Aigua

Propietats físiques

L’aigua té diverses propietats físiques importants. Tot i que aquestes propietats són familiars a causa de l’omnipresència de l’aigua, la majoria de les propietats físiques de l’aigua són força atípiques. Atesa la baixa massa molar de les seves molècules constituents, l’aigua té valors inusualment grans de viscositat, tensió superficial, calor de vaporització i entropia de vaporització, tots els quals es poden atribuir a les extenses interaccions d’enllaç d’hidrogen presents en l’aigua líquida. L’estructura oberta de gel que permet la màxima unió d’hidrogen explica per què l’aigua sòlida és menys densa que l’aigua líquida, una situació altament inusual entre les substàncies comunes.

Propietats físiques seleccionades de l’aigua
massa molar	18.0151 grams per mole
punt de fusió	0,00 ° C
punt d'ebullició	100,00 ° C
densitat màxima (a 3,98 ° C)	1.0000 grams per centímetre cúbic
densitat (25 ° C)	0,99701 grams per centímetre cúbic
pressió de vapor (25 ° C)	23,75 torr
calor de fusió (0 ° C)	6,010 quilojoules per mole
calor de vaporització (100 ° C)	40,65 quilojoules per mole
calor de formació (25 ° C)	−285,85 quilojoules per mole
entropia de vaporització (25 ° C)	118,8 joules per ° C mole
viscositat	0,8903 centipoise
tensió superficial (25 ° C)	71,97 dianes per centímetre

Propietats químiques

Reaccions àcid-base

L’aigua experimenta diversos tipus de reaccions químiques. Una de les propietats químiques més importants de l’aigua és la seva capacitat de comportar-se tant un àcid (un donant de protons) com una base (un acceptador de protons), la propietat característica de les substàncies anfotèriques. Aquest comportament es veu més clarament en l’autoionització de l’aigua: H ₂ O (l) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq), on la (l) representa l’estat líquid, el (aq) indica que les espècies es dissolen en aigua i les dobles fletxes indiquen que la reacció es pot produir en qualsevol direcció i existeix una condició d'equilibri. A 25 ° C (77 ° F) la concentració d’H ⁺ hidratat (és a dir, H ₃ O ⁺, conegut com a ió d’hidroni) a l’aigua és d’1,0 × 10 ^–7 M, on M representa mols per litre. Atès que un OH ^- es produeix ions per a cada un H ₃ O ⁺ ions, la concentració d'OH ^- a 25 ° C és també 1,0 × 10 ^-7 M. en aigua a 25 ° C l'H ₃ O ⁺ concentració i l'OH ^- concentració sempre ha de ser 1,0 × 10 ⁻¹⁴: [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴, on [H ⁺] representa la concentració d' ions H ⁺ hidrats en mols per litre i [OH ^-] representa la concentració de OH ^- ions en moles per litre.

Quan un àcid (una substància que pot produir ions H ⁺) es dissol en aigua, tant l’àcid com l’aigua aporten ions H ⁺ a la solució. Això condueix a una situació en què la concentració de H ⁺ és superior a 1,0 × 10 ⁻⁷ M. Ja que sempre ha de ser cert que [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴ a 25 ° C, el [OH ^-] s'ha de rebaixar a algun valor inferior a 1,0 × 10 ⁻⁷. El mecanisme per reduir la concentració de OH ^- implica la reacció H ⁺ + OH ^- → H ₂ O, que es produeix en la mesura necessària per restaurar el producte de [H ⁺] i [OH ^-] a 1.0 × 10 ⁻¹⁴ M. Així, quan s’afegeix un àcid a l’aigua, la solució resultant conté més H ⁺ que OH ^-; és a dir, [H ⁺]> [OH ^-]. Tal solució (en la qual es diu que [H ⁺]> [OH ^-] és àcida.

El mètode més comú per especificar l’acidesa d’una solució és el seu pH, que es defineix en termes de la concentració d’ions d’hidrogen: pH = −log [H ⁺], on el registre de símbols significa un logaritme de base 10. En aigua pura, en la qual [H ⁺] = 1,0 × 10 ⁻⁷ M, el pH = 7,0. Per a una solució àcida, el pH és inferior a 7. Quan una base (una substància que es comporta com a acceptadora de protons) es dissol en aigua, la concentració de H ⁺ disminueix de manera que [OH ^-]> [H ⁺]. Una solució bàsica es caracteritza per tenir un pH> 7. En resum, en solucions aquoses a 25 ° C: