Dieper in het water gedoken (2)

Chemische en fysieke eigenschappen van water

Intramoleculaire bindingen en structuur

Zuiver water bestaat uit enkel watermoleculen. Elk watermolecule is opgebouwd uit een zuurstofatoom gekoppeld aan twee atomen waterstof. Eenvoudig wordt dit weergegeven door de bruto formule H₂O. Deze notitie kennen we waarschijnlijk allemaal wel. Maar hoe zijn deze atomen nu aan elkaar gekoppeld? Dit geschiedt door de koppeling, of binding, die de waterstofatomen aangaan met het zuurstofatoom. Een chemische verbinding kan ontstaan doordat de (valentie)elektronen van het ene atoom deel gaan nemen met de valentie-elektronen van een ander atoom. Kortweg: de twee of meerdere atomen gaan hun elektronen delen. Dit geschiedt totdat een verbinding ontstaat waarin de buitenste atoomschil van de verbinding 8 elektronen bezit (de edelgas configuratie, ook wel de octetregel genoemd). Een dergelijk type binding wordt een covalente binding genoemd. Een ander type binding is die waarbij een atoom een valentie-elektron geheel afstaat aan een ander atoom en er zo twee ionen naast elkaar ontstaan die elkaar vanwege hun verschil in elektrische lading aantrekken. Dit zijn de twee uiterste vormen van bindingstypen binnen een gevormd molecule.

Een watermolecule is opgebouwd twee waterstofatomen en een zuurstofatoom die onderling een covalente binding aangaan. Dat wil zeggen dat de beide waterstofatomen hun enkele elektron delen met de 6 elektronen uit de buitenste schil van het zuurstofatoom. Nu is het zo dat de elektronen die (oorspronkelijk) bij het waterstofatoom behoren, als gevolg van het verschil in Elektron Negativiteit zich dichter bij het zuurstofatoom zullen bevinden. De elektronegatieve waarde (EN) is een maat voor de kracht waarmee een atoom extra elektronen naar zich toetrekt.

Het zuurstofatoom bezit een grotere EN waarde dan de beide waterstofatomen. Daarom zullen de banen van de elektronen van beide waterstofatomen zich meer concentreren nabij het zuurstofatoom. Dat betekent dat de concentratie aan negatief geladen elektronen meer verschuift naar het zuurstofatoom. Rondom het zuurstofatoom is een grotere negatieve elektrische lading (wolk aan elektronen) aanwezig dan bij de uiteinden, waar de waterstofatomen zich bevinden. Dus, tussen de uiteinden van het watermolecule is de lading gemiddeld positief en rond het zuurstofatoom negatief. Zo ontstaat er een molecule met een dipoolmoment. Watermoleculen vormen zo zeer kleine dipolen. Zie het maar als een soort hele kleine magneetstaafjes. Dit geldt dan voor een enkel watermolecule. Eigenlijk ontstaat er zo een binding die tussen een zuivere covalente– en ionbinding in zit. Dit wordt dan ook wel een polair covalente binding genoemd. Bedenk wel dat dit bindingen zijn binnen één gevormd molecule. Dit zijn intramoleculaire bindingen.

Intermoleculaire bindingen en structuur

Tussen de watermoleculen onderling zijn ook krachten werkzaam. Echter, die zijn vele malen kleiner dan de intramoleculaire bindingen. De krachten die watermoleculen onderling op elkaar uitoefenen worden 'intermoleculaire bindingskrachten' genoemd. Talrijke fysische eigenschappen van chemische verbindingen, zoals smeltpunt, kookpunt, oppervlaktespanning en oplosbaarheid, worden bepaald door deze intermoleculaire krachten.

Zoals eerder aangegeven zijn enkele watermoleculen polaire moleculen. Als er meerdere watermoleculen aanwezig zijn, wat gewoonlijk het geval is als we over water spreken, vormen die een zekere rangschikking als gevolg van die intermoleculaire bindingskrachten. Er zijn drie typen krachten werkzaam:

1a. Dipoolbinding

Dipool-dipoolinteracties zijn sterke intermoleculaire krachten (krachten tussen moleculen) die ontstaan uit de aantrekking tussen moleculen met een permanent dipoolmoment (zogenaamde polaire verbindingen).

1b. Dipool-dipoolbinding

Een andere binding is de dipool-dipoolbinding, een binding tussen twee dipolen. Het δ+ deel van het ene dipool bindt aan het δ– deel van een andere dipool. Dipool-dipoolbindingen zijn vaak sterker dan vanderwaalsbindingen.

