ماء

الخصائص الفيزيائية

الماء له العديد من الخصائص الفيزيائية الهامة. على الرغم من أن هذه الخصائص مألوفة بسبب وجود الماء في كل مكان ، إلا أن معظم الخصائص الفيزيائية للمياه غير نمطية تمامًا. بالنظر إلى الكتلة المولية المنخفضة للجزيئات المكونة لها ، فإن الماء له قيم كبيرة بشكل غير معتاد في اللزوجة ، والتوتر السطحي ، وحرارة التبخر ، وانبوب التبخر ، وكلها يمكن أن تعزى إلى تفاعلات الترابط الهيدروجيني الواسعة الموجودة في الماء السائل. تفسر البنية المفتوحة للجليد التي تسمح بحد أقصى من الترابط الهيدروجيني سبب كون المياه الصلبة أقل كثافة من الماء السائل - وهو وضع غير معتاد للغاية بين المواد الشائعة.

الخواص الفيزيائية المختارة للمياه
الكتلة المولية	18.0151 جرامًا لكل مول
نقطة الانصهار	0.00 درجة مئوية
نقطة الغليان	100.00 درجة مئوية
أقصى كثافة (عند 3.98 درجة مئوية)	1.0000 جرام لكل سنتيمتر مكعب
الكثافة (25 درجة مئوية)	0.99701 جرام لكل سنتيمتر مكعب
ضغط البخار (25 درجة مئوية)	23.75 تور
حرارة الانصهار (0 درجة مئوية)	6.010 كيلوجول لكل مول
حرارة التبخر (100 درجة مئوية)	40.65 كيلوجول لكل مول
حرارة التكوين (25 درجة مئوية)	−285.85 كيلوجول لكل مول
انتروبيا التبخر (25 درجة مئوية)	118.8 جول لكل مول ° C
اللزوجة	0.8903 قرش
التوتر السطحي (25 درجة مئوية)	71.97 دينامية في السنتيمتر

الخواص الكيميائية

تفاعلات القاعدة الحمضية

يخضع الماء لأنواع مختلفة من التفاعلات الكيميائية. واحدة من أهم الخصائص الكيميائية للمياه هي قدرتها على التصرف كحمض (مانح للبروتون) وقاعدة (مستقبلة للبروتون) ، الخاصية المميزة للمواد الأمفوتيرية. يظهر هذا السلوك بشكل أكثر وضوحًا في التأليف الذاتي للماء: H ₂ O (l) + H ₂ O (l) ⇌ H ₃ O ⁺ (aq) + OH ^- (aq) ، حيث تمثل (l) الحالة السائلة ، يشير (aq) إلى أن الأنواع مذابة في الماء ، وتشير الأسهم المزدوجة إلى أن التفاعل يمكن أن يحدث في أي من الاتجاهين ووجود حالة توازن. عند 25 درجة مئوية (77 درجة فهرنهايت) ، يكون تركيز H ⁺ المائي (أي H ₃ O ⁺ ، المعروف باسم أيون الهيدرونيوم) في الماء 1.0 × 10 ⁻⁷ م ، حيث يمثل M الشامات لكل لتر. منذ واحد OH ^- يتم إنتاج أيون لكل H ₃ O ⁺ أيون، وتركيز OH ^- في 25 ° C هو أيضا 1.0 × 10 ^-7 M. في الماء عند 25 درجة مئوية وH ₃ O ⁺ تركيز وOH ^- تركيز يجب أن يكون دائمًا 1.0 × 10 ⁻¹⁴: [H ⁺] [OH ^-] = 1.0 × 10 ⁻¹⁴ ، حيث يمثل [H ⁺] تركيز أيونات H ⁺ المائية في الشامات للتر الواحد و [OH ^-] يمثل تركيز OH ^- أيونات المولات لكل لتر.

عندما يذوب حمض (مادة يمكن أن تنتج أيونات H ⁺) في الماء ، يساهم كل من الحمض والماء بأيونات H ⁺ في المحلول. هذا يؤدي إلى موقف يكون فيه تركيز H ⁺ أكبر من 1.0 × 10 ⁻⁷ م. نظرًا لأنه يجب دائمًا أن يكون صحيحًا أن [H ⁺] [OH ^-] = 1.0 × 10 ⁻¹⁴ عند 25 درجة مئوية ، فإن [OH ^-] يجب تخفيضه إلى قيمة أقل من 1.0 × 10 ⁻⁷. تتضمن آلية تقليل تركيز OH ^- التفاعل H ⁺ + OH ^- → H ₂ O ، والذي يحدث بالقدر اللازم لاستعادة منتج [H ⁺] و [OH ^-] إلى 1.0 × 10 ⁻¹⁴ M. وبالتالي ، عند إضافة حمض إلى الماء ، يحتوي المحلول الناتج على H ⁺ أكثر من OH ^- ؛ أي [H ⁺]> [OH ^-]. مثل هذا المحلول (الذي يقال فيه [H ⁺]> [OH ^-]) أنه حامضي.

الطريقة الأكثر شيوعًا لتحديد حموضة المحلول هي الأس الهيدروجيني ، والذي يتم تعريفه من حيث تركيز أيون الهيدروجين: pH = −log [H ⁺] ، حيث يرمز سجل الرمز إلى لوغاريتم أساس 10. في الماء النقي ، حيث [H ⁺] = 1.0 × 10 ⁻⁷ م ، الرقم الهيدروجيني = 7.0. بالنسبة للمحلول الحمضي ، يكون الرقم الهيدروجيني أقل من 7. عندما يتم إذابة قاعدة (مادة تتصرف كمستقبل للبروتون) في الماء ، ينخفض ​​تركيز H ⁺ بحيث [OH ^-]> [H ⁺]. يتميز الحل الأساسي بوجود درجة الحموضة> 7. وباختصار ، في المحاليل المائية عند 25 درجة مئوية:

حل محايد	[H +] = [OH -]	الرقم الهيدروجيني = 7
محلول حمضي	[H +]> [OH -]	الرقم الهيدروجيني <7
الحل الأساسي	[OH -]> [H +]	الرقم الهيدروجيني> 7