Si pidiéramos a la gente, eligiéndola al azar, que nos dijeran el nombre de un compuesto común y corriente, seguramente la mayoría de ellos citarían al agua.

Y desde luego es corriente: aproximadamente el 70% de la superficie de la Tierra está cubierta por agua, y en el 30% restante ésta es también sumamente frecuente en forma de ríos, lagos y glaciares. A esto hay que sumar los dos casquetes polares recubiertos de hielo, el hielo y la nieve que recubren extensas áreas en invierno y, en ocasiones, durante todo el año, y la nada despreciable cantidad de vapor de agua presente en la atmósfera.

Y esto sólo en la Tierra; el agua es asimismo un compuesto muy abundante en el universo, siendo el componente mayoritario de buena parte de los satélites de los planetas gigantes -Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno- así como de toda la pléyade de cuerpos que orbitan en las regiones heladas del Sistema Solar, transneptunianos y cometas principalmente. Incluso en las regiones internas del Sistema Solar, mucho menos propicias ya que la radiación solar tiende a evaporarla, se han detectado indicios de agua helada en Marte, la Luna y hasta en el propio Mercurio, quizá el último lugar donde los astrónomos hubieran pensado encontrarla.

Europa, uno de los principales satélites de Júpiter, está completamente recubierto de hielo
Imagen tomada de Astronomy Picture of the Day

Por si fuera poco, en la Tierra el agua no se limita a estar presente, sino que constituye una de las sustancias básicas y fundamentales que permiten la vida. La mayor parte del peso de los seres vivos, desde la ballena hasta la última bacteria, corresponde al agua, y las complejas y sutiles reacciones químicas que constituyen nuestro metabolismo tienen lugar en el seno de disoluciones acuosas. Sin agua moriríamos en el breve plazo de unos días, antes incluso de que lo hiciéramos por hambre.

¿Qué tiene de particular el agua que la convierte en algo tan importante? Porque desde un punto de vista químico es un compuesto muy sencillo formado, como es de sobra sabido, por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno; nada espectacular, ni mucho menos exótico, dentro del complejo mundo de los compuestos químicos. De hecho, hay infinidad de sustancias más complejas que el agua, incluso mucho más complejas, y su abundancia se explica por el hecho de que tanto el hidrógeno como el oxígeno son de los elementos químicos frecuentes en el universo y porque ambos muestran una gran afinidad para combinarse entre sí... lo que tampoco resulta ser nada excepcional dentro del ámbito de la química.

Así pues, ¿qué es lo que hace tan peculiar al agua? Para saber la respuesta, tendremos que internarnos en los campos de la química.

Para empezar, es preciso conocer las características de su molécula. Tal como he dicho anteriormente, ésta está compuesta por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno, siempre en esta proporción; existe otro compuesto de hidrógeno y oxígeno, el peróxido de hidrógeno coloquialmente conocido como agua oxigenada, que cuenta con dos átomos de oxígeno y dos de hidrógeno, pero no es agua. Y también existe el grupo hidroxilo, u oxhidrilo -tanto monta-, formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, pero no es una molécula estable sino que forma parte de moléculas más complejas, a las que aporta sus características;y tampoco es agua. El agua es siempre H₂O, y si no es así, no es agua.

¡Ah, que todavía no he dicho lo que es una molécula! Bien, empezaremos por el principio. Los elementos químicos, alrededor de un centenar, están compuestos básicamente por átomos. Un átomo es lo que caracteriza a un elemento químico determinado, y más concretamente el número de protones que existen en el núcleo del mismo. Aunque éste no es el lugar indicado para hablar de la estructura del átomo, baste con saber que dos átomos corresponderán a un mismo elemento sólo si ambos poseen el mismo número de protones. En concreto, los átomos de hidrógeno tienen un protón -por eso se dice que su número atómico es uno- y los de oxígeno, ocho.

Pero los átomos, salvo en contadas excepciones, no se mantienen aislados; me estoy refiriendo, claro está, a las condiciones ambientales en las que nos movemos, ya que en el vasto vacío interestelar, que en realidad no está tan vacío, la cantidad de átomos presentes en el mismo es tan pequeña que resulta prácticamente imposible que dos de ellos lleguen a entrar en contacto; pero ésta es también otra historia.

Por lo general, los átomos suelen tener una tendencia más o menos acusada a asociarse con otros, sean éstos de su misma naturaleza o de naturaleza diferente. Los químicos hablamos de enlazar, ya que las uniones entre dos o más átomos se conocen con el nombre de enlaces. Estos enlaces pueden ser de distintos tipos y, dentro de un mismo tipo, pueden seguir asimismo diferentes pautas, pero para el caso que nos ocupa baste con saber que en el agua lo que ocurre es que un átomo de oxígeno se enlaza con dos de hidrógeno formando una molécula.

Modelo de la molécula de agua. En rojo, el átomo de oxígeno. En blanco, los dos átomos de hidrógeno
Imagen tomada de la Wikipedia

Estas moléculas son siempre iguales, tanto en composición como en forma y tamaño. Y la forma es importante, ya que va a determinar, como veremos más adelante, buena parte de las propiedades físicas de la molécula. En el caso del agua los tres átomos se disponen en forma de letra “V”, con el oxígeno ocupando el vértice y los hidrógenos describiendo las dos ramas laterales. El ángulo que forman los tres átomos siempre es también el mismo, concretamente de 104,5º.

Los dos enlaces oxígeno-hidrógeno que constituyen la molécula son muy resistentes y difíciles de romper, lo que hace que el agua goce de una gran estabilidad química. Pero, ¿qué ocurre entre una molécula de agua y las vecinas? Porque, como cabe suponer, no tendremos una sola, sino muchas.

Pues bien, entre las moléculas de agua -o de cualquier otro compuesto químico- también hay fuerzas de cohesión, pero mucho más débiles que los enlaces internos de las moléculas. Y son éstas las que determinan su estado físico ya que, al ser dependientes de la temperatura, conforme sea ésta podremos tener al agua en cualquiera de los tres estados fundamentales -que no únicos- de la materia: sólido (hielo), líquido (agua) o gaseoso (vapor). Más adelante volveremos sobre este tema, pero de momento nos bastará con saber que cuando calentamos agua, por ejemplo, hasta que ésta hierve, lo que estamos haciendo es romper las fuerzas de cohesión que mantenían unidas a las diferentes moléculas contiguas pero no los enlaces intramoleculares, que se mantienen incólumes.

Este comportamiento del agua es completamente similar al de otras muchas substancias, y asimismo es cotidiano: si calentamos mantequilla sólida ésta se funde, y si calentamos alcohol éste se evapora. O al revés, si enfriamos suficientemente un líquido, éste se congela. En algunos casos hay sustancias que pasan directamente del sólido al gas, o viceversa, sin pasar previamente por el estado líquido, un fenómeno físico que se conoce con el nombre de sublimación y es el que ocurre, por ejemplo, cuando al calentar dióxido de carbono congelado, también conocido como hielo seco, se desprenden de él esos espesos vapores blancos que causan furor en las discotecas. Aunque el agua también sublima no lo hace a la presión atmosférica normal, siendo preciso realizar el proceso a vacío.

Sin embargo, hay algo que convierte al agua en peculiar. Veamos lo que es.

Cuando anteriormente dije que las moléculas estaban unidas por unas fuerzas atractivas débiles no dije toda la verdad, ya que en realidad hay dos tipos distintos de ellas, uno general para todas las moléculas y un segundo presente tan sólo en algunas. A las primeras se las conoce como fuerzas de Van der Waals en homenaje a su descubridor, el físico holandés Johannes van der Waals (1837-1923), premio Nobel de Física en 1910. Estas fuerzas son siempre atractivas y existen en todas las moléculas, siendo tanto más intensas cuanto mayor sea la masa de éstas. Y como son muy débiles, tan sólo llegan a alcanzar una magnitud importante cuando las moléculas presentan un gran tamaño, bien porque cuenten con muchos átomos, bien porque éstos sean suficientemente grandes... o ambas cosas a la vez.

Por esta razón, en los compuestos moleculares -no todos lo son- que presentan tan sólo fuerzas de Van der Waals su estado de agregación a temperatura ambiente dependerá de forma proporcional al tamaño de las moléculas, de forma que cuando éstas sean pequeñas el compuesto será un gas, para tamaños mayores se presentará en forma líquida y, tan sólo a partir de tamaños suficientemente grandes, tendremos un sólido.

Los cuatro halógenos principales (el astato sólo puede ser obtenido en trazas)
De izquierda a derecha y de arriba a abajo: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I)

Uno de los mejores ejemplos de esta propiedad física lo podemos encontrar en los halógenos. Los halógenos son unos elementos químicos de propiedades similares, pero cuyos átomos se van incrementando de tamaño desde el flúor al astato, pasando por el cloro, el bromo y el yodo. En estado puro todos ellos se presentan en forma de moléculas diatómicas, por lo que la proporción de masas existente entre los átomos se mantiene en las moléculas. La consecuencia de la variación de sus masas moleculares, y por lo tanto de la magnitud de sus respectivas fuerzas de Van der Waals, es que en condiciones normales de presión y temperatura el flúor y el cloro son gases, el bromo un líquido volátil, el yodo un sólido de bajo punto de fusión y el astato, un elemento radiactivo e inestable, también un sólido, pero con un punto de fusión bastante más elevado. Sus respectivos valores para las temperaturas de fusión y ebullición, medidos en grados centígrados son los siguientes:

Elemento	Masa molecular	Temp. fusión	Temp. ebullición
Flúor	38	-220	-188
Cloro	71	-102	-34
Bromo	159,8	-7	59
Yodo	253,8	83	184
Astato	420	302	337

Variación de los puntos de fusión y ebullición de los halógenos en función de su masa molecular

Representando estos valores en una gráfica se observa que hay una relación muy estrecha entre la masa molecular y las temperaturas de fusión y ebullición tal como cabía esperar, incrementándose estas dos últimas de manera continua conforme aumenta de tamaño la molécula.

Pero no queda ahí todo. La segunda fuerza de cohesión intermolecular a la que he hecho referencia recibe el nombre de puentes de hidrógeno, debido a que suelen ser estos átomos -casi siempre, aunque no siempre- los responsables de que las moléculas que presentan este comportamiento tengan una tendencia mayor a unirse con las vecinas. Esta fuerza atractiva se suma a la de Van der Waals aunque, a diferencia de ella, no aparece siempre, sino tan sólo en aquellos casos en los que las moléculas presentan un momento dipolar, es decir, se comportan como si fueran imanes en miniatura enlazándose unas con otras uniendo sus polos opuestos, tal como hacíamos de críos jugando con varios imanes.

Su naturaleza es, pues, electromagnética, y que una molécula determinada presente o no puentes de hidrógeno depende de dos factores: primero, que uno o varios de los enlaces interatómicos tengan polaridad, es decir, que posean un polo positivo y otro negativo; y segundo, que la suma de todas las polaridades existentes en la molécula no se anule por geometría, al igual que ocurre en una sogatira cuando ambos equipos tiran con igual fuerza en sentido contrario.

Puentes de hidrógeno (líneas azules) entre las moléculas de agua
Ilustración tomada de la Kalipedia

Centrándonos en el caso del agua, nos encontramos con que el enlace O-H es polar, con el polo negativo situado en el oxígeno y el positivo en el hidrógeno. Y como en la molécula existen dos enlaces idénticos que, tal como hemos visto, forman un ángulo algo mayor que el recto, ambas polaridades se suman produciendo un momento dipolar bastante fuerte que marcará de forma muy significativa las propiedades físicas del agua. En concreto, estos puentes de hidrógeno son los responsables de que el agua tenga unos puntos de fusión y ebullición inusitadamente altos en comparación con los que le corresponderían de contar tan sólo con las fuerzas de Van der Waals.

Este fenómeno se aprecia perfectamente cuando representamos, en una gráfica similar a la anterior de los halógenos, las temperaturas de fusión y ebullición del agua y de los compuestos similares de la familia del oxígeno, formada junto con éste por el azufre (de símbolo químico S), el selenio (Se), el teluro (Te) y el polonio (Po). Aunque los hidruros -nombre químico de los compuestos de hidrógeno con otro elemento- de estos cinco elementos son similares tanto en su composición -un átomo de cualquiera de ellos y dos de hidrógeno- como en su forma, angular tal como ya hemos visto, se da la circunstancia de que, de todos ellos, el agua es la única que presenta puentes de hidrógeno, ya que los enlaces S-H, Se-H, Te-H y Po-H no son polares, y por lo tanto sus respectivas moléculas tampoco.

Los valores de las masas moleculares y las temperaturas de fusión y ebullición (en grados centígrados) de estos cinco compuestos son los siguientes:

Hidruro	Masa molecular	Temp. fusión	Temp. ebullición
H2O	18	0	100
H2S	34,1	-86	-60
H2Se	81	-66	-41
H2Te	129,6	-49	-2
H2Po	211	-35,3	36,1

Pero sin duda lo veremos mucho mejor si los representamos en una gráfica.

Efecto de los puentes de hidrógeno en los puntos de fusión y ebullición del agua

Como puede apreciarse, si nos fijamos en los compuestos hidrogenados del azufre, el selenio, el teluro y el polonio, un elemento radiactivo muy inestable y raro, nos encontramos con una tendencia similar a la que existía en los halógenos, es decir, un incremento de los valores de los puntos de fusión y ebullición en función de la masa molecular.

Sin embargo, en el caso del agua descubrimos un comportamiento completamente anómalo, ya que sus dos cambios de estado, el de fusión del hielo a cero grados centígrados y el de ebullición a cien grados centígrados, están muy por encima de los que le hubieran correspondido de seguir la misma pauta que el resto de los hidruros, unos 95 grados bajo cero para la fusión y alrededor de 72 grados, también bajo cero, para la ebullición.

¿A qué se debe tan llamativa desviación, de casi cien grados para la fusión y de nada menos que de ciento setenta y dos para la ebullición? Pues precisamente al ya citado efecto de los puentes de hidrógeno que, tal como se aprecia, no puede ser más marcado. El hecho de que el agua sea líquida a temperatura ambiente y no gaseosa es la consecuencia más tangible de ello, y como veremos más adelante ha sido determinante para hacer posible la vida en la Tierra, al menos tal como la conocemos.

Pero no son sus puntos de fusión y ebullición “anómalos” las únicas propiedades físicas singulares del agua, ya que también está el tema nada baladí de la densidad. Como es sabido la densidad del agua es uno no por una coincidencia casual, sino porque en su día se la tomó como referencia debido a lo fácil que resultaba a los físicos y a los químicos compararla con la correspondiente a la sustancia que estuvieran investigando. Dicho con otras palabras, un litro de agua pesa un kilo, o un centímetro cúbico -cosa de medio dedal- un gramo... aproximadamente, puesto que la densidad, debido al fenómeno de la dilatación, varía con la temperatura.

Así pues, si nos ceñimos a la definición original, tendremos que decir que la densidad del agua es de un gramo por centímetro cúbico a la temperatura de cuatro grados centígrados sobre cero y a la presión de una atmósfera, ya que si la medimos a otra temperatura o a otra presión ésta variará ligeramente.

La pregunta que nos viene inmediatamente a la mente es: ¿Y por qué precisamente a cuatro grados centígrados y no a cero, a veinticinco o a cincuenta? Pues eso se debe al peculiar comportamiento de la densidad del agua.

En general, y tal como acabo de comentar, la densidad de un cuerpo depende de la temperatura ya que, si lo calentamos, éste se dilatará aumentando su volumen y, al mantenerse constante la masa, la densidad disminuirá. Obviamente, si lo enfriamos ocurrirá justo lo contrario.

Hay que tener en cuenta, no obstante, un hecho importante: la afirmación anterior es válida siempre que no haya cambios de estado, es decir, mientras el cuerpo en cuestión se mantenga en estado sólido o líquido; en el caso de los gases el tema se complica dado que también entra en juego la presión, que suele afectar muy poco a la densidad de los sólidos y los líquidos salvo en el caso de que introduzcamos unos valores enormes de ella. Así pues, y en aras de la sencillez, será mejor olvidarnos de la densidad de los gases, así como de la influencia de la presión en los sólidos y los líquidos.

Dado lo anteriormente comentado, ¿qué ocurre cuando un sólido se funde, o cuando un líquido se congela? Pues que su densidad experimenta un cambio brusco que nada tiene que ver con la dilatación, sino con el hecho de que sus moléculas se reorganizan de forma global, haciendo que el volumen total varíe. Por lo general, y recalco general, la inmensa mayoría de los materiales suelen ser más densos en estado sólido que en estado líquido, algo lógico puesto que los sólidos acostumbran a estar más compactados que los líquidos. Pero hay excepciones; muy pocas, pero las hay: el bismuto, el galio, el germanio, el silicio... y el agua. El hielo es aproximadamente un diez por ciento menos denso que el agua líquida, y esa es la razón de que flote en ella tanto si se trata de los cubitos de hielo del cubalibre, o del iceberg que echó a pique al Titanic. Y también esta es la causa de que una botella llena de agua reviente cuando la metemos en el congelador y nos olvidamos de sacarla a tiempo.

Es fácil comprobar que el hielo flota en el agua

La combinación de estos dos fenómenos, la dilatación normal del agua líquida y su aumento de densidad al fundirse el hielo, ambos de efectos contrapuestos, es la responsable de que el valor máximo de la densidad del agua se alcance a una temperatura de cuatro grados centígrados sobre cero, lo que justifica su elección cuando se definió la unidad de densidad.

Que la densidad del agua presente este comportamiento anómalo va mucho más allá de la simple curiosidad científica ya que, de no haber sido así, la vida no habría podido existir en la Tierra. Téngase en cuenta que la vida surgió en el mar, y que aun hoy en día la biomasa de los océanos excede en mucho a la de los seres, animales y vegetales, que habitan fuera de ellos. ¿Por qué razón afirmo esto? Bien, cuando un mar, un lago e incluso un río suficientemente profundo se hielan, tan sólo lo hace la capa superficial mientras las capas más profundas permanecen en estado líquido, lo que permite a su fauna y a su flora subsistir sin demasiados problemas hasta que tiene lugar el deshielo. Por el contrario, de ser el hielo más denso que el agua ocurriría lo contrario; ésta comenzaría a helarse por sus capas más profundas, lo que favorecería la congelación total de toda la masa de agua y dificultaría asimismo su fusión total, un mecanismo probablemente incompatible con la vida.

El submarino atómico Nautilus, que en 1958 cruzó el Polo Norte bajo la capa de hielo que lo cubre

Así pues, que la Tierra sea habitable se debe, además de a factores de índole astronómica, a dos propiedades características del agua: sus elevados puntos de fusión y ebullición, que permiten la existencia de agua líquida a temperatura ambiente, y la poco común circunstancia de que el  hielo sea menos denso que el agua líquida, y no al contrario. No menos importante es que, dependiendo de las condiciones meteorológicas, el agua pueda presentarse en los tres estados de la materia y que éstos puedan coexistir, al tiempo que fenómenos como las corrientes marinas o el efecto invernadero producido por el vapor de agua, mucho más intenso que el causado por el denostado CO₂, contribuyen asimismo a modelar en buena medida el clima.

Dentro ya de otro orden de cosas, conviene no olvidar tampoco que el agua es un magnífico disolvente de multitud de sustancias, lo que la convierte en el soporte ideal no sólo de los complejos procesos bioquímicos que dieron origen a la vida, sino también de otros muchos fenómenos físicos y químicos de todo tipo, desde los más sencillos hasta los más complicados.

Por ello, cada vez que beban ustedes un vaso de agua procuren mirarla con respeto, ya que se lo merece.