Vann er den mest utbredte og brukte kjemiske forbindelse på jorden. Vanligvis brukes ordet vann om forbindelsen i flytende form, men her vil vi bruke ordet vann også om is, som er frosset vann, og om vanndamp som er vann som gass.
Vann er en kjemisk forbindelse mellom hydrogen og oksygen med strukturformel H2O. Vann er trivialnavnet. Det systematiske navnet er dihydrogenoksid, men det navnet brukes sjelden. Molekylet er vinklet med H-O-H vinkel på 104,5o og avstanden O–H er 0,096 nm.
Da oksygen er mer elektronegativt enn hydrogen er vannmolekylet et polart molekyl med et dipolmoment på 6,17 · 10−30 Cm. Vann er derfor et utmerket løsemiddel for polare forbindelser. Det forklarer også hvorfor vann så ofte er ligand i kompleksioner, og hvorfor det så ofte inngår som krystallvann i faste stoffer.
Mange av de kjemiske reaksjoner som foregår på jorden og i oss mennesker og alt annet levende, involverer vann eller foregår løst i vann.
Det er flere isotoper av hydrogen og oksygen, og alle finnes i vann. Den mest alminnelige er 1H216O. Vann som består hovedsakelig av 2H216O (ofte skrevet D2O) kalles tungtvann.
Vitenskapen om vannets forekomst, kretsløp og fordeling på landjorden kalles hydrologi så hvis du vil vite mer om det slå opp der. Hvis du vil vite mer om vann i havet se hav.
Historie
Fra oldtiden og frem til slutten av 1700-tallet ble vann betraktet som ett av de fire elementer (se alkymi). Men da ble det presisert at et element/et grunnstoff er et stoff som ikke lar seg spalte i andre stoffer. Flere forskere viste at vann kunne spaltes i hydrogen- og oksygengass. Dessuten reagerer hydrogengass og oksygengass og gir vann. Dermed var det vist at vann ikke er et grunnstoff, men en kjemisk forbindelse. Selv om flere forskere bidro til denne nye kunnskapen er det Antoine Laurent Lavoisier som har fått største delen av æren.
John Dalton skrev strukturformelen for vann som HO i 1810, men først på midten av 1800-tallet ble kjemikere enig om at strukturformelen for vann er H2O.
Forekomst
75 % av Jordens overflate er dekket av vann, i væskeform eller i fast form som is. Men også landjorden har store forekomster av vann, blant annet i elver, innsjøer og isbreer. Jord- og berggrunnen inneholder dessuten grunnvann og levende planter og dyr inneholder mye 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.
Mange mineraler er hydrater som inneholder bundet vann i form av krystallvann (f. eks. gips).
Den totale vannmengden i hav, sjøer, elver, jord, fjell og atmosfære på jorden er angitt til 1 386 mill. km3, hvorav ca. 24,064 mill. km3 er is og snø. Den delen som foreligger i flytende form (hovedsakelig i hav), antas å utgjøre 1 338 mill. km3, som grunnvann 23,400 km3 og som damp i atmosfæren 12 900 km3.
Vanndamp er også blitt påvist i det interstellare rom og i atmosfæren til Mars og Jupiter. Kjøretøyer som er sendt til Mars, har funnet spor etter rennende vann på planeten.
Strukturen av is
Vannmolekylet har to ledige elektronpar på oksygenatomet (se figur i margen ovenfor). Da O er mer elektronegativt enn H vil O-atomet være negativt ladd og H-atomene positivt ladd. Mellom to vannmolekyler vil det derfor kunne dannes en hydrogenbinding: O–H…O. Det kan forklare at i is er hvert vannmolekyl omgitt av fire andre vannmolekyler: to som donor og to som akseptor av en hydrogenbinding.
Da H-O-H vinkelen er 104,5o mens vinkelen mellom hydrogenbindingene er 109,5o passer ikke vannmolekylet helt inn. Det kan forklare hvorfor det er funnet 17 forskjellige former for is avhengig av hva trykket og temperaturen for isen er. Den formen av is som dannes ved vanlig trykk og temperaturer kalles heksagonal is.
Strukturen av vann
Strukturen av vann er mindre godt kjent enn strukturen av de forskjellige modifikasjonene av is. Dessuten da vann er en væske vil strukturen være dynamisk. Da vann har høyere tetthet enn is er det rimelig å tro at når isen smelter, brytes strukturen delvis ned slik at vannmolekylene blir pakket tettere sammen, men mange av hydrogenbindingene blir bevart i den omdannede formen. Over 0 °C brytes strukturen mer opp, og vannets tetthet øker opp til 4 °C. Deretter vil den normale ekspansjon, som skyldes molekylenes økende bevegelser, dominere, og tettheten avtar med voksende temperatur slik den vanligvis gjør for alle stoffer.
Det er hydrogenbindingene som gjør at smelte- og kokepunktet for is/vann er meget høyere enn de andre forbindelsene H2X hvor X er et grunnstoff i gruppe 16 i periodesystemet: svovel, selen og tellur (se figur i margen). I disse forbindelsene gjør hydrogenbindinger seg lite gjeldende. Uten hydrogenbindinger ville is smelte ved ca. -100 oC og koke ved ca. -80 oC.
Strukturen av vanndamp
I vanndamp er vannmolekylene frie og bare ved temperatur nær kokepunktet og når molekylene støter sammen vil krefter mellom molekylene gjøre seg gjeldende se van der Waals.
Vann som løsemiddel
I laboratorier og til medisinsk bruk er det nødvendig å rense vannet. Det kan gjøres ved destillasjon. Da unnviker gasser som er løst i vannet, mens saltene blir tilbake. 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.
Vann kan også renses ved hjelp av en ionebytter.
Et mål for vannets renhetsgrad er ledningsevnen som avtar med voksende renhet. Fullstendig rent vann har ved romtemperatur en konduktivitet på 10−6 S/m. Det minste spor av salter eller karbondioksid fra luften øker vannets ledningsevne betraktelig.
Fysiske egenskaper til vann som væske
Rent vann er ved romtemperatur 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.
Sammenlignet med andre lavtsmeltende forbindelser har is ved 0 °C en meget stor smeltevarme, 333,7 J/g. 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.
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 bryte 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 syrer). 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−
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 utvikling av oksygengass
6H2O(l) + 2Cl2(g) ↔ 4H3O+(aq) + Cl-(aq) + O2(g)
og med reduksjonsmidler, f.eks. natrium, utvikling av hydrogengass:
2H2O(l) + 2Na(s) → 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g)
Flere vannfrie forbindelser, særlig salter av innskuddsmetallene, reagerer med vann under fargeforandring, f.eks. lyseblått kobolt(II)klorid farger vann rødt fordi det dannes et koboltkompleks med vann som er rødt.
Vann reagerer med mange oksider. Alt etter oksidets art blir løsningen sur eller basisk. Reaksjon med kalsiumoksid gir basisk kalsiumhydroksid:
CaO(s) + H2O(l) → Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
mens med fosfor(V)oksid dannes fosforsyre:
P2O5 (aq) + 3H2O(l) → 2H3PO4(aq)
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 |
Les mer i Store norske leksikon
- Is − vann i fast form
- Vann − fysiologisk betydning
- Om vannforbruk, se vannforsyning og vannressurser.
- Om vannavløp, se kloakkanlegg.
- Om vann i tro og kultur, se livets vann og vievann.