Su, Dünya gezegeninde katı, sıvı ve gaz formlarında bulunan doğal ve bol bir madde olup sanatçılar, mühendisler, şairler, yazarlar, filozoflar, çevreciler, bilim insanları ve politikacıların dikkatini çekmiştir. Hayatın her yönü; suyu besin, yaşanacak bir ortam veya yaşamın temel bileşeni olarak içerir. Suyun gıda bilimi ile ilgili yönleri tarım, su ürünleri yetiştiriciliği, biyoloji, biyokimya, aşçılık, mikrobiyoloji, beslenme, fotosentez, enerji üretimi ve zoolojiye kadar uzanır. Dar bir gıda teknolojisi anlamında bile su; yiyeceklerin üretimi, yıkanması, hazırlanması, imalatı, soğutulması, kurutulması ve nemlendirilmesi süreçlerinde yakından yer alır. Su, hücreler tarafından tüketilir, emilir, taşınır ve kullanılır. Su hakkındaki gerçekler ve veriler bol ve çeşitlidir. Bu makale, okuyucuların gıda bilimini moleküler düzeyde değerlendirebilmesi için su moleküllerinin temel özelliklerini ve kolektif özelliklerini seçici olarak sunmaktadır.

Suyun fiziği ve kimyası, mühendislik ve bilimlerin bel kemiğidir. CRC Kimya ve Fizik El Kitabı’nda bulunan saf suyun özelliklerine dair temel veriler ^[1] gıda bilimcileri için faydalıdır. Ancak su evrensel bir çözücüdür ve doğal sular çevrede bulunan çözünmüş maddeler içerir. Sulu çözeltilerdeki tüm çözünen maddeler suyun özelliklerini değiştirir. Lang’ın Kimya El Kitabı ^[2], sudaki çeşitli gazlar ve tuzların çözünürlüğünü verir. Gıda işleme sektöründe su kullanımı, Nalco Su El Kitabı’nda kısaca anlatılmıştır ^[3]. Su temini ve arıtmalar için İnşaat Mühendisliği El Kitabı ^[4] pratik rehberler sunar. İçme Suyu Kalitesi El Kitabı ^[5], gıda hizmetleri ve teknolojilerinde kullanılan sular için yönergeler belirler. Gıda endüstrisinden gelen atık suların arıtılması gerekir ve bu teknoloji genellikle endüstriyel kimyada ele alınır ^[6]. Çoğu taze gıda büyük miktarda su içerir. Gıda maddelerinin su içeriğinin depolama ömrünü uzatmak ve kaliteyi artırmak için değiştirilmesi önemli ve yaygın kullanılan bir süreçtir ^[7].

Su hakkında çok geniş bir bakış açısı ve derin bir içgörü “Water – A Matrix of Life” ^[8] bölümünde bulunabilir. Günümüzde su anlayışımıza yol açan araştırmalar, “Su – Kapsamlı Bir Risale” ^[9] serisinde incelenmiştir. Suyun proteinlerle etkileşimi ^[10], ^[11] yaşam bilimi ve gıda biliminde önemli bir konudur. Su yaşam iksiridir ve H₂O bir biyomoleküldür.

II. Su ve Gıda Teknolojisi

Su, yiyeceklerin vazgeçilmez bir bileşenidir ^[12]. Dünya’nın manto, kabuk, atmosfer, hidrosfer ve yaşamı sağlamak için nasıl evrimleştiğine dair felsefi varsayımlar bolca mevcuttur. Tartışmalar devam etmekle birlikte, bazı bilim insanları ilkel yaşam formlarının suda oluşmaya başladığını düşünmektedir ^[13]. Karmaşık yaşam formları gelişmiş ve sayıları artmıştır. Evrim anaerobik, aerobik ve fotosentetik organizmalar üretmiştir. Bol yaşam formlarının varlığı, parazitlerin, bitkilerin ve diğer organizmaların ortaya çıkmasını ve kaynakları kullanmasını sağlamıştır. Tüm yaşam sudan başlamıştır ^[14]. Homo sapiens çevrenin ayrılmaz bir parçasıdır ve sürekli su değişimi iç alanımızı dış alanla birleştirir.

Doğru miktarda su aynı zamanda sağlıklı bir yaşamın sürdürülmesi ve korunmasının anahtarıdır. Su, besinleri ve metabolik ürünleri vücut genelinde taşıyarak hücre içeriği ve ihtiyaçlarını dengeler. Su; proteinlerin, nükleotitlerin ve karbonhidratların biyolojik aktivitelerini sürdürür ve yaşam için hayati öneme sahip hidrolizler, yoğuşmalar ve kimyasal reaksiyonlara katılır ^[15]. Ortalama olarak bir yetişkin 2 ila 3 L su tüketir: 1-2 L sıvı olarak, 1 L yiyecekle birlikte ve 0,3 L metabolizma için. Su; böbrek, deri, akciğer ve dışkı yoluyla atılır ^[16]. Hayatımız boyunca içimizden geçen su miktarı şaşırtıcıdır.

Küçük miktarda mineral dışında, besinler bitki ve hayvansal parçalardan oluşur. Su; yiyeceklerin yetiştirilmesi, işlenmesi, üretimi, yıkanması, pişirilmesi ve sindirilmesi için gereklidir. Yemek sırasında veya sonrasında, çoğunlukla sudan oluşan bir içecek, yiyeceği nemlendirmek veya sindirmek için gereklidir. Ayrıca, metabolik süreçte su elzemdir.

Hücreler ve canlı organizmalar su dengesine ihtiyaç duyar, su içerir ve bu suyu korur. Donma, susuzluk, egzersiz, aşırı ısınma gibi nedenlerle oluşan su dengesizliği hücrelerin ve nihayetinde tüm vücudun ölümüne yol açar. Susuzluk, açlıktan çok daha hızlı öldürür. İnsan vücudunda su, vücut sıcaklığı düzenlemesi gibi birçok fizyolojik işlevin yanı sıra yiyeceklerin taşınması, sindirimi ve metabolizması için bir ortam sağlar ^[17].

Vücut kütlesinin üçte ikisi sudan oluşur ve çoğu yumuşak dokuda su içeriği %99’a kadar çıkabilir ^[16]. Su molekülleri biyomoleküllerle yakından etkileşime girer ^[9]; o bizim bir parçamızdır. Su ve biyomoleküllerin işlevleri birlikte yaşamı ortaya çıkarır. Su; evlerin idaresi, endüstriyel ürünlerin imalatı ve elektrik enerjisi üretimi için de gereklidir.

Su, trilyonlarca yıldır Dünya’nın manzarasını şekillendirmiş ve Dünya yüzeyinin %70’ini kaplamaktadır. Yine de gıda üretimi ve teknoloji için değerli bir metadır. Su teminindeki sorunlar felakete yol açabilir ^[5]. Az yağışlı bölgelerde kalma meydan okumasını kabul eden çok az cesur ruh vardır. Yine de yağmur, zamanına ve miktarına bağlı olarak bir nimet ya da lanet olabilir. Zamanında ve bol yağmur için dua etmek eskiden imparatorlar ve politikacılar tarafından yapılırdı, ancak bugün yiyecek için su temini bilim insanlarını ve mühendisleri zorlamaktadır.

III. Su Molekülleri ve Mikroskobik Özellikleri

Platon dört ilkel madde varsaydı: su, ateş, toprak ve hava. Doktrini, bu dört ilkel maddenin çeşitli miktarlarının birleşimi ve permütasyonunun dünyanın tüm maddelerini ürettiğini öne sürdü. Akademisyenler bu doktrini 2000 yıl boyunca, deneysel sonuçları açıklayamayana kadar takip ettiler. Temel maddelerin araştırılması, kimyasal element olarak hidrojen, oksijen, azot vb. keşfine yol açtı. Su, hidrojen (H) ve oksijenden (O) oluşur. Kimyagerler H₂O’yu evrensel su sembolü olarak kullanır. Moleküler formül H₂O, bir su molekülünün iki H atomu ve bir O atomundan oluştuğu anlamına gelir. Ancak birçok kişi hidrojen oksit, dihidrojen oksit, dihidrojen monoksit gibi diğer kimyasal isimleriyle karıştırılır.

A. Suyun İzotopik Bileşimi

Elektronların, radyoaktivitenin, protonların ve nötronların keşfi izotopların varlığını ima etti. Tüm elementler için doğal izotoplar tanımlanmıştır. Hidrojenin üç izotopu; protyum (¹H), döteryum (D, ²D veya ²H) ve radyoaktif trityum (T, ³T veya ³H) dur. Oksijenin üç kararlı izotopu ise şunlardır: ¹⁶O, ¹⁷O ve ¹⁸O. Bu izotopların kütleleri ve bollukları Tablo 1’de verilmiştir. Radyoaktif izotoplar için yarı ömürler verilir.

Tablo 1. Hidrojen ve oksijen izotopları; ve izotopik su molekülleri molar kütlesi (AMU), göreceli bolluk (%) veya yarı ömür

Hidrojen İzotopları			Oksijenin Kararlı İzotopları
¹H1.007825	²D2.00141018	³T3.0160493	¹⁶O15.9949146	¹⁷O16.9991315	¹⁸O17.9991604
99.985%	0.015%	12.33 yıl	99.762%	0.038%	0.200%
İzotopik su molekülleri molar kütlesi (amu) ve göreli bolluk (%, ppm veya iz)
H₂¹⁶O	H₂¹⁸O	H₂¹⁷O	HD¹⁶O	D₂¹⁶O	HT¹⁶O
18.010564 99.78%	20.014810 0.20%	19.014781 0.03%	19.00415 0.0149%	19.997737 0.022 ppm	20.018789 İz

Bu izotopların rastgele birleşimi, çeşitli izotopik su moleküllerinin ortaya çıkmasına neden olur; en bol olanı H₂¹⁶O’dur (%99,78, kütlesi 18,010564 atomik kütle birimidir (amu)). Yaklaşık 19 ve 20 kütleli su molekülleri ise yüzde bir oranın bir kısmında mevcuttur. HD¹⁶O (%0,0149), D₂¹⁶O’dan (ağır su, 0,022 milyonda bir parça) çok daha bol bulunsa da, D₂O konsantre edilip sudan çıkarılabilir. Ekstraksiyon sürecinde, HDO molekülleri izotop değişimi nedeniyle D₂O’ya dönüştürülür. Oldukça saf ağır su (D₂O), özellikle gıda endüstrisine enerji sağlayan nükleer teknolojide uygulanması için endüstriyel ölçekte üretilmektedir.

Su için tipik bir kütle spektrumu, gaz fazındaki H₂O⁺ ve OH⁺ iyonları için sırasıyla 18 ve 17 kütle/yük oranlarını gösterir. Diğer türler ise kısmen kütle spektrometrelerinde suyun yoğuşması nedeniyle tespit edilemeyecek kadar zayıftır.

Suyun izotop bileşimi, kaynağına ve yaşına bağlıdır. Bu çalışma diğer bilimlerle bağlantılıdır ^[18]. Sudaki hidrojenin izotopik analizi için, hidrojen, hidrojen gazına indirgenir ve ardından gazın kütle spektrumu analiz edilir. Oksijen izotopları için genellikle H₂O’daki oksijenin CO₂ ile değişim yapmasına izin verilir ve ardından CO₂’nin izotopları analiz edilir. Bu analizler, arkeolojik gıda kalıntıları ve alışılmadık gıda örnekleri üzerinde kökenlerini, yaşlarını ve tarihlerini öğrenmek için yapılır.

B. Su Moleküllerinin Yapısı ve Bağları

Kimyasal bağ, atomları bir moleküle bağlayan bir kuvvettir. Bu nedenle, kimyagerler sudaki bağları temsil etmek için H-O-H veya HOH kullanırlar. Ayrıca, spektroskopik çalışmalar H–O–H bağ açısının 104,5° olduğunu ortaya koymuş ve gaz H₂O molekülleri için H–O bağ uzunluğu 96 pikometre (pm) olarak belirlenmiştir ^[19]. Katı ve sıvı için değerler suyun sıcaklığı ve durumlarına bağlıdır. Bağ uzunluğu ve bağ açıları bir molekülün temel özellikleridir. Ancak, molekülün titreşimi ve dönme hareketleri nedeniyle, ölçülen değerler ortalama veya denge bağ uzunlukları ve açılarıdır.

Su çapının (ortalama van der Waals çapı), izoelektronik neon çapıyla neredeyse aynı olduğu bildirilmiştir (282 pm). Su molekülünün bazı hayali modelleri Şekil 1’de gösterilmiştir (Görsel kaldırıldı).

İzole bir su molekülü pek statik değildir. Sürekli olarak üç temel modun herhangi birinin veya hepsinin birleşimi olabilen bir titreşim hareketi geçirir: simetrik gerilme, asimetrik gerilme ve bükülme (veya deformasyon). Bu titreşim modları Şekil 2’de belirtilmiştir (Görsel kaldırıldı).

Işığın emilimi (fotonlar) su moleküllerini daha yüksek enerji seviyelerine çıkarır. Kızılötesi (IR) bölgesinde fotonların emilimi titreşim hareketini uyarır. Simetrik gerilme, bükülme ve asimetrik uzanmayı bir sonraki yüksek enerji seviyelerine uyaran fotonlar, H₂O için sırasıyla 3656, 1594 ve 3756 cm⁻¹ dalga sayılarına sahiptir ^[20]. Bu değerler ve sadece diğer su molekülleri (¹⁶O) için olanlar Tablo 2’de verilmiştir.

Tablo 2. D₂O, H₂O ve HDO moleküllerinin soğurma frekansları, temel modların daha yüksek enerji seviyesine uyarılması için.

Titreşim Modu	H₂O	HDO	D₂O
Simetrik gerilme	3656	2726	2671
Bükülme	1594	1420	1178
Asimetrik gerilme	3756	3703	2788

Su spektrumu, gaz halindeki H₂O’nun sıcaklık ve yoğunluğuna bağlıdır. Sadece temel titreşim modlarının uyarılması için tipik bir IR spektrumu, yaklaşık 1594, 3656 ve 3756 cm⁻¹ civarında üç zirveden oluşur. Karışık modlara uyarılma nedeniyle daha yüksek dalga sayılarında ek zirveler ortaya çıkar.

H₂O molekülünün, HOH açısını ikiye bölen çizgi etrafında 180° (360°/2) döndürülmesi aynı şekille sonuçlanır. Bu nedenle, moleküllerin 2 katlı bir dönme ekseni vardır. Simetri açısından iki ayna düzlemi de mevcuttur. İki katlı dönüş ve ayna düzlemleri, su moleküllerine C₂ᵥ simetri nokta grubunu verir.

1909’daki Rutherford alfa saçılma deneyi, neredeyse tüm atom kütlesinin çok küçük bir atom çekirdeğinde olduğunu gösterdi. Nötr bir atomda, çekirdekteki proton sayısı, çekirdeğin etrafındaki elektron sayısıyla aynıdır. Bir proton ve bir elektron aynı yük miktarına sahiptir ancak farklı türde yüklere sahiptir. Elektronlar atom hacminin neredeyse tamamını kaplar, çünkü bir atomun yarıçapı çekirdeğin 100.000 katıdır.

Kuantum mekaniği açısından elektronlar, atomlarda hapsedilmiş dalgalardır ve orbital olarak adlandırılan birkaç enerji durumunda bulunurlar. Atom ve moleküllerdeki elektronların sabit konumları veya yörüngeleri yoktur. Bir elementteki elektron durumlarına elektronik konfigürasyonlar denir ve H ile O için konfigürasyonlar sırasıyla 1s¹ ve 1s² 2s² 2p⁴ olarak bulunur. Üst harfler, 1s, 2s veya 2p orbitallerindeki elektron sayısını gösterir. İnert helyum (He) için elektronik konfigürasyon 1s² dir ve 1s² elektronlarından oluşan kararlı bir çekirdeği vardır. Bağlanma veya değerlik elektronları H ve O için sırasıyla 1s¹ ve 2s² 2p⁴ tür.

Valans bağ yaklaşımı, bir 2s ve üç 2p orbitalini dört bağlanma orbitalinde harmanlar; bunlardan ikisi iki elektron çiftini barındırır. Diğer iki orbitalde her biri sadece bir elektron bulunur ve O’ya bağlı H atomlarının elektronlarını barındırır, böylece iki H–O bağı oluşur. Her H atomunun etrafında bir elektron çifti ve O atomunun etrafındaki dört elektron çifti, sırasıyla H ve O için kararlı elektronik konfigürasyonlar sağlar. Lewis nokta yapısı (Şekil 3, görsel kaldırıldı) bu basit görünümü temsil eder. İki bağ ve iki tek çift asimetrik dağılımdadır; büyük bölümler 3 boyutlu uzayda hafifçe bozulmuş bir tetrahedronun köşelerine işaret eder. İki tek çift hafif negatif noktaları işaretler ve iki H atomu hafifçe pozitiftir. Bir su molekülü etrafındaki bu yük dağılımı, daha sonra açıklanan mikroskobik ve makroskobik, kimyasal ve fiziksel özellikleri açısından çok önemlidir. Elbette su üzerine çalışmalar devam etmektedir ve bağ teorilerinin evrimi de sürmektedir. Ayrıca, tek bir su molekülündeki elektronların dağılımı dimerler, kümeler ve toplu sudan farklıdır.

O atomu etrafında H atomları ve elektronlarının asimetrik dağılımı su molekülünde pozitif ve negatif noktalara yol açar. Böylece su, polar moleküllerden oluşur.

Dipol momenti μ, polarlığın bir ölçüsüdür ve faydalı bir kavramdır. Bir çift zıt yük olan q, d mesafesi ile ayrılmışken, pozitif yüke doğru yönde μ = d × q dipol momentine sahiptir (Şekil 4, görsel kaldırıldı).

Bireysel su moleküllerinin dipol momenti 6.187 × 10⁻³⁰ C m (veya 1.855 D) dir ^[21]. Bu büyüklük, O–H bağlarına bağlı iki dipol momentin vektör çıktısıdır. Suyun H–O–H bağ açısı 104,5° dir. Böylece, bir O–H bağının dipol momenti 5.053 × 10⁻³⁰ C m’dir. H ile O arasındaki bağ uzunluğu 0.10 nm’dir ve O ile H’deki kısmi yük q = 5.053 × 10⁻²⁰ C, bir elektronun yükünün %32’sidir (1.6022 × 10⁻¹⁹ C). Elbette dipol momenti, elektron ile pozitif yükün 0.031 nm mesafedeki ayrılığı olarak da değerlendirilebilir.

Sıvı ve katı suyun dipol momentlerinin, komşu moleküllerin etkisi nedeniyle daha yüksek göründüğü belirtilmelidir. Sıvı ve katı için makroskobik özellikler dikkate alınmalıdır.

C. Hidrojen Bağları

Su molekülleri arasındaki çekim, sadece kutup-kutup doğasından daha fazlasıdır. O atomları küçük ve çok elektronegatiftir. Sonuç olarak pozitif H atomları (protonlar), komşu moleküllerin negatif O atomlarına karşı çok çekicidir. Bu O—H – O güçlü çekimi, L. Pauling tarafından popülerleştirilen hidrojen bağı olarak adlandırılır ^[22]. Ayrıca, periyodik tablodaki O’nun komşu elementleri olan N ve F atomlarına bağlanan hidrojen atomları pozitiftir ve N, O veya F atomlarıyla hidrojen bağları oluştururlar. Hidrojen bağlarının gücü, X–H – – Y (X veya Y; N, O veya F atomlarıdır) mesafe ve açılara bağlıdır; mesafeler ne kadar kısaysa, hidrojen bağları o kadar güçlüdür.

İki izole su molekülü birbirine yaklaştığında, hidrojen bağları nedeniyle bir dimer oluşur. Dimer bir veya iki hidrojen bağı içerebilir. Dimerler gaz ve sıvı suda bulunur. Daha fazla su molekülü yakınlaştığında trimerler, tetramerler ve kümeler oluştururlar. Hidrojen bağları statik değildir, sürekli olarak protonları ve partnerleri değiştirirler. Hidrojen bağları, genellikle buz olarak adlandırılan çeşitli katı su fazlarının yapılarında belirgin bir özelliktir.

Su molekülleri sadece kendi aralarında hidrojen bağları oluşturmaz, aynı zamanda N–H, O–H ve F–H bağları içeren herhangi bir molekülle hidrojen bağları oluştururlar. Nişasta, selüloz, şekerler, proteinler, DNA ve alkaloidler gibi gıda maddeleri N–H ve O–H grupları içerir ve bunlar hem H-donörleri (vericileri) hem de N—H–O, O—H–N, N—H–N gibi hidrojen bağlarının H-akseptörleri (alıcıları) ve H-alıcılarıdır.

Karbonhidratlar (nişasta, selüloz ve şekerler) H–C–O–H grupları içerir. O–H grupları su moleküllerininkine benzer ve hidrojen bağları için H-akseptör ve H-donördürler. Proteinler O–H, R–NH₂ veya R₂>NH grupları içerir; O–H ile N–H grupları hidrojen bağlarının oluşumu için hem H-donörü hem de H-akseptörüdür. Bu nedenle su molekülleri karbonhidratlar ve proteinlerle yakın etkileşime girer.

IV. Suyun Makroskobik Özellikleri

Su molekülleri topluca, sıcaklık ve basınca bağlı olarak gaz, sıvı veya katı olarak bulunur. Bu su fazları; faz geçişleri, kristal yapılar, sıvı yapılar, buhar basınçları ve buharın hacim-basınç ilişkileri gibi kolektif veya makroskopik özellikler sergiler. Ayrıca, eritme, buharlaşma ve ısıtma için kullanılan enerjiler veya entalpiler de gıda teknolojisindeki uygulamalar için önemlidir.

Tablo 3’te verilen faz geçişleri için termodinamik sabitler, saf suya aittir. Doğal sular elbette çözünmüş hava, karbondioksit, organik maddeler, mikroorganizmalar ve mineraller içerir. Gıdalarda veya gıda işleme sırasında kullanılan suda genellikle çeşitli organik ve inorganik maddeler bulunur. Bu çözünenler suyun özelliklerini değiştirir ve gıda teknolojisinde doğru değerlerin uygulandığından emin olmak için dikkatli olunmalıdır.

Tablo 3. H₂O’nun (molar kütle, 18.015268 g mol⁻¹) faz geçişleri için termodinamik sabitler, 101.314 kPa basınçta.

Özellik	Füzyon (Erime)	Buharlaşma (Kaynama)	Süblimleşme
Sıcaklık (K)	273.15	373.15	273.16
ΔH (kJ mol⁻¹)	6.01	40.66	51.06
ΔS (J mol⁻¹ K⁻¹)	22.00	108.95	186.92
ΔE (kJ mol⁻¹)	6.01	37.61	48.97
ΔV (L mol⁻¹)	-1.621	30.10	–

Faz geçişinin enerji değişimi: ΔH, entalpi; ΔS, entropi; ΔE, iç enerji. ΔV: faz geçişinin hacim değişimi.

Suyun üçlü ve kaynama noktaları, SI sıcaklık biriminde sırasıyla 273,16 ve 373,16 K (kelvin) olarak tanımlanır. Bu nedenle, sıcaklık farkları K veya °C birimlerinde olabilir.

Su, hidrojen bağları oluşturma yeteneği ve büyük dipol momenti nedeniyle birçok sıra dışı özelliğe sahiptir. Sonuç olarak suyun erime, kaynama ve kritik noktaları, benzer molar kütleli maddelere kıyasla çok yüksektir. Genel olarak, molar kütle ne kadar yüksekse, malzemenin erime ve kaynama noktaları da o kadar yüksektir. Bu özelliklerle ilişkili olanlar, çok büyük erime ısısı, ısı kapasitesi, buharlaşma ve süblimleşme ısısıdır. Ayrıca, yüzey gerilimi ve viskozitesi de oldukça büyüktür. H₂O’nun faz geçişleri için termodinamik enerjiler ve hacim değişiklikleri Tablo 3’te özetlenmiştir. Bu verilerin çoğu Encyclopedia of Chemical Technology, Cilt 25 (1991) ^[24] kaynağından alınmıştır.

A. Kristal Yapılar ve Buzun Özellikleri

Tablo 4. 273,15 K’da Buzun Özellikleri

Oluşum ısısı ΔH_f	292.72 kJ mol⁻¹
Yoğunluk	0.9168 g cm⁻³
Isı kapasitesi	2.06 J g⁻¹ K⁻¹
ΔH_füzyon	6.01 kJ mol⁻¹
Dielektrik sabiti	3 kHz’de 79
Termal genleşme katsayısı
Hacimsel	120 × 10⁻⁶ cm³ g⁻¹ K⁻¹
Doğrusal	52.7 × 10⁻⁶ cm g⁻¹ K⁻¹

Hidrojen bağları, H₂O’nun çeşitli katı fazlarının kristal yapılarında belirgindir. Suyun üçlü noktası 273,16 K ve 4,58 torr (611 Pa) olarak belirlenir. 1.00 atm (760 torr veya 101.325 kPa) erime noktası, Kelvin ölçeğini 273.15 K olarak tanımlamak için kullanılır. Su bu sıcaklıklarda ve atmosfer basıncında veya daha düşük seviyede donduğunda, katı maddeler genellikle Ih olarak adlandırılan altıgen buz kristalleridir. Ih’nin özellikleri Tablo 4’te verilmiştir. Kar tanelerinin birçok şekli vardır çünkü büyüme alışkanlıkları sıcaklık ve buhar basıncına bağlıdır, ancak hepsi buzun altıgensel yapısı nedeniyle altıgensel simetri sergiler ^[25].

Ancak geometrik açıdan bakıldığında, aynı bağ kübik simetriye sahip olacak şekilde de düzenlenebilir. Kübik buzun varlığı doğrulanmıştır. Su buharı çok soğuk, 130 – 150 K civarındaki bir yüzeye biriktiğinde veya küçük damlacıklar yüksek irtifada düşük basınç altında soğuduğunda, buzun genellikle Ic olarak adlandırılan kübik bir simetrisi vardır. Daha yüksek basınçlarda, buz II, III, IV, … olarak adlandırılan farklı kristal formlar; kübik, altıgenal, tetragonal, monoklinik ve ortorombik simetrilerin 13 fazına kadar tanımlanmıştır ^[26]. Katı suyun polimorfizmi çok karmaşıktır. Bu buz formlarının bazıları çok yüksek basınç altında oluşur ve su, normal erime veya hatta kaynama sıcaklıklarının üzerinde katı hale gelir. Buz VII, 700 K sıcaklıkta 10 G Pa (gigapascal) üzerinde oluşur ^[26].

Sıvı su hızla donduğunda, moleküllerin kristal buza dönüşme şansı çok azdır. Donmuş sıvıya amorf buz veya cam buz denir.

En yakın komşu su molekülleri arasındaki temel ilişkiler her iki Ih ve Ic formunda da aynıdır. Tüm O atomları, oksijen atomundan tetrahedronun köşelerine doğru uzanan hidrojen bağlarıyla dört diğer O atomuna bağlıdır. Altıgen Ih’nin kristal yapısı bir eskiz ile gösterilebilir ^[27]. Ih formunda, hidrojen pozisyonları termal hareket, düzensizlik ve değişimler nedeniyle biraz rastgeledir. Örneğin hidrojen, konumlar arasında kayarak H₃O⁺ ve OH⁻ iyonlarını yapı boyunca dinamik olarak oluşturabilir. Bu yapıda, oksijen atomları etrafındaki bağ açıları veya hidrojen bağ açıları, izole moleküller için gözlemlenen 104.5° yerine idealize edilmiş 109.5° tetrahedral düzene sahiptir. Buzda hidrojen bağının oluşumu, O–H bağ mesafesini uzatır; tek bir su molekülünde 96 pm iken buzda 100 pm olur. Diyagram, yüzeydeki moleküller hariç tamamen hidrojen bağlı bir kristal yapıyı gösterir.

Altıgen buzun (Ih) her O atomu, tetrahedral bir şekilde 275 pm uzunluğunda dört adet neredeyse doğrusal O–H—O hidrojen bağı ile çevrelenmiştir. Her kübik elmasın C atomu ayrıca 154 pm uzunluğunda dört C–C kovalent bağla çevrilidir. Dolayısıyla, tetrahedral koordinasyon geometrik açıdan kübik veya altıgen olabilir. Gerçekten de nadir kübik buz ve altıgen elmas (Lonsdaleite) gözlemlenmiş, bu da buz ile elmas arasındaki atomların mekânsal düzeni açısından yakın bir ilişki sağlamıştır ^[26]. Güçlü hidrojen bağları buzu sertleştirir ama kırılgan yapar. Yapı, fiziksel özellikleriyle ilişkilidir ve bu özellikler sıcaklığa göre değişir.

Buzla dengede olan H₂O buharının basıncı, sıcaklık düştükçe azalır. Üçlü noktada veya 0,01°C’de basınç 611,657 Pa’dır. Buzun buhar basınçları 0°C ile –40°C arasındaki Tablo 5’te 1°C aralıklarla listelenmiştir. Diğer sıcaklıklardaki buhar basıncını tahmin etmek için çeşitli modeller kullanılabilir. Bir yöntem, Clausius-Clapeyron diferansiyel denklemini kullanır:

$$\frac{dp}{dT} = \frac{\Delta H}{T \Delta V}$$

Burada p basınç, T sıcaklık (K), ΔH faz geçişinin gizli ısısı veya entalpisidir ve ΔV fazların hacmindeki farktır. Buzun süblimleşme entalpisi, sıcaklığa bağlıdır. Donma noktasında, buzun süblimleşme entalpisi 51 (Tablo 3’te 51,06) kJ mol⁻¹’dür ve buhar basıncından 0 ve –1 °C aralığında tahmin edilmiştir. Süblimleşme entalpisi, hidrojen bağlarını, dipolleri ve moleküller arası çekimleri aşmak için gereklidir. Dondurma süreçlerinde gereken enerji, sıcaklık ve diğer koşullara bağlı olarak değişir. Çözelti ve gıdadaki su 0°C’nin altında donar.

Tablo 5. Buzla dengede olan sulu buhar basıncı (Pa) 0 ile –40°C arasında (0.01°C’de p, 611.657 Pa)

t (°C)	-0	-1	-2	-3	-4
-0	611.15	259.90	103.26	38.01	12.84
-1	562.67	237.74	93.77	34.24
-2	517.72	217.32	85.10	30.82
-3	476.06	198.52	77.16	27.71
-4	437.47	181.22	69.91	24.90
-5	401.76	165.30	63.29	22.35	7.20
-6	368.73	150.68	57.25	20.04
-7	338.19	137.25	51.74	17.96
-8	309.98	124.92	46.73	16.07
-9	283.94	113.62	42.16	14.37

Hidrojen bağlarının sayısı, yüzey su molekülleri göz ardı edildiğinde su moleküllerinin sayısının iki katıdır. Su moleküllerini katıdan ayırmak için gereken enerji, süblimleşme entalpisidir (55.71 J mol⁻¹). Bu değerin yarısı, 26 kJ mol⁻¹, H-O bağlarını ayıran enerjidir ve H—O bağı başına yaklaşık 0.26 eV anlamına gelir. Bu değerler, diğer yöntemlerle elde edilenlere ^[25], ^[26], ^[28], ^[29], ^[30] yakındır. Bu bağlantıya birkaç faktör katkıda bulunur ve hidrojen bağ enerjisi 0,26 eV’den daha azdır.

B. Sıvı Suyun Özellikleri

Tablo 6. Sıvı suyun 298 K’da Özellikleri

Oluşum ısısı ΔHf	285.89 kJ mol⁻¹
Yoğunluk 3.98°C	1.000 g cm⁻³
25°C’de yoğunluk	0.9970480 g cm⁻³
Isı kapasitesi	4.17856 J g⁻¹ K⁻¹
ΔH_buharlaşma	55.71 kJ mol⁻¹
Dielektrik sabiti	80
Dipol momenti	6.24 × 10⁻³⁰ C m
Viskozite	0.8949 mPa·s
Ses hızı	1496,3 m s⁻¹
Hacimsel Termal Genleşme katsayısı	0.0035 cm³ g⁻¹ K⁻¹

Bu yaygın ama eksantrik sıvının makroskobik fiziksel özellikleri 298 K (25°C) sıcaklığında Tablo 6’da verilmiştir. Su, sadece 18 dalton molar kütleli bir madde için alışılmadık derecede yüksek erime ve kaynama noktasına sahiptir. Güçlü hidrojen bağları ve yüksek polarite bunun sebebidir.

Oluşum ısısı, 298 K ve 1.00 atm’de bir mol hidrojen ve yarım mol oksijenin reaksiyona girerek 298 K’da bir mol su oluşmasıyla serbest bırakılan enerjidir. Bu değer, hem sıcaklık hem de faz farkları nedeniyle Tablo 4’teki buz için olan değerden farklıdır. Sıcaklık arttıkça, moleküllerin ortalama kinetik enerjisi artar ve bu da suyun fiziksel özelliklerini etkiler. Örneğin, suyun yüzey gerilimi azalırken, sıcaklık arttıkça termal iletkenlik artar. Sabit basınçta ısı kapasitesi (C_p), buhar basıncı, viskozite, termal iletkenlik, dielektrik sabiti ve yüzey gerilimi 273–373 K (0–100°C) aralığında Tablo 7’de verilmiştir.

Tablo 7. 273 – 373 K (0 – 100°C) aralığındaki sıvı suyun özellikleri

Sıcaklık t (°C)	Isı kapasitesi C_p (J g⁻¹ K⁻¹)	Viskozite (mPa s)	Dielektrik sabiti	Termal iletkenlik (W K⁻¹ m⁻¹)	Yüzey gerilimi (mN m⁻¹)
0	4.2176	1.793	87.90	561.0	75.64
10	4.1921	1.307	83.96	580.0	74.23
20	4.1818	1.002	80.20	598.4	72.75
30	4.1784	0.797	76.60	615.4	71.20
40	4.1785	0.653	73.17	630.5	69.60
50	4.1806	0.547	69.88	643.5	67.94
60	4.1843	0.466	66.73	654.3	66.24
70	4.1895	0.404	63.73	663.1	64.47
80	4.1963	0.354	60.86	670.0	62.67
90	4.2050	0.315	58.12	675.3	60.82
100	4.2159	0.282	55.51	679.1	58.91

Daha ayrıntılı veriler CRC Kimya ve Fizik El Kitabı’nda bulunabilir ^[1].

Sıvı su, tüm maddeler arasında birim kütle başına en büyük ısı kapasitesine sahiptir. Sıcaklık değiştiğinde büyük miktarda enerji emilir veya serbest bırakılır. Büyük ısı kapasitesi, suyu mükemmel bir rezervuar ve enerji taşıyıcısı yapar. Büyük bir su kütlesi iklimi ılımanlaştırır. Isı kapasitesi C_p, 100°C’nin üzerindeki sıcaklıklarda ve yüksek basınçta bile 4.1 ila 4.2 J g⁻¹ K⁻¹ (74 ila 76 J mol⁻¹ K⁻¹) arasında değişir. Su için buharlaşma entalpisi de çok büyüktür (298 K’da 55,71 kJ mol⁻¹). Bu nedenle, su işin içinde olduğunda gıda işleme için enerji tüketimi yüksek olur.

Sadece düşük molar kütleli çözünen maddeler içeren su ve sulu çözeltiler, kayma geriliminin kayma oranına orantılı olduğu tipik Newton tipi sıvılardır. Viskozite, kayma gerilimi ile kayma oranının oranıdır. Öte yandan, yüksek molar kütleli maddeler içeren çözeltilerin viskozitesi kayma oranına bağlıdır. Saf su için viskozite, sıcaklık 0’dan 100°C’ye yükseldikçe 1.793’ten 0.282 mPa·s’ye (millipaskal saniye; centipoise (cp) ile aynı) düşer. Bu nedenle, su veya çözelti sıcaklığı arttıkça borulardan geçen akış hızı artar.

Suyun dielektrik sabiti çok büyüktür ve bu, suyun elektrolit iyonlarını ayırmasını sağlar, çünkü pozitif ve negatif iyonlar arasındaki elektrostatik çekimi azaltır. Birçok tuz suda çözünür. Bir elektrik alanı suya uygulandığında, dipol molekülleri alan gücünü azaltmak için yönelir. Bu nedenle dielektrik sabiti çok büyüktür. Dielektrik sabiti sıcaklık arttıkça azalır, çünkü hidrojen bağlarında yer alan moleküllerin yüzdesi ve düzen derecesi azalır ^[28], ^[29]. Ölçülen dielektrik sabiti, ölçümde kullanılan elektrik alanının frekansına da bağlıdır, ancak elektrik alanının frekansı 100 MHz’den küçük olduğunda bu değişim küçüktür. Suyun dielektrik davranışı, kondansatörün plakaları arasında bulunan bir madde tarafından nem emildiğinde su buharı basıncının kapasitans değişiklikleriyle algılanmasına olanak tanır. Bu sensörler su aktivite ölçümü için geliştirilmiştir ^[31].

Işık soğurma katsayıları kızılötesi ve ultraviyole bölgelerde yüksek, görünür bölgede ise çok düşüktür. Bu nedenle su insan görüşü için şeffaftır.

Tablo 8. Her 10°C’de üçlü ve kritik noktalar arasında sıvı H₂O’nun buhar basıncı (kPa)

t °C	0	1	2	3
0	0.6113	101.32	1553.6	8583.8
10	1.2281	143.24	1906.2	9860.5
20	2.3388	198.48	2317.8	11279
30	4.2455	270.02	2795.1	12852
40	7.3814	361.19	3344.7	14594
50	12.344	475.72	3973.6	16521
60	19.932	617.66	4689.4	18665
70	31.176	791.47	5499.9	21030
80	47.375	1001.9	6413.2	22055*
90	70.117	1254.2	7438.0

* Kritik basınç 373.98° C’de. CRC El Kitabı Fizik ve Kimya (2003) ^[1] üzerinden alınan değerler.

Buhar basıncının sıcaklık fonksiyonu olarak değişmesi, gıdanın su aktivitelerini tanımlamanın temelidir. Sıvı su, bu aralıktaki buhar basıncının üzerindeki basınçlarda üçlü ve kritik nokta sıcaklıkları (0 – 373,98°C) arasında bulunur.

Buzda olduğu gibi, sıvı suyun buhar basıncı sıcaklık arttıkça artar. Üçlü ve kritik noktalar arasında, 10°C aralıkta, suyun buhar basınçları (Tablo 5’teki buz için Pa yerine kPa cinsinden) Tablo 8’de verilmiştir. Buhar basıncı 1,00 atm (101,32 kPa) olduğunda sıcaklık kaynama noktasıdır (100°C). 221°C’nin biraz altında ise buhar basıncı 2.00 atm’dir. Kritik sıcaklık 373,98°C, kritik basınç ise 217,67 atm (22.055 kPa) olarak belirlenir. Bu sıcaklığın üzerinde su sıvılaştırılamaz ve bu faza süperkritik su denir.

Havadaki herhangi bir sıcaklıkta H₂O’nun kısmi basıncı mutlak nemdir. Hava su buharıyla doyduğunda, bağıl nem %100’dür. Doymamış buhar basıncının, hava sıcaklığında Tablo 8’de verilen suyun buhar basıncına bölünmesi bağıl nemdir. Havadaki buhar basıncının doygunluğa ulaştığı sıcaklık, çiğ noktasıdır ve burada çiğ oluşmaya başlar. Ancak çiğ noktası 273 K veya 0°C’nin altında olduğunda, buz kristalleri (kırağı) oluşmaya başlar. Böylece, bağıl nem çiğ noktası bulunarak ölçülebilir. Çiğ noktasındaki buhar basıncını, hava sıcaklığındaki suyun buhar basıncına bölmek bağıl nemi verir. Katı, sıvı ve gaz halindeki su arasındaki dönüşümler, hidrolojide ve Dünya’daki çevrenin dönüşümünde önemli roller oynar. Suyun faz geçişleri ve güneş enerjisi birleşerek hava durumunu oluşturur.

Tablo 9. Su yoğunluğu (g / mL) 0 ile 39°C arasındaki sıcaklığın fonksiyonu olarak ^[31].

t °C	0	1	2	3
0	0.9998426	0.9997021	0.9982063	0.9956511
1	0.9999015	0.9996074	0.9979948	0.9953450
2	0.9999429	0.9994996	0.9977730	0.9950302
3	0.9999627	0.9993792	0.9975412	0.9947971
4	0.99999750*	0.9992464	0.9972994	0.9943756
5	0.9999668	0.9991016	0.9970480	0.9940359
6	0.9999430	0.9989450	0.9967870	0.9936883
7	0.9999043	0.9987769	0.9975166	0.9933328
8	0.9998509	0.9985976	0.9962370	0.9929695
9	0.9997834	0.9984073	0.9956511	0.9925987

Yoğunluk kolektif bir özelliktir ve sıcaklık, izotop bileşimi, saflık vb. faktörlere göre değişir. Uluslararası Saf ve Uygulamalı Kimya Birliği (IUPAC), okyanustan gelen saf suyun yoğunluğunu yoğunluk standardı olarak benimsemiştir. Sıradan suyun izotop bileşimi sabittir ve saf suyun yoğunluğu 0 ile 39°C arasında ^[32] kaynağından çıkarılarak Tablo 9’da verilmiştir.

Kafes benzeri buzun (Ih) yoğunluğu, moleküllerinin %100’ü hidrojenle bağlandığı için sudan yaklaşık %9 daha düşüktür. Bu, suyun geçici ve dinamik hidrojen bağlarında yüksek oranda molekülün yer aldığını gösterir. Sudaki hidrojenle bağlanmış su moleküllerinin oranı sıcaklık arttıkça azalır ve bu da su yoğunluğunun artmasına neden olur. Sıcaklık arttıkça termal genleşme yoğunluğun azalmasına neden olur. Bu iki etki su yoğunluğunu 0’dan 3.98°C’ye kadar yükselterek maksimum 1.0000 g mL⁻¹ seviyesine ulaştırır ve sıcaklık daha da arttıkça yoğunluk azalır.

Bu arada, 8°C’de su yoğunluğu 0°C’deki yoğunlukla yaklaşık aynıdır. 25°C’de yoğunluk maksimum yoğunluğuna göre %0,3 azalırken, 100°C’de ise %4 azalır. Yoğun su batar ve göllerin ve göletlerin yüzeyinde sıcaklık dalgalandığında konveksiyon gerçekleşir; bu da çözünmüş hava ve besinleri farklı derinliklere, organizmaların içine taşır. Öte yandan, su sıcaklığına bağlı yoğunluk desenleri sayesinde, su bozulmazsa göl ve okyanusların tabanlarındaki sıcaklıklar çok az değişir. Su donduğunda, yüzeyde buz oluşmaya başlar ve su derinlikte sakinleşir. Alttaki su 4°C’de kalarak suda yaşayan çeşitli canlıları korur.

Hidrojenle dokulara, hücrelere veya yiyeceklere bağlandığında, su benzersiz bir düzen ve yapıya sahiptir ve buhar basıncı ile yoğunluğu saf sudan farklıdır. Ancak, su moleküllerinin kolektif davranışı, yiyeceklerde, hücrelerde, dokularda ve çözeltilerdeki özelliklerine dair bazı ışık tutar.

V. Suyun Kimyasal Özellikleri

Su, “kimyasal” terimine karşı kamuoyunun kafa karışıklığı ve güvensizliğine rağmen, herhangi bir madde gibi bir kimyasaldır. Bu nedenle, suyun birçok ilginç kimyasal özelliği vardır. Özellikle çözücü olarak gıda bileşenleriyle yakından etkileşime girer; dipol momenti ve hidrojen bağı oluşturma eğilimi nedeniyle. Bu etkileşimler, besinlerin kimyasal özelliklerini etkiler; oksitlenme veya indirgenme eğilimleri, asit veya baz olarak hareket etme ve iyonize olmaları dahil.

A. Evrensel Çözücü Olarak Su

Su, su molekülleri ile diğer maddelerin molekülleri arasındaki güçlü etkileşimler nedeniyle birçok maddeyi çözdüğü için evrensel bir çözücü olarak adlandırılır. Entropi, bir sıvının erimesini veya diğer maddelerle karışmasını sağlayan başka bir itici güçtür. Karıştırmak düzensizliği veya entropiyi artırır.

(a) Hidrofobik ve hidrofilik etki

Büyük dielektrik sabiti, yüksek dipol momenti ve hidrojen bağları için proton bağışlayıp kabul etme yeteneği sayesinde su, polar maddeler ve iyonlardan oluşan elektrolitler için mükemmel bir çözücüdür. Moleküller; hidrojen bağları, polar-iyonik veya polar-polar çekimler nedeniyle su molekülleriyle güçlü şekilde etkileşime girer veya suyu sever. Su ile karışmayan apolar moleküller hidrofobik veya lipofildir, çünkü yağda çözünme eğilimindedirler. Hidrofilik ve hidrofobik kısımlara sahip proteinler ve yağ asitleri gibi büyük moleküller amfipatik veya amfifiliktir. Su molekülleri, dipol-dipol etkileşimi veya hidrojen bağları yoluyla hidrofilik parçalarla güçlü şekilde karışır.

Su molekülleri ile lipofil moleküller veya amfipatik moleküllerin polar olmayan kısımları arasında güçlü etkileşimlerin olmaması, Charles Tanford tarafından ortaya atılan hidrofobik etki olarak adlandırılır ^[33]. Bu tür çözünenlerle doğrudan etkileşim yerine, su molekülleri genellikle küçük polar olmayan moleküller suya dağıldığında hidrojen bağlı kafesler oluşturur. Hidrojenle bağlanmış su molekülleri, hidratlar veya klatratlar olarak adlandırılan kafesler oluşturur. Örneğin, metan klatratı düşük sıcaklıklarda kararlı kristaller oluşturur ^[34].

Proteinlerdeki polar olmayan zincirler, su molekülleriyle temas kurmaktan kaçınmak için birlikte kalmayı tercih eder. Hidrofilik ve hidrofobik etkiler; enzimler, proteinler ve lipidler gibi büyük moleküllerin kararlılığı ve durumu için önemli roller oynar. Bu moleküllerin hidrofobik kısımları birlikte kalır ve küresel proteinlerde cepler oluşturur. Hidrofilik ve hidrofobik etkiler; fosfolipidler, proteinler ve kolesterolün polar olmayan kısımlarının çift katmanlara veya biyolojik zarlara birleşmesine neden olur ^[34].

(b) İyonların hidratasyonu

Yüksek dielektrik sabiti nedeniyle, su elektrolitlerin pozitif ve negatif iyonları arasındaki çekimleri azaltır ve onları çözer. Polar su molekülleri, Na(H₂O)₆⁺, Ca(H₂O)₈²⁺, Al(H₂O)₆³⁺ vb. gibi hidratlı iyonlar oluşturan iyonlar etrafında koordinasyon sağlar. Altı ila sekiz su molekülü, bu iyonların etrafındaki ilk hidrasyon küresini oluşturur. Su molekülleri, dipollerinin negatif uçlarını pozitif iyonlara ve pozitif uçlarını negatif iyonlara yönlendirir. Hidrasyon küresindeki moleküller çevresindekilerle sürekli ve dinamik bir şekilde alışveriş yapar. Hidratlı su moleküllerinin sayısı ve yaşam süreleri çeşitli yöntemlerle incelenmiştir. Bu çalışmalar, hidrasyon küresinin bir katman derinliğinde olduğunu ve bu hidratlı su moleküllerinin yaşam sürelerinin pikosaniye (10⁻¹² s) mertebesinde olduğunu ortaya koymaktadır. Daha büyük negatif iyonlar da polar su molekülleriyle etkileşime girer, ancak bu etkileşim katyonlardakinden daha az güçlü değildir. Çözeltide iyonların varlığı, moleküllerin ilk hidrasyon küresinde olmasalar bile sıralanmasını değiştirir ^[9].

İyonların hidratasyonu enerji salgılar, ancak katı bir parçadan iyonları ayırmak için enerji gerekir. Enerji miktarı maddeye bağlıdır ve bu nedenle bazıları diğerlerinden daha çözünürdür. Okyanus, dereler, nehirler ve göllerdeki doğal sular mineraller ve tuzlarla temas halindedir. Çeşitli iyonların konsantrasyonları, tuzların çözünürlüğüne ^[35] ve temas süresine bağlıdır.

İçme suyu; gıda yetiştirme, işleme ve üretiminde kullanılan tüm suları kapsar. J. De Zuane, doğal sudaki iyonları “The Handbook on Drinking Water Quality” ^[5] adlı eserinde dört tipe ayırır.

• Tip A: Arsenik, baryum, kadmiyum, krom, bakır, florür, cıva, nitrat, nitrit ve selenyum iyonlarını içerir. Çok zehirlidirler.
• Tip B: Alüminyum, nikel, sodyum, siyanür, gümüş, çinko, molibden ve sülfat iyonlarını içerir. Konsantrasyonları yüksek olabilir ama çok toksik değildirler.
• Tip C: Kalsiyum, karbonat, klorür, demir, lityum, magnezyum, manganez, oksijen, fosfat, potasyum, silika, brom, klor, iyot ve ozondan oluşur. Genellikle makul seviyelerde bulunurlar.
• Tip D: Genellikle düşük seviyelerde bulunur: antimon, berilyum, kobalt, kalay, toryum, vanadyum ve talyum.

Çoğu metal genellikle suda katyon olarak bulunur, bazıları ise anyon olarak bulunur. Ancak bazı kimyasal analizler onların sudaki durumlarını ayırt edemeyebilir. En yaygın anyonlar: klorür, sülfat, karbonat, bikarbonat, fosfat, bromür, iyodür vb. Sudaki iyonlar için toksisite endişe kaynağıdır, ancak bu iyonların bazıları insanlar için hayati öneme sahiptir.

Saf suyun elektrik iletkenliği çok düşüktür, ancak çözeltilerdeki iyonlar elektrik alanında hareket eder ve elektrolit çözeltilerini yüksek iletken yapar. İletkenlik, toplam çözünmüş katı maddeler (TDS); karbonat, bikarbonat, klorür, sülfat ve nitrat tuzlarıyla ilişkilidir. Sodyum, potasyum, kalsiyum ve magnezyum iyonları doğal sularda genellikle bulunur çünkü çözünür tuzları çevrede yaygın minerallerdir. Kil (alümina), silikatlar ve Dünya kabuğundaki en yaygın minerallerin çözünürlüğü düşüktür.

(c) Sert sular ve arıtılması

Bol miktarda çözünmüş CO₂ içeren sular (H₂CO₃) asidiktir ve CaCO₃ ile MgCO₃’ü çözerler. Çözünmüş Ca²⁺, Mg²⁺, HCO₃⁻ ve CO₃²⁻ içeren sulara geçici sert sular denir, çünkü bu sertlik kaynatma yoluyla giderilebilir; kaynatma CO₂’nin çözünürlüğünü azaltır. CO₂ uzaklaştırıldığında, çözelti aşağıdaki dengeler nedeniyle daha az asidik hale gelir:

$$H^+ (aq) + HCO_3^- (aq) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq) \rightleftharpoons H_2O + CO_2 (g)$$

$$HCO_3^- (aq) \rightleftharpoons H^+ (aq) + CO_3^{2-} (aq)$$

Asitliğin azalması CO₃²⁻ konsantrasyonunu artırır ve CaCO₃ ile MgCO₃ katı maddeleri çöker:

$$Ca^{2+} (aq) + CO_3^{2-} (aq) \rightleftharpoons CaCO_3 (s)$$

$$Mg^{2+} (aq) + CO_3^{2-} (aq) \rightleftharpoons MgCO_3 (s)$$

50 mg L⁻¹’den az çözünmüş madde içeren sular yumuşak kabul edilir; 50-150 mg L⁻¹ orta derecede sert; 150-300 mg L⁻¹ sert; ve 300 mg L⁻¹’den fazla içerenler çok serttir.

Kireçle yumuşatma işleminde, önce çözünmüş Ca²⁺ ve Mg²⁺ miktarı belirlenir; ardından bunları ortadan kaldırmak için eşit sayıda mol kireç, Ca(OH)₂, eklenir:

$$Mg^{2+} + Ca(OH)_2 (s) \rightarrow Mg(OH)_2 (s) + Ca^{2+}$$
$$Ca^{2+} + 2 HCO_3^- + Ca(OH)_2 (s) \rightarrow 2 CaCO_3 (s) + 2 H_2O$$

Kalıcı sert sular sülfat (SO₄²⁻) içeren Ca²⁺ ve Mg²⁺ iyonlarına sahiptir. Kalsiyum iyonları (Ca²⁺), sodyum karbonat eklenerek çökeltilebilir:

$$Ca^{2+} + Na_2CO_3 \rightarrow CaCO_3 (s) + 2 Na^+$$

Sert sular kazanlarda ve borularda kireç veya tortu birikmesine neden olur ve genellikle reçineler veya zeolitlerle iyon değişimiyle yumuşatılır. Bu süreçlerde, kalsiyum ve magnezyum iyonları, sodyum veya hidrojen iyonları suya salan zeolit veya reçine tarafından alınır. Ters osmoz da sert suyu yumuşatmak için kullanılmıştır.

Ancak, su yumuşatması istenmeyen kalsiyum ve diğer iyonları sodyum iyonlarıyla değiştirir. Bu nedenle, yumuşak sular içme suyu için her zaman uygun olmayabilir. Bu arada, fırıncılar sert su kullanır çünkü kalsiyum iyonları hamur karıştırmasında gluten proteinlerini güçlendirir. Ekmek kalitesini artırmak için hamura bazı kalsiyum tuzları eklenir.

(d) Sulu çözeltilerin özellikleri

Çözünmüş maddeler içeren sular sulu çözeltilerdir; fiziksel özellikleri saf sudan farklıdır. Örneğin, aynı sıcaklıkta, H₂O çözeltilerinin buhar basınçları saf sudan daha düşüktür, bu da kaynama noktasının yükselmesine (daha yüksek), donma noktasının düşmesine (daha düşük) ve osmotik basınca neden olur.

Konsantrasyonları ifade etmek için birkaç yöntem kullanılabilir: milyonda bir parça (ppm), yüzde oran, litrede mol, mol kesri vb. Suyun mol kesri, sistemdeki tüm moleküller ve iyonlar arasındaki su moleküllerinin oranıdır. İdeal bir çözeltinin buhar basıncı, P_Çözelti, suyun buhar basıncı (P°_Su, belirli bir sıcaklıkta) ile suyun mol kesrinin (X_Su) çarpımıdır.

$$P_{Çözelti} = X_{Su} P^{\circ}_{Su} \quad (X_{Su} < 1)$$

Eğer çözünen madde önemli bir buhar basıncına sahipse, P_Çözünen ayrıca mol kesriyle değiştirilir:

$$P_{Çözünen} = X_{Çözünen} P^{\circ}_{Çözünen}$$

Su ve çözünenlerin yoğun şekilde etkileştiği ideal olmayan çözeltiler için formüller değişiklikler gerektirir. Pratik bir yöntem, etkin mol kesri X kullanmaktır:

$$P_{Çözelti} / P^{\circ}_{Su} = X$$

Her durumda, uçucu olmayan elektrolit içeren çözeltilerin buhar basınçları, karşılık gelen sıcaklıkta saf suyun buhar basınçlarından daha düşüktür.

Faz geçişleri, iki fazın buhar basınçları aynı olduğunda gerçekleşir. Çözeltilerin buhar basınçları daha düşük olduğu için donma noktaları daha düşüktür ama kaynama noktaları daha yüksektir. Sıcaklık farkı olan ΔT, tüm çözünen maddelerin konsantrasyonları olan m_toplam (molalite) ile orantılıdır:

$$\Delta T = K m_{toplam}$$

Burada K, ya molar kaynama noktası yükselme sabiti K_b, ya da molar donma noktası düşmesi sabiti K_f dir. Su için, K_f = 1,86 K L kg⁻¹ ve K_b = 0,52 K L kg⁻¹. Elektrolitlerin iyonlaşması nedeniyle, pozitif ve negatif iyonlar ayrı türler olarak ele alınmalı ve tüm türler m_toplam içine dahil edilmelidir.

Seyreltik bir çözeltiden su moleküllerinin yarı geçirgen membranlar aracılığıyla daha yoğun bir çözeltiye yayılma eğilimi, ölçülebilir bir osmotik basınca (π) sahiptir. Bu miktar, tüm çözünmüş türlerin konsantrasyonuna (m_toplam, mol kg⁻¹) ve sıcaklığa (T, K) orantılıdır:

$$\pi = – m_{toplam} R T$$

Burada R gaz sabitidir (8.3145 J mol⁻¹ K⁻¹). Su molekülleri saf sudan (π = 0) çözeltiye difüze olur ve bu nedenle osmotik basınç burada negatif olarak verilir. Teorik olarak, m_toplam = 1.0 mol kg⁻¹ olan bir su çözeltisi için 298 K’da π = – 2477 J kg⁻¹ veya – 2.477 kJ kg⁻¹ dir. Not: m_toplam, van’t Hoff denkleminde bulunan i·m değerine eşittir (burada i, çözünen tarafından üretilen iyon sayısıdır).

Aynı osmotik basınca sahip çözeltiler izotoniktir. Osmotik basıncı telafi etmek için çözeltiye daha fazla basınç uygulanması, su moleküllerinin membranlardan yayılmasına ve saf veya tatlı sular oluşmasına neden olur. Bu süreç ters osmoz olarak adlandırılır ve suyu yumuşatmak veya deniz suyunu tuzdan arındırarak tatlı suya dönüştürmek için kullanılmıştır.

Buhar basıncının düşürülmesi ve çözünenlerin osmotik basıncı, yiyeceklerin ve canlı hücrelerin hidrasyonu ve dehidrasyonunda önemli roller oynar. Uygun konsantrasyonlarda besin ve elektrolit içeren çözeltiler, susuz kalmış hastaların tıbbi tedavisinde kullanılmıştır. J.R. Cade ve iş arkadaşları bu ilkeleri sporcular için içecekler hazırlamak amacıyla uygulamış; kendisi ve iş arkadaşları, spor içeceği Gatorade’in ^[36] mucidi olarak kabul edilmiştir. Hidrasyon için dengeli bir çözüm kavramı, icadından onlarca yıl sonra büyük bir iş kolu haline gelmiştir.

B. Suyun Asitliği ve Alkalitesi

Asitlik ve alkalite, suyun dinamik öz-iyonizasyon dengesi nedeniyle önemli özelliklerdir:

$$H_2O (l) \rightleftharpoons H^+ + OH^-$$
$$K_w = [H^+][OH^-] = 1 \times 10^{-14} \quad (298 \, K \text{ ve } 1 \, atm’de)$$

[H⁺] ve [OH⁻], sırasıyla H⁺ (veya H₃O⁺) ve OH⁻ iyonlarının molar konsantrasyonlarını temsil eder ve K_w suyun iyon çarpımı olarak adlandırılır (bkz. ref. 1 ve 36’daki tablolar). K_w değerleri çeşitli koşullar altında teorik olarak değerlendirilmiştir ^[37], ^[38]. [H⁺] = [OH⁻] olduğunda ortamın nötr olduğu söylenir. 298 K’da, nötr bir çözelti için:

$$pH = -\log [H^+] = pOH = -\log [OH^-] = 7 \quad (298 \, K’da)$$

H⁺ iyonları veya protonlar, diğer su moleküllerindeki protonlarla dinamik olarak değiş tokuş yapar. Kendi kendine iyonlaşma ve denge, asit ve baz çözeltileri dahil tüm sulu çözeltilerde ve saf suda bulunur. Su hem asit hem de bazdır.

HClO₄, HCCHO₃, HCl, HNO₃ ve H₂SO₄ gibi güçlü asitler çözeltilerinde tamamen iyonlaşarak sırasıyla H⁺ (H₃O⁺) iyonları ve anyonlar (ClO₄⁻, ClO₃⁻, Cl⁻, NO₃⁻ ve HSO₄⁻) verirler. NaOH, KOH ve Ca(OH)₂ gibi güçlü bazlar da tamamen iyonlaşarak OH⁻ iyonları ve Na⁺, K⁺ ve Ca²⁺ iyonları verir. Asidik bir çözeltide [H⁺], [OH⁻]’den büyüktür. 1.0 mol L⁻¹ HCl çözeltisinde, [H⁺] = 1.0 mol L⁻¹ olduğundan pH = 0’dır.

Formik asit (HCOOH), asetik asit (CH₃COOH), askorbik asit (C₆H₈O₆), oksalik asit (H₂C₂O₄), karbonik asit (H₂CO₃), benzoik asit (C₆H₅COOH), malik asit (C₄H₆O₅), laktik asit (H₃CCH(OH)COOH) ve fosforik asit (H₃PO₄) gibi zayıf asitler de sulu çözeltilerinde iyonlaşır, ancak tam olarak değil. Asetik asidin iyonizasyonu şu denge ile temsil edilir:

$$CH_3COOH (aq) \rightleftharpoons H^+ (aq) + CH_3COO^- (aq), \quad K_a = 1.75 \times 10^{-5} \quad (298 \, K’da)$$

Burada K_a asit ayrışma sabitidir.

CO₂’nin suda çözünürlüğü (Henry yasasına göre kısmi basınçla artar) ve çözünme için kimyasal dengeler şöyledir:

$$H_2O + CO_2 (g) \rightleftharpoons H_2CO_3 (aq)$$

Tabii ki, H₂CO₃ dinamik olarak diğer su molekülleriyle H değişimi yapar. Bu zayıf diprotik asit, K_a1 ve K_a2 asit sabitleri ile iki aşamada iyonlaşır:

$$H_2O + CO_2 (aq) \rightleftharpoons H^+ (aq) + HCO_3^- (aq), \quad K_{a1} = 4.30 \times 10^{-7} \quad (298 \, K’da)$$

$$HCO_3^- (aq) \rightleftharpoons H^+ (aq) + CO_3^{2-} (aq), \quad K_{a2} = 5.61 \times 10^{-11}$$

Asit sabitleri K_a1 ve K_a2 sıcaklıkla artar. 298 K’da, 0,1 mol L⁻¹ H₂CO₃ içeren bir çözeltinin pH değeri 3.7 olduğunda, asidofilik organizmalar büyüyebilir, ancak çoğu patojenik organizma nötrofildir ve büyümeyi durdurur. Gazlı içecekler başka asitler (sitrik, malik, fosforik, askorbik asitler vb.) içerir; bu da pH’ı daha da düşürür.

Amonyak ve birçok azot içeren bileşik zayıf bazlardır. NH₃’ün suda iyonizasyon dengesi ve baz ayrışma sabiti K_b şöyledir:

$$NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ (aq) + OH^-, \quad K_b = 1.70 \times 10^{-5} \quad (298 \, K’da)$$

Diğer zayıf bazlar H₂O ile benzer şekilde tepki verir.

İnorganik ve organik asitlerin ve bazların iyonizasyon veya ayrışma sabitleri oldukça geniştir ve çeşitli kitaplarda tablolanmıştır ^[39], ^[40], ^[41].

Amino asitler ve proteinler asidik ve bazik gruplar içerir. İzoelektrik nokta adı verilen belirli bir pH’da, net yük taşımazlar, ancak zwitterionlar olarak var olurlar. Örneğin, glisin için izoelektrik nokta pH = 6.00’dır ve zwitterion H₂C(NH₃⁺)COO⁻ olarak bulunur.

C. Suda Oksidasyon-İndirgeme Reaksiyonları

Hidrojenin oksijen tarafından oksitlenmesi sadece su üretmekle kalmaz, aynı zamanda enerji salgılar. Standart koşullarda, elektrokimyasal yarı reaksiyon denklemleri şunlardır:

$$H_2 \rightleftharpoons 2 H^+ + 2 e^-, \quad E^\circ = 0.000 \, V \, (\text{tanımlanmış})$$
$$O_2 + 4 H^+ + 4 e^- \rightleftharpoons 2 H_2O, \quad E^\circ = 1.229 \, V$$

Hücre reaksiyonu ve standart koşulda hücre potansiyeli şöyledir:

$$2 H_2 + O_2 \rightleftharpoons 2 H_2O, \quad \Delta E^\circ = 1.229 \, V$$

Bu enerjinin elde edilmesi için doğru kurulumlar hidrojen-yakıt hücresi teknolojisinin hedefleridir. Standart olmayan koşullar için hücre potansiyeli ΔE, pH ve sıcaklığa bağlıdır. Değeri, reaksiyonda serbest bırakılan enerjiyle ilgilidir. ΔE ile pH arasındaki bir grafik, çeşitli türlerin sudaki kararlılığını değerlendirmek için faydalı olan bir Pourbaix diyagramı verir. Su, protonlar veya elektronlar sunduğu için indirgeyici veya oksitleyici bir reaktif olabilir. Hücrelerden elektrik akımı geçirmek için voltaj uygulandığında, su elektroliz yoluyla parçalanır.

Çözünmüş oksijen içeren sular ek reaksiyonlara neden olur, örneğin:

$$2 H_2O + 2 e^- \rightleftharpoons H_2 + 2 OH^-, \quad E^\circ = -0.828 \, V$$
$$O_2 + 2 H^+ + 2 e^- \rightleftharpoons H_2O_2, \quad E^\circ = 0.682 \, V$$
$$O_2 + H_2O + 2 e^- \rightleftharpoons HO_2^- + OH^-, \quad E^\circ = 0.076 \, V$$
$$O_2 + 2 H_2O + 2 e^- \rightleftharpoons 4 OH^-, \quad E^\circ = 0.401 \, V$$

Uygun koşullarda, potansiyel tarafından yönlendirilen uygun bir kimyasal reaksiyon gerçekleşir.

Su içeren oksidasyon-indirgeme reaksiyonları genellikle proton veya elektron transferinden kaynaklanır. Bu oksidasyon-indirgeme reaksiyonları, yiyeceğin büyümesi, üretimi, imalatı, sindirimi ve metabolizması için gerçekleşir.

Su, fotosentezin birçok aşamasında oksidasyon-indirgeme reaksiyonlarına katılır; bu reaksiyonlar CO₂’nin fiksasyonuna yol açarak biyomoleküllere dönüştürür ve suyun oksijen atomlarını O₂ olarak serbest bırakır. Su eksikliğiyle karşı karşıya kalan daha yüksek fotosentetik kapasiteye sahip yeni nesil bitki mühendisliği, genetikçiler ^[42] ve botanikçiler için zorlu bir alandır. Artık fotosentezi birçok bilim insanının çalışmalarından ayrıntılı olarak anlıyoruz. Fotosentetik reaksiyonlar gıda üretimiyle ilgilidir, ancak o kadar karmaşıktır ki burada sadece bahsedebiliriz ^[43].

Suyun oksidasyon-indirgeme reaksiyonları metal yüzeylerde korozyona neden olur. Tesislerin bozulması gıda endüstrisi için çok maliyetli olmakla kalmaz, boruların korozyonu da içme suyunda zehirli metal iyonları (Cu²⁺ ve Pb²⁺) oluşumuna yol açar. İçme suyunda kurşun iyonları endişesi, Çevre Koruma Ajansı’nın su boruları için yüksek kurşunlu lehimlerin kullanımını yasaklamasına yol açtı. Bu reaksiyonlar elektrokimyasal süreçlerdir. Galvanik etkiler, yüksek asidite, yüksek akış hızı, yüksek su sıcaklığı ve askıda duran katı maddelerin varlığı korozyonu hızlandırır; arıtılmış sularda Ca²⁺ ve Mg²⁺ iyonlarının eksikliği de benzer şekilde etki eder. Kireç tortularının oluşumu metal yüzeyi korur. Ancak, boruların yüzey koruması ile tıkanmayı dengelemek karmaşık bir sorundur ve tatmin edici bir çözüm için bilimsel testler ve mühendislik teknikleri gerektirir.

D. Hidrojen Bağ ve Kimyasal Reaksiyonlar

Enzimler çoğunlukla büyük protein molekülleridir ve biyolojik sistemlerdeki çoğu reaksiyondan sorumlu seçici ve özgül katalizörlerdir. Uzun proteinin katlanması, substratları için özel 3 boyutlu seçici cepler sağlar. Cepler sadece substratları yerinde sabitlemekle kalmaz, aynı zamanda belirli bağları zayıflatarak belirli reaksiyonları kolaylaştırır. Bu, enzimlerin substratlarını seçtiği ve özgün reaksiyonlarını kolaylaştırdığı mekanizmadır.

Hidrojen bağ gücü, su içermeyen ortamlarda, donör ve akseptör atomlardaki yük yoğunlukları arttıkça sulu olmayan ortamlara göre daha güçlüdür ^[44]. Enzim ile substratı arasındaki hidrojen bağları, sulu ortamdakilerden daha güçlü olabilir ve böylece reaksiyon hızı daha da hızlanır.

Peptit bağlantısının hidrolizi, bir proteinin su ile reaksiyonudur:

$$R-C(=O)-NH-R’ + H_2O \rightarrow R-C(=O)OH + H_2N-R’$$

Bu tür reaksiyonlar asitler, bazlar ve enzimler tarafından katalize edilebilir.

VI. Su Aktivitesi

Su; tahıllar, et, süt ürünleri, meyve ve sebzeler gibi gıda gruplarında bir besin ve bileşendir. Ayrıca karbonhidratlar, proteinler, suda çözünen vitaminler ve mineraller gibi başlıca besinler hidrofiliktir. Yağ veya lipid moleküllerinin bazı kısımları bile hidrofiliktir, ancak yağ ve proteinlerin alkil zincirleri sulu bir ortamda hidrofobik etki yaşar ^[45].

Gıda maddeleri; polarite, hidrojen bağlanması ve hidrofobik etkileşimler yoluyla su ile etkileşime girer. Bu etkileşimlerin sonuçları suyun kimyasal potansiyelini (özelliklerini) değiştirir. Gıda maddeleri suda çözünür veya suyu emer. Böylece, yiyecek içindeki su, etkileşim gücüne göre bağlı su, etkilenen su ve serbest su olarak sınıflandırılabilir. Bağlı su molekülleri, iyonların ilk hidrasyon küresindekilere benzer, birinci küreye yakın olanlar ise etkilenen su molekülleridir. Arayüzden daha uzakta serbest su molekülleri bulunur. İlk iki türün yapısı ve özellikleri değişir. Suyun diyet lifiyle etkileşimi buna örnektir ^[46]. Bu nedenle, yiyecekteki suyun özellikleri saf sudan farklıdır.

Hem sıvı hem de buhar fazlarındaki su molekülleri hidrasyon reaksiyonlarına katılabilir. İki veya daha fazla fazlı olan bir sistemde denge durumunda, buhar basıncı veya kimyasal potansiyeli μ eşit olmalıdır. Bir çözeltinin veya su içeren gıdanın kimyasal potansiyeli μ, belirli bir sıcaklıkta (T) eşit olmalıdır:

$$\mu = \mu^\circ_w + R T \ln (p / p^\circ_w)$$

Burada R gaz sabitidir (8.3145 J mol⁻¹ K⁻¹), p gıdadaki çözeltinin veya suyun buhar basıncıdır, p°_w aynı sıcaklıktaki saf suyun buhar basıncıdır. p / p°_w oranı su aktivitesi olarak adlandırılır (a_w = p / p°_w); bu da suyun çözeltilerdeki veya gıda içindeki kimyasal potansiyeliyle ilgilidir. İdeal çözeltiler ve çoğu nemli gıda için a_w birden küçüktür (a_w < 1.0) ^[31].

Hem su aktivitesi hem de bağıl nem, saf suyun buhar basıncının bir kesridir. Ölçüm yöntemleri aynıdır. Daha önce kapasitans değişiklikleriyle ölçümden bahsetmiştik. Su içeriği, su aktiviteleriyle sigmoidal bir ilişkiye sahiptir; sonsuz seyreltilmiş çözeltiler için a_w = 1.0, seyreltilmiş çözeltiler ve nemli gıdalar için a_w > 0.7 ve kuru gıda için a_w < 0.6’dır. Elbette kesin ilişki ilgili materyale bağlıdır. Genel olarak, yiyeceğin çevresindeki atmosferin su buharı yiyeceğin aktivitesinden büyükse, su emilir. Bunun dışında dehidrasyon yaşanır. Su aktivitesi; suda çözünen madde, su yüzeyi, kapiller, hidrofilik ve hidrofobik etkileşimlerin birleşik etkilerini yansıtır. Bir gıda maddesinin su aktivitesi; dokusunu, tadını, güvenliğini, raf ömrünü ve görünümünü etkilediği için hayati bir parametredir.

Ayrıca, su içeriğinden ziyade su aktivitesini kontrol etmek önemlidir. a_w < 0.9 olduğunda çoğu küf inhibe edilir. Mayalar ve bakterilerin büyümesi de a_w tarafından etkilenir. Eğer a_w < 0.6 ise mikroorganizmalar büyümeyi durdurur.

VII. Su Potansiyeli

Gıda içindeki su aktivitesine benzer şekilde, su potansiyeli de bitki, toprak ve ürün bilimlerinde kullanılan bir terimdir. Su potansiyeli, Ψ (psi) veya Ψ_w ile temsil edilir ve bir sistemdeki (toprak, malzeme, tohumlar, bitkiler, kökler, yapraklar veya bir organizma) suyun serbest enerjisinin bir ölçüsüdür. Su potansiyeli, aynı sıcaklıktaki sistemdeki su ile saf suyun kimyasal potansiyeli arasındaki farktır. Saf su en yüksek serbest enerjiye sahiptir: Geleneksel olarak saf su için Ψ = 0 ve çözeltiler için Ψ < 0 kabul edilir. Su yüksek potansiyelden düşük potansiyele yayılır. Fizyolojik süreçler su potansiyeli azaldıkça yavaşlar.

Genel olarak, su potansiyeli Ψ_w; osmotik (Ψ_s), matriks (arayüz ve su bağlanması Ψ_m), turgor (Ψ_t) basınçları ve yerçekiminin (Ψ_g) birleşik etkisidir:

$$\Psi_w = \Psi_s + \Psi_m + \Psi_t + \Psi_g$$

Osmotik basınç (Ψ_s), sıvılardaki çözünenler nedeniyle her zaman mevcuttur. Matriks basıncı (Ψ_m), sistemdeki bağlı, etkilenen ve serbest sular ile ilişkilidir. Şişen protoplast tarafından duvara doğru uygulanan dışa yönelik basınca turgor basıncı (Ψ_t) denir. Genellikle, bu terim hücre dolmadan önemsizdir; bu noktada Ψ_t hızla artar ve Ψ_w = Ψ_t olduğunda durur. Aksi takdirde hücre yırtılır. Sukulent bitki parçalarının mekanik sertliği, stomaların açılması ve çiçeklenme genellikle turgor basıncının sonucudur. Uzun bitkiler ve toprak bilimi gibi sistemlerde, suyun yerçekimsel çekimi olan Ψ_g basıncı da su potansiyeline dahil edilir.

Örneğin, patates dokularının su potansiyeli, bilinen osmotik basınçlara sahip birçok çözelti içinde kuluçka (inkübasyon) yoluyla ölçülebilir. Çözeltinin osmotik basıncı patates dokularının su potansiyeline eşitse, patates ne su kaybeder ne de kazanır. Osmotik basınç (π = – m R T), daha önce verilen denklem kullanılarak bilinen bir konsantrasyon m üzerinden değerlendirilebilir. Enerji birimleri yerine, su potansiyeli genellikle basınç birimleri (megapaskal, MPa) olarak ifade edilir; bu birim, enerjinin mol hacmine bölünmesiyle elde edilir (H₂O için 0.018 L mol⁻¹) ^[47].

Sisteme bağlı olarak su potansiyeli ölçümü için toprak, yaprak, sap, organizma vb. gibi birçok başka yöntem vardır. Toprak su potansiyeli, toprakta yetişen bitkilerin mevcut suya erişimine bağlıdır. Bir bitkinin veya yaprağın su potansiyeli, suyun sağlığını veya durumunu gösterir. Bu nedenle, su potansiyeli; bitki tarımı, sulama ve çevre yönetimi için bitki içeriğinden daha iyi bir göstergedir. Su bitkilerden şu sıra ile geçer:

$$\Psi_{Su} = 0 > \Psi_{Toprak} > \Psi_{Kök} > \Psi_{Gövde} > \Psi_{Yaprak}$$

Bu nedenle, su potansiyeli ve su aktivitesi kavramı, gıdanın büyümesi, üretimi, işlenmesi, depolanması ve yönetiminde çok faydalıdır.

VIII. Sudaki Canlı Organizmalar

Ne kadar yakından bakarsak, o kadar çok şey görürüz. Dünya’daki canlı organizmalar o kadar karmaşıktır ki, sınıflandırmaları ve filogenisi hâlâ incelenip gözden geçirilmektedir. Robert Whittaker tarafından 1969’da önerilen beş krallığı değiştirmek için yeni ilişkiler önerilmektedir. Buna rağmen, Monera ve Protista krallıklarındaki en eski tek hücreli canlı organizmaların çoğu hâlâ suda yaşamaktadır. Hem tür hem de bireylerin sayısı şaşırtıcıdır. Örneğin, okyanuslarda alglerin fotosentezi, karadaki tüm bitkilerden daha fazla CO₂ tüketir. Algler muhtemelen diğer organizmalardan önce Dünya’da bulunuyordu. Mantar, bitki ve hayvan krallıklarının birçok filumu (bölümü) da suyu evleri haline getirmiştir. Suda yaşayan organizma sayısı ve türü muhtemelen karadakilerden fazladır. Sudaki canlı organizmalar konusu ilgi çekicidir ancak burada su ile ilişkileri hakkında sadece bazı temel bilgileri belirtebiliriz. Kesinlikle, sudaki canlı organizmaların her yönü besinle ilişkilidir, çünkü Homo sapiens besin zincirinin bir parçasıdır, hatta en üstünde olmasa da.

Tüm yaşam enerji veya yiyecek gerektirir. Bazı canlı organizmalar enerjisini güneşten alırken, diğerleri su ortamındaki kimyasal reaksiyonlardan alır. Kimyasal reaksiyonlar hayatları boyunca hayati öneme sahiptir. Örneğin, bazı bakteriler demir sülfürün (FeS₂) oksidasyonunu katalize ederek enerji elde eder ve demir iyonları (Fe(H₂O)₆²⁺) ile elementel kükürt üretir. Su oksidandır ve bu da oksijeni indirger ^[48]. Kimyasal reaksiyonlar, bakterilerin yaşamlarını sürdürmesi ve üremesi için enerji sağlar. Sudaki yaşamı etkileyen faktörler; mineraller, mineralin çözünürlüğü, malzemenin elektrokimyasal potansiyelleri, asidite (pH), güneş ışığı, çözünmüş oksijen seviyesi, iyonların varlığı, kimyasal dengeler vb.’dir. Suyun özellikleri genel yaşamı ve özellikle su sistemini etkiler. Nüfus arttıkça, su ürünleri yetiştiriciliği muhtemelen giderek artan nüfusa protein sağlamanın daha verimli bir yolu olarak görülecektir.

İçme suyu konusunda, çıplak gözle görülemeyen sucul organizmalarla ilgileniyoruz. İçme suyunda bulunan patojenik organizmalar bağırsak enfeksiyonları, dizenteri, hepatit, tifo, kolera ve diğer hastalıklara neden olur. Patojenler genellikle insan ve hayvan atıklarıyla kirlenmiş sularda bulunur; bu sular su sistemine deşarj, akış, sel ve kanalizasyon arıtma tesislerindeki kazalar yoluyla girer. Böcekler, kemirgenler ve hayvanlar da su sistemine bakteri getirebilir ^[49], ^[50]. Tüm patojenik organizmalar için test yapmak imkansızdır, ancak bazı organizmalar bazı patojenik bakterilerle ortak yaşam koşullarına sahiptir. Bu nedenle, su testi bu zararsız bakterileri içme suyu güvenliği için gösterge olarak kullanabilir.

IX. Su Kaynağı, Tedarik, Arıtma ve Kullanım

Dünya yüzeyinin yaklaşık %70’i suyla kaplıdır, ancak sadece yaklaşık %2’si tatlı sudur. Okyanus suları tuzludur ve sadece küçük bir oranda tatlı su kaynakları (göller, nehirler ve yeraltı) bulunur. İçmek, yiyecek, tarım, yıkama ve üretim için tatlı su gereklidir.

Tuzlu su donduğunda, oluşan buzda tuz çok az olur, hatta hiç tuz içermez. Bu nedenle, kutup başlığındaki devasa buz da dahil olmak üzere neredeyse tüm buz tatlı sudan oluşur. Aslında, Antarktika’daki buz tabakası çok fazla tatlı su buzu içerir, ancak bu bir su kaynağı olarak değerlendirilemez.

Hidrologlar, çevreciler ve bilim insanları, mühendisler, sosyologlar, ekonomistler ve politikacılar su kaynaklarıyla ilgili sorunlarla ilgilenir. Bu sorunlara çözümler uzmanlar ve toplumsal uzlaşma gerektirir.

X. Kritik Altı ve Süperkritik Sular

Normal kaynama ile kritik noktalar (0 ile 373,98°C arasında) olan sıcaklıklardaki sulara kritik altı (subkritik) su denirken, kritik noktanın üzerindeki faz süperkritik su olarak adlandırılır. 17. yüzyılda bir fizikçi olan Denis Papin, kapalı bir kazan kullanarak yüksek basınçlı buhar üretti ve bundan sonra gıda koruması için basınçlı konserve makineleri kullanıldı. Basınçlı tencereler 20. yüzyılda popülerdi. Analitik kimyagerler, 1994’ten beri analiz için katı maddelerden kimyasalları çıkarmak amacıyla subkritik sular kullanmaktadır ^[51].

Kritik noktasına kadar su buharı basınçları Tablo 8’de verilmiştir, ancak polarite, dielektrik sabiti, yüzey gerilimi, yoğunluk ve viskozitenin 100°C’nin üzerindeki verileri azdır. Genel olarak, bu özellikler sıcaklık arttıkça azalır. Aslında, bazıları süperkritik su için dramatik şekilde düşer. Öte yandan, bazıları basınçla artar. Böylece, alt ve süper kritik suların özellikleri, sıcaklık ve basınçla istenen özelliklere ulaşmak için ayarlanabilir.

Polarite ve dielektrik sabiti azaldıkça su, aroma ve koku gibi polar olmayan maddeler için mükemmel bir çözücü haline gelir. Ancak, gıda maddeleri yüksek sıcaklıklarda bozulabilir. Kritik altı ve süperkritik suyun uygulamaları nispeten yeni olaylardır, ancak süperkritik CO₂ uygulamaları (kritik sıcaklık 32°C) kimyasal analizler için 1980’lerde başlamış ve ardından süperkritik su üzerine araştırmalar yapılmıştır. Ancak son yıllarda araştırma ve geliştirme yoğunlaşmıştır ^[52]. Bilim insanları ve mühendisler; atık arıtma, polimer bozunması, ilaç üretimi, kromatografik analiz, nükleer reaktör soğutması gibi konularda süperkritik suyun kullanımını araştırmaktadır. Malzeme işleme alanında da ince partikül üretiminden gözenekli malzemelerin oluşturulmasına kadar önemli ilerlemeler kaydedilmiştir.

Su, kirletici organik çözücülere kıyasla “yeşil çözücü” olarak adlandırılmıştır. Kritik altı ve süperkritik sular, gıda endüstrisi dahil birçok uygulamada organik çözücülerin yerine kullanılmıştır ^[53]. Ancak, süperkritik su çok tepkilidir ve sıradan suya karşı hareketsiz olan paslanmaz çelikler için aşındırıcı bir durumdur. Yine de, kritik altı ve süperkritik suların uygulanması geniş bir alandır.

XI. Son Söz

Su, buz ve buhar; özellikleri suyun tüm fazlarının özelliklerini belirleyen H₂O moleküllerinin koleksiyonlarıdır. Su molekülleri birlikte ve topluca manzarayı şekillendirir, hayatları besler, şairleri büyüler ve bilim insanlarını hayran bırakır. Suyu anlama konusundaki insan çabaları, neredeyse tüm disiplinlerde uygulanabilir bir bilim kaynağı biriktirmiştir, bazıları ise bunu hafife almaktadır.

Su molekülleri her yerdedir, uzay da dahil. Sadece tarihimiz ve hayatımızla iç içe geçmekle kalmaz, aynı zamanda bizim parçamızdır. Gördüğümüz veya deneyimlediğimiz fenomenleri su bilimiyle ilişkilendirebilmek ne büyük şanstır.

Bir makalenin bir başlangıcı ve sonu vardır, ancak su biliminde kimse son sözü söylemez; çünkü su üzerine araştırma ve keşifler, uzaydaki varlığı da dahil olmak üzere devam etmektedir ^[54]. Bu makaleyi yazmak bu konuya olan ilgimi artırdı ve bu nedenle, Profesörler Wai-kit Nip, Lewis Brubacher ve Peter F. Bernath’a faydalı tartışmaları ve teşvikleri için minnettarım.

Katkıda Bulunanlar ve Atıflar

• Chung (Peter) Chieh (Kimya Emekli Profesörü @ Waterloo Üniversitesi)