El agua parece una sustancia corriente, pero es la más extraña de la naturaleza. Todas sus propiedades peculiares nacen de su molécula, H₂O: dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno unidos en forma de V, con un ángulo de unos 104.5°. El oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, es decir, atrae hacia sí los electrones con más fuerza. Por eso el oxígeno acumula una carga parcial negativa (δ⁻) y cada hidrógeno una carga parcial positiva (δ⁺), lo que convierte al agua en una molécula polar. Entre una molécula δ⁺ y el δ⁻ de otra se establece una atracción débil llamada puente de hidrógeno. Individualmente es poco intensa, pero al sumarse miles de ellas el efecto resulta enorme: imagina a muchas personas tomadas de la mano, cada apretón es débil pero el grupo se sostiene firme.

De los puentes de hidrógeno derivan las propiedades térmicas del agua. El calor específico es la energía necesaria para subir 1 °C la temperatura de 1 g de sustancia; en el agua vale 4.18 J/(g·°C), uno de los valores más altos entre los líquidos, porque parte de la energía se gasta primero en romper puentes antes de agitar las moléculas. La energía absorbida al calentar se calcula con Q = c·m·ΔT, donde ΔT = T_f - T_i. Gracias a esto, el agua se calienta y se enfría con lentitud y los lagos moderan el clima de las ciudades costeras. El calor de vaporización (L_v = 2260 J/g) es la energía para convertir 1 g de líquido en gas sin cambiar la temperatura, calculada con q = m·L_v. Es también muy alto porque hay que romper muchísimos puentes: por eso al sudar, la evaporación del agua de la piel retira mucho calor y nos enfría.

Otras propiedades derivadas de la cohesión (atracción entre moléculas de agua) y la adhesión (atracción hacia otras superficies) son la tensión superficial, que forma una especie de piel tensa que permite que un clip o ciertos insectos floten sobre el agua, y la capilaridad, que hace subir el agua por tubos muy finos como los vasos de las plantas. En cuanto a la densidad (ρ = m/V), el agua presenta una anomalía: alcanza su máxima densidad (1 g/cm³) a 4 °C y no a la temperatura de congelación. Al solidificarse, los puentes ordenan las moléculas en una estructura abierta y hueca que deja al hielo menos denso (≈ 0.917 g/cm³), por lo que flota. En un lago, el hielo forma una capa aislante arriba y abajo queda agua líquida a 4 °C, lo que permite la supervivencia de los peces en invierno.

El agua es además un excelente disolvente: al ser polar rodea y separa a los compuestos iónicos, como la sal (NaCl), y a otras sustancias polares, como el azúcar, formando una disolución. En cambio, no se mezcla con sustancias apolares como el aceite, que se separa en capas. Por último, sus puntos de fusión (0 °C) y de ebullición (100 °C) a 1 atm son extraordinariamente altos para una molécula tan pequeña y ligera; sin los puentes de hidrógeno el agua sería gas a temperatura ambiente. Un ejemplo típico de cálculo: calentar 500 g de agua de 20 °C a 60 °C requiere Q = 4.18·500·40 = 83 600 J = 83.6 kJ, mientras que evaporar solo 10 g exige q = 10·2260 = 22 600 J = 22.6 kJ, casi tanta energía como calentar los 500 g completos, lo que confirma el enorme calor de vaporización del agua.