Eau

Propriétés physiques

L'eau a plusieurs propriétés physiques importantes. Bien que ces propriétés soient familières en raison de l'omniprésence de l'eau, la plupart des propriétés physiques de l'eau sont assez atypiques. Étant donné la faible masse molaire de ses molécules constitutives, l'eau a des valeurs inhabituellement élevées de viscosité, de tension superficielle, de chaleur de vaporisation et d'entropie de vaporisation, qui peuvent toutes être attribuées aux vastes interactions de liaison hydrogène présentes dans l'eau liquide. La structure ouverte de la glace qui permet une liaison hydrogène maximale explique pourquoi l'eau solide est moins dense que l'eau liquide - une situation très inhabituelle parmi les substances courantes.

Certaines propriétés physiques de l'eau
masse molaire	18,0151 grammes par mole
point de fusion	0,00 ° C
point d'ébullition	100,00 ° C
densité maximale (à 3,98 ° C)	1,0000 grammes par centimètre cube
densité (25 ° C)	0.99701 grammes par centimètre cube
pression de vapeur (25 ° C)	23,75 torr
chaleur de fusion (0 ° C)	6,010 kilojoules par mole
chaleur de vaporisation (100 ° C)	40,65 kilojoules par mole
chaleur de formation (25 ° C)	−285,85 kilojoules par mole
entropie de vaporisation (25 ° C)	118,8 joules par ° C mole
viscosité	0,8903 centipoise
tension superficielle (25 ° C)	71,97 dynes par centimètre

Propriétés chimiques

Réactions acide-base

L'eau subit différents types de réactions chimiques. L'une des propriétés chimiques les plus importantes de l'eau est sa capacité à se comporter à la fois comme un acide (un donneur de protons) et une base (un accepteur de protons), la propriété caractéristique des substances amphotères. Ce comportement est le plus clairement visible dans l'autoionisation de l'eau: H ₂ O (l) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq), où (l) représente l'état liquide, le (aq) indique que les espèces sont dissoutes dans l'eau et les doubles flèches indiquent que la réaction peut se produire dans les deux sens et qu'il existe un état d'équilibre. À 25 ° C (77 ° F), la concentration de H ⁺ hydraté (c'est-à-dire H ₃ O ⁺, connu sous le nom d'ion hydronium) dans l'eau est de 1,0 × 10 ^-7 M, où M représente les moles par litre. Puisqu'un ion OH ^- est produit pour chaque ion H ₃ O ⁺, la concentration de OH ^- à 25 ° C est également de 1,0 × 10 ^-7 M. Dans l'eau à 25 ° C, la concentration de H ₃ O ⁺ et la concentration de OH ^- doit toujours être de 1,0 × 10 ⁻¹⁴: [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴, où [H ⁺] représente la concentration d'ions H ⁺ hydratés en moles par litre et [OH ^-] représente la concentration de Ions OH ^- en moles par litre.

Lorsqu'un acide (une substance qui peut produire H ⁺ ions) est dissous dans de l' eau, à la fois l'acide et l'eau contribuent H ⁺ ions à la solution. Cela conduit à une situation dans laquelle la concentration en H ⁺ est supérieure à 1,0 × 10 ⁻⁷ M. Comme il doit toujours être vrai que [H ⁺] [OH ^-] = 1,0 × 10 ⁻¹⁴ à 25 ° C, le [OH ^-] doit être abaissé à une valeur inférieure à 1,0 × 10 ⁻⁷. Le mécanisme de réduction de la concentration de OH ^- implique la réaction H ⁺ + OH ^- → H ₂ O, qui se produit dans la mesure nécessaire pour restaurer le produit de [H ⁺] et [OH ^-] à 1,0 × 10 ⁻¹⁴ M. Ainsi, lorsqu'un acide est ajouté à l'eau, la solution résultante contient plus de H ⁺ que OH ^-; c'est-à-dire, [H ⁺]> [OH ^-]. Une telle solution (dans laquelle [H ⁺]> [OH ^-]) est dite acide.

La méthode la plus courante pour spécifier l'acidité d'une solution est son pH, qui est défini en termes de concentration en ions hydrogène: pH = -log [H ⁺], où le log log symbolise un logarithme en base 10. Dans l'eau pure, dans laquelle [H ⁺] = 1,0 × 10 ⁻⁷ M, le pH = 7,0. Pour une solution acide, le pH est inférieur à 7. Lorsqu'une base (une substance qui se comporte comme un accepteur de protons) est dissoute dans l'eau, la concentration en H ⁺ est diminuée de sorte que [OH ^-]> [H ⁺]. Une solution basique se caractérise par un pH> 7. En résumé, dans des solutions aqueuses à 25 ° C: