Eigenschaften des Wassers

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Kalottenmodell des Wassermoleküls
Kalottenmodell des Wassermoleküls
Allgemeines
Name Wasser
Andere Namen
  • Dihydrogenmonoxid
  • μ-Oxidodiwasserstoff
  • Diwasserstoffoxid
  • Oxidan
Summenformel H2O
CAS-Nummer 7732-18-5
Kurzbeschreibung transparente und nahezu farblose Flüssigkeit, zudem geschmacks- und geruchlos, wenn Reinstoff
zentrale Stoffdaten[1]
Molare Masse 18,0153 g·mol−1
Dichte 3,98 °C: 1,00 g·cm−3
20 °C: 0,998203 g·cm−3
Schmelzpunkt 0,00 °C
Siedepunkt 99,97 °C
Tripelpunkt 0,01 °C / 6,1166 hPa
kritischer Punkt 373,946 °C / 22,064 MPa / 322 kg/m³
Isentropenexponent (Adiabatenexponent) 1,330 (20 °C), 1,324 (100 °C), 1,310 (200 °C)
Sättigungsdampfdruck 31,6874 hPa (25 °C)
spezifische Wärmekapazität 4184 J/(kg·K) (14,5 °C)
Wärmeleitfähigkeit 0,597 W/(m·K) (20 °C)
Selbstdiffusionskoeffizient 2,299·10−9 m²·s−1 (25 °C)
Verdampfungswärme 2257 kJ/kg bzw. 40,8 kJ/mol
Schmelzwärme 333,5 kJ/kg
Brechungsindex 1,33251 (25 °C, sichtbares Licht) / 1,310 (Eis)
Viskosität 1,0 mPa s (20 °C)
relative Permittivität 80,35 (20 °C)
pH-Wert (22 °C) 7,0
Löslichkeit Gut in polaren, schlecht in unpolaren Lösungsmitteln
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Die Eigenschaften des Wassers haben grundlegende Bedeutungen für das Leben auf der Erde. Diese physikalischen, chemischen, elektrischen und optischen Eigenschaften beruhen auf der Struktur des Wassermoleküls und den daraus resultierenden Verkettungen und Wechselwirkungen der Wassermoleküle untereinander über Wasserstoffbrückenbindungen, elektrische Dipolkräfte und weitere Kräfte wie Van-der-Waals-Kräfte.

In der Natur kommt Wasser nicht als Reinstoff vor, es enthält praktisch immer gelöste Stoffe (vorwiegend Ionen von Salzen), wenn auch möglicherweise in kaum messbaren Konzentrationen. Durch solche gelösten Stoffe verändern sich die Eigenschaften des Wassers. Sehr reines Wasser wird im Labor durch Destillation hergestellt und destilliertes Wasser genannt.

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten]

Vollkommen reines Wasser besitzt eine molare Masse von 18,01528 g/mol.

Die Eigenschaften des Wassers sind besonders von der dreidimensionalen Verkettung der Wassermoleküle über Wasserstoffbrückenbindungen bestimmt, ohne die eine Substanz mit einer so geringen molaren Masse wie Wasser ganz andere Eigenschaften hätte. Das gilt besonders für den hohen Schmelz- und Siedepunkt sowie für die Dichte, die unter Normaldruck bei 3,98 °C mit 0,999975 kg/dm3 am höchsten ist (siehe Dichte und Dichteanomalie).

Von 1901 bis 1964 wurde die Einheit Liter mit dem Volumen von 1 kg Wasser bei der Temperatur seiner höchsten Dichte unter Normaldruck definiert.

Die physikalischen Eigenschaften des Wassers sind auch stark von der Temperatur und dem Druck abhängig. So nehmen Oberflächenspannung und Viskosität mit zunehmender Temperatur ab. Ebenso ist die Kompressibilität temperaturabhängig.

Aggregatzustände[Bearbeiten]

Phasendiagramm des Eises mit einigen der 18 bis zum Januar 2004 entdeckten Eisformen.
Vereinfachtes Phasendiagramm von Wasser

Unter Normalbedingungen ist Wasser, wie im Phasendiagramm erkennbar, eine Flüssigkeit. Es ist der einzige bekannte Stoff, der auf der Erdoberfläche (siehe Hydrosphäre) in nennenswerten Mengen in allen drei klassischen Aggregatzuständen existiert. Das Phasendiagramm zeigt dabei, inwieweit der Aggregatzustand des Wassers von Temperatur und Druck abhängt. Der kritische Punkt des Wassers liegt bei 373,946 °C und 2,2064 · 107 Pa (322 kg/m³), der Tripelpunkt bei 0,01 °C und 611,657 ± 0,010 Pa.

Für die Eigenschaften und Besonderheiten der gasförmigen und festen Aggregatzustände des Wassers siehe die Artikel Wasserdampf und Eis. Bei überkritischem Wasser, also oberhalb des kritischen Punktes, ist eine Unterscheidung, ob ein Stoff flüssig oder gasförmig ist, nicht möglich.

Schmelz- und Siedepunkt[Bearbeiten]

Im Vergleich zu chemisch analogen Verbindungen wie Schwefelwasserstoff (−61 °C), Selenwasserstoff (−41 °C) und Tellurwasserstoff (−2 °C) hat Wasser einen relativ hohen Siedepunkt. Die Zunahme der Siedepunkte liegt an der ebenfalls zunehmenden molaren Masse und der dadurch höheren Energiemenge, die aufgebracht werden muss, 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 −162 °C. Nimmt man die molare Masse des Wassers als einziges Merkmal, so müsste es bei −80 °C sieden und wäre also bei Raumtemperatur gasförmig. Der Siedepunkt liegt jedoch bei 100 °C, somit um 180 K höher.

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 20 K für den Fall, dass man allein die molare Masse betrachtet. In der Realität ist diese Spanne mit 100 K jedoch erheblich größer.

Verkettung der Wassermoleküle über Wasserstoffbrückenbindungen (1) zu einem Cluster

All diese Besonderheiten ergeben sich durch den Aufbau des Wassermoleküls und dessen Neigung, über Wasserstoffbrückenbindungen vernetzte Cluster wie im Bild rechts zu bilden. 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. Bei Drücken zwischen 1000 und 2000 bar erstarrt Wasser unterhalb von −138 °C im amorphen Zustand.[2] Umgekehrt kann Eis auch für kurze Zeit über 0 °C noch fest bleiben, solange diese Temperatur nicht an der Oberfläche erreicht wird.[3][4] Der Siedepunkt des Wassers ist 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.

Auch im Wasser gelöste Stoffe verändern Siede- und Schmelzpunkt. So weist Wasser eine molare Schmelzpunkterniedrigung von 1,853 K·kg/mol und eine molare Siedepunkterhöhung von 0,513 K·kg/mol auf.

Früher wurde die Celsius-Temperaturskala über Schmelz- und Siedepunkt von Wasser definiert. Durch die aktuelle Definition der Celsius-Skala über die Kelvin-Skala sind Schmelz- und Siedepunkt von Wasser nicht mehr genau 0 °C und 100 °C, sondern liegen bei 0,002519 °C und 99,9839 °C (99,9743 °C nach ITS-90).[5]

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

Erhitzen von Wasser[Bearbeiten]

Siedendes Wasser in einem Kochtopf

Wird Wasser in einem Topf auf einer Herdplatte erhitzt, erwärmt sich das Wasser am Boden schneller als das an der Oberfläche. So bildet sich ein labiler Temperaturgradient aus, der jedoch bald weitgehend durch Konvektion verschwindet. Erreicht das Wasser am Boden die Siedetemperatur, bilden sich dort Wasserdampfblasen. Beim Aufsteigen kühlen sie sich wieder ab und fallen zusammen. Sie erzeugen das typische prasselnde Geräusch, das kurz vor dem Sieden zu hören ist. Bei weiterer Wärmezufuhr kollabieren nur noch die kleinen Blasen, die großen steigen auf. Das Siedegeräusch wird leiser, um beim kompletten Sieden des Wassers ganz zu verschwinden.

Erhitzen von Wasser auf der Erde (links) und in einem Raumschiff (Wärmequelle ist unten), siehe auch Videodatei zum Wasserkochen unter Schwerelosigkeit

Unter Schwerelosigkeit steigen die Dampfblasen im Wasser nicht auf. Stattdessen verharren sie in der Nähe des Topfbodens und konglomerieren zu größeren Blasen und schließlich zu einer einzigen großen Blase. Die fehlende Konvektion und die verringerte Wärmeleitung durch die Dampfblasen erschweren das schnelle Kochen von Wasser in einem Raumschiff.

Sublimation und Resublimation[Bearbeiten]

Im Temperaturbereich von etwa 0 K bis 273,16 K (−273,15 °C bis +0,01 °C) und einem Druckbereich von Vakuum bis ungefähr 0,006 bar, 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 Aggregatzustandsänderung in eine Flüssigkeit stattfindet. Dieser Vorgang wird als Sublimation bzw. in Gegenrichtung als Resublimation bezeichnet. Im Vakuum findet die Sublimation bis fast 0 Kelvin (−273,15 °C) statt. Die Obergrenze ist hingegen durch den Tripelpunkt gegeben.

Spezifische Wärmekapazität[Bearbeiten]

Flüssiges Wasser hat eine sehr hohe spezifische Wärmekapazität von etwa 4200 J/(kg·K) (temperaturabhängig zwischen 4218 und 4178 J/(kg·K)). 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. Dadurch wird auch beim Abkühlen ebenso viel Energie wieder frei.

Erhitzt man 1 kg Wasser (~ 1 Liter) von 15 °C auf 100 °C, dann benötigt man also 4200 J/(kg·K) · 85 K · 1 kg = 357 kJ. 3,6 MJ sind eine Kilowattstunde (kWh). Um einen Liter Wasser von Leitungstemperatur unter normalem Druck zum Kochen zu bringen, braucht man also etwa 0,1 kWh Energie.

Wasserdampf (bei 100 °C) hat eine spezifische Wärmekapazität von 1870 J/(kg·K) und Eis (bei 0 °C) 2060 J/(kg·K). Feste Stoffe haben in der Regel eine deutlich niedrigere spezifische Wärmekapazität. So hat etwa Blei eine Wärmekapazität von 129 J/(kg·K), Kupfer eine von 380 J/(kg·K).

Schmelz- und Verdampfungswärme[Bearbeiten]

Für die Wandlung von 0 °C kaltem Eis in 0 °C kaltes Wasser muss eine Energie von 333,5 kJ/kg aufgebracht werden; das ist genau so viel, wie nötig ist, um 0 °C kaltes Wasser auf 81 °C zu erwärmen. Zur Umwandlung von 100 °C warmen Wasser in 100 °C warmen Dampf werden 2257 kJ/kg benötigt. Um 0 °C kaltes Wasser in 100 °C warmen Dampf zu ändern, benötigt man 100 K · 4,19 kJ/(kg·K) + 2257 kJ/kg = 2676 kJ/kg. Die spezifische Verdampfungswärme des Wassers liegt wesentlich höher als die spezifische Verdampfungswärme von anderen Flüssigkeiten, Methanol hat im Vergleich nur eine Verdampfungswärme von 845 kJ/kg und Quecksilber sogar nur eine von 285 kJ/kg. Vergleicht man allerdings die molaren Verdampfungswärmen, so hat Quecksilber mit 57,2 kJ/mol eine höhere als Wasser mit 40,6 kJ/mol.

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

Wärmeleitfähigkeit[Bearbeiten]

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

Bei 20 °C weist Wasser eine Wärmeleitfähigkeit 0,60 W/(m·K) auf. Zum Vergleich: Kupfer 394 W/(m·K) und Silber 429 W/(m·K). Selbst der schlechteste Wärmeleiter unter allen Metallen, Bismut kommt auf 7,87 W/(m·K).

Die Wärmeleitfähigkeit des Wassers in Form von Eis bei −20 °C beträgt immerhin 2,33 W/(m·K).

Dichte und Dichteanomalie[Bearbeiten]

Hauptartikel: Dichteanomalie
Dichte des Wassers in Abhängigkeit von der Temperatur

Wasser hat eine Dichte von rund einem Kilogramm pro Liter (ein Liter entspricht einem Kubikdezimeter). Dieses runde Verhältnis ist kein Zufall: es geht auf die Einheit Grave zurück, welche eine der historischen Wurzeln des heutigen internationalen Einheitensystems (SI) bildet. Ein Grave wurde als die Masse von einem Liter Wasser beim Gefrierpunkt definiert.

Bei Normaldruck hat Wasser seine größte Dichte bei 3,98 °C und zeigt damit eine Dichteanomalie. Diese besteht darin, dass sich Wasser unterhalb von 3,98 °C bei weiterer Temperaturverringerung, auch beim Wechsel zum festen Aggregatzustand, wieder ausdehnt, was man nur von wenigen Stoffen kennt.

Neben der Temperatur beeinflussen auch im Wasser gelöste Stoffe dessen Dichte, was man mit einem Aräometer messen kann. Da sich die gelösten Teilchen zwischen den Wassermolekülen verteilen und die Volumenzunahme gering ist, steigt dadurch die Dichte an. Die Zunahme der Dichte entspricht dabei in etwa der Masse an gelöstem Stoff pro Volumen und spielt eine wichtige Rolle für großräumige Wasserbewegungen, zum Beispiel im Rahmen der thermohalinen Zirkulation oder der Dynamik von Süßwasserlinsen.

Geruch und Geschmack[Bearbeiten]

Wasser ist in reinem Zustand geschmack- und geruchlos.

Optische Eigenschaften[Bearbeiten]

Absorptionsspektrum des Wassers im Bereich von 200 nm bis 0,1 mm
Spiegelung an der Wasseroberfläche eines Teiches

Brechung und Reflexionseigenschaften[Bearbeiten]

Wasser hat im Bereich des sichtbaren Lichts einen Brechungsindex von ungefähr 1,33. Trifft Licht auf die Grenzfläche von Luft (Brechungsindex ≈ 1) und Wasser, wird es daher zum Lot hin gebrochen. Der Brechungsindex ist im Vergleich zu vielen anderen Materialien geringer, daher ist die Brechung durch Wasser weniger stark ausgeprägt als beispielsweise beim Übergang von Luft in die meisten Glassorten oder gar in Diamant. Es gibt aber auch Materialien wie Methanol, die einen geringeren Brechungsindex aufweisen. Die Lichtbrechung führt zu optischen Täuschungen, so dass man ein Objekt unter Wasser an einem anderen Ort sieht, als an dem es tatsächlich ist. Das Gleiche gilt für einen Blick aus dem Wasser in den Luftraum. Auf Fischfang spezialisierte Tiere, wie Fischreiher, oder Fische, die nach Insekten über dem Wasser jagen, können diese Bild-Versetzung berücksichtigen und treffen ihre Beute deshalb meistens problemlos.

Das Reflexionsvermögen der Oberfläche Luft-Wasser beträgt nach den Fresnelschen Formeln bei senkrechtem Einfall etwa 2 %. Wie bei allen Materialien nimmt dieser Wert mit flacherem Einfallswinkel zu und ist bei streifendem Einfall näherungsweise 100 %. Das Reflexionsverhalten ist jedoch, wie bei allen Materialien, abhängig von der Polarisation des Lichtes. Dabei weist parallel polarisiertes Licht generell einen geringeren Reflexionsgrad als senkrecht polarisiertes Licht auf, das heißt, beim Auftreffen auf die Grenzfläche von Luft und Wasser wird Licht polarisiert. Durch den relativ geringen Brechungsindex von Wasser ist dieser Effekt jedoch geringer ausgeprägt als bei vielen anderen (transparenten) Materialien mit höherem Brechungsindex. Der Polarisationseffekt wird allgemein umso stärker, je flacher das Licht auf die Wasseroberfläche trifft. Dies wird beispielsweise in der Fotografie ausgenutzt, hier wird mit Hilfe eines Polarisationsfilters eine bestimmte Polarisation herausgefiltert, wodurch störende Reflexionseinflüsse reduziert werden können.

Trifft Licht vom Wasser her auf die Wasser-Luft-Grenzfläche, so kommt es als direkte Folge des Brechungsgesetzes ab einem Grenzwinkel von 49° zu einer Totalreflexion. Das bedeutet, dass flacher auf die Grenzfläche treffende Lichtstrahlen nicht aus dem Wasser austreten, sondern reflektiert werden.

Einige optische Effekte in der Atmosphäre sind an die Brechungseigenschaften des Wassers geknüpft. So wird zum Beispiel ein Regenbogen durch Wassertröpfchen oder ein Halophänomen durch Eiskristalle hervorgerufen, in denen das Licht gebrochen und dabei nach Spektralfarben aufgespalten wird. Auch die Abdunklung der Erde durch Wolken basiert auf Lichtbrechung und Totalreflexionen in beziehungsweise an Wassertröpfchen.

Absorptionsverhalten und Farbe[Bearbeiten]

Komplexer Brechungsindex von Wasser im Bereich des sichtbaren Lichts

Wasser absorbiert Licht im sichtbaren Spektralbereich nur sehr schwach, das heißt, der Imaginärteil des komplexen Brechungsindex (Extinktionskoeffizient) ist näherungsweise 0. Wasser wird daher allgemein als transparent und farblos angesehen. Die große Lichtdurchlässigkeit des Wassers ermöglicht die Existenz von Algen und Pflanzen im Wasser, die Licht zum Leben benötigen.

Allerdings weist auch der geringe Extinktionskoeffizient im sichtbaren Spektralbereich Änderungen um mehrere Größenordnungen auf (siehe Abbildung). Im Wellenlängenbereich von ca. 400–440 nm ist der Extinktionskoeffizient und daher auch die Absorption (vgl. Lambert-Beersches Gesetz) am geringsten. Dies hat zur Folge, dass Licht dieser Wellenlängen erst nach mehreren Metern komplett absorbiert wird. Im roten sichtbaren und im nahen Infrarotbereich nimmt der Extinktionskoeffizient leicht zu. Langwelliges (rotes) Licht wird daher stärker absorbiert als kurzwelliges (blaues) Licht. Wasser erhält dadurch eine schwache bläuliche Färbung. Dies ist allerdings erst in dickeren Schichten ab einigen Metern mit dem bloßen Auge wahrnehmbar. Im ultravioletten Bereich (λ < 350 nm) nimmt der Extinktionskoeffizient noch stärker zu als im langwelligen (roten) Bereich, unterhalb von 240 nm beträgt er ca. 0,1. UV-Licht wird daher schon nach wenigen Zentimetern komplett absorbiert.[6]

Ein weiterer entscheidender Faktor, der die optischen Eigenschaften von Wasser beeinflusst, sind im Wasser gelöste Stoffe und im Wasser schwebende Teilchen. Im Wasser gelöste Stoffe können zu einer deutlichen Veränderung dieser Eigenschaften kommen, was durch den spektralen Absorptionsgrad beschrieben wird. Kleine Teilchen mit einem Durchmesser im Bereich der Wellenlänge führen hingegen zur Streuung des Lichts, das Wasser wirkt dann leicht trüb (oder umgangssprachig milchig). Färbung und Trübung des Wassers in Abhängigkeit von den in ihm enthaltenen Substanzen spielen eine wichtige Rolle als Indikatoren für die Wasserqualität sowie auch als Untersuchungsmethode in der Wasseranalytik.

Elektromagnetische Resonanzen[Bearbeiten]

Wasser hat verschiedene Resonanzfrequenzen. Die niedrigste Resonanzfrequenz des freien Wassermoleküls liegt bei 22,23508 GHz. Die ganzzahligen Vielfachen dieser Frequenz sind wiederum Resonanzfrequenzen. Die weit verbreitete Annahme, dass die Frequenz des Mikrowellenherds von 2,455 GHz eine Resonanzfrequenz des Wassers sei, ist falsch.

Spezifischer Widerstand und elektrische Leitfähigkeit[Bearbeiten]

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 18,2 MΩ·cm (= 1,82×1013 Ω·mm²/m) bei 25 °C. Dieses entspricht einem spezifischen Leitwert von 54,9 nS·cm−1. Die Temperaturabhängigkeit beträgt dabei ungefähr 1,5 bis 2 % pro Kelvin. Gelöste Salze und Säuren erhöhen die Ladungsträgerkonzentration. Bereits Leitungswasser erreicht je nach Mineralgehalt bis etwa die 10.000-fache Leitfähigkeit von durchschnittlich 500 µS·cm−1, Meerwasser erreicht Werte von 50 mS·cm−1.

Beim Löschen von Bränden kann es vorkommen, dass durch das Löschwasser zwischen stromführenden Teilen (Kabel, Elektrogeräte) eine leitfähige Verbindung bis hin zum sogenannten Kurzschluss entsteht oder dass die löschende Person selbst über das Wasser Teil eines Stromkreises wird und einen elektrischen Schlag erhält.

Viskosität[Bearbeiten]

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 ab und erreicht am Siedepunkt 0,283 mPa s.

Die Viskosität wird durch gelöste Stoffe verändert. Neben der Konzentration ist die Art des gelösten Stoffes ausschlaggebend für die Viskosität der Lösung.

Diffusion[Bearbeiten]

Die Diffusion der Wassermoleküle innerhalb des Wassers oder einer wässriger Lösungen wird als Selbstdiffusion bezeichnet und durch den „Selbstdiffusionskoeffizienten“ D beschrieben; er beträgt bei 25 °C: D = 2,299·10−9 m2·s−1[7]. Die Größe D beschreibt die translatorische Beweglichkeit der Wassermoleküle innerhalb der Flüssigkeit Wasser. Diese Beweglichkeit ist qualitativ bei Newtonschen Flüssigkeiten an das viskose Verhalten gekoppelt, also die mit steigender Temperatur abnehmende Viskosität des Wassers ist mit einem zunehmenden Selbstdiffusionskoeffizienten verbunden.

Die Temperaturabhängigkeit des Selbstdiffusionskoeffizienten ist sehr genau gemessen[7] und dient oft als Referenzwertesatz beim Studium der Diffusion in anderen Flüssigkeiten.

Neben der translatorischen Diffusion gibt es im Wasser – wie in anderen Flüssigkeiten auch – die Rotationsdiffusion, nämlich die regellose Orientierungsänderung der Symmetrieachsen der Wassermoleküle durch Zufallsbewegungen (Random Walk) innerhalb der Flüssigkeit. Die diese Umorientierungsbewegung charakterisierende Korrelationszeit, d. h. ungefähr die Zeit, während der sich ein Wassermolekül in der Flüssigkeit, durch regellose Kleinschritte, einmal um sich selbst gedreht hat, liegt bei 25 °C im Bereich von wenigen Picosekunden, wie mittels kernmagnetischer Relaxation[8] und dielektrischer Relaxation gemessen wurde[9]. Es handelt sich also um extrem schnelle, regellose Umorientierungen der Wassermoleküle und damit auch um genauso schnelle Änderungen der Mikrostruktur des Wassers.

Wenn Wasser mit einer anderen isotopischen Zusammensetzung vorliegt, z. B. schweres Wasser D2O, dann tritt ein sogenannter dynamischer Isotopeneffekt auf, der sich sowohl auf die translatorische als auch die rotatorische Diffusion auswirkt. Da bei der geringen molaren Masse des Wassers die relative Änderung des Gewichts durch Isotopensubstitution vergleichsweise groß ist, treten beim Wasser, gegenüber anderen bekannten Flüssigkeiten, die größten Isotopeneffekte auf. So hat bei 25 °C D2O einen 23 % niedrigeren Diffusionskoeffizienten als H2O.[10]

Gelöste Stoffe, z. B. Salze, können den Selbstdiffusionskoeffizienten und die Rotationsdiffusion des Wassers sowohl erniedrigen („strukturbildende“ Salze mit kleinen Ionenradien, wie z. B. Lithiumchlorid) als auch erhöhen („strukturbrechende“ Salze mit großen Ionenradien, wie Caesiumiodid) [11]. Strukturbrechende Salze, bei denen das Anion die Wasser-Strukturbrechung verursacht, sind häufig auch chaotrope Salze. Löst man unpolare oder elektrisch ungeladene Spezies in Wasser, so tritt ein hydrophober Effekt auf, der, neben der Rotation, auch die Diffusionsbewegung der Wassermoleküle in der Nähe dieser „hydrophoben“ Spezies verlangsamt und damit den gemittelten Diffusionskoeffizienten des Wassers in der Lösung erniedrigt.

Oberflächenspannung und Benetzbarkeit[Bearbeiten]

Temperaturabhängigkeit der Oberflächenspannung des Wassers

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 sich beispielsweise Wasserläufer 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 Gewässern jedoch gering.

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

Kompressionsmodul und Schallgeschwindigkeit[Bearbeiten]

Wasserdruck kompressibilitaet.png

Wasser hat bei einer Temperatur von 4 °C unter Normaldruck einen Kompressionsmodul von ungefähr 2,06 GPa – bei 100 MPa (tausendfacher Normaldruck bzw. Wasserdruck in knapp 10 km Tiefe) wird es daher um etwa fünf Prozent zusammengedrückt. Entsprechend der Dichte von 1 kg/dm3 ergibt sich hieraus eine Ausbreitungsgeschwindigkeit von Schall in Wasser von 1435 m/s.

Isotopenfraktionierung[Bearbeiten]

Wassermoleküle können aus verschiedenen Isotopen des Wasserstoffs (z. B. Protium 1H oder Deuterium 2H) und des Sauerstoffs (z. B.16O oder 17O) bestehen, die jeweils in unterschiedlichen Konzentrationen vorkommen. Dabei treten sogenannte Isotopeneffekte auf. 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.

Wasser als Lösungsmittel[Bearbeiten]

Wasser ist durch seinen Dipol ein hervorragendes polares Lösungsmittel für viele Stoffe. Generell gilt, dass die Wasserlöslichkeit mit steigender Polarität des Stoffes zunimmt. Wasser besitzt eine vergleichsweise hohe Dielektrizitätszahl von 80,35 (bei 20 °C).[1]

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 meistens 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 ineinander löslich. In anderen Fällen gibt es wechselseitige Lösungen mit einer Mischungslücke, zum Beispiel mit Phenol oder Chloroform.

Normalerweise gilt, dass ein molekularer Stoff sich umso 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-, Hydroxy- 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 Wasserlöslichkeit 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.

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten]

Wasser hat eine molare Masse von 18,01528 g·mol−1. Wasser ist bei vielen Reaktionen ein Katalysator, das heißt, ohne die Anwesenheit von Wasser würde eine Reaktion wesentlich langsamer und mit höherer Aktivierungsbarriere ablaufen. Viele Reaktionen werden sogar durch die normale Luftfeuchtigkeit ermöglicht oder beschleunigt. Das fällt durch die eigentlich immer vorhandenen Spuren von Feuchtigkeit in unserer Umwelt praktisch nicht auf, da es den Normalfall darstellt. Erst wenn durch spezielle Trocknungsverfahren auch geringste Reste von Feuchtigkeit entfernt und die chemischen Versuche in geschlossenen Systemen durchgeführt werden, ist das nachzuweisen. So brennt in dieser Umgebung zum Beispiel Kohlenstoffmonoxid nicht in Sauerstoff und Alkalimetalle reagieren nicht mit Schwefelsäure und Chlor.

Reaktivität[Bearbeiten]

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:

 \mathrm{ P_2O_5 + 3\ H_2O \rightarrow 2\ H_3PO_4 }
 \mathrm{ Na_2O + H_2O \rightarrow 2\ NaOH }

Wasser reagiert mit unedlen Metallen unter Wasserstoffbildung zu Metalloxiden, diese Metalloxide sind aber Basenanhydride und lösen sich meistens gleich wieder in Wasser zu Basen, wie eben beschrieben wurde. Ein Beispiel:


\mathrm{ Mg + H_2O \rightarrow MgO + H_2 }

Nivellierender Effekt[Bearbeiten]

