Água

Propriedades físicas

A água tem várias propriedades físicas importantes. Embora essas propriedades sejam familiares por causa da onipresença da água, a maioria das propriedades físicas da água é bastante atípica. Dada a baixa massa molar de suas moléculas constituintes, a água tem valores incomumente grandes de viscosidade, tensão superficial, calor de vaporização e entropia de vaporização, os quais podem ser atribuídos às extensas interações de ligação de hidrogênio presentes na água líquida. A estrutura aberta de gelo que permite a ligação máxima de hidrogênio explica por que a água sólida é menos densa que a água líquida - uma situação altamente incomum entre substâncias comuns.

Propriedades físicas selecionadas da água
massa molar	18,0151 gramas por mole
ponto de fusão	0,00 ° C
ponto de ebulição	100.00 ° C
densidade máxima (a 3,98 ° C)	1.0000 gramas por centímetro cúbico
densidade (25 ° C)	0,99701 gramas por centímetro cúbico
pressão de vapor (25 ° C)	23,75 torr
calor de fusão (0 ° C)	6,010 quilojoules por mole
calor de vaporização (100 ° C)	40,65 quilojoules por mole
calor de formação (25 ° C)	−285,85 quilojoules por mole
entropia de vaporização (25 ° C)	118,8 joules por ° C mole
viscosidade	0.8903 centipoise
tensão superficial (25 ° C)	71,97 dines por centímetro

Propriedades quimicas

Reações ácido-base

A água sofre vários tipos de reações químicas. Uma das propriedades químicas mais importantes da água é sua capacidade de se comportar como um ácido (um doador de prótons) e uma base (um aceitador de prótons), a propriedade característica de substâncias anfotéricas. Este comportamento é mais claramente visto na auto-ionização de água: H ₂ O (l) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq), onde o (l) representa o estado líquido, o (aq) indica que as espécies estão dissolvidas na água e as setas duplas indicam que a reação pode ocorrer em qualquer direção e existe uma condição de equilíbrio. A 25 ° C (77 ° F), a concentração de H ⁺ hidratado (isto é, H ₃ O ⁺, conhecido como íon hidrônio) na água é 1,0 × 10 ⁻⁷ M, onde M representa moles por litro. Como um íon OH ^- é produzido para cada íon H ₃ O ⁺, a concentração de OH ^- a 25 ° C também é 1,0 × 10 ⁻⁷ M. Na água a 25 ° C, a concentração de H ₃ O ⁺ e a concentração de OH ^- deve sempre ser 1,0 × 10 ⁻¹⁴: [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴, em que [H ⁺] representa a concentração de íons H ⁺ hidratados em moles por litro e [OH ^-] representa a concentração de Íons OH ^- em moles por litro.

Quando um ácido (uma substância que pode produzir íons H ⁺) é dissolvido em água, o ácido e a água contribuem com íons H ⁺ para a solução. Isso leva a uma situação em que a concentração de H ⁺ é maior que 1,0 × ¹⁰⁻⁷ M. Como sempre deve ser verdade que [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴ a 25 ° C, o [OH ^-] deve ser reduzido para um valor abaixo de 1,0 × 10 ⁻⁷. O mecanismo para a redução da concentração de OH ^- envolve a reacção de H ⁺ + OH ^- → H ₂ O, que ocorre na medida do necessário para restaurar o produto de [H ⁺] e [OH ^-] a 1,0 x 10 ^-14 M. Assim, quando um ácido é adicionado à água, a solução resultante contém mais H ⁺ que OH ^-; isto é, [H ⁺]> [OH ^-]. Essa solução (na qual [H ⁺]> [OH ^-]) é considerada ácida.

O método mais comum para especificar a acidez de uma solução é seu pH, que é definido em termos da concentração de íons hidrogênio: pH = -log [H ⁺], onde o log de símbolos representa um logaritmo de base 10. Em água pura, na qual [H ⁺] = 1,0 × ¹⁰⁻⁷ M, o pH = 7,0. Para uma solução ácida, o pH é menor que 7. Quando uma base (uma substância que se comporta como um aceitador de prótons) é dissolvida em água, a concentração de H ⁺ diminui para que [OH ^-]> [H ⁺]. Uma solução básica é caracterizada por ter um pH> 7. Em resumo, em soluções aquosas a 25 ° C: