vann (kjemi)

75 prosent av Jordens overflate er dekket av vann, enten i væskeform eller i fast form som is. Hav utgjør størstedelen av dette arealet. 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 tre 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 (se nedenfor) eller hagl. Omvendt foregår det en stadig tilbakeføring av vann til atmosfæren ved fordampning. I motsetning til Jordens forråd av for eksempel mineralske råstoffer er mengden vann på Jorden konstant.

Mange mineraler er hydrater som inneholder bundet vann i form av krystallvann. Ett eksempel er gips.

Den totale vannmengden i hav, sjøer, elver, jord, fjell og atmosfære på jorden er angitt til 1386 millioner km³, hvorav cirka 24 064 millioner km³ er is og snø. Den delen som foreligger i flytende form (hovedsakelig i hav), antas å utgjøre 1338 millioner km³, som grunnvann 23 400 km³ og som damp i atmosfæren 12 900 km³.

Vitenskapen om vannets forekomst, kretsløp og fordeling på landjorden kalles hydrologi.

Vannmolekyler er også blitt påvist i det interstellare rom og i atmosfæren til Mars og Jupiter (se astrokjemi). Kjøretøyer som er sendt til Mars har funnet spor etter rennende vann på planeten.

Molekylet er vinklet med H-O-H vinkel på 104,5°, og avstanden O–H er 96 pikometer. På oksygenatomet er det to ledige elektronpar.

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. Dette forklarer også hvorfor vann så ofte er ligand i kompleksforbindelser, og hvorfor det så ofte inngår som krystallvann i faste stoffer.

Vannets trippelpunkt brukes til å definere temperaturskalaen: temperaturen er satt lik 273,16 K = 0,01 °C. Dette er mer nøyaktig enn den tidligere definisjonen, hvor smeltepunktet for is var satt til 0 °C og kokepunktet til 100 °C.

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.

Vannmolekylet har to ledige elektronpar på oksygenatomet. 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.

O-atomene i is har de samme posisjonene som karbonatomene i diamant. Strukturen er uordnet, slik at i en strukturbestemmelse av is finner man to halve H-atomer på forbindelseslinjen mellom to nabooksygenatomer. Dette passer med den restentropien som er bestemt eksperimentelt for is og forutsagt av Linus Pauling.

Da H-O-H-vinkelen er 104,5°, mens vinkelen mellom hydrogenbindingene er 109,5°, 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 for is som dannes ved vanlig trykk og temperaturer kalles heksagonal is.

Et klatrat hvor vann er vertsmolekyl har en struktur som er forskjellig fra noen av de forskjellige formene for is.

Det er også fremstilt frossent amorft vann. Dette brukes i kryoelektronmikroskopi.

Enkle snøfnugg er énkrystaller av is (se snøkrystaller). De dannes høyt oppe i atmosfæren når vann kondenserer på små partikler. Krystallene har mange former og formen avhenger av trykket og temperaturen de ble dannet ved og temperatur og vanndamptrykket på deres vei ned mot bakken.

Snøkrystaller har vært studert av mange forskere og er omtalt i Bibelen. Olaus Magnus publiserte de første bildene av snøkrystaller i 1555. Siden har han blitt fulgt av mange, og iskrystaller kan i dag dyrkes i et laboratorium.

Kunstig snø lages i snøkanoner. Denne snøen har andre egenskaper enn naturlig snø. På engelsk har den derfor fått et eget navn: snice. Den er hardere og mer kompakt enn naturlig snø og kan også brukes som bygningsmateriale.

Tilsetting av fibre til isen gjør den sterkere. Dette ble foreslått av Herman Mark under andre verdenskrig, og brukt til å konstruere landingsstriper på vann. Blandingen av is og fibre kalles pykrete.

Strukturen av flytende vann er mindre kjent enn strukturen av de forskjellige modifikasjonene av is. Det skyldes at vi har mange flere, og mer nøyaktige metoder for å bestemme hvordan atomene er plassert i en krystall enn i en væske. Dessuten er strukturen dynamisk i en væske. Bindinger mellom molekylene brytes stadig, H^+-atomene hopper fra molekyl til nabomolekyl, og vannmolekylene diffunderer fra sted til sted. 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, mens det fortsatt er hydrogenbindinger mellom vannmolekylene.

Over 0 °C brytes strukturen mer opp, og vannets tetthet øker opp til 4 °C. Deretter vil den normale ekspansjonen, 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 mye høyere enn de andre forbindelsene H₂X hvor X er et grunnstoff i gruppe 16 i periodesystemet: svovel, selen og tellur. Uten hydrogenbindinger ville is smelte ved cirka –100 °C og koke ved cirka –80 °C.

I vanndamp er vannmolekylene frie. Det er bare ved temperatur nær kokepunktet, og når molekylene støter sammen, at krefter mellom molekylene vil gjøre seg gjeldende. Se van der Waals tilstandsligning.

Vann er et utmerket løsemiddel for polare stoffer som salter. I laboratorier og til medisinsk bruk er det nødvendig å rense vannet. Det kan gjøres ved destillasjon. Da unnslipper 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 (siemens per meter). Det minste spor av salter eller karbondioksid fra luften øker vannets ledningsevne betraktelig. Se også hardt vann.

Rent vann er ved romtemperatur en klar, gjennomsiktig væske uten lukt og smak. I tynne sjikt er den fargeløs, i tykkere sjikt blålig.

Vann har en rekke bemerkelsesverdige egenskaper som gjør at det i mange henseender inntar en særstilling blant ikke-metallenes hydrogenforbindelser. Temperaturavhengigheten av tettheten er blant annet 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. Siden is har mindre tetthet enn vann, vil isen forbli på overflaten og virke isolerende, slik at kulden langsomt vil trenge ned mot større dyp.

Tetthetsforskjellen mellom vann og is er årsaken til at isfjell flyter med tolv prosent av fjellet synlig.

Volumutvidelsen når vann fryser til is er ni prosent, og dette fører til 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.

Vann er en meget bestandig kjemisk forbindelse, med stor negativ dannelsesentalpi. Den kjemiske bindingen mellom hydrogen og oksygen i vannmolekylet er sterk, og brytes bare ved tilførsel av forholdsvis store energimengder.

Selv i rent vann er det noen oksoniumioner og hydroksylioner:

2H₂O(l) ↔ H₃O⁺(aq) + OH^–(aq)

(Her er brukt det latinske navnet på vann, aqua forkortet aq, for å angi at ionene er løst i vann. I H₂O(l) står l for liquid.)

Vannets ioneprodukt er:

[H₃O⁺].[OH⁻] = K_w = 1,0. 10⁻¹⁴ (mol/l)²

ved 25 °C.

I rent vann er konsentrasjonen av oksoniumioner og hydroksidioner like store og ved 25 °C er begge 10⁻⁷ mol per liter.

Følgelig er: pH = –log[H₃O⁺] = 7,0

Løsningen er sur når pH < 7 og basisk når pH > 7 (se pH og syrer).

Fra oldtiden og frem til slutten av 1700-tallet ble vann betraktet som ett av de fire elementer (se alkymi).

Men på slutten av 1700-tallet ble et element eller grunnstoff definert som 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 størstedelen av æren.

Lavoisier skrev ingen kjemiske formler. Den første som skrev en formel for vann var John Dalton. Han skrev strukturformelen for vann som HO i 1810. Først på midten av 1800-tallet ble kjemikere enige om at strukturformelen for vann er H₂O.

• Om vannforbruk, se vannforsyning og vannressurser
• Om vannavløp, se kloakkanlegg
• Om vann i tro og kultur, se vann – religion og vievann

Ivar Olovsson: Snow, Ice and Other Wonders of Water. A tribute to the Hydrogen Bond. World Scientific (2016). Ny, utvidet utgave (2018): Wonders of Water. The Hydrogen Bond in Action. Samme forlag.