Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 27.04.16


Wasser

Vortrag von Matthias Bauer, Michele Eder im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - Anorganische Chemie und Physikalische Chemie", WS 06/07 und WS 12/13


Gliederung:


Einstieg 1: Anomalie des Wassers. Ein Quizduell mit dem Auditorium wird gestartet: Geht ein Wachsstück bzw. ein Eiswürfel in der jeweils flüssige Phase unter oder schwimmt es an der Oberfläche? Welches Verhalten ist normal und welches Verhalten entspricht einer Anomalie?

Versuch Dichteanomalie des Wassers.
Zeitbedarf 5 Min + 45 Min (Vorbereitung)
Ziel: Wasser als Ausnahme, besondere Flüssigkeit.
Material:
  • Dreifuß
  • Keramikdrahtnetz
  • Zwei Bechergläser 250mL
  • Brenner
  • Eiswürfel
  • Stück Paraffin oder 1 Teelicht
Chemikalien:
  • Wasser
  • Paraffin
Durchführung 1: In einem Becherglas schmilzt man über der Brennerflamme vorsichtig so viel Wachs, dass das Becherglas bis zur Hälfte mit flüssigen Wachs gefüllt ist. In das flüssige Wachs gibt man dann ein Wachsstück.
Durchführung 2: In ein zweites Becherglas füllt man bis zur Hälfte Wasser. Der Eiswürfel wird in das Wasser gegeben.
Beobachtung 1: Das Wachsstück geht im flüssigen Wachs unter.
Beobachtung 2: Der Eiswürfel schwimmt auf dem Wasser.
Deutung: Wachs schmilzt beim Erhitzen und kristallisiert beim Abkühlen wieder aus. Bei der Kühlung verringert sich sein Volumen. Festes Wachs ist schwerer als seine Schmelze. Wasser dehnt sich beim Gefrieren aus. Eis ist leichter als Wasser.
Entsorgung: Wachs wird stets wieder verwendet.
Hintergrund: Beim Wasser rücken die Moleküle auf Grund des besonderen Kristallsystems im festen Aggregatszustand weiter auseinander.

Einstieg 2:

„WASSER!
Du hast weder Geschmack, noch Farbe noch Aroma.
Man kann Dich nicht beschreiben.
Man schmeckt Dich ohne Dich zu kennen.
Es ist nicht so, dass man Dich zum Leben braucht:
Du bist das Leben!“
Antoine de Saint-Exupéry

Farblos, geruchlos, geschmacklos - Wasser ist auf den ersten Blick ein Stoff ohne besondere Eigenschaften. Trotzdem ziehen die Geheimnisse des Lebenselixiers Wasser Forscher, Esoteriker und Wissenschaftler gleichermaßen an. Homöopathen sprechen Wasser sogar ein Gedächtnis zu. Der Mensch besteht zu 80 Prozent aus Wasser, Leben und Evolution wären ohne die besonderen Eigenschaften der Verbindung undenkbar. Wasser ist zudem das einziges Element, dass in allen drei Aggregatszuständen vorkommt. Bis zu 40 Anomalien kennen Wissenschaftler mittlerweile; das sind Eigenschaften, die deutlich von denen ähnlicher Verbindungen abweichen.

Wasser hat somit eine herausragende Stellung in Naturwissenschaften und Technik, bestimmt biochemische und physiologische Vorgänge. Wasser hat aber darüber hinaus eine wichtige alltägliche Bedeutung, ein guter Morgen beginnt schließlich für die meisten mit Duschen, Zähneputzen und Kaffeekochen.


1 Struktur

Außergewöhnliche Eigenschaften trotz einfacher Molekularer Struktur.


Abb.1: Struktur des Wasserstoffmoleküls

1.1 Wassermolekül

Das Molekül des Wassers besteht aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom. Es ist die Grundlage zur Erklärung der Eigenschaften des Wassers. Geometrisch ist das Wassermolekül gewinkelt und entspricht in der VSEPR-Theorie dem AB2E2-Typ. Die zwei Wasserstoffatome und die zwei Elektronenpaare sind folglich in die Ecken eines gedachten Tetraeders gerichtet. Der Winkel, den die beiden O-H-Bindungen einschließen, beträgt 104,45°. Er weicht aufgrund des erhöhten Platzbedarfs der freien Elektronenpaare vom idealen Tetraederwinkel (ca. 109,47°) ab. Die Bindungslänge der O-H-Bindungen beträgt jeweils 95,84 Picometer.


Abb. 2: s-q-Molekülorbital

Im Wassermolekül verbinden sich die 1s-Orbitale von zwei Wasserstoffatomen mit je einem sp3-Hybridorbital des Sauerstoffatoms zu zwei Sigma-Bindungen (Abb. 2). Die vier Orbitale der bindenden und nichtbindenden Elektronenpaare sind nach den Ecken eines Tetraeders ausgerichtet.

1.1.1 Dipolmoment

Sauerstoff hat in der Pauling-Skala mit 3,5 eine um 1,4 höhere Elektronegativität als Wasserstoff mit 2,1. Durch die gewinkelte Geometrie des Moleküls und die unterschiedlichen Partialladungen der Atome hat es auf der Seite des Sauerstoffs negative und auf der Seite der beiden Wasserstoffatome positive Polarität. Diese bewirkt das Dipolmoment, das in der Gasphase 1,84 Debye beträgt. Im Unterschied zum linear aufgebauten Kohlenstoffdioxid zeigt sich dabei, dass die winklige Anordnung der beiden Wasserstoffatome einen gegenseitigen Ausgleich der polaren Atombindungen verhindert, die Ladungsschwerpunkte also nicht zusammen fallen. Erst hierdurch besitzt Wasser ein permanentes elektrisches Dipolmoment und weist viele hierdurch bedingte Eigenschaften auf. Eine Erklärung für diese winklige Anordnung liefert die VSEPR-Theorie anhand der beiden einsamen Elektronenpaare des Sauerstoffatoms. Durch die unterschiedlichen Partialladungen kann das Molekül von bestimmten elektromagnetischen Wellen, den Mikrowellen, in Rotationen versetzt werden, welche zur Erwärmung des Wassers führen.

1.1.2 Wasserstoffbrückenbindung

Wassermoleküle werden über Wasserstoffbrückenbindungen zu einem Cluster verkettet. Wassermoleküle wechselwirken miteinander über Wasserstoffbrückenbindungen und besitzen dadurch ausgeprägte zwischenmolekulare Anziehungskräfte. Es handelt sich dabei um keine beständige, feste Verkettung. Der Verbund der über Wasserstoffbrückenbindungen unbeständig verketteten Wassermoleküle besteht nur Bruchteile von Sekunden, wonach sich die einzelnen Moleküle wieder aus dem Verbund lösen und sich in einem ebenso kurzen Zeitraum erneut verketten. Dieser Vorgang wiederholt sich ständig und führt letztendlich zur Ausbildung eines variablen Clusters. Für die Ausbildung der Wasserstoffbrückenbindungen ist unter anderem der kleine Durchmesser des Wasserstoffatoms von Bedeutung, da es sich nur so in ausreichendem Maße dem Sauerstoffatom nähern kann. Die höheren Homologen des Wasser, zum Beispiel Schwefelwasserstoff H2S, bilden derartige Bindungen aufgrund der geringeren Elektronegativitätsdifferenz zwischen den Bindungspartnern nicht aus. Die Verkettung der Wassermoleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen ist die Ursache für viele besondere Eigenschaften, zum Beispiel dafür, dass Wasser trotz der geringen molaren Masse von rund 18 g/mol unter Standardbedingungen flüssig ist. H2S liegt im Gegensatz dazu gasförmig vor. Auch, dass Wasser aufgrund seiner Dichteanomalie die größte Dichte bei rund vier Grad Celsius aufweist und somit beispielsweise Eis auf flüssigem Wasser schwimmen kann, ist auf die Wasserstoffbrückenbindungen zurückzuführen.


Abb. 3: Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen (grau)

1.1.3 Schweres, halbschweres und überschweres Wasser

Neben dem „normalen“ Wasser gibt es noch das „schwere Wasser“ (Deuteriumoxid, D2O), das „halbschwere Wasser“ (HDO) und das „überschwere Wasser“ (Tritiumoxid, T2O). Bei diesen Wässern sind die normalen Wasserstoffatome (Protium, Symbol H) teilweise oder ganz durch ihre schwereren Isotope Deuterium (D) oder Tritium (T) ersetzt. Schwere Wasser unterscheiden sich bezüglich ihrer physikalischen wie chemischen Eigenschaften von gewöhnlichem Wasser. Sie besitzen einen höheren Schmelzpunkt, einen höheren Siedepunkt und eine größere Dichte. Aufgrund des besonders großen Massenunterschieds zwischen Protium und Tritium bzw. Deuterium ist hier der kinetische Isotopeneffekt besonders ausgeprägt. Folglich wird bei Ersatz des normalen Wassers mit schwererem Wasser bei chemischen Gleichgewichtsreaktionen die Gleichgewichtslage verändert, was zum Beispiel im menschlichen Körper zu gesundheitlichen Folgen führen kann. Deuteriertes Wasser wird aufgrund der anderen Spineigenschaften des Kernspins als Lösungsmittel für NMR-Analytik benutzt. Die Wasserstoffisotope des Wassermoleküls werden zusammen mit dem Sauerstoffisotop 18O als Tracer verwandt.

1.2 Gas

In der Umgangssprache versteht man unter Wasserdampf meist die sichtbaren Dampfschwaden von teilweise bereits kondensierendem Wasserdampf (Nassdampf), wie er auch als Nebel oder in Wolken vorkommt.


Abb. 4: Wassermoleküle im gasförmigen Zustand

Im technisch-naturwissenschaftlichen Kontext ist Wasserdampf gasförmiges Wasser, das in diesem Aggregatzustand unsichtbar ist wie Luft.

1.3 Flüssig

Ständig werden Wasserstoffbrücken zwischen den verschiedenen Wassermolekülen gebildet und auch wieder gebrochen. Im Durchschnitt bleibt der Prozentsatz der an den Wasserstoffbrückenbindungen beteiligten H-Atome konstant, doch die einzelnen Bindungen ändern sich ständig.


Abb. 5: Wassermoleküle im flüssigen Zustand

1.4 Fest

Eis besitzt eine offene Käfigstruktur aus Sauerstoffatomen, die durch Wasserstoffbrücken, zwischen den an fixen Stellen des Kristalls lokalisierten Wassermolekülen (Gitterbausteine) verbunden sind. Da Eis wegen der großen Hohlräume zwischen den Gitterbausteinen eine geringere Dichte als flüssiges Wasser hat (etwa 90% der Dichte des flüssigen Wassers), schwimmt Eis auf der Oberfläche von Wasser.


Abb. 6:
Wassermoleküle im festen Zustand


2 Zustände

Unter Normalbedingungen ist Wasser eine Flüssigkeit. Es ist der einzige bekannte Stoff, der in der Natur in allen drei klassischen Aggregatzuständen existiert. Das Phasendiagramm (siehe Abb. 7) zeigt dabei, in wieweit der Aggregatzustand des Wassers von Temperatur und Druck abhängt. Der kritische Punkt des Wassers liegt bei 647K und 2,21x107Pa, der Tripelpunkt bei 0,01°C und 611,657 ± 0,010Pa.

2.1 Schmelz- und Siedepunkt

Schmelz- und Siedepunkt des Wassers haben in der Natur eine so große Bedeutung, dass sie unter anderem als Fixpunkte für mehrere Temperaturskalen benutzt wurden. Beide sind dabei recht ungewöhnlich.

Im Vergleich zu chemisch ähnlichen Verbindungen wie Schwefelwasserstoff (-61°C), Selenwasserstoff (-41°C) oder Tellurwasserstoff (-2°C) hat Wasser einen relativ hohen Siedepunkt. Die obige Zunahme liegt an der ebenfalls zunehmenden Molaren Masse und der dadurch höheren Energiemenge, die notwendig ist, um den jeweiligen Stoff in den gasförmigen Aggregatzustand zu überführen. Methan hat beispielsweise eine dem Wasser recht ähnliche Molare Masse und siedet unter Normaldruck bei -164°C. Nimmt man die Molare Masse des Wassers als alleiniges Merkmal, so müsste es demnach einen Siedepunkt von -80°C besitzen. Dieser liegt jedoch bei 100°C, also um ganze 180K höher. Falls Wasser den aus der Molaren Masse abgeleitenden Regeln entspräche, so müsste es folglich bei Raumtemperatur als Gas und nicht als Flüssigkeit vorliegen.

Das gleiche Bild zeigt sich auch beim Schmelzpunkt, er beträgt -86°C bei Schwefelwasserstoff, -66°C bei Selenwasserstoff und -49°C bei Tellurwasserstoff. Bei Wasser müsste er nach der Molaren Masse bei etwa -100°C liegen, tatsächlich liegt er aber bei 0°C. Vergleicht man den Bereich, in dem Wasser als Flüssigkeit vorkommt, so ergibt sich eine Spanne von 20K für den Fall, dass man allein die Molare Masse betrachtet. In der Realität ist diese Spanne mit 100K jedoch erheblich größer.

All diese Besonderheiten ergeben sich durch den Aufbau des Wassermoleküls und dessen Neigung über Wasserstoffbrückenbindungen vernetzte Cluster. Diese zusätzlichen Bindungen, die bei den anderen Stoffen nicht vorkommen, müssen bei jedem Phasenübergang zusätzlich überwunden bzw. berücksichtigt werden.

Wasser siedet also unter Normalbedingungen bei 100°C und Eis schmilzt bei 0°C. Wasser erstarrt demnach bei 0°C; es kann allerdings auch bei Normalbedingungen unter 0°C noch als Flüssigkeit vorliegen. Es handelt sich dann um unterkühltes Wasser. Der Siedepunkt des Wasser ist allerdings stark vom Sättigungsdampfdruck abhängig. Die Siedetemperatur sinkt bei Annäherung an den Tripelpunkt zusammen mit dem Siededruck und beide erreichen an diesem Punkt ihr Minimum. Wasser lässt sich zudem aber auch etwas über seinen Siedepunkt hinaus erhitzen, was man als Siedeverzug bezeichnet.

Im Wasser gelöste Stoffe verändern Siede- und Schmelzpunkt. So weist Wasser eine Molare Schmelzpunkterniedrigung von 1,853K*kg/mol und eine Molare Siedepunkterhöhung von 0,513K*kg/mol auf.

Eine Besonderheit beim Erstarren von Wasser ist der, nach seinem Entdecker benannte, Mpemba-Effekt, wonach heißes Wasser schneller gefriert als kaltes.

2.2 Sublimation und Resublimation

Im Temperaturbereich von etwa 0 bis 273,16K (-273,15 bis 0,01°C) und einem Druckbereich von Vakuum bis ungefähr 0,006bar, also im Bereich unterhalb des Tripelpunktes, existiert Wasser nicht in flüssiger Form, sondern nur gasförmig und fest. Eis geht in diesem Bereich, also am Sublimationspunkt, direkt in den gasförmigen Zustand über, ohne dass eine Aggregatszustands Änderung in eine Flüssigkeit stattfindet. Dieser Vorgang wird als Sublimation bzw. in Gegenrichtung als Resublimation bezeichnet. Im Vakuum findet die Sublimation bis fast 0K (-273,15°C) statt. Die Obergrenze ist hingegen durch den Tripelpunkt gegeben.


Abb. 7: Zustandsdiagramm


3 Sonderstellung

3.1 Chemische Eigenschaften

Wasser hat eine Molmasse von 18,01528g/Mol und dasselbe relative Atomgewicht.

3.1.1 Ionenprodukt

Das Ionenprodukt des Wassers ist das Produkt der Konzentrationen der H3O+ und OH--Ionen im Wasser. Ionen entstehen durch Autoprotolyse des Wassers, gemäß folgender Reaktion:

 

3.1.2 pH-Wert

Destilliertes Wasser hat einen pH-Wert von pH=7, ist also neutral. In der Praxis hat Wasser aber einen pH-Wert zwischen pH=5 und pH=7, da reines Wasser ohne gelöste Stoffe in der Praxis nicht vorkommt. Lässt man Wasser an der Luft stehen, lösen sich Gase im Wasser, die den pH-Wert beeinflussen.

3.1.3 Reaktivität

Wasser ist amphoter, ist also ein Stoff, der - je nach Milieu - sowohl als Säure als auch als Base wirken kann. Wasser reagiert mit Anhydriden zu Säuren oder Basen.

Beispiele: Phosphorpentoxid (Säureanhydrid) reagiert mit Wasser zu Phosphorsäure (Säure):

Natriumoxid (Basenanhydrid) reagiert mit Wasser zu Natriumhydroxid (Base):

Wasser reagiert mit unedlen Metallen unter Wasserstoffbildung zu Basen.

Beispiel: Magnesium reagiert mit Wasserdampf zu Magnesiumoxid und Wasserstoff:

Die Löslichkeit in Wasser ist oft stark von der Temperatur abhängig. Dabei verhalten sich Feststoffe und Gase unterschiedlich. Gase lösen sich proportional zum Partialdruck des Gases in Wasser ohne eine feste Begrenzung der lösbaren Menge (Henry-Gesetz). Die hierbei als „Löslichkeit“ bezeichnete Gleichgewichtskonzentration je Druckeinheit nimmt mit zunehmender Temperatur ab. Dagegen lösen sich Feststoffe bei zunehmender Temperatur meist besser in Wasser, wovon es aber auch viele Ausnahmen gibt, wie zum Beispiel Lithiumsulfat.

Manche Substanzen wie zum Beispiel Aceton oder Ethanol sind in beliebigem Verhältnis mit Wasser mischbar, also in einander löslich. In anderen Fällen gibt es wechselseitige Lösungen mit einer Mischungslücke, zum Beispiel mit Phenol oder Chloroform.

Normalerweise gilt, dass ein molekularer Stoff sich um so besser in Wasser löst, je mehr polare Gruppen in diesem Stoff vorhanden sind. Überkritisches Wasser zeigt jedoch ähnliche Löslichkeitseigenschaften wie unpolare organische Lösungsmittel.

Beim Auflösen von ionischen Stoffen im Wasser laufen der endotherme Gitterabbau und die exotherme Hydratation ab, was Wärmemischungen (Schwefelsäure in Wasser) und Kältemischungen (Salze in Wasser) ermöglicht. Dabei entscheidet die Differenz zwischen der exothermen Hydration und dem endothermen Gitterabbau, ob eine Erwärmung oder eine Abkühlung eintritt. Bei Salzen entscheidet das Verhältnis zwischen Gitterenergie und Hydratationsenergie der beteiligten Ionen über die Löslichkeit, die hier definiert ist als das Produkt der Molaren Ionenkonzentrationen bei Gleichgewicht mit der kristallinen Substanz (Löslichkeitsprodukt). Als Faustregel für die Löslichkeit von Ionenverbindungen kann gelten: Je höher die Ladungszahl der beteiligten Ionen, desto schwerer löslich ist der Stoff in Wasser.

Im Unterschied zu einfachen Verbindungen wie Natriumchlorid, werden die Ionenbindungen von Komplexen nicht gespalten. Dabei unterscheidet man zwischen zwei Gruppen. Auf der einen Seite den starken Komplexen, wie die Cyanid-Komplexe der Schwermetalle, und auf der anderen Seite die schwachen Komplexe (Aquakomplexe) der Metallionen mit Sulfat-, Hydroxyl- oder Carbonationen. Die Art und das Vorkommen der verschiedenen Metallspezies sind wichtige Fragestellungen der chemischen Wasseranalytik und Wasseraufbereitung.

Bei Molekülen mit unterschiedlicher Polarität, wie zum Beispiel vielen amphiphilen Lipiden, richtet sich die Wasserlöslichtkeit bzw. Wasseraffinität nach dessen Ausrichtung. Diesen Effekt machen sich fast alle Lebewesen mit ihren Biomembranen zunutze. Man spricht in diesem Kontext auch von einer Hydrophilie oder Hydrophobie.

3.1.5 Hydratation

Allgemein: Solvatation ist die Tendenz der Ionen, Lösungsmittelmoleküle unter Freiwerden von Energie zu binden und damit die Energie zum Aufbrechen der Gitterbindungen (Gitterenergie) zu kompensieren. Von Hydratation spricht man, wenn es sich beim Lösungsmittel um Wasser handelt.

  • Anlagerung von Lösungsmittelmolekülen (Wassermolekülen) über Ion-Dipolwechselwirkungen

  • Zahl der angelagerten Moleküle, die Solvatationszahl (Hydratationszahl), beträgt meist 6 oder weniger

  • Alle angelagerten Moleküle bilden eine größere Solvathülle (Hydrathülle), die das Ion bei Bewegungen mit sich trägt

Alle angelagerten Moleküle bilden eine größere Solvathülle (Hydrathülle), die das Ion bei Bewegungen mit sich trägt Die Hydratisierung erfolgt aufgrund der elektrostatischen Kräfte zwischen den geladenen Ionen und den Wasser-Dipolen (Ion-Dipol-Wechselwirkung). Unter Ausbildung von Wasserstoffbrücken zu der ersten Hydrathülle können sich weitere Wassermoleküle anlagern und so eine weitere Hydrat-Sphäre bilden. Bei der Hydratation entscheidet die Differenz zwischen der exothermen Hydratation und dem endothermen Gitterabbau, ob eine Erwärmung oder eine Abkühlung der Lösung eintritt. Wärmemischungen (Schwefelsäure in Wasser) und Kältemischungen (Salze in Wasser) ermöglicht. Wasser löst Salze wie NaCl auf, indem es die Na+ und die Cl--Ionen hydratisiert. Unpolare Lösungsmittel können Salze nicht lösen.


Abb. 8: Lösung von NaCl in Wasser  (Durch die 2D Projektion werden Wassermoleküle ober- und unterhalb der Ionen nicht angezeigt) [5]

3.2 Physikalische Eigenschaften

3.2.1 Spezifische Wärmekapazität

Flüssiges Wasser hat eine sehr hohe spezifische Wärmekapazität von 4187J/kgK, man braucht also für die Erhitzung eines Kilogramms um ein Kelvin 4,2 Kilojoule an thermischer Energie. Das bedeutet, dass Wasser im Vergleich mit anderen Flüssigkeiten recht viel Energie aufnehmen kann, ohne dass sich die Temperatur dabei deutlich erhöhen würde. Auch wird dadurch beim Abkühlen ebenso viel Energie wieder frei.

Wasserdampf hat eine spezifische Wärmekapazität von 1870J/kgK und Eis 2060J/kgK. Feste Stoffe haben in der Regel eine deutlich niedrigere spezifische Wärmekapazität. So hat etwa Blei eine Wärmekapazität von 129J/kgK, Kupfer eine von 380J/kgK.

3.2.2 Schmelz- und Verdampfungswärme

Für die Wandlung von 0°C kaltem Eis in 0°C kaltes Wasser muss eine Energie von 332,5 kJ/kg aufgebracht werden. Zur Umwandlung von 100°C warmen Wasser in 100°C warmen Dampf werden 2.257 kJ/kg benötigt. Um 0°C kaltes Wasser in 100°C warmen Dampf zu ändern, benötigt man 100K*4kJ/kgK + 2.257kJ/kg = 2.657kJ/kg. Die Verdampfungswärme des Wassers liegt wesentlich höher als die Verdampfungswärme von anderen Flüssigkeiten, Methanol hat im Vergleich nur eine Verdampfungswärme von 845kJ/kg und Quecksilber sogar nur eine von 285kJ/kg.

In der Meteorologie kommen Schmelz- und Verdampfungswärme im Rahmen der latenten Wärme eine große Bedeutung zu.

3.2.3 Wärmeleitfähigkeit

Wasser hat im Vergleich zu anderen Flüssigkeiten eine hohe Wärmeleitfähigkeit, aber im Vergleich mit einigen Metallen eine sehr geringe. Die Wärmeleitfähigkeit des Wassers nimmt mit steigender Temperatur zu, Eis leitet Wärme jedoch wesentlich besser als flüssiges Wasser.

Bei 20°C weist Wasser eine Wärmeleitfähigkeit 0,60W/mK auf. Zum Vergleich: Kupfer 394W/mK und Silber 429W/mK.

3.2.4 Dichte und Dichteanomalie

Wasser hat unter Normaldruck bei 4°C sein Dichtemaximum von 1,0000 g/cm3. Erfolgt eine Temperaturverringerung hin zum festen Aggregatszustand dehnt sich das Wasser aus. Die Dichte nimmt also bei Temperaturen unterhalb von 4°C ab. Eine Temperaturerhöhung über 4°C führt ebenfalls zu einer Abnahme der Dichte und folglich zur Ausdehnung. Somit ist Wasser bei Temperaturen ober- bzw. unterhalb von 4°C leichter als Wasser von 4°C.

Dieses Verhalten des Wassers ist anormal und wird als Dichteanomalie bezeichnet. Denn normalerweise wird im festen Aggregatszustand eine hohe Fernordnung durch Ausbildung eines Kristallgitters eingenommen. Dies entspricht einer Zunahme der Dichte. Im flüssigen Zustand sollte durch die höhere Geschwindigkeit der Moleküle ein größeres Volumen ausgefüllt werden und die Dichte abnehmen. Im gasförmigen Zustand sollte dann die maximale Unordnung der Moleküle erreicht sein und eine gleichmäßige Verteilung über den zur Verfügung stehenden Raum erfolgen.

Die Anomalie des Wassers gründet sich in der Verkettung der Wassermoleküle über Wasserstoffbrückenbindungen. Im festen Zustand bilden die Wassermoleküle über H- Brücken eine weitmaschige, von zahlreichen Hohlräumen durchsetzte Kristallstruktur. Es erfolgt eine Volumenzunahme um ca. 11%. Im flüssigen Zustand ist diese Kristallstruktur teilweise zerstört. Beim Schmelzen brechen ca. 15 % der H-Brücken auf. Die Moleküle sind also dichter gepackt. Bei 0°C kommen im flüssigen Wasser aber neben „freien Wassermolekülen“ sowie dicht gepackten auch Wassercluster und Wasser-Eiskristalle, aus bis zu 100 Molekülen, vor. Die zunehmende Spaltung dieser Wasser-Eiskristalle bedingt beim weiteren Erwärmen das Anwachsen der Dichte des Wassers bis 4°C. Ab diesem Dichtemaximum wird die Volumenabnahme infolge der „Entkristallisierung“ durch die Volumenzunahme auf Grund der Erhöhung der Molekülbewegung überkompensiert. Die Dichte nimmt wieder ab.

Nicht nur die Temperatur sondern auch im Wasser gelöste Stoffe beeinflussen die Dichte. Die gelösten Teilchen verteilen sich zwischen den Wassermolekülen wodurch die Volumenzunahme gering ist und die Dichte ansteigt. Die Zunahme der Dichte entspricht dabei circa der Masse an gelösten Stoff pro Volumen.

Die Dichteanomalie ist in der Natur von großer Bedeutung. Denn so wird verhindert, dass Gewässer im Winter von unten her zufrieren. Die dichtesten Wasserschichten sinken nach unten und ermöglichen es so Wassertieren und -pflanzen, in Grundnähe zu überleben. Das oben schwimmende Eis isoliert gleichzeitig nach unten und verringert so die weitere Auskühlung in tieferen Gewässerschichten.

3.2.5 Geruch, Farbe und Geschmack

Absorptionsspektrum des Wassers liegt im Bereich von 200nm bis 0,1mm.

Wasser ist im reinen Zustand geschmack- und geruchlos. Da es Licht verstärkt im roten sichtbaren und im nahen Infrarotbereich absorbiert, erscheint Wasser blau, was allerdings erst in dickeren Schichten ab einigen Metern auch mit dem bloßen Auge wahrnehmbar ist. Bei im Wasser gelösten Stoffen kann es zu einer deutlichen Veränderung dieser Eigenschaften kommen, was durch den spektralen Absorptionsgrad beschrieben wird. Färbung und Trübung des Wassers in Abhängigkeit von den ihm enthaltenen Substanzen spielen eine wichtige Rolle als Indikatoren für die Wasserqualität sowie auch als Untersuchungsmethode in der Wasseranalytik.

3.2.6 Optische Eigenschaften

Tritt Licht von der Luft ins Wasser ein, so wird es abgelenkt (gebrochen). Dieser Effekt ist mit einer Brechzahl von 1,33 für sichtbares Licht allerdings deutlich schwächer als zum Beispiel beim Übergang Luft-Glas oder Luft-Diamant. Das Reflektionsvermögen der Oberfläche Wasser-Luft beträgt bei senkrechtem Einfall 2%. Trifft Licht vom Wasser her auf die Wasser-Luft-Oberfläche, so kommt es ab einem Grenzwinkel von 49° zur Totalreflexion, das heißt die Lichtstrahlen treten nicht aus dem Wasser aus sondern werden reflektiert. Dieser Winkel ist ebenfalls vergleichsweise gering.

Die Lichtbrechung führt beim Menschen zu optischen Täuschungen, da man ein Objekt unter Wasser an einem anderen Ort sieht, als an dem es tatsächlich ist. Tiere, die auf den Fischfang spezialisiert sind, wie beispielsweise der Fischreiher, lassen sich nicht täuschen, sie berücksichtigen diese Bild-Versetzung der Beute und treffen es deshalb haargenau. Da Wasser viel sichtbares Licht durchlässt und bricht, ermöglicht dies auch die Existenz von Lebewesen wie zum Beispiel Algen im Wasser, die Licht zum Leben benötigen. Auch viele optische Effekte sind an das Wasser geknüpft. So wird zum Beispiel ein Regenbogen durch Wassertröpfchen oder ein Halophänomen durch Eiskristalle hervorgerufen.

3.2.7 Spezifischer Widerstand und elektrische Leitfähigkeit

Temperaturabhängigkeit des spezifischen Widerstandes von Reinstwasser

Chemisch reines Wasser ist bei einem pH-Wert von 7 nur in geringem Umfang in die elektrischen Ladungsträger H3O+ und OH- dissoziiert. Es besitzt daher einen hohen spezifischen Widerstand von 18,2x106 Ohm*cm sowie einen spezifischen Leitwert von 0,0549x10-6S/cm (bei 25°C). Die Temperaturabhängigkeit beträgt dabei ungefähr 1,5 bis 2% pro Grad Celsius. Gelöste Salze und Säuren erhöhen die Ladungsträgerkonzentration. Bereits Leitungswasser erreicht je nach Mineralgehalt bis etwa die 10000-fache Leitfähigkeit von ca. 0,5 mS/cm, Meerwasser erreicht Werte von 50 mS/cm. Beim Löschen von elektrischen Kabeln oder Geräten mit Wasser kann es daher passieren, dass durch das Wasser eine leitfähige Verbindung stromführender Teile bis hin zum sogenannten Kurzschluss entsteht oder, dass die löschende Person selbst über das Wasser Teil eines Stromkreises wird (Elektrischer Schlag).

3.2.8 Viskosität

Die Viskosität (Zähigkeit) des Wassers bei 20°C beträgt 1,0 mPa*s. Es hat damit eine höhere Viskosität als Petroleum (0,65 mPa*s bei 20°C), aber auch eine niedrigere als zum Beispiel Quecksilber (1,5 mPa*s bei 20 °C). Die Viskosität des Wassers nimmt durch die abnehmende Zahl von Wasserstoffbrückenbindungen mit zunehmender Temperatur recht schnell ab und erreicht am Siedepunkt 0,283mPa.

Auch wird die Viskosität durch eventuell gelöste Stoffe stark beeinträchtigt. Dies besonders für langkettige Polyelektrolyte, im Vergleich jedoch nur in geringem Ausmaß für organische Polymere mit kugelförmigen Molekülen. Neben der Konzentration ist also auch die Art des gelösten Stoffes von entscheidender Bedeutung für die Viskosität.

3.2.9 Oberflächenspannung

Wasser weist eine vergleichsweise große Oberflächenspannung auf, da sich die Wassermoleküle gegenseitig relativ stark anziehen. Die Oberflächenspannung beträgt etwa 73 mN/m bei 20°C und nimmt bei zunehmender Temperatur ab. Wegen der großen Oberflächenspannung können beispielsweise Wasserläufer sich auf dem Wasser bewegen. Bei Waschvorgängen ist Oberflächenspannung hinderlich, weshalb in Waschmitteln grenzflächenaktive Stoffe (Tenside) enthalten sind, die die Oberflächenspannung senken. Deren Vorkommen ist in natürlichen Wässern jedoch gering.

3.2.10 Benetzbarkeit

Bei einer glatten Oberfläche können Kontaktwinkel von maximal 120° erreicht werden. Bei aufgerauhten Oberflächen mit hydrophobem Charakter kann dieser Winkel jedoch auch bis zu 160° betragen, was man als Superhydrophobie bezeichnet. Dies machen sich viele Pflanzen über den Lotuseffekt zu nutze.

3.2.11 Isotopenfraktionierung

Wassermoleküle bestehen aus verschiedenen Isotopen des Sauerstoffs und Wasserstoffs, die jeweils in unterschiedlichen Konzentrationen vorkommen. Bei bestimmten Vorgängen wie der Niederschlagsbildung und deren Phasenübergängen kommt es dabei zur Isotopenfraktionierung, das heißt das Wasser verändert hierbei seine Isotopenzusammensetzung. Je nach Umgebungsbedingungen und der ursprünglichen Zusammensetzung ergeben sich hieraus spezifische Isotopensignale, die als eine Art Fingerabdruck für unterschiedliche Prozesse und Herkunftsgebiete fungieren können. Anwendung findet die entsprechende Methodik vor allem in der Hydrogeologie und Paläoklimatologie.


Zusammenfassung. Wasser hat wegen seiner ungewöhnlichen Eigenschaften eine fundamentale Bedeutung für Lebewesen. Diese Eigenschaften lassen sich dabei auf wenige Strukturprinzipien zurückführen.

Weitere physikalische Daten:

  • Sättigungsdampfdruck: 31,6874 hPa (25°C)

  • Wärmeleitfähigkei: 0,597 W/mK (20°C)

  • Verdampfungswärme: 2257kJ/kg bzw. 40,8kJ/mol

  • Schmelzwärme: 332,5kJ/kg

  • Brechzahl: 1,33251 (25°C, sichtbares Licht) / 1,310 (Eis)

  • Viskosität: 1,0 mPa*s (20°C)

Abschluss 1: Meistens strebt man danach "normal" zu sein und sich anzupassen. Die Anomalie des Wassers zeigt aber, dass „Anderssein“ den Unterschied macht und durchaus erstrebenswert ist.

Abschluss 2: Existiert also kluges Wasser? In Deutschland gibt es heute rund 5000 Homöopathen. "Wie es wirkt, ist eine interessante Frage, aber letztlich nicht relevant", sagt der Mediziner. "Wenn ein Patient gesund wird, ist mir erst mal herzlich egal, warum das so ist."


Literatur:

  1. R. Ludwig, D. Paschek, ChiuZ, 2005, 39, 164-175.

  2. E. Riedel, Anorganische Chemie, 5. Aufl., Walter de Gruyter, Berlin New York 2002

  3. A. Holleman, E. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91. Aufl., Walter de Gryter, Berlin 1985

  4. http://de.wikipedia.org/wiki/Wasser, 25.03.2009

  5. http://www.zum.de/Faecher/Materialien/beck/chemkurs/cs11-19.htm, 25.03.2009 (92 weitere Quellen)


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