Water

Fysieke eigenschappen

Water heeft verschillende belangrijke fysische eigenschappen. Hoewel deze eigenschappen bekend zijn vanwege de alomtegenwoordigheid van water, zijn de meeste fysieke eigenschappen van water vrij atypisch. Gezien de lage molaire massa van zijn samenstellende moleculen, heeft water ongewoon hoge waarden van viscositeit, oppervlaktespanning, verdampingswarmte en verdampingsentropie, die allemaal kunnen worden toegeschreven aan de uitgebreide waterstofbindingsinteracties die aanwezig zijn in vloeibaar water. De open structuur van ijs die een maximale waterstofbinding mogelijk maakt, verklaart waarom vast water minder dicht is dan vloeibaar water - een zeer ongebruikelijke situatie bij veel voorkomende stoffen.

Geselecteerde fysische eigenschappen van water
molaire massa	18.0151 gram per mol
smeltpunt	0,00 ° C
kookpunt	100,00 ° C
maximale dichtheid (bij 3,98 ° C)	1,0000 gram per kubieke centimeter
dichtheid (25 ° C)	0.99701 gram per kubieke centimeter
dampdruk (25 ° C)	23.75 torr
smeltwarmte (0 ° C)	6.010 kilojoule per mol
verdampingswarmte (100 ° C)	40,65 kilojoule per mol
vormingswarmte (25 ° C)	−285,85 kilojoule per mol
entropie van verdamping (25 ° C)	118,8 joules per ° C mol
viscositeit	0,8903 centipoise
oppervlaktespanning (25 ° C)	71,97 dynes per centimeter

Chemische eigenschappen

Zuur-base reacties

Water ondergaat verschillende soorten chemische reacties. Een van de belangrijkste chemische eigenschappen van water is dat het zich kan gedragen als zuur (een protondonor) en als een base (een protonacceptor), de karakteristieke eigenschap van amfotere stoffen. Dit gedrag is het duidelijkst te zien bij de auto-ionisatie van water: H ₂ O (l) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq), waarbij de (l) de vloeibare toestand vertegenwoordigt, de (aq) geeft aan dat de soort is opgelost in water en de dubbele pijlen geven aan dat de reactie in beide richtingen kan optreden en dat er een evenwichtstoestand bestaat. Bij 25 ° C (77 ° F) is de concentratie van gehydrateerd H ⁺ (dwz H ₃ O ⁺, bekend als het hydroniumion) in water 1,0 x ^10-7 M, waarbij M staat voor mol per liter. Aangezien voor elk H ₃ O ⁺ ion één OH ^- ion wordt geproduceerd, is de concentratie OH ^- bij 25 ° C ook 1,0 × 10 ⁻⁷ M. In water bij 25 ° C zijn de H ₃ O ⁺ concentratie en de OH ^- concentratie moet altijd 1,0 × 10 ^{−14 zijn}: [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴, waarbij [H ⁺] de concentratie van gehydrateerde H ⁺ -ionen in mol per liter vertegenwoordigt en [OH ^-] de concentratie van OH ^- ionen in mol per liter.

Wanneer een zuur (een stof die H ⁺ -ionen kan produceren) wordt opgelost in water, dragen zowel het zuur als het water H ⁺ -ionen bij aan de oplossing. Dit leidt tot een situatie waarin de H ⁺ -concentratie groter is dan 1,0 × 10 ⁻⁷ M. Aangezien het altijd waar moet zijn dat [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴ bij 25 ° C, is de [OH ^-] moet worden verlaagd tot een waarde onder 1,0 × 10 ⁻⁷. Het mechanisme voor het verlagen van de concentratie OH ^- omvat de reactie H ⁺ + OH ^- → H ₂ O, die optreedt in de mate die nodig is om het product van [H ⁺] en [OH ^-] te herstellen tot 1,0 × 10 ⁻¹⁴ M. Dus als een zuur aan water wordt toegevoegd, bevat de resulterende oplossing meer H ⁺ dan OH ^-; dat wil zeggen [H ⁺]> [OH ^-]. Zo'n oplossing (waarbij [H ⁺]> [OH ^-]) zuur zou zijn.

De meest gebruikelijke methode om de zuurgraad van een oplossing te specificeren, is de pH, die wordt gedefinieerd in termen van de waterstofionenconcentratie: pH = −log [H ⁺], waarbij het symboollog staat voor een logaritme met grondtal 10. In zuiver water, waarin [H ⁺] = 1,0 × 10 ⁻⁷ M, de pH = 7,0. Voor een zure oplossing is de pH lager dan 7. Wanneer een base (een stof die zich gedraagt als protonacceptor) oplost in water, wordt de H ⁺ -concentratie verlaagd zodat [OH ^-]> [H ⁺]. Een basisoplossing wordt gekenmerkt door een pH> 7. Samengevat, in waterige oplossingen bij 25 ° C: