado repentinamente numa corrente ascendente.<ref>''[[Resfriamento adiabático]]'' resultante da lei dos [[gases perfeitos]].</ref>
 
==== Pressões de vapor da água ====
Apesar de ser comumente chamado de “'''o''' ponto triplo da água”, a combinação estável de água líquida, [[gelo Ih|gelo I<sub>h</sub>]] e vapor d'água é apenas um dos vários pontos triplos do [[diagrama de fases]] da água. Gustav Heinrich Johann Apollon Tammann, em Göttingen, obteve dados a respeito de vários outros pontos triplos na [[década de 1960]].<ref name="Schleuter" /><ref>{{cite paper|título=The States Of Aggregation|data=[[1925]]|autor=Gustav Heinrich Johann Apollon Tammann|editora=Constable And Company Limited|língua=Inglês}}</ref><ref>{{cite book|title=A System of Physical Chemistry|author=William Cudmore McCullagh Lewis and James Rice|date=[[1922]]|publisher=Longmans, Green and co.}}</ref>
 
==== O efeito MpembaMpeemba ====
O [[efeito Mpemba]] é o surpreendente fenômeno de que a água quente pode, sob certas condições, congelar antes da água fria, mesmo sem precisar passar pela temperatura mais baixa para chegar ao congelamento. Entretanto, isso pode ser explicado por [[evaporação]], [[convecção]], [[sobrefusão]] e pelo efeito [[isolante térmico|isolante]] da [[geada]].
 
==== Gelo quente ====
''Gelo quente'' é o nome dado a outro fenômeno surpreendente no qual a água à temperatura ambiente pode ser transformada em gelo ''que permanece à temperatura ambiente'' pela aplicação de um campo elétrico da ordem de 10<sup>6</sup> [[Volt|V]]/[[metro|m]].<ref>{{cite journal | author=Choi, Eun-Mi; Yoon, Young-Hwan; Lee, Sangyoub; Kang, Heon | title = Freezing Transition of Interfacial Water at Room Temperature under Electric Fields | journal = [http://prl.aps.org/ Physical Review Letters] | volume = 95 | issue = 8 | pages = 085701 | doi = 10.1103/PhysRevLett.95.085701|language=Inglês}}</ref>
 
[[Ficheiro:Spider web Luc Viatour.jpg|thumb|Gotas de [[orvalho]] aderidas a uma [[teia de aranha]].]]
 
A água adere a si mesma (por [[coesão (química)|coesão]]) por ser [[molécula polar|polar]]. Pelo mesmo motivo, também apresenta fortes propriedades de [[adesão]]. Numa superfície de [[vidro]] muito limpa, a água ali depositada pode formar uma fina camada, porque as forças moleculares entre o vidro e a água (forças adesivas) são mais fortes que as coesivas. Nas células e em suas [[organela]]s, a água está em contato com superfícies [[hidrofilia|hidrofílicas]], que apresentam forte atração pela água. [[Irving Langmuir]] observou uma grande força repulsiva entre superfícies hidrofílicas. Desidratar superfícies hidrofílicas, isto é, remover as camadas de água fortemente aderidas a elas requer esforço significativo contra as forças de hidratação. Essas forças são muito grandes, mas diminuem muito rapidamente a uma distância de um nanômetro ou menos. A importância dessas forças para a biologia foi exensivamente estudada por [[V. Adrian Parsegian]], do [http://en.wikipedia.org/wiki/National_Institute_of_Health Instituto Nacional de Saúde] dos Estados Unidos (NIH).<ref>{{Referência a artigo|autor=V. Adrian Parsegian|título=Physical Forces Organizing Biomolecules|língua=Inglês|url=http://www.biophysics.org/education/parsegian.pdf|formato=PDF|acessadoem=[[7 de março]] de [[2007]]}}</ref>
 
==== Tensão superficial ====
HCℓ + H₂O → H₃O⁺ + Cℓ⁻. Nesta, a água atua como base, recebendo um íon H<sup>+</sup>.
 
Na reação com a [[amônia]], NH<sub>3</sub>, a água perde um íon H<sup>+</sup>, atuando, pois, como ácido: NH₃ + H₂O → NH₄⁺  + OH⁻OH-
 
=== Acidez na natureza ===
Apesar de a fórmula molecular da água ser geralmente considerada um resultado estável pela termodinâmica molecular, trabalhos recentes iniciados em 1995 mostraram que, em certas escalas, a água pode se comportar mais como H<sub>3/2</sub>O que como H<sub>2</sub>O no nível quântico.<ref>{{cite news | publisher = Physics News Update |date=[[31 de julho]] de [[2003]] | author = Phil Schewe, James Riordon, e Ben Stein | title = A Water Molecule's Chemical Formula is Really Not H<sub>2</sub>O | url = http://www.aip.org/enews/physnews/2003/split/648-1.html | language = Inglês}}</ref> Esse resultado pode ter ramificações significativas no que tange às [[ligação de hidrogênio|ligações de hidrogênio]] em sistemas [[biologia|biológicos]], [[química|químicos]] e [[física|físicos]]. O experimento mostra que, quando se chocam com a água, [[nêutron]]s e [[elétron]]s se espalham de uma maneira que indica que são afetados numa razão de 1,5/1 do [[hidrogênio]] para o [[oxigênio]], respectivamente. Entretanto, a escala de tempo dessa resposta só é observada na região dos attossegundos (10<sup>−18</sup>&nbsp;s) e, assim, ela só é relevante em sistemas [[cinética|cinéticos]] e [[dinâmica|dinâmicos]] altamente resolvidos.<ref>{{cite journal | author = C. A. Chatzidimitriou-Dreismann, T. Abdul Redah, R. M. F. Streffer e J. Mayers | title = Anomalous Deep Inelastic Neutron Scattering from Liquid H<sub>2</sub>O-D<sub>2</sub>O: Evidence of Nuclear Quantum Entanglement | year = 1997 | journal = [[Physical Review Letters]] | volume = 79 | issue = 15 | pages = 2839 | doi = 10.1103/PhysRevLett.79.2839 | language = Inglês}}</ref><ref>{{cite journal | author = C. A. Chatzidimitriou-Dreismann, M. Vos, C. Kleiner e T. Abdul-Redah | title = Comparison of Electron and Neutron Compton Scattering from Entangled Protons in a Solid Polymer | year = 2003 | journal = [http://en.wikipedia.org/wiki/Physical_Review_Letters Physical Review Letters] | volume = 91 | issue = 5 | pages = 057403-4 | doi = 10.1103/PhysRevLett.91.057403 | language = Inglês}}</ref>
 
=== Água pesada e [[isotopólogo]]s da águamesma ===
O hidrogênio tem três [[isótopo]]s. 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, D<sub>2</sub>O, também é conhecida como [[água pesada]] e é usada em [[reator nuclear|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, T<sub>2</sub>O, ocorre na natureza apenas em diminutas quantidades, sendo produzida primariamente em reações nucleares causadas por [[raios cósmicos]] na atmosfera. D<sub>2</sub>O é estável, mas difere da H<sub>2</sub>O por ser mais densa — daí o termo "água pesada" — e por outras tantas propriedades físicas ligeiramente diferentes da "água leve" comum, com <sup>1</sup>H. D<sub>2</sub>O ocorre naturalmente na água comum em concentrações muito baixas. O consumo de D<sub>2</sub>O pura isolada pode afetar processos bioquímicos — a ingestão de grandes quantidades prejudica o funcionamento dos rins e do sistema nervoso central. Entretanto, deve-se consumir uma quantidade muito grande de água pesada para que surja algum nível de toxicidade, e quantidades menores podem ser consumidas sem nenhum efeito danoso.
 
=== CorA cor ===
[[Arquivo:Ireland-AtlanticOceanwithAranIsland.jpg|thumb|right|Grandes corpos de água mostram a cor intrínseca da água.]]
Embora pequenas quantidades de água pareçam transparentes a olho nu, a água é composto químico de coloração levemente azulada. Ao contrário da ideia popular, a água possui uma cor intrínseca que se deve ao espectro seletivo de absorção da luz. <ref>{{cite journal |author=Braun CL, Smirnov SN |title=Why is Water Blue? |journal=J. Chem. Edu. |volume=70 |issue=8 |page=612 |year=1993 |url=http://inside.mines.edu/fs_home/dwu/classes/CH353/study/Why%20is%20Water%20Blue.pdf |doi=10.1021/ed070p612|bibcode = 1993JChEd..70..612B }}</ref>
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