Voda

Fyzikální vlastnosti

Voda má několik důležitých fyzikálních vlastností. Přestože jsou tyto vlastnosti známé díky všudypřítomnosti vody, většina fyzikálních vlastností vody je poměrně atypická. Vzhledem k nízké molární hmotnosti jejích podstatných molekul má voda neobvykle velké hodnoty viskozity, povrchového napětí, odpařovacího tepla a entropie odpařování, což vše lze připsat rozsáhlým interakcím vodíkových vazeb přítomných v kapalné vodě. Otevřená struktura ledu, která umožňuje maximální vodíkové vazby, vysvětluje, proč je pevná voda méně hustá než tekutá voda - což je mezi běžnými látkami velmi neobvyklá situace.

Vybrané fyzikální vlastnosti vody
molární hmotnost	18,0151 gramů na mol
bod tání	0,00 ° C
bod varu	100,00 ° C
maximální hustota (při 3,98 ° C)	1,0000 gramů na krychlový centimetr
hustota (25 ° C)	0,99701 gramů na krychlový centimetr
tlak par (25 ° C)	23,75 torr
teplo fúze (0 ° C)	6,010 kJ na mol
odpařovací teplo (100 ° C)	40,65 kJ na mol
formovací teplo (25 ° C)	- 285,85 kilojoulu na mol
entropie odpařování (25 ° C)	118,8 joulu na mol C
viskozita	0,8903 centipoise
povrchové napětí (25 ° C)	71,97 dynů na centimetr

Chemické vlastnosti

Reakce na bázi kyselin

Voda prochází různými typy chemických reakcí. Jednou z nejdůležitějších chemických vlastností vody je její schopnost chovat se jako kyselina (donor protonu) i jako báze (akceptor protonu), charakteristická vlastnost amfotérních látek. Toto chování je nejzřetelněji vidět v autoionizaci vody: H ₂ O (l) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq), kde (l) představuje kapalný stav, (aq) označuje, že druh je rozpuštěn ve vodě a dvojité šipky ukazují, že k reakci může dojít v obou směrech a existuje rovnovážná podmínka. Při 25 ° C (77 ° F) koncentrace hydratovaného H ⁺ (tj, H ₃ O ⁺, známý jako hydroniových iontů) ve vodě je 1,0 x 10 ^-7 M, kde M představuje mol na litr. Vzhledem k tomu, jeden OH ^- ion je pro každou oblast H ₃ O ⁺ iontů, je koncentrace OH ^- při 25 ° C je také 1,0 x 10 ^-7 M. ve vodě při teplotě 25 ° C, H ₃ O ⁺ koncentrace a OH ^- koncentrace musí být vždy 1,0 × 10 ⁻¹⁴: [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴, kde [H ⁺] představuje koncentraci hydratovaných iontů H ⁺ v mol na litr a [OH ^-] představuje koncentraci OH ^- ionty v molech na litr.

Když je kyselina (látka, která může vytvářet H ⁺ ionty) rozpuštěna ve vodě, přispívá jak kyselina, tak voda k H ⁺ ionty. To vede k situaci, ve které je koncentrace H ⁺ vyšší než 1,0 × 10 ⁻⁷ M. Protože musí být vždy pravda, že [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴ při 25 ° C, [OH ^-] musí být snížena na nějakou hodnotu pod 1,0 × 10 ⁻⁷. Mechanismus pro snížení koncentrace OH ^- zahrnuje reakční H ⁺ + OH ^- → H ₂ O, který se vyskytuje v rozsahu nutném k obnovení produkt [H ⁺] a [OH ^-] na 1,0 x 10 ^-14 M. Tak, když se kyselina přidá do vody, vzniklý roztok obsahuje více H ⁺ než OH ^-; to znamená, [H ⁺]> [OH ^-]. Takový roztok (ve kterém [H ⁺]> [OH ^-]) je považován za kyselý.

Nejběžnější metodou pro stanovení kyselosti roztoku je jeho pH, které je definováno pomocí koncentrace vodíkových iontů: pH = −log [H ⁺], kde logaritmický symbol znamená logaritmus báze 10. V čisté vodě, ve které [H ⁺] = 1,0 x ^10,7 M, pH = 7,0. Pro kyselý roztok je pH menší než 7. Když se báze (látka, která se chová jako protonový akceptor) rozpustí ve vodě, koncentrace H ⁺ se sníží tak, že [OH ^-]> [H ⁺]. Základní roztok se vyznačuje tím, že má pH> 7. Souhrnně, ve vodných roztocích při 25 ° C: