Vann

Fysiske egenskaper

Vann har flere viktige fysiske egenskaper. Selv om disse egenskapene er kjent på grunn av vanns nærhet, er de fleste av de fysiske egenskapene til vann ganske atypiske. Gitt den lave molære massen av dens bestanddelmolekyler, har vann uvanlig store verdier av viskositet, overflatespenning, fordampingsvarme og fordampings entropi, som alle kan tilskrives de omfattende hydrogengrindingsinteraksjoner som finnes i flytende vann. Den åpne strukturen til is som gir maksimal hydrogenbinding forklarer hvorfor fast vann er mindre tett enn flytende vann - en svært uvanlig situasjon blant vanlige stoffer.

Utvalgte fysiske egenskaper ved vann
molmasse	18,0151 gram per mol
smeltepunkt	0,00 ° C
kokepunkt	100,00 ° C
maksimal tetthet (ved 3,98 ° C)	1.0000 gram per kubikkcentimeter
tetthet (25 ° C)	0,99701 gram per kubikkcentimeter
damptrykk (25 ° C)	23,75 torr
smeltevarme (0 ° C)	6,010 kilojoules per mol
fordampingsvarme (100 ° C)	40,65 kilojoules per mol
formasjonsvarme (25 ° C)	−285,85 kilojoules per mol
fordampningens entropi (25 ° C)	118,8 joule per ° C mol
viskositet	0,8903 centipoise
overflatespenning (25 ° C)	71,97 dyn per centimeter

Kjemiske egenskaper

Syre-base reaksjoner

Vann gjennomgår forskjellige typer kjemiske reaksjoner. En av de viktigste kjemiske egenskapene til vann er dens evne til å oppføre seg som både en syre (en protondonor) og en base (en protonakseptor), den karakteristiske egenskapen til amfoteriske stoffer. Denne oppførselen er mest tydelig i den autoionisering av vann: H ₂ O (l) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq), hvor (l) representerer den flytende tilstand, (aq) indikerer at artene er oppløst i vann, og dobbeltpilene indikerer at reaksjonen kan skje i begge retninger og at det foreligger en likevektsbetingelse. Ved 25 ° C (77 ° F) konsentrasjonen av hydratisert H ⁺ (dvs. H ₃ O ⁺, kjent som hydronium-ion) i vann er 1,0 x 10 ^-7 M, hvor M representerer mol pr liter. Siden det produseres ett OH ^- ion for hvert H ₃ O ⁺ ion, er konsentrasjonen av OH ^- ved 25 ° C også 1,0 × 10 ⁻⁷ M. I vann ved 25 ° C er H ₃ O ⁺ konsentrasjonen og OH ^- konsentrasjonen må alltid være 1,0 × 10 ⁻¹⁴: [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴, der [H ⁺] representerer konsentrasjonen av hydratiserte H ⁺ -ioner i mol per liter og [OH ^-] representerer konsentrasjonen av OH ^- ioner i mol per liter.

Når en syre (et stoff som kan produsere H ⁺ -ioner) blir oppløst i vann, bidrar både syren og vannet H ⁺ -ioner til løsningen. Dette fører til en situasjon der H ⁺ -konsentrasjonen er større enn 1,0 × 10 ⁻⁷ M. Siden det alltid må være sant at [H ⁺] [OH ^-] = 1.0 × 10 ⁻¹⁴ ved 25 ° C, [OH] ^-] må senkes til en verdi under 1,0 × 10 ⁻⁷. Mekanismen for å redusere konsentrasjonen av OH ^- omfatter omsetning H ⁺ + OH ^- → H ₂ O, som oppstår i den grad nødvendig for å gjenopprette produktet av [H ⁺] og [OH ^-] til 1,0 x 10 ^-14 M. Når en syre blir tilsatt til vann, inneholder den resulterende løsningen mer H ⁺ enn OH ^-; det vil si [H ⁺]> [OH ^-]. En slik løsning (hvor [H ⁺]> [OH ^-]) sies å være sur.

Den vanligste metoden for å spesifisere surhetsgraden til en løsning er dens pH, som er definert i form av hydrogenionkonsentrasjonen: pH = − log [H ⁺], der symbolloggen står for en base-10 logaritme. I rent vann, hvor [H ⁺] = 1,0 × 10 ⁻⁷ M, er pH = 7,0. For en sur løsning er pH-verdien lavere enn 7. Når en base (et stoff som oppfører seg som en protonakseptor) blir oppløst i vann, reduseres H ⁺ -konsentrasjonen slik at [OH ^-]> [H ⁺]. En basisk løsning kjennetegnes ved å ha en pH> 7. Oppsummert i vandige oppløsninger ved 25 ° C: