Vesi

Vesi ehk divesinikmonooksiid ehk divesinikoksiid (indeksit üks tavaliselt ei nimetata) ehk üldisemalt vesinikoksiid ehk oksidaan on keemiline ühend molekulaarse valemiga H2O. Üks vee molekul koosneb kahest vesiniku ja ühest hapniku aatomist.

Vesi on peaaegu värvitu läbipaistev lõhnatu ja maitsetu aine. 

Vesi on üks kõige levinumaid aineid nii Maal kui ka universumis: molekulaarsetest ainetest on vesi leviku poolest kolmandal kohal pärast divesinikku (H2) ja süsinikoksiidi (CO).

Vesi on normaaltingimustel vedel seetõttu, et vee polaarsed molekulid moodustavad omavahel vesiniksidemeid. Vesiniksidemete olemasolu muudab vee molekulide üksteisest eraldamise raskemaks ja tõstab seega vee sulamis- ja keemistemperatuuri.

Tahkes olekus vett nimetatakse jääks. Jää on kristallilise ehitusega ja selle kristallvõres esinevad tühimikud, mistõttu on jää tihedus väiksem kui vedelal veel.

Vett võib leida peaaegu kogu Maalt ja seda vajavad kõik tuntud elusorganismid, kes koosnevad suures osas veest, mõned vees elavad organismid isegi kuni 99% ulatuses. 

Vesi katab ligikaudu 71% Maa pinnast, olles pidevas ringluses (veeringes). Mered ja ookeanid moodustavad suurema osa veekogusest (umbes 96,5%).

Vesi on üks levinumaid ja parimaid lahusteid, selles lahustuvad hästi väga paljud gaasilised, vedelad ja tahked ained. Enamik protsesse eluslooduses kulgeb vees lahustunud ainete osavõtul. Vesilahused osalevad näiteks ainevahetuses, vesilahustena omastavad ka taimed mullast toitaineid.

 Füüsikalised omadused 
 Agregaatolekud 
Vesi Maal võib olla kolmes agregaatolekus:
 tahkes – jää
 vedelas – vesi
 gaasilises – aur

Normaalsel atmosfäärirõhul (760 mm elavhõbedasammast, 101 325 Pa) muutub vesi tahkeks umbes 0 °C juures ja keeb umbes 100 °C juures. Rõhu vähenemisel hakkab jää sulamistemperatuur aeglaselt kasvama, keemistemperatuur aga langema. pisi|350px|Tüüpiline aine olekudiagramm olenevalt rõhust ja temperatuurist. Kolmikpunkti koordinaadid on Ptp ja Ttp ning kriitilise punkti koordinaadid on Pcr ja Tcr. Kriitilisest punktist edasi on aine ülekriitilise fluidumi omadustega Rõhul 611,73 Pa (umbes 0,006 atm) on sulamis- ja keemistemperatuurid võrdsed – 0,01 °C. Seda punkti vee olekudiagrammil nimetatakse kolmikpunktiks. Sellest madalamal rõhul jää sublimeerub ehk muutub kohe auruks, jättes vedela faasi vahele. Sublimatsiooni temperatuur langeb rõhu alanedes. Kõrgemal rõhul esinevad jää modifikatsioonid toatemperatuurist kõrgema sulamistemperatuuriga.

Normaalsetel tingimustel hakkab vesi keema +98,9 °С juures ja rõhu suurenedes see temperatuur tõuseb:
 Rõhk (atm) Keemistemperatuur (°С) normaaltingimused  +98,9° 1  +100° 2  +120° 6  +158° 218,5  +374,1°
Temperatuuril 374 °C (647 K) ja rõhul 22,064 MPa (218 atm) läbib vesi kriitilise punkti. Selles punktis on vee gaasilise ja vedela faasi tihedus ning teised omadused samad. Sellest suuremal rõhul ei ole enam vahet auru ja vedela vee vahel.

Vesi võib olla ka metastabiilsetes (kreeka keeles μετα – «üle» ja ladina keeles stabilis – «püsiv») olekutes: üleküllastatud ja ülekuumutatud aur, allajahutatud ja ülekuumutatud vedelik. Sellised olekud võivad püsida üsna kaua, kuid kui nad puutuvad kokku stabiilsema faasiga, toimub faasiline üleminek. Näiteks on puhtas klaasanumas lihtne saada allajahutatud vedelat vett, mille temperatuur on alla 0 °C, aga kui tekib vähemalt üks kristallisatsioonitsenter, siis vesi muutub jääks terve mahu ulatuses.

Dünaamiline viskoossus (standardtingimused): 0,00101 Pa·s (20 °C)

Kinemaatiline viskoossus (standardtingimused): 0,01012 cm2/s (20 °C)

Kolmikpunkt: 0,01 °C, 611,73 Pa

Kriitiline punkt: 374 °C, 22,064 MPa

Soojusmahtuvus 

Tulenevalt rohkete vesiniksidemete olemasolust on veel võrreldes teiste ainetega väga suur erisoojusmahtuvus (veel suurem on ainult ammoniaagil). See omadus võimaldab veel stabiliseerida Maa kliimat leevendades suuri temperatuurikõikumisi. Jää sulamissoojus 0 °C juures on 333,35 kJ/kg (suurem ainult ammoniaagil). Selle tõttu sulab triivjää (eriti kui see on massiivne) väga aeglaselt. On väga huvitav, et jää soojusmahtuvus −10 °C juures ja veeauru soojusmahtuvus 100 °C juures on peaaegu samad – 2,05 J/(g·K) ja 2,08 J/(g·K).
+ Aurumissoojus Temperatuur (°C) Hv (kJ/mol) 0 45,054 25 43,99 40 43,35 60 42,482 80 41,585 100 40,657 120 39,684 140 38,643 160 37,518 180 36,304 200 34,962 220 33,468 240 31,809 260 29,93 280 27,795 300 25,3 320 22,297 340 18,502 360 12,966 374 2,066
+Soojusmahtuvuse sõltuvus temperatuurist konstantsel rõhul Temperatuur (°C) Soojusmahtuvus (J/(g K) 1 baari juures) 0 4,2176 10 4,1921 20 4,1818 30 4,1784 40 4,1785 50 4,1806 60 4,1843 70 4,1895 80 4,1963 90 4,205 100 4,2159

Molaarne soojusmahtuvus (standardtingimused): 75,37 J·mol−1·K−1

Soojusjuhtivus (standardtingimused): 0,56 W/(J·K)

Vee ja jää tihedus
pisi|Heksagonaalse jää (Ih) kristallstruktuur. Punktiirjooned tähistavad vesiniksidemeid
pisi|Lumehelbed, foto – Wilson Bentley, 1902
+ Vedela vee tihedusTemperatuur (°C)Tihedus (kg/m3) +100958,4 +80971,8 +60983,2 +40992,2 +30995,6502 +25997,0479 +22997,7735 +20998,2071 +15999,1026 +10999,7026 +4999,9720 0999,8395 −10998,117 −20993,547 −30983,854 Väärtused alla 0 °C puudutavad allajahutatud vett
Vee tihedus tavatingimustel on umbes 1 g/cm3, aga see sõltub otseselt temperatuurist. Kui toatemperatuuril olevat vett hakata jahutama, siis muutub see järjest tihedamaks nagu paljud teisedki ained. Umbes 4 °C juures (täpsemalt 3,98 °C) saavutab vesi oma maksimaalse tiheduse, mis temperatuuri alanedes hakkab vähenema. Sellist negatiivset termilist suurenemist selgitatakse tugevate "van der Waalsi" jõudude olemasoluga veemolekulide vahel. Sama nähtus leiab aset sulatatud SiO2-s.

Aine tahke vorm on üldjuhul tihedam kui vedel faas, sellega seoses vajub paljude ainete tahkis vedelikus põhja. Jää aga püsib vee pinnal, sest tema tihedus on vee omast väiksem. Jäätumise käigus väheneb vee tihedus 9% võrra. Selle põhjuseks on molekulide soojusliikumise lakkamine ja püsivate vesiniksidemete tekkimine. Seetõttu fikseeruvad molekulid oma positsioonidesse heksagonaalse jää (Ih) kristallvõres. Tahkes olekus on vesiniksidemete pikkus väiksem kui vedelas olekus. Molekulide fikseerumine kristallvõre sõlmedes vähendab nende keskmist koordinatsiooniarvu alates temperatuurist, mille juures algab kristallisatsioonitsentrite teke. On ka teisi aineid, mis külmumisel paisuvad: räni, gallium, germaanium, antimon, vismut, plutoonium ja veel teised ühendid, mis moodustavad mahukaid tetraeedrilise koordinatsiooniga kristallvõresid.

Ainult tavaline heksagonaalne jää on veest väiksema tihedusega. Rõhu suurenedes läheb jää üle oma teisteks allotroopseteks modifikatsioonideks, mis on veest tihedamad, näiteks suure tihedusega amorfne jää (inglise keeles HDAI – high density amorphic ice) või väga suure tihedusega amorfne jää (inglise keeles VHDAI – very high density amorphic ice).

Vesi paisub temperatuuri tõustes märkimisväärselt – tihedus väheneb 4% võrra alates 4 °C punktist (suurim tihedus) kuni keemispunktini.

Vee külmumistemperatuur on standardrõhul 0 °C, kuigi vett on võimalik ka ilma jäätumiseta alla jahutada (kui seda mehaaniliselt mitte häirida). Vesi võib püsida vedelas olekus kuni oma homogeense nukleatsiooni punktini 231 K juures. Heksagonaalse jää sulamispunkt langeb mõõduka ülerõhu all, aga kui ta läheb üle oma mõneks allotroopseks vormiks rõhul üle 209,9 MPa (2,072 atm), hakkab sulamispunkt märkimisväärselt tõusma, saavutades 2,216 GPa (21,870 atm) juures väärtuse 355 K (82 °C).

Et alandada tavalise jää sulamistemperatuuri, on vaja rakendada suurt rõhku. Näiteks rõhk, mida tekitab uisutaja, alandab jää sulamispunkti umbes 0,09 °C (0,16 °F) võrra.

Ülalnimetatud vee omadused mängivad Maa ökosüsteemide talitluses suurt rolli. Sõltumata õhu temperatuurist koguneb 4 °C juures olev vesi mageveelistes järvedes alati põhja oma suure tiheduse tõttu. Kuna vesi ja jää on halvad soojusjuhid, on sügavate järvede täielik läbikülmumine ebatõenäoline, välja arvatud juhul, kui toimub vee pidev segunemine, näiteks tuule toimel. Ilma soojenedes püsivad jäätükid vee pinnal ega vaju põhja, kus nad sulaksid väga kaua. Sellised vee iseärasused aitavad säilitada veekogude elustiku.

Merevee ja jää tihedus
pisi|Lihtsustatud kujutus termohaliinsest tsirkulatsioonist. Sinised jooned – hoovused, mis kannavad tihedat vett, punased – hoovused, mis kannavad vähem tihedat vett
Vee tihedus sõltub nii temperatuurist kui ka lahustunud ainete kontsentratsioonist. Soola olemasolu (3,5%) alandab külmumistemperatuuri ~2 °C võrra ja samas alandab temperatuuri, mille juures vee tihedus saavutab maksimumi, külmumispunktini. See tagab selle, et meres konvektsiooni toimumisel külma vee laskuv vool ei ole peatatud vee paisumisega ja külm vesi külmumistemperatuuri juures jätkab põhja vajumist. Sellel põhjusel iga elusolend, kes tahab ellu jääda näiteks Arktika ookeani põhjas, peab suutma taluda vee temperatuuri, mis on 4 °C madalam jõgede ja mageveeliste järvede põhjas oleva vee temperatuurist. Talvel, kui magevee temperatuur saavutab 4 °C, annavad õhuga kontaktis olevad ülemised kihid ära soojust ja nende temperatuur langeb. Niimoodi moodustuvad ülemises osas kihid temperatuuridega 3 °C, 2 °C, 1 °C ja 0 °C, samas kui 4 °C vesi paikneb põhjas. Kuna jää on hea isolaator, ei võta ta soojust alumistelt kihtidelt, mis hoiab neid jäätumisest.

Soolase vee pind hakkab külmuma temperatuuril −1,9 °C (vesi soolsusega 3,5%), moodustuv jää on aga peaaegu soolavaba ning tihedus on võrreldav mageveekogu jää tihedusega. Selle nähtuse põhjuseks on see, et kristalliseerumisel aine moodustab eelistatult sidemeid enda molekulidega. Mõned ioonid aga jäävad jää kristallvõresse. Kõik soola ioonid, mis ei sattunud moodustuva jää kristallvõresse tõstavad all oleva vee soolsust (samuti tihedust). Tihedam vesi asendub konvektsiooni teel veega alumistest kihtidest, mis lahustab endas soolasid moodustuvast jääst. Kogu see protsess koos temperatuurifaktoriga tekitab hoovusi. Tsirkulatsiooni, mis tekib ebavõrdse temperatuuri ja soolsuse jaotuse tõttu Maailmaookeanis, nimetatakse termohaliinseks tsirkulatsiooniks.

Üks potentsiaalsetest kliima soojenemise tagajärgedest on selliste hoovuste kadumine, mis võib esile kutsuda ennustamatuid muutusi maailma kliimas.

Kokkusurutavus
Vee kokkusurutavus on temperatuuri ja rõhu funktsioon. 0 °C juures ja 0 rõhu piiril on kokkusurutavus 5,1×10−10 Pa−1. Nullrõhu piiril saavutab kokkusurutavus miinimumi temperatuuril 45 °C, enne kui hakkab temperatuuri kasvamisel jälle suurenema. Mida suurem on rõhk, seda väiksem on kokkusurutavus, olles 3,9×10−10 Pa−1, kui t (°C) = 0 ja P (MPa) = 100. Vee väike kokkusurutavus tähendab seda, et ookeanis 4 km sügavusel 40 MPa rõhu juures toimub kahanemine mahus ainult 1,8%.

Elektrijuhtivus
Elektrijuhtivus (25 °C): 0,055 µS/cm

Puhas vesi, mis ei sisalda ioone, on hea elektri isolaator, aga isegi deioniseeritud vesi ei ole täielikult ioonidest vaba. Vedelas vees toimub autoionisatsioon, mida kirjeldab järgmine võrrand: . Kaks vee molekuli moodustavad ühe hüdroksüüliooni (OH−) ja ühe hüdrooniumiooni ( H3O+). Selle pöörduva reaktsiooni kiiruskonstanti nimetatakse vee dissotsiatsioonikonstandiks ja tähistatakse Kw. Kw väärtus on 10−14 25 °C juures. Puhtas vees tekitab autoionisatsioon ioone, mis põhjustavad nõrka voolujuhtivust 0,055 µS/cm (25 °C). Seda on võimalik tuvastada tundliku aparatuuriga. On teada, et vee elektritakistuse teoreetiline maksimum on 182 kΩ·m 25 °C juures. Kui soola kontsentratsioon ületab piiri 100 "ppt" (üks osa lahustunud ainet triljon osa lahusti kohta), siis see hakkab märkimisväärselt alandama vee elektritakistust (kuni paari kΩ·m-ni). See juhtub, sest sool dissotsieerub vees ioonideks, mis mängivad laengute kandjate rolli. Jääs on laengu kandjateks prootonid.

Elektrolüüs
Voolu kulgemine läbi vee põhjustab selle lagunemise molekulaarseks vesinikuks (H2) ja hapnikuks (O2). Seda nähtust nimetatakse elektrolüüsiks. Katoodil (miinuselektrood) toimub kahe prootoni redutseerumine ja H2 eraldumine gaasilisel kujul.

H+ + e = 0,5H2 E=0 V

Anoodil aga hüdroksüülrühma oksüdeerumine ja hapniku eraldumine:

2OH- – 2e = H2O + 0,5H2O E=+0,401

Leeliselistes lahustes toimub sõltuvad pH-st anoodil mõõdukatel voolutihedustel hüdroksüülrühma depolariseerumine, nagu on kirjeldatud eelnevalt, happelise või leeliselise keskkonna korral toimub suurtel voolutihedustel elektronide ärastamine hoopis veelt.

H2O – 2 e = 2H+ + 0,5O2
Liuskurlane|pisi

Voolu ülekandes osalevad kõik lahuses olevad ioonid. Kuna puhta vee juhtivus on tööstusliku elektrolüüsi läbiviimiseks liiga väike, lisatakse sellele leeliseid, happeid või soolasid, et suurendada ioonide hulka ja seega voolujuhtivust.

Pindpinevus
Veel on toatemperatuuril suur pindpinevusteguri väärtus – 72,8 mN/m. See on põhjustatud tugevast kohesioonist vee molekulide vahel vesiniksidemete ja Van der Waalsi interaktsioonide olemasolu tõttu. Kuna vedeliku pinna tekkimiseks on vaja teha tööd, püüab vedelik võimalikult vähendada oma pindala. See fakt seletab mõned eluslooduses leiduvaid nähtusi:
Vesi mittemärguvate ainete pinnal, näiteks teflonil või polüetüleenil (see võib olla ka taime leht, kaetud vahaja kutiikulaga) võtab tilga kuju. Tilk on peaaegu sfäär, millel on kõige väiksem eripind võrreldes teiste samamahuliste kehadega ja seega väiksem kontakt hüdrofoobsete molekulide pinnaga. 
Vee juga võtab silindri kuju.
Mõned putukad, näiteks liuskurlased, on võimelised liikuma vee pinnal seetõttu, et pindpinevusjõud on suurem kui raskusjõud.

Kohesioon ja adhesioon
pisi|vasakul|Kastetilgad adheerunud ämbliku võrguga
Vee molekulid on üksteisega seotud vesiniksidemetega, seda nimetatakse kohesiooniks. Vesiniksidemed pidevalt katkevad ja moodustuvad taas suure kiirusega, kuid igal ajahetkel on enamik molekule seotud nende sidemetega.

Kohesiooninähtusele tugineb Dixoni kohesiooniteooria, mis väidab, et ksüleemis oleva vedeliku liikumist juurtest lehtedesse põhjustab veepotentsiaali gradient süsteemis muld-taim-õhk ja kohesioonijõud veemolekulide vahel, mis tagavad veesamba katkematust. Uurimistööd, millel teooria baseerub: Dixon, Joly (1894), Askenasy (1895) ja Dixon (1914,1924).

Veemolekulide ja teiste ainete molekulide tõmbumist nimetatakse adhesiooniks. Väga sirgel ja puhtal klaaspinnal vesi võib moodustada õhukese kile, kuna adhesioonijõud veemolekulide ja klaasi vahel on suuremad, kui kohesioonijõud vees. Rakkudes ja organellides on vesi kontaktis membraani ja valkude pinnaga, mis on hüdrofiilsed. Sellised pinnad on tugevalt hüdraaditud, mis tähendab seda, et nende ümber on kiht veemolekule, mis on eripäraselt orienteeritud vastavalt pinna laengule ja teistele füüsikalistele omadustele. Mida suurem on laengutihedus, seda paksem on veekiht. Et seda kihti eemaldada, on vaja teha tööd hüdratatsioonijõudude vastu. Need jõud on väga tugevad, aga kahanevad kiiresti juba nanomeetrisel või isegi lähimal kaugusel.

Kapillaarsus
pisi|vasakul|Kapillaarsus vee ja elavhõbeda näitel
Adhesiooni ja kohesiooni koosmõjul liigub vesi üles peentes torudes vastu gravitatsioonijõudu. Vesi adheerub kapillaari seinaga veesamba külgedel, tulemusena tekib U-kujuline menisk, pindpinevus aga püüab vee pinda tasandada, tõmmates vett kapillaaris üles. Kohesiooni tõttu veesammas ei katke. Langetavaks jõuks on raskusjõud, mis ühel hetkel kompenseerib tõstvat jõudu ja vee liikumine lakkab. Kapillaarsed nähtused on väga tähtsad bioloogias: kapillaarjõud aitab kaasa ksüleemimahla liikumisele taimede juhtsoontes.

Vesiniksidemed

pisi|vasakul|Neli vee molekuli seotud vesiniksidemetega
Vesi on standardtingimustel vedelas olekus võrreldes teiste elementide (mis koos hapnikuga asuvad perioodilisustabelis VI grupis) analoogiliste hüdriididega (H2S, H2Se, H2Te), mis on gaasilised ained. Teised elemendid, mis ümbritsevad hapnikku, nagu lämmastik, fluor, kloor, fosfor, annavad vesinikuga ühinedes standardtingimustel gaasilisi ühendeid. Hapnik on elektronegatiivsem kui kõik ülalnimetatud elemendid (v.a fluor), seetõttu on elektronpilved veemolekulis nihutatud tema poole. See annab veemolekulile polaarsuse – hapnik omab kahte negatiivset osalaengut ja vesinik positiivset. Vee molekulid tõmbuvad üksteise poole moodustades polaarseid vesiniksidemeid. Iga molekul on võimeline moodustama neli sidet: kaks neist – hapnik (sideme aktseptor) ja kaks – vesinik (sideme doonor)..Vee molekulid on pidevas liikumises üksteise suhtes, seega vesiniksidemed katkevad ja moodustuvad taas ajaskaalal > 200 femtosekundit. Nende sidemete võrgustikud, klastrid muudavad veemolekulide üksteisest eraldamise raskemaks ja energiat nõudvaks protsessiks ja tõstavad seega vee sulamis- ja keemistemperatuuri.

Vesi kui lahusti
Molekulide polaarsuse ja vesiniksidemete moodustumise tõttu on vesi universaalne lahusti. Vees lahustuvad hüdrofiilsed ained, mille molekulid on samuti polaarsed. On teada, et paljude ainete lahustumisel vees ainete molekulid või ioonid seonduvad veemolekulidega, moodustades hüdraate. Sõltuvalt aine iseloomust võivad hüdraadid moodustuda erinevalt. Kui on tegemist ainega ioonse iseloomuga, näiteks KCl kristalliga, siis vette sattudes ioonid kristalli pinnal tõmbavad veemolekulid ligi elektrostaatiliste jõudude (ioon-dipoolne vastasmõju) pärast. Pärast seda tekib ka doonor-aktseptoorne vastasmõju. K+ ioonidega veemolekulid puutuvad kokku oma negatiivse poolusega, Cl- iooniga aga positiivsega. Soojusliikumise käigus lahusti veemolekulid tõukavad neid veemolekule, mis kontakteeruvad kristallipinnal olevate ioonidega. Samal ajal toimub ka kristallvõres olevate ioonide soojusvõnkumine. Kokkuvõttes need kaks protsessi põhjustavad ioonide eraldumist kristallvõrest ja üleminekut lahusesse hüdraatide kujul. Niimoodi kihtide kaupa kristall lahustub.

Kui on aga tegemist ainega molekulaarse struktuuriga, siis hüdraadid moodustuvad dipool-dipoolsete interaktsioonide tõttu. Lahustunud aine dipoolid võivad sel juhul olla kas püsivad või indutseeritud (ainetes mittepolaarsete molekulidega). Polaarsete ainete puhul protsessi etapid on järgmised:
Lahusesse sattunud aine pinnale kogunevad veemolekulid, mis orienteeruvad aine molekulide suhtes vastavalt polaarsusele.
Veemolekulid polariseerivad veemolekuli veel tugevamini, kui ta oli polariseeritud enne.
Molekuli koostises olevate aatomite ja veemolekulide soojusliikumise tõttu toimub molekuli lagunemine ja komponentide hüdraatumine.

Kui aga aines on elektronegatiivseid aatomeid või vesinikku, on võimalik vesiniksideme tekke aine molekulide ja veemolekulide vahel. Näitena võib tuua glükoosi, millel on olemas hüdroksüülrühmad, mis annavad vesiniksidemeid veemolekulidega (vaata pilti). See aitab kaasa lahustumisele.

Kiirguse neeldumine vees 
pisi|Vedela vee neeldumisspekter. Nähtav valgus läbib vett kõige paremini

Vedelas vees neelduvad elektromagnetilised kiirgused, mis jäävad nähtavast valgusest suurema ja väiksema lainepikkuse alasse. Teisisõnu, nähtav valgus läbib vett kõige paremini. 

Kui vett on küllalt vähe, näiteks klaasitäis vett, siis on vesi läbipaistev, sest sellises koguses vees neelduvad enam-vähem samapalju kõik nähtava valguse erineva lainepikkusega footonid. Kui vett on palju nagu näiteks meres, siis suures hulgas vees neeldub punane valgus kõige rohkem, vähem roheline valgus ja kõige vähem sinine valgus. Kuna sinine neeldub kõige vähem, siis paistab meri rohekassinisena, Violetsed footonid neelduvad veelgi vähem kui sinised, aga päikesevalgus sisaldab violetseid footoneid palju vähem, kui siniseid ja rohelisi. Sellepärast ei paista violetne värvus merevees sinise ja rohelise kõrval välja. Sügaval vees (nt 35 meetri sügavusel) paistab punane õun mustana, sest punased footonid neelduvad vees ja sügavale neid ei jõua.

Keemilised omadused

Vesi on kõige levinum lahusti Maal. Suurem osa keemiast oli kõigepealt ainete vesilahuste keemia. Vett käsitletakse amfolüüdina ehk üheaegselt happe ja alusena (hüdrooniumioon ja hüdroksüülioon). Ilma lisanditeta vees on nende ioonide kontsentratsioon võrdne. Puhas vesi on neutraalne, selle pH väärtus on 7 (juhul kui rõhk on 1 atmosfäär ja temperatuur 25 °C). Vesi on keemiliselt suhteliselt aktiivne aine. Vesi hüdraadib ioone ja polaarseid molekule, moodustades hüdraate ja kristallhüdraate. Hüdrolüüsi, mis toimub eluta ja eluslooduses, kasutatakse laialdaselt tööstuses.

Vesi reageerib toatemperatuuril
pisi|Kaaliumi reaktsioon veega
 aktiivsete metallidega (naatrium (Na), kaalium (K), kaltsium (Ca), baarium (Ba) jne);
 halogeenidega (fluor (F), kloor (Cl));
 sooladega, moodustades hüdraate või hüdrolüüsides neid;
 karboksüül- ja anorgaaniliste hapete anhüdriididega ja halogeenanhüdriididega;
 aktiivsete metallorgaaniliste ühenditega (dietüültsink, Grinjari reaktiivid, metüülnaatrium jne);
 aktiivsete metallide (Na, K, Li jne) karbiididega, nitriididega, fosfiididega;
 boraanidega, silaanidega;
 keteenidega; C3O2-ga
 väärisgaaside ja fluoriididega.

Vesi reageerib kuumutamisel
 raua ja magneesiumiga;
 söe ja metaaniga;
 mõnede alküülhalogeniididega.

Vesi reageerib katalüsaatori juuresolekul
 amiididega, karboksüülhapete estritega;
 atsetüleeni ja teiste alkiinidega;
 alkeenidega;
 nitriilidega.

 Vesi ja elu Maal 
Vee esinemine vedelal, tahkel ja gaasilisel kujul on hädavajalik eluks Maal. Maa asub Päikesesüsteemi elamiskõlblikus osas. Kui ta oleks Päikesele natuke lähemal või natuke kaugemal (umbes 5% võrra, 8 miljonit kilomeetrit), oleks vähem tõenäoline, et kõik need kolm vormi eksisteeriks Maal üheaegselt.

Maa gravitatsioon võimaldab säilitada atmosfääri. Veeaur ja süsinikdioksiid õhus tekitavad temperatuuripuhvri, mis aitab hoida pinnatemperatuuri püsivana. Kui Maa oleks väiksem, siis õhem atmosfäärikiht põhjustaks suuri temperatuurikõikumisi ja vee kogunemine oleks takistatud, v.a poolustel (nagu see on Marsil).

 Vesi looduses 
Vett, mis on jaotatud meie planeedil nimetatakse hüdrosfääriks. Vee umbkaudne maht Maal on 1 338 000 000 km3. Vesi on atmosfääris väikeste tilgakeste ja jääkristallide kujul pilvedes, udus ja sudus, vedelas olekus meredes, ookeanides, jõgedes, järvedes, tiikides, kanalites ja veehoidlates, tahkel kujul liustikes ja lumes. Vee jaotus maal on järgmine: suurim osa (97%) on ookeanide soolvesi, magevesi moodustab ainult 3% hüdrosfäärist; 99% mageveest paikneb jäämütsides, liustikes ja põhjavetes ning ainult 0,3% pinnaveekogudes.
pisi|

 Roll rakkudes ja elusorganismides 
Vee unikaalsed omadused võimaldavad sel talitleda organismides lahustina, termoregulaatorina, rakkude struktuuri säilitajana, ainete transportija ja biokeemiliste reaktsioonide substraadina.

Kõik keemilised reaktsioonid, mis toimuvad elusas organismis, toimuvad veekeskkonnas. Vesi reageerib hüdrolüüsi reaktsioonides rasvade, valkude ja süsivesikutega, vabastades energiat. Fotosünteesis mängib vesi elektronide doonori rolli: veelt ärastatud elektronid kantakse mööda elektrontransport ahelat NADP+-le, redutseerides seda. Seda protsessi nimetatakse vee fotolüüsiks. Moodustunud NADPH kasutatakse pärast FS pimereaktsioonides, kus sünteesitakse süsivesikuid. 
pisi|OEC- kompleks, mis ärastab veelt elektrone, NFR – NADP+ reduktaas, annab neid üle NADP+-le
Vesi on peaaegu kokkusurumatu (vedelas olekus) ja seega talitleb raku hüdrostaatilise skeletina. Osmoosi tõttu põhjustab vesi taimerakkudes turgorrõhku, mis on vajalik nende kasvuks ning taime organite kuju ja asetuse säilitamiseks.

Vesi on floeemi- ja ksüleemivedeliku põhikomponent, lahustades endas mineraalseid ja orgaanilisi aineid, mida on vaja transportida juurtest lehtedesse (ksüleem) ja lehtedest juurtesse (floeem). Loomades toimub jääkproduktide ja teiste ainevahetuses vajalike ainete transport vere kaudu. Plasma, mis on üks vere põhikomponentidest, koosneb 92% veest.

Inimorganismis sisalduv vee mass on võrdelises sõltuvuses keha massist. See seaduspärasus kehtib aga ainult enam-vähem samaealiste inimeste puhul. Vastsündinutel on kudede veesisaldus ligikaudu 75%, 70-aastastel aga ainult ligikaudu 45–50%.

Vee suur soojusmahtuvus – 4200 J/(kg·K) – hoiab organismi temperatuuri suhteliselt muutumatuna. Vesi on võimeline transportima suure hulga soojust sealt, kus seda on palju, sinna, kus on seda vähe. Vee aurumisel toimub keskkonna jahtumine, kuna selleks, et vesi siirduks gaasilisse faasi, tuleb vesiniksidemete lõhkumiseks kulutada palju energiat (43,99 kJ/mol 25 °C juures). Seetõttu on higistamine tõhus mehhanism organismi ülesoojenemise vältimiseks.

 Vee kasutamine 
Ajalooliselt tekkisid ja õitsesid tsivilisatsioonid suurte veekogude juures: tsivilisatsioonide hälliks nimetatud Mesopotaamia paiknes kahe suure jõe – Tigrise ja Eufrati vahel; Egiptuse iidne ühiskond oli täielikult sõltuvuses Niilusest. Selliste tänapäeva suurlinnade nagu Rotterdami, Montreali, Pariisi, New Yorgi, Buenos Airese majandusedu põhineb osaliselt asjaolul, et nendega oli võimalik pidada kaubavahetust vee kaudu. Vee roll meie elus on raskesti hinnatav, kuna seda kasutatakse peaaegu kõikjal:

 põllumajanduses;
 joogiks ja toidu valmistamiseks;
 hügieentoiminguteks;
 soojuskandjana mitmesugustes seadmetes;
 tuumaelektrijaamades soojuskandja ja neutronite aeglustajana;
 tule kustutamisel;
 emulsioonmääretes;
 koos abrasiivsete materjalidega kivimite lõikamiseks;
 kõikides tööstusharudes;
 rekreatsioonilistel eesmärkidel.

 Vee uurimine 
Hüdroloogia on teadus, mis uurib Maa hüdrosfääri, seal kulgevaid protsesse, samuti interaktsioone hüdrosfääri ja seda ümbritseva keskkonna vahel. Hüdroloogia jaguneb: okeanoloogiaks ehk okeanograafiaks ja sisevete ehk mandrivete hüdroloogiaks.

Molekulaarsel ja aatomilisel tasemel uurib vett füüsika ja keemia.

Vaata ka
Joogivesi
Mineraalvesi
Raske vesi
Tilk
Üliraske vesi
Vihm
Veelaine
Veeringe
Vee karedus
Maavesi
Veemajandus
Veepuhastus
Vee kvaliteet
Vee reostumine
Eriveekulu
Veekaitse
Mpemba efekt
Agressiivne vesi
Vee filtreerimine
Õigus veele ja kanalisatsioonile

 Viited 

 Kirjandus 
Philip Ball, "A Biography of Water," 1999, PHOENIX
Hergi Karik. 2006. "Looduslik vesi ja hämmastavad imeveed". Tallinn
Hergi Kariku artikkel ajakirjas Horisont http://www.horisont.ee/node/1452
 Primeau, F., 2005, Characterizing transport between the surface mixed layer and the ocean interior with a forward and adjoint global ocean transport model, Journal of Physical Oceanography, 35, 545–564.
 А. Гиляров. Меняющиеся представления об устройстве океанического конвейера // «Элементы.ру», 19.08.2010
 Прогноз развития термохалинной циркуляции в 21 веке
 Дерягин Б.В., Кротова Н.А., Смилга В.П. Адгезия твердых тел. — М.: Наука, 1973.
 Фрейдин А.С. Свойства и расчет адгезионных соединений. — М.: Химия, 1990.
 Белов П.А., Лурье С.А. Теория идеальных адгезионных взаимодействий. Механика композиционных материалов и конструкций, 2007 г., том 13, №4, стр. 519(fail artikliga)
 Б. Д. Сумм «Основы коллоидной химии»
 Д. Тейлор, Н. Грин, У. Стаут «Биология»
 М. Б. Беркинблит, С. М. Глаголев, В. А. Фуралев «Общая Биология»
 Plant physiology, Lincoln Taiz, Eduardo Zeiger, 2002, (fotosünteesi ja taimefüsioloogia osa)

 Välislingid 
 Martin Chaplin. Water structure and science
 Vee molekulaarsed omadused
 ÜRO kliimakonverentsi delegaadid keelustaksid vee


Kategooria:Oksiidid
Kategooria:Maavarad
Kategooria:Toiduained