Apă

Proprietăți fizice

Apa are câteva proprietăți fizice importante. Deși aceste proprietăți sunt familiare din cauza omniprezenței apei, majoritatea proprietăților fizice ale apei sunt destul de atipice. Dată fiind masa molară scăzută a moleculelor sale constitutive, apa are valori neobișnuit de mari de vâscozitate, tensiune la suprafață, căldură de vaporizare și entropie de vaporizare, toate acestea putând fi atribuite interacțiunilor extinse de legare a hidrogenului prezente în apa lichidă. Structura deschisă de gheață care permite lipirea maximă a hidrogenului explică de ce apa solidă este mai puțin densă decât apa lichidă - o situație extrem de neobișnuită printre substanțele obișnuite.

Proprietățile fizice selectate ale apei
Masă molară	18.0151 grame pe aluniță
punct de topire	0,00 ° C
Punct de fierbere	100.00 ° C
densitatea maximă (la 3,98 ° C)	1.0000 grame pe centimetru cub
densitate (25 ° C)	0,99701 grame pe centimetru cub
presiunea de vapori (25 ° C)	23,75 torr
căldură de fuziune (0 ° C)	6,010 kilojoules pe aluniță
căldură de vaporizare (100 ° C)	40,65 kilojoule pe aluniță
căldură de formare (25 ° C)	−285,85 kilojouli pe aluniță
entropie de vaporizare (25 ° C)	118,8 joule pe ° C mol
viscozitate	0,8903 centipoise
tensiune superficiala (25 ° C)	71,97 dyne la centimetru

Proprietăți chimice

Reacții acido-bazice

Apa suferă diferite tipuri de reacții chimice. Una dintre cele mai importante proprietăți chimice ale apei este capacitatea sa de a se comporta atât ca acid (un donator de protoni) cât și ca bază (un acceptor de protoni), proprietatea caracteristică a substanțelor amfoterice. Acest comportament este cel mai clar observat în autoionizarea apei: H ₂ O (l) + H ₂ O (l) ₃ H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq), unde (l) reprezintă starea lichidă, (aq) indică faptul că speciile sunt dizolvate în apă, iar săgețile duble indică faptul că reacția poate avea loc în orice direcție și există o condiție de echilibru. La 25 ° C (77 ° F) concentrația H hidratat ⁺ (adică, H ₃ O ⁺, cunoscut sub numele de ionul hidroniu) în apă este de 1,0 × 10 ^-7 M, unde M reprezintă moli per litru. Deoarece un OH ^- ion este produs pentru fiecare H ₃ O ⁺ ion, concentrația de OH ^- la 25 ° C, este, de asemenea, 1,0 × 10 ^-7 M. în apă la 25 ° C H ₃ O ⁺ concentrație și OH ^- concentrație trebuie să fie întotdeauna 1,0 × 10 ⁻¹⁴: [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴, unde [H ⁺] reprezintă concentrația ionilor H ⁺ hidratați în moli pe litru și [OH ^-] reprezintă concentrația de OH ^- ioni în aluniți pe litru.

Atunci când un acid (o substanță care poate produce ioni H ⁺) este dizolvat în apă, atât acidul cât și apa contribuie cu soluție de ioni H ⁺. Aceasta duce la o situație în care concentrația de H ⁺ este mai mare de 1,0 × 10 ⁻⁷ M. Deoarece trebuie să fie întotdeauna adevărat că [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴ la 25 ° C, [OH ^-] trebuie redus la o valoare sub 1.0 × 10 ⁻⁷. Mecanismul de reducere a concentrației de OH ^- implică reacția H ⁺ + OH ^- → H ₂ O, care apare în măsura necesară pentru a restabili produsul de [H ⁺] și [OH ^-] la 1.0 × 10 ^-14 M. Astfel, când se adaugă un acid în apă, soluția rezultată conține mai mult H ⁺ decât OH ^-; adică [H ⁺]> [OH ^-]. O astfel de soluție (în care [H ⁺]> [OH ^-]) se spune a fi acidă.

Cea mai frecventă metodă pentru specificarea acidității unei soluții este pH-ul acesteia, care este definit în termeni de concentrație de ioni de hidrogen: pH = −log [H ⁺], unde jurnalul simbolului reprezintă un logaritm de bază 10. În apă pură, în care [H ⁺] = 1,0 × 10 ⁻⁷ M, pH = 7,0. Pentru o soluție acidă, pH-ul este mai mic de 7. Când o bază (o substanță care se comportă ca un acceptor de protoni) este dizolvată în apă, concentrația de H ⁺ este scăzută astfel încât [OH ^-]> [H ⁺]. O soluție de bază este caracterizată prin faptul că are un pH> 7. În rezumat, în soluții apoase la 25 ° C: