2.4. Enlaces de hidrógeno y estabilidad del agua
El agua puede aparecer en tres estados, sólido (hielo), líquido (agua líquida) y gaseoso (vapor de agua), determinados por las condiciones de temperatura y presión del medio. Así, a 1 atmósfera de presión el hielo pasa a agua líquida a 0ºC (punto de fusión) y de líquido a vapor a 100ºC (punto de ebullición). Si comparamos estas temperaturas con las análogas de otros hidruros, como el H2S o el NH3, llama la atención lo elevadas que son. En otras palabras, sorprende que sea necesario aplicar tanta energía en forma de calor para romper la cohesión entre moléculas sencillas y conseguir que éstas cambien de estado. De esto se deduce que el entramado molecular del agua es notablemente firme y estable; ¿a que se debe tal propiedad?
Tanto en estado sólido como líquido y vapor, la mayoría de las moléculas del agua se agrupan mediante fuerzas electrostáticas entre los polos negativos del O y los positivos de los H correspondientes a moléculas vecinas. Tales uniones reciben el nombre de enlaces o puentes de hidrógeno y son relativamente fuertes (aunque menos que los enlaces covalentes). Tal estabilidad es propiciada por la combinación de los dos hechos ya comentados: la clara distinción entre cargas positivas y negativas dentro la de molécula debido al desplazamiento de e– (recuérdese la elevada electronegatividad del O respecto a la del H) y el ángulo de sus enlaces covalentes (que permite la proyección de los polos sin que ambas cargas interfieran entre sí). Otro factor que contribuye a la fuerza de los enlaces de H, en combinación con los dos anteriores, es el pequeño tamaño del átomo de H que le permite situarse a muy corta distancia del O correspondiente a la molécula vecina, lo que aumenta el grado de atracción entre ambos.
La relativa resistencia de los enlaces de H explica, en parte, la estabilidad del agua ya que es necesario aplicar una considerable cantidad de energía para romper, siquiera una parte de ellos, permitiendo el cambio de hielo a líquido y, especialmente, de líquido a vapor.
En el caso del hielo, las moléculas de agua forman una red cristalina tetraédrica hexagonal sostenida por enlaces de H fijos, (véase la figura 2.7). Cuando el hielo se derrite (a partir de 0ºC) estos enlaces se movilizan de tal modo que se establecen y se rompen a un ritmo vertiginoso constituyendo una trabazón fluida. A medida que aumenta la temperatura, crece la distorsión de los ángulos de los enlaces de H, aunque son muy pocos los que llegan a romperse.
En estado líquido cada molécula de agua es capaz de unirse aproximadamente a otras cuatro, conservando una gran cohesión interna. Un hecho característico es que en el agua líquida las moléculas ocupan menos volumen que en forma de hielo pues los espacios que aparecen entre la red tetraédrica son ocupados por moléculas de agua mientras que en el hielo quedan vacíos, esta es la razón por la cual el hielo tiene menor densidad que el agua líquida y, en consecuencia, flota sobre ella. El agua alcanza su máxima densidad a los 4ºC. En estado líquido es necesario aplicar una considerable cantidad de energía en forma de calor (hasta alcanzar los 100 ºC) para conseguir que una parte suficiente de los enlaces de H se rompan permitiendo la liberación de moléculas que pasan a estado de vapor (aún así en el vapor de agua sigue habiendo un gran número de moléculas sujetas por enlaces de H).
El mantenimiento del agua líquida en tan amplio rango de temperaturas (de 0 a 100 ºC) permite su integración en los organismos vivos dentro de condiciones ambientales muy diversas como las que se dan en las diferentes regiones de nuestro planeta.