Fizikālās īpašības
Ūdenim ir vairākas svarīgas fizikālās īpašības. Lai arī šīs īpašības ir pazīstamas ūdens visuresošās klātbūtnes dēļ, lielākajai daļai ūdens fizikālās īpašības ir diezgan netipiskas. Ņemot vērā to veidojošo molekulu zemo molāro masu, ūdenim ir neparasti lielas viskozitātes, virsmas spraiguma, iztvaikošanas siltuma un iztvaikošanas entropijas vērtības - to visu var saistīt ar plašu ūdeņraža saišu mijiedarbību, kas atrodas šķidrā ūdenī. Atklātā ledus struktūra, kas ļauj maksimāli saistīties ar ūdeņradi, izskaidro, kāpēc cietais ūdens ir mazāk blīvs nekā šķidrais ūdens - ļoti neparasta situācija starp izplatītajām vielām.
| Izvēlētās ūdens fizikālās īpašības | |
|---|---|
| molārā masa | 18,0151 grami uz mola |
| kušanas punkts | 0,00 ° C |
| vārīšanās punkts | 100,00 ° C |
| maksimālais blīvums (pie 3,98 ° C) | 1,0000 grami uz kubikcentimetru |
| blīvums (25 ° C) | 0,99701 grami uz kubikcentimetru |
| tvaika spiediens (25 ° C) | 23.75 torrs |
| saplūšanas siltums (0 ° C) | 6,010 kilodžouli uz molu |
| iztvaikošanas siltums (100 ° C) | 40,65 kilodžouli uz molu |
| veidošanās siltums (25 ° C) | –285,85 kilodžouli uz molu |
| iztvaikošanas entropija (25 ° C) | 118,8 džouli uz ° C mol |
| viskozitāte | 0,8903 centipoise |
| virsmas spraigums (25 ° C) | 71,97 dynes uz centimetru |
Ķīmiskās īpašības
Skābes bāzes reakcijas
Ūdenī notiek dažāda veida ķīmiskās reakcijas. Viena no svarīgākajām ūdens ķīmiskajām īpašībām ir tā spēja izturēties gan kā skābe (protonu donors), gan kā bāze (protonu akceptors), kas ir amfoterisko vielu raksturīgā īpašība. Šī uzvedība visskaidrāk ir redzama ūdens autojonizācijā: H 2 O (l) + H 2 O (l) ⇌ H 3 O + (aq) + OH - (aq), kur (l) apzīmē šķidru stāvokli, (aq) norāda, ka sugas ir izšķīdušas ūdenī, un dubultās bultiņas norāda, ka reakcija var notikt abos virzienos un pastāv līdzsvara apstākļi. Temperatūrā 25 ° C (77 ° F) hidratētā H + (ti, H 3 O +, kas pazīstams kā hidronija jons) koncentrācija ūdenī ir 1,0 × 10 –7 M, kur M apzīmē molus litrā. Tā kā viens OH - ion izstrādi katram H 3 O + jonu koncentrācija, OH - pie 25 ° C ir arī 1.0 x 10 -7 M. In ūdens pie 25 ° C, H 3 O + koncentrācija un OH - koncentrācija vienmēr jābūt 1,0 × 10 –14: [H +] [OH -] = 1,0 × 10 –14, kur [H +] apzīmē hidrātu H + jonu koncentrāciju molos litrā un [OH -] apzīmē OH - joni molos litrā.
Kad skābe (viela, kas var radīt H + jonus) tiek izšķīdināta ūdenī, gan skābe, gan ūdens veido H + jonus šķīdumā. Tas noved pie situācijas, kad H + koncentrācija ir lielāka par 1,0 × 10 −7 M. Tā kā vienmēr jābūt patiesam, ka [H +] [OH -] = 1,0 × 10 −14 25 ° C temperatūrā, [OH] -] jāsamazina līdz vērtībai zem 1,0 × 10 −7. Par koncentrāciju OH samazināšanas mehānisms - ietver reakcijas H + + OH - → H 2 O, kas rodas, cik nepieciešams, lai atjaunotu produkta [H +] un [OH -] līdz 1,0 x 10 -14 M. tādējādi, ja skābes pievieno ūdenim, iegūtais šķīdums satur vairāk H + nekā OH -; tas ir, [H +]> [OH -]. Šāds šķīdums (kurā [H +]> [OH -]) tiek uzskatīts par skābu.
Visizplatītākā metode šķīduma skābuma noteikšanai ir tā pH, ko nosaka ar ūdeņraža jonu koncentrāciju: pH = −log [H +], kur simbola logs apzīmē logaritmu bāzes 10. Tīrā ūdenī, kurā [H +] = 1,0 × 10 –7 M, pH = 7,0. Skābā šķīdumā pH ir mazāks par 7. Kad bāze (viela, kas darbojas kā protonu akceptors) tiek izšķīdināta ūdenī, H + koncentrācija tiek samazināta tā, ka [OH -]> [H +]. Pamata šķīdumam raksturīgs pH līmenis> 7. Kopumā ūdens šķīdumos 25 ° C temperatūrā:
| neitrāls risinājums | [H +] = [OH -] | pH = 7 |
| skābs šķīdums | [H +]> [OH -] | pH <7 |
| pamata risinājums | [OH -]> [H +] | pH> 7 |
