Vann, vann (tegning av struktur) (bilde)
vann (vannets kretsløp) (bilde)
H2O, kjemisk forbindelse mellom hydrogen og oksygen, en fargeløs væske. Fra oldtiden og frem til slutten av 1700-tallet ble vann betraktet som ett av de fire elementer, ild, luft, vann og jord (se alkymi). H. Cavendish og A. L. Lavoisier fant at vann består av hydrogen og oksygen i 1784, men det var først i 1860 at den riktige kjemiske formelen ble bestemt. Vann inneholder 88,810 vektprosent oksygen og 11,190 vektprosent hydrogen.
Av alle kjemiske forbindelser er vann mest utbredt og brukt. Vann er det mest brukte av alle løsemidler. En meget stor del av de kjemiske reaksjoner som foregår omkring oss, involverer vann eller forløper i vandig løsning, og ikke minst gjelder dette selve livsprosessene. Naturlig vann består hovedsakelig av molekyler dannet av de hyppigst forekommende isotopene til henholdsvis hydrogen og oksygen, altså 1H216O. I tillegg finnes det mindre mengder av molekyler som inneholder de øvrige isotopene til grunnstoffene. Forbindelsen 2H216O (ofte skrevet D2O) kalles tungtvann.
Læren
om vann kalles hydrologi.
Om vannforbruk, se vannforsyning og vannressurser. Om vannavløp, se kloakkanlegg.
Om vann i tro og kultur, se livets vann og vievann.
Forekomst
Hele 3/4 av Jordens overflate er dekket av vann, i væskeform eller i fast form som is. Men også den resterende firedel har store forekomster av vann, bl.a. i elver, innsjøer og isbreer. Jord- og berggrunnen inneholder dessuten grunnvann og levende planter og dyr inneholder store mengder vann. Innholdet av vanndamp i atmosfæren varierer med temperaturen. I tropene er mengden opp mot 3 volumprosent, i polarstrøkene bare noen tidels prosent eller mindre. Ved temperatur- og trykkforandringer avgis vanndamp i atmosfæren i flytende form som regn, eller i fast form som rim, snø eller hagl. Omvendt foregår det en stadig tilbakeføring av vann til atmosfæren ved fordampning. I motsetning til Jordens forråd av f.eks. mineralske råstoffer blir mengden vann bare uvesentlig forandret ved det forbruk som finner sted. Tallrike mineraler inneholder kjemisk bundet vann i form av krystallvann eller hydratvann. Den totale vannmengden i hav, sjøer, elver, jord, fjell og atmosfære blir angitt til 1650 mill. km3, hvorav ca. 257 mill. km3 er kjemisk bundet. Den delen som foreligger i flytende form (hovedsakelig i hav), antas å utgjøre 1370 mill. km3, som is antas å foreligge 16,8 mill. km3 og som damp i atmosfæren 13 000 km3. – Vanndamp er også blitt påvist i det interstellare rom og i atmosfæren til Mars og Jupiter. Ulike kjøretøyer som er sendt til Mars, har funnet spor etter rennende vann på planeten.
Ferskvann
Av det vann som forekommer i naturen, er regnvann relativt renest, fordi det alt har gjennomgått en naturlig destillasjonsprosess. Det inneholder imidlertid støvpartikler, en del salter (hovedsakelig ammonium- og natriumsalter) og løste gasser (nitrogen, oksygen og karbondioksid) tatt opp fra luften, iblant også industrielle gasser som svoveldioksid, nitrogenoksider, hydrogensulfid m.fl.
Kildevann
Kildevann, rent elvevann og grunnvann inneholder som regel 0,01– 0,2 vektprosent løste, uorganiske stoffer, hovedsakelig kalsium- og magnesiumsalter. Når inneholdet av disse saltene er lite, kalles vannet bløtt. Er det større mengder, sies vannet å være hardt. Kildevann som inneholder større mengder løste salter og/gassformige stoffer, kalles naturlig mineralvann. Slikt vann tilskrives ofte legende virkning alt etter de stoffer det inneholder, og danner grunnlaget for en rekke kjente kurbad i forskjellige land. Kunstig mineralvann fremstilles i store mengder (se mineralvann).
Havvann
Havvann fra de store åpne hav inneholder gjennomsnittlig ca. 3,5 vektprosent løste salter, hvorav ca. 2,7 vektprosent er natriumklorid. De øvrige salter representerer ca. 50 grunnstoffer, hovedsakelig magnesium, kalsium, kalium, klor, brom, jod, svovel og karbon. Havvannets totale innhold av tunge metaller er av størrelsesorden 108–1010 tonn. Se også hav. Om forekomst av mangan, nikkel, kobolt, kobber og jern på havbunnen, se manganknoller.Se også vannressurser.
Vannets kretsløp i naturen
Rensing av vann
Til drikkevann er kildevann i alminnelighet best egnet. I mangel av dette bruker man grunnvann eller overflatevann fra innsjøer og elver eller regnvann. Alt etter de forurensninger vannet inneholder og den anvendelse vannet skal ha, blir det underkastet renseprosesser av mekanisk og kjemisk art. Se vannrensing. (Se også drikkevann, hardt vann, vannforurensning.)
Avløpsvann er forurenset vann fra husholdninger og industri. Vann fra fra oppvask, dusj osv. kalles ofte grått vann, mens vann fra toaletter kalles svart vann.
Vann til laboratorieformål
For mange formål, særlig i kjemiske laboratorier og i medisinen, er det nødvendig å rense vannet ved destillasjon. Derved unnviker andre gasser som er løst i vannet, mens saltene blir tilbake som faste stoffer i destillasjonskaret. For å få fullstendig rent vann, kreves gjentatt destillasjon i apparater av kvartsglass eller edelmetaller, der den midlere, reneste fraksjonen fanges opp i et forlag av edelmetall.
Istedenfor å destillere er man i stor utstrekning gått over til å rense vann ved hjelp av ionebyttere. En utmerket indikator for vannets renhetsgrad er dets elektriske ledningsevne som avtar med voksende renhet. Fullstendig rent vann har ved romtemperatur en konduktivitet på 10−6 siemens per meter (S/m). Det minste spor av salter eller karbondioksid fra luften øker vannets ledningsevne betraktelig pga. ionene som forurensningene gir opphav til. Særskilt rent vann til ledningsevnemålinger har f.eks. en konduktivitet på 1 · 10−4 S/m, dvs. 25 ganger mer enn helt rent vann.
Fysiske egenskaper
Rent vann er ved alminnelig temperatur en klar, gjennomsiktig væske uten lukt og smak, i tynne sjikt fargeløst, i tykkere sjikt blålig. Ved 0,101 MPa trykk fryser rent, luftfritt vann ved 0,0024 °C, luftmettet rent vann ved 0 °C. Vannets kokepunkt er definisjonsmessig satt til 100 °C ved 0,101 MPa.
Vann har en rekke bemerkelsesverdige egenskaper som gjør at det i mange henseender inntar en særstilling blant ikke-metallenes hydrogenforbindelser. Vannets densitet har maksimum ved 3,98 °C på 1,00000 g/cm3. Ved 0 °C er densiteten 0,99987 g/cm3, ved 10 °C 0,99973 g/cm3, ved 50 °C 0,98807 og ved 100 °C 0,95838 g/cm3. Temperaturavhengigheten av densiteten er bl.a. årsaken til at dype innsjøer ikke så lett fryser om vinteren. Ved avkjøling til 4 °C vil det stadig tyngre vannet synke til bunns, mens lettere og varmere vann vil stige til overflaten. Dette fortsetter inntil alt vannet er avkjølt til 4 °C. Ved ytterligere avkjøling vil vannet bli lettere igjen og derfor holde seg på overflaten, hvor det til slutt fryser til is. Ved 0 °C er isens densitet 0,916748 g/cm3. Siden isen er lettere enn vann, vil den forbli på overflaten, og virke isolerende slik at kulden langsomt vil trenge ned mot større dyp. Densitetsforskjellen mellom vann og is er videre årsaken til at isfjell flyter med 12 % av fjellet synlig.
Volumutvidelsen når vann størkner er 9 %, og dette bevirker at vannledninger og flasker fylt med vann sprenges i stykker ved frysing. Utvidelsen fører også til at vann som trenger inn i fjellsprekker, sprenger fjellmasser fra hverandre når det fryser.
Siden omvandlingen fra is til vann er forbundet med volumkontraksjon, vil væskefasen stabiliseres ved økt trykk. Smeltepunktet vil dermed avta med voksende trykk, 0,01 °C for hver atmosfæres trykkstigning, og er ved 203 MPa −22 °C. Dette er i overensstemmelse med Le Châteliers prinsipp (se H. L. Le Châtelier): Øker man trykket på et system i likevekt, søker systemet å motvirke dette ved å innta et mindre volum.
Sammenlignet med andre lavtsmeltende forbindelser har is ved 0 °C en meget stor smeltevarme, 333,7 joule/gram. Ved 100 °C har det meget stor fordampningsvarme, 2,257 kJ/g, og også en rekke andre egenskaper er større hos vann enn hos sammenlignbare forbindelser: f.eks. (ved 25 °C): spesifikk varmekapasitet 4,1855 J/(g · K), overflatespenning 7,196 · 10−2 N/m, viskositet 8,904 · 10−4 Pa · s, dielektrisitetskonstant 78,54 m.fl.
Allerede ved lave temperaturer har vann et merkbart damptrykk. Metningstrykket ved noen temperaturer er angitt i tabell. Temperaturene i tabellen gir samtidig opplysning om vannets kokepunkt ved de tilhørende trykk. Vi ser at kokepunktet stiger med voksende trykk. Vannets trippelpunkt, dvs. temperatur-trykkbetingelsene der vann og vanndamp er i likevekt, er 0,01 °C = 273,16 K og 0,610 kPa. Kritisk temperatur for vanndamp er 374,15 °C, kritisk trykk 22,1 MPa.
Vannmolekylets og vannets struktur
Vannmolekylet H2O er vinkelformet. Vinkelen mellom de to O–H-bindingene er 104,5°, og avstanden O–H er 0,096 nm.
vann (inlinegrafikk 1) (bilde)
Fordi hver O–H-binding er delvis polar, får molekylet et betydelig elektrisk dipolmoment p = 6,17 · 10−30 coulomb · meter (Cm). Disse egenskapene sammen med de dielektriske egenskapene er årsaken til at vann er et meget godt løsemiddel, især for polare stoffer. Også vannmolekylets tilbøyelighet til å være ligand i kompleksioner, til å inngå som krystallvann i hydratiserte, faste stoffer og dannelsen av hydrogenbindinger i is og vann, kan man forklare ved vannets dipolkarakter.
Av elektronformelen for vannvann (inlinegrafikk 2) (bilde) fremgår at vannmolekylet har to ledige (udelte) elektronpar på oksygenatomet. Pga. elektronegativitetsforskjellen mellom hydrogen og oksygen, og molekylets derav følgende polare karakter, vil et oksygenatom med to ledige elektronpar og negativ delladning virke elektrostatisk tiltrekkende på to positivt ladede hydrogenatomer (protoner) i to nabomolekyler. Oksygenatomet etablerer dermed hydrogenbindinger med to nabomolekyler. På tilsvarende måte vil H2O-molekylets to hydrogenatomer danne hydrogenbindinger med oksygenatomer som tilhører to andre nabomolekyler. Således er hvert vannmolekyl bundet til fire andre molekyler i en tetraedrisk anordning.
En slik tetraedrisk anordning av vannmolekylene opptrer også i krystallinsk tilstand. Hydrogenatomene er ikke symmetrisk fordelt mellom de to oksygenatomene de er bundet til. Av de fire hydrogenatomene som omgir hvert oksygenatom, befinner to seg i avstanden 0,101 nm fra oksygenatomet og to i avstanden 0,175 nm. Isstrukturen er åpen med mange hulrom, noe som er årsaken til isens lave densitet. Når isen smelter, brytes strukturen delvis ned slik at vannmolekylene blir pakket tettere sammen, men mange av hydrogenbindingene blir bevart i den omdannede formen. Aggregater av molekyler med åpen, tetraedrisk struktur eksisterer derfor også i smeltevann. Ved temperaturøkning over 0 °C brytes aggregatene mer og mer opp, og vannets densitet vil øke opp til 3,98 °C. Deretter vil den normale ekspansjon, som skyldes molekylenes tiltagende bevegelser, dominere, og vannet fremviser normal oppførsel ved at densiteten avtar med voksende temperatur. Fremdeles er hydrogenbindingene av stor betydning for den flytende fasen.
