El más abundante y conocido compuesto químico (H2O) que posee la máxima significación para el sostenimiento de la vida sobre la Tierra.
La excepcional importancia del agua desde el punto de vista químico depende de que la casi totalidad de los procesos químicos que ocurren en la Naturaleza, no sólo en los organismos vivos, animales y vegetales, sino en la materia no organizada de la Tierra, así como los que se realizan en el laboratorio y en la industria, tienen lugar entre substancias disueltas en agua.
El agua se encuentra en la Naturaleza en cantidades enormes y ampliamente distribuida. En estado sólido, en forma de hielo o nieve, ocupa las regiones más frías del globo. Como líquido —ríos, lagos y mares—, cubre casi las tres cuartas partes de la superficie terrestre, con un peso de casi un trillón y medio de toneladas. En estado de vapor se encuentra en la atmósfera, aun sobre los mismos desiertos, en proporciones variables según el tiempo y lugar, pero que normalmente significan unas 50000 t en el aire que gravita sobre 1 km2 de superficie de la Tierra. El agua es absolutamente necesaria para el sostenimiento de la vida; toda la materia viva contiene cantidades de agua muy importante, que en el cuerpo humano y de los animales alcanzan hasta un 70 % de su peso; esta proporción llega en algunos vegetales al 90 por ciento.
Durante mucho tiempo se consideró al agua como un elemento; Aristóteles la contaba entre los cuatro fundamentales de que se componía el mundo; los tres restantes eran la tierra, el aire y el fuego. En 1783, el químico inglés Henry Cavendish, partidario de la teoría del flogisto, demostró que el agua era un compuesto de oxígeno e hidrógeno; poco más tarde explicó el francés Antoine Lavoisier su composición en términos de la moderna teoría del oxígeno.
- Propiedades físicas del agua. El agua pura a la temperatura ordinaria es un líquido inodoro, insípido, transparente y prácticamente incoloro, pues sólo en grandes espesores presenta un tono débilmente azulado o azulverdoso. En condiciones normales de presión (760 mm por Hg), hierve a 100 °C y se solidifica con expansión a los 0 °C. La conversión de 1 g de agua a 100 °C en vapor de agua a la misma temperatura exige 536 cal, que se convierten en calor latente de vaporización. El calor de fusión del agua es de 80 cal/g, es decir, 1 g de hielo a 0 °C requiere para fundirse un aporte de 80 cal. El agua alcanza su máxima densidad a los 4 °C; a temperaturas superiores o inferiores aumenta de volumen. Gomo el hielo es menos denso que el agua flota sobre ella, hecho muy importante para la conservación de los seres vivos en lagos, mares, etc., que no sería posible en absoluto si éstos se solidificasen en toda su profundidad. El peso de 1 cm3 de agua destilada a 4 °C es, por definición, igual a 1 gramo.
El agua se emplea como substancia patrón para definir varias unidades físicas de medida. Así, por ejemplo, la unidad de calor o caloría es la cantidad de calor necesaria para elevar en 1 °C la temperatura de 1 g de agua. El calor específico del agua es mayor que el de cualquier otra substancia, a excepción del litio fundido y del amoniaco líquido, propiedad utilizada en ciertas instalaciones de calefacción o de refrigeración. La elevada capacidad calorífica de las grandes masas de agua influye notablemente sobre el. clima de las regiones costeras, pues evita en gran parte los cambios bruscos de temperatura. El agua es prácticamente incompresible y, en estado puro, mala conductora de la electricidad. Es un buen disolvente de gran número de substancias.
- Propiedades químicas del agua. El agua es un compuesto fuertemente exotérmico, pues su calor de formación es igual a 68320 cal/mol y, en consecuencia, es un compuesto muy estable; a 2500 °C la fracción descompuesta no pasa de un 2 %. Ligeramente acidulada, con ácido sulfúrico por ejemplo, para hacerla conductora, se descompone al paso de la corriente eléctrica en dos volúmenes de hidrógeno por cada uno
de oxígeno o una parte en peso del primero por ocho del segundo. A la temperatura ordinaria reacciona enérgicamente con los metales activos como el potasio, sodio o calcio para formar el hidróxido correspondiente con desprendimiento de hidrógeno libre. A temperaturas progresivamente más altas reacciona también con los metales menos activos como el cinc o el hierro para producir óxidos e hidrógeno.
El agua se combina con muchos óxidos básicos para dar los hidróxidos o bases y con los de carácter ácido, o anhídridos para formar los ácidos (v. Anhídrido). Se une a muchas substancias, especialmente a las sales, produciendo Hidratos. El sulfato cúprico, CuSO44, cuando cristaliza de sus soluciones acuosas, lo hace en forma de cristales azulados de pentahidrato de fórmula CuSO4 5H2O. El agua actúa como catalizador en muchas reacciones que no tendrían lugar o transcurrirían con suma lentitud de no existir al menos indicios de agua que permitan una reacción en cadena. Así, por ejemplo, la combustión del monóxido de carbono es sumamente difícil en ambiente seco, la mezcla de hidrógeno con cloro u oxígeno resulta estable en ausencia de agua, el sodio puede fundirse en una atmósfera de oxígeno puro y seco sin oxidarse y el hierro sólo se corroe expuesto al aire húmedo.
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