1c. Geinduceerde dipoolbinding

Geïnduceerde dipool-dipoolinteracties zijn intermoleculaire krachten (krachten tussen moleculen) die ontstaan uit de aantrekking tussen een molecule met een permanent dipoolmoment (een zogenaamde polaire verbinding) en een polariseerbare molecule.

1d. Londonkrachten

Ook wel dispersiekrachten genoemd, zijn intermoleculaire krachten (krachten tussen moleculen) die ontstaan uit de aantrekkende krachten tussen tijdelijke dipolen in anders apolaire moleculen. De londonkracht is de zwakste van de vier hier beschreven krachten. Deze vier krachten samen worden vanderwaalskrachten^[1] genoemd.

2. Waterstofbrug

De sterkste intermoleculaire binding is de waterstofbrug, waterstofbinding, H-brug of H-binding (vier namen voor hetzelfde begrip). Voor de waterstofbrug is enerzijds een waterstofatoom nodig dat gebonden is aan een N-, een O- of een F-atoom. Anderzijds is er een ‘vrije kant’ nodig van een N-, O- of F-atoom. Deze vrije kant is δ– geladen, het H-atoom is δ+ en er zal een aantrekkingskracht zijn. Deze aantrekkingskracht is sterker dan bij een gewone dipool.

Een watermolecule is niet nat. En een watermolecule is ook niet vloeibaar. 'Nat' en 'vloeibaar' zijn begrippen uit de macroscopische wereld en behoren tot de fysische eigenschappen van water. In de moleculaire wereld hebben deze begrippen geen betekenis.

Water, zoals wij dat kennen en gebruiken, bestaat uit vele miljarden watermoleculen. De watermoleculen bewegen door elkaar heen. Wanneer de polaire watermoleculen dicht genoeg bij elkaar komen zullen ze zich binden aan elkaar. Het positieve deel van de waterstofatomen wordt aangetrokken door het negatieve deel van de zuurstofatomen. Deze binding wordt een waterstofbrug genoemd.

Deze waterstofbruggen komen voor in vloeibaar water en zijn tevens verantwoordelijk voor de hexagonale kristalstructuur van ijs. Bij ijs zit elke watermolecule ruimtelijk vast in een kristalrooster en is verbonden met de vier dichtste buren.

Als we ijs verwarmen, en het daarmee smelt, worden de krachten die de waterstofbruggen op de watermoleculen uitoefenen minder sterk en zal de structuur veranderen. De watermoleculen zijn nu niet meer strak in een ruimtelijk hexagonale kristalstructuur geordend en bewegen. IJs is nu vloeibaar geworden en wordt gewoonlijk water genoemd. Bij het verder verwarmen gaan de moleculen steeds verder van elkaar bewegen totdat een punt bereikt wordt dat de koppelingen van de watermoleculen, bewerkstelligd door waterstofbruggen, verbroken worden. De waterstofmoleculen bewegen nu geheel vrij door elkaar heen. Water is nu waterdamp geworden. Er zijn geen stabiele waterstofbindingen mogelijk.

Waterdamp kan ook bij lagere temperaturen blijven bestaan! Waterdamp heeft een lage dichtheid en is gemakkelijk samendrukbaar. In het microscopisch model hebben de watermoleculen een gemiddelde afstand die veel groter is dan in de vaste stof. Deze moleculen bewegen daardoor vrij en willekeurig door de ruimte. Watermoleculen bewegen altijd totdat het absolute nulpunt qua temperatuur bereikt wordt (0° Kelvin = -273,15 °C). Beweging van moleculen zijn onlosmakelijk verbonden aan temperatuur van iets.

Stoffen met waterstofbruggen mengen goed met elkaar en lossen daarom ook goed op in water. Dat is voor ons brouwers essentieel. Nu, als je water mengt met andere stoffen kennen we drie soorten resultaten die ontstaan:

• Oplossing
  Bestaat uit een vloeistof met daarin opgeloste stoffen. Het kan bijvoorbeeld een vaste stof in vloeistof zijn, vloeistof in vloeistof, gas in vloeistof of gas in gas. Het ziet er meestal helder uit en kan blank of gekeurd zijn.
• Suspensie
  Bestaat uit een vloeistof met daarin niet opgeloste vaste stoffen. Kleine, niet opgeloste, vaste deeltjes zweven als het ware in een vloeistof. Hierdoor valt het licht niet mooi door de vloeistof, waardoor een suspensie er troebel of gekleurd uitziet.
• Emulsie
  Een emulsie bestaat uit twee vloeistoffen die niet in elkaar kunnen oplossen. De kleur is dus troebel of gekleurd. Een bekend voorbeeld is olie en water.

Een stof is hydrofiel als het wordt aangetrokken door water en het goed oplost in water. Een hydrofiel deeltje is vaak gepolariseerd. De ladingen binnen het deeltje zijn niet gelijk verdeeld, daardoor kan het waterstofbruggen vormen. Stoffen die waterstofbruggen kunnen vormen zijn dan ook per definitie hydrofiel. Hydrofiel betekent letterlijk ‘waterlievend’.

Het tegengestelde van hydrofiel is hydrofoob en betekent letterlijk ‘bang voor water’. Hydrofobe stoffen lossen niet of nauwelijks op in water. Hydrofobe stoffen worden soms ook wel lipofiele stoffen genoemd Voorbeelden van hydrofobe stoffen zijn vetten en oliën, deze zijn per definitie hydrofoob. De oorzaak dat hydrofobe stoffen niet met hydrofiele stoffen mengen, heeft te maken met de polariteit van een molecule. Hydrofobe stoffen zijn apolair, daardoor kunnen ze niet goed mengen met water, want dat is polair.

Water is een goed en veel gebruikt oplosmiddel, maar zoals eerder aangegeven, lossen niet alle stoffen op in water. Water is een polaire stof. En alleen andere polaire stoffen kunnen in water opgelost worden. Polaire stoffen lossen op in polaire stoffen. Stoffen die niet polair zijn heten apolaire stoffen. Apolaire stoffen lossen op in apolaire stoffen. Maar… apolaire stoffen lossen niet op in polaire stoffen.

Fysische eigenschappen van water

De meest opvallende fysische eigenschap van water is het feit dat de densiteit (dichtheid) varieert met de temperatuur. Bij afkoeling neemt de dichtheid – net zoals bij alle andere stoffen trouwens – toe: d.w.z. het volume vermindert, het ‘krimpt’. De densiteit van water is het grootst op 4 °C. Beneden 4 °C neemt het volume opnieuw toe. Het water ‘zet uit’, wordt lichter en gaat over in ijs bij 0 °C. Dit specifieke gedrag heeft belangrijke gevolgen: in de winter vormt zich een drijvende ijslaag aan het wateroppervlak, die het onderliggende water, en het leven daarin, beschermt tegen de strenge vrieskou.

Water heeft een uitzonderlijk oplossend vermogen. Daardoor is het een ideaal transportmiddel om voedingsstoffen naar alle delen van vele organismen te brengen en afvalstoffen weer af te voeren. Het zorgt eveneens voor afkoeling. Door te zweten verliezen we immers water, waardoor onze lichaamstemperatuur op peil wordt gehouden.

Water warmt slechts langzaam op en zal die warmte ook maar traag afgeven. Anderzijds neemt het meer warmte op dan de meeste andere stoffen. Bij hoge temperaturen zullen zeeën en oceanen, maar ook de waterdamp in de atmosfeer, een groot deel van de zonnewarmte opslaan. Daardoor zal de watertemperatuur stijgen. De waterdamp die ontstaat, zorgt ervoor dat de zon niet genadeloos brandt bij heldere hemel. Wanneer het kouder wordt, zal het water de opgeslagen warmte afgeven. Op deze manier beschermt het water ons tegen extreme temperatuurverschillen. Het mooiste voorbeeld van dit effect – of beter gezegd de afwezigheid van dit effect – is de woestijn: daar is het overdag heet en 's nachts ijskoud.

Bekijken we de viscositeit of mate van samenhang, dan merken we ook iets bijzonders. Ondanks de aanwezigheid van relatief sterke aantrekkingskrachten tussen de moleculen onderling, is water toch een beweeglijke vloeistof. Dit is het gevolg van de kleine afmeting van de watermolecule. Belangrijk is ook dat de viscositeit afneemt bij toenemende druk. Mocht water deze eigenschap niet bezitten, dan zou het slechts druppelsgewijs uit de kraan komen.

Water is vloeibaar, maar toch worden kleine diertjes en voorwerpen gedragen door het water. Dit komt door de ‘oppervlaktespanning’, een soort buigzaam vliesje dat zich aan de oppervlakte vormt door de krachten waarmee de waterdeeltjes elkaar aantrekken. Gieten we heel voorzichtig water in een glas, dan zien we deze oppervlaktespanning aan het werk. Als het glas vol is, merken we dat het wateroppervlak een beetje bol staat. De huid van het water, de oppervlaktespanning, zorgt ervoor dat het glas niet overloopt.

pH (potentia Hydrogenium)

In veel literatuur over water en andere vloeistoffen zoals bier kom je vaak het begrip pH tegen. Maar wat is nu precies pH?

De pH is een maat voor de zuurgraad (ook wel zuurtegraad) van een waterige oplossing. De exacte betekenis van de ‘p’ is niet bekend. Verklaringen lopen uiteen van potentia hydrogenii of pondus hydrogenii tot Potenz (Duits) of puissance (Frans) wat in alle talen ‘macht’ met betrekking tot machtsverheffen betekent, want de pH-schaal is immers logaritmisch. Het concept werd in 1090 voor het eerst geïntroduceerd door de Deense chemicus Søren P.L. Sørensen in het Carlsberg-laboratorium en in 1924 herzien naar het moderne gebruik.

In water of in een waterige oplossing is een klein deel van de watermoleculen aanwezig in de vorm van ionen als gevolg van autoprotolyse. Autoprotolyse (ook wel aangeduid als auto-ionisatie of auto-dissociatie van water) of het waterevenwicht is een chemische reactie waarbij een waterstofion (H⁺) overgedragen wordt van de ene watermolecule naar de andere. Daarbij ontstaan twee ionen: het hydroxonium-ion (H₃O⁺) en het hydroxide-ion (OH⁻). De reactie is een evenwichtsreactie die kan worden geschreven als:

2 H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

Twee H₂O-moleculen vormen dan een positief H₃O⁺ ion en een negatief OH⁻ ion.

Het oplosbaarheidsproduct van de beide ionen in water is 10⁻¹⁴ mol/l (bij 22 °C), dat wil zeggen dat voor elke waterige oplossing geldt dat het product van de concentratie aan OH^- en de concentratie van H₃O⁺ altijd gelijk is aan 10⁻¹⁴ mol/l. Uitgaande van zuiver water is zoveel water in ionen opgesplitst dat zowel de concentratie H₃O⁺ als de concentratie van OH⁻ gelijk is aan:

1:10 000 000 = 10⁻⁷.
De pH hiervan is volgens de formule dus:
−log10⁻⁷ = -(-)log 10^-7 = 7

Alle oplossingen met een pH van 7 worden neutrale oplossingen genoemd. Zo'n oplossing is niet zuur en ook niet basisch. De pH-schaal is niets anders dan een weegschaal met een logaritmische schaal die voor waterige oplossingen praktisch loopt van 0 tot 14. Een pH kleiner dan 7 betekent dat de oplossing zuur is, hoe lager hoe zuurder. Een pH groter dan 7 betekent dat de oplossing basisch is.

Zo is zoutzuur erg zuur en zit nabij de 1 op de pH schaal. Citroen op ongeveer 2, bier tussen de 4 en 5. Zuiver water bezit een pH van 7 en het gemiddelde drinkwater in Nederland tussen de 7,2 en 8,5. Bleekwater is bijna het meest basisch met een pH van zo'n 12.

Een Regeling van de minister van Volksgezondheid van 7 december 2017 stelt dat drinkwater een pH tussen 6,5 en 9,5 moet hebben. Voor de brouwer is de pH van de maisch uitermate belangrijk. De pH van de maisch in de ketel is een primaire factor voor het bepalen van de manier waarop de smaken van het uiteindelijke bier op het smaakpalet tot uitdrukking komen.

Geraadpleegde bronnen

• Wikipedia (water, pH)
• Website van Hidrodoe (België) (https://www.hidrodoe.be/)
• Website ES chemie (Chemie-onderwerpen voor leerlingen van S4-S7 van de Europese School; https://eschemie.th-clips.com/).
• Website eu/nl/blog/wat-moet-de-ph-van-drinkwater-zijn/
• Water, A Comprehensive Guide for Brewers; John Palmer & Colin Kaminski

^[1] ‘Vanderwaalskrachten’ zijn vernoemd naar de Nederlandse natuurkundige Johannes Diderik van der Waals. Hij werd bekend door zijn werk op het gebied van gassen en vloeistoffen, waarvoor hij in 1910 de Nobelprijs voor Natuurkunde kreeg.