Hydrogenbindingene omfatter bare et forholdsvis lite antall molekyler hvor antallet minker med økende temperatur. Særdeles viktige konsekvenser av hydrogenbindingene er at H2O (is, vann) får unormalt høye smelte- og kokepunkter. I grafisk fremstilling er disse sammenlignet med tilsvarende størrelser for hydrogenforbindelsene av de homologe grunnstoffene svovel, selen og tellur. I disse forbindelsene gjør hydrogenbindinger seg lite gjeldende. Dersom hydrogenbindinger ikke hadde foreligget for vann, ville H2O ha vært gass ved alminnelig temperatur, og liv ville ikke ha vært mulig på Jorden. (Se hydrogenbinding.)
Kjemiske egenskaper
Vann er en meget bestandig kjemisk forbindelse, med stor negativ dannelsesentalpi. Den kjemiske bindingen mellom hydrogen og oksygen i vannmolekylet er dermed meget sterk og lar seg bare sprenge ved tilførsel av forholdsvis store energimengder.
Rent vann er kjemisk nøytralt. Ved 25 °C er pH = 7, dvs. at de molare konsentrasjoner av oksoniumionene [H3O+] og hydroksidionene [OH−] er begge 10−7 mol/l. Vannets ioneprodukt ved 25 °C er Kv = [H3O+][OH−] = 10−14. Vann kan reagere både som syre og base (se syre-baseteori). I begge tilfeller har vann meget svake protolytiske egenskaper. Ved 25 °C har vann dissosiasjonsgraden α = 1,8 · 10−9, dvs. at bare 1,8 · 10−7 % av vann, eller bare ett av 555 millioner vannmolekyler, er spaltet i oksoniumnetioner og hydroksidioner etter reaksjonsligningen 2H2O = H3O+ + OH−. Ved meget høye trykk øker vannets protolyse (dissosiasjon), og vann blir en god elektrisk leder.
Dannelse, reaksjoner
Vann dannes ved forbrenninger av stoffer som inneholder hydrogen, ved knallgassreaksjonen (se knallgass), ved autogen sveising og ved mange andre kjemiske reaksjoner. Til tross for sin store stabilitet, deltar vann i en lang rekke kjemiske reaksjoner. Med oksidasjonsmidler, f.eks. klor, får man oksygenutvikling: 2H2O + 2Cl2 = 4HCl + O2, og med reduksjonsmidler, f.eks. natrium, utvikling av hydrogen: 2H2O + 2Na = 2NaOH + H2 osv. Flere vannfrie forbindelser, særlig salter av innskuddsmetallene, reagerer med vann under fargeforandring, f.eks. lyseblått kobolt(II)klorid farger vann rødt fordi det dannes hydrater. Vann reagerer med mange oksider. Alt etter oksidets art blir løsningen sur eller basisk. Reaksjon med kalsiumoksid gir basisk kalsiumhydroksid: CaO + H2O = Ca(OH)2, mens med fosfor(V)oksid dannes fosforsyre: P2O5 + 3H2O = 2H3PO4. Generelt betegnes kjemiske reaksjoner mellom en forbindelse og vann for hydrolyse.
Spaltning
Spaltning av vann ved hjelp av f.eks. natrium, kalium eller kalsium er eksempler på anvendelse av kjemisk energi. Ved elektrolytisk spaltning brukes elektrisk energi. Under elektrolysen utvikles hydrogen ved katoden og oksygen ved anoden i volumforholdet 2:1. Elektrolytisk spaltning blir også brukt for å fremstille tungtvann. Fotokjemisk lar vann seg kun spalte av meget kortbølget, ultrafiolett stråling. Under innflytelse av sensibilisatorer eller katalysatorer som klorofyll foregår imidlertid vannspaltningen i stor målestokk som fotolyse ved fotosyntesen. Ved behandling med ioniserende stråler (radiolyse) blir vann spaltet i hydrogenatomer, OH-radikaler og hydratiserte elektroner. Termisk spaltning av vann i hydrogen og oksygen er først mulig ved svært høye temperaturer og selv der meget ufullstendig. Ved 2200 °C er bare ca. 4 volumprosent av vanndampen spaltet i hydrogen og oksygen.
Fysiologisk betydning
Metningstrykk ved noen temperaturer
| Metningstrykk (kPa) | |
|---|---|
| 0 °C | 0,61 |
| 10 °C | 1,227 |
| 20 °C | 2,338 |
| 25 °C | 3,167 |
| 50 °C | 12,330 |
| 75 °C | 38,50 |
| 100 °C | 101 |
| 150 °C | 476 |
| 200 °C | 1554 |