In wässrigen Lösungen dissoziieren starke Säuren und starke Basen vollständig zu H3O+- bzw. OH-Ionen. So lassen sich die unterschiedlichen Säurestärken von z. B. Chlorwasserstoff und Perchlorsäure in Wasser nicht mehr anhand des pH-Wertes unterscheiden. Hier spricht man vom nivellierenden Effekt (v. frz.: niveler = gleichmachen) des Wassers. Um auch sehr starke Säuren bezüglich der Säurestärke unterscheiden zu können, bestimmt man Gleichgewichtskonstanten in nichtwässrigen Lösungen und überträgt diese annäherungsweise auf das Lösungsmittel Wasser.

pH-Wert[Bearbeiten]

Chemisch reines Wasser von 22 °C hat einen theoretischen pH-Wert von 7 (die Gleichgewichtskonstante für die Dissoziation von Wasser beträgt dann genau 10−14). Dieser Wert ist als chemisch neutral definiert. Allerdings hat chemisch reines Wasser keinen Puffer und reagiert damit auf geringste Verunreinigungen mit einer deutlichen pH-Wert-Änderung. So stellt sich in zuvor chemisch reinem Wasser bei Luftzutritt infolge Lösung von CO2 sofort ein pH-Wert zwischen 4,5 und 5 ein.

Wird Wasser durch Salze verunreinigt (z. B. durch Hydrogencarbonate), reagiert es wesentlich unempfindlicher auf Verunreinigungen durch Säuren und Basen.

Ionenprodukt[Bearbeiten]

Die Temperaturabhängigkeit des Wasserionenproduktes mit einem konstanten Druck von 25 MPa
Die Druckabhängigkeit des Wasserionenproduktes bei einer konstanten Temperatur von 25 °C

Das Ionenprodukt des Wassers ist das Produkt der Konzentrationen der H3O+ und OH-Ionen im Wasser. Im Jahr 1894 untersuchten Friedrich Wilhelm Georg Kohlrausch und Ernst Heydweiller durch Destillation von Wasser unter völligem Luftabschluss die Leitfähigkeit von destilliertem Wasser (siehe Dissoziation). Aus diesen Messungen und aus Kenntnis der Äquivalentleitfähigkeiten von Hydroniumionen und Hydroxidionen ließ sich das Ionenprodukt von Wasser berechnen.

Bei einer Leitfähigkeitsmessung von destilliertem Wasser tritt ein geringer Stromfluss auf. Dieses ist ein Hinweis auf Ionen im Wasser, die nur durch die Autoprotolyse des Wassers entstanden sein können, gemäß folgender Reaktion:


\mathrm{H_2O \ + \ H_2O \ \;\rightleftharpoons \ H_3O^+ \ + \ OH^-} \,

Auf das Protolysegleichgewicht lässt sich das Massenwirkungsgesetz anwenden:


\ K = \frac{c(\mathrm{H_3O^+}) \cdot c(\mathrm{OH^-})}{c(\mathrm{H_2O})^2} \,

Da die Konzentration des Wassers auch bei einer Verschiebung des Gleichgewichts fast konstant bleibt (55,5 mol/l), kann man den Wert in die Konstante mit einbeziehen.


\ K \cdot c(\mathrm{H_2O})^2 = c(\mathrm{H_3O^+}) \cdot c(\mathrm{OH^-}) \,

und beides zu einer neuen Konstante vereinigen, dem Kw-Wert, der das Produkt aus den jeweiligen Konzentrationen der Oxonium- und der Hydroxidionen ist:


\begin{align}
K_W &= c(\mathrm{H_3O^+}) \cdot c(\mathrm{OH^-}) \\
&= 10^{-7}\ \mathrm{\frac{mol}{l}} \cdot 10^{-7}\ \mathrm{\frac{mol}{l}} \\
&= {10^{-14}}\ \mathrm{\frac{mol^2}{l^2}}
\end{align} \,

Bei 22 °C gilt Kw=10−14 (mol/l)². Damit liegt das Gleichgewicht sehr stark auf der Seite des Wassers. Die Konzentrationen von H3O+ und OH-Ionen betragen jeweils 10−7 mol/L. Der pH-Wert ist also 7.

Wird die Konzentration einer der beiden Ionen erhöht, bleibt das Ionenprodukt von 10−14 erhalten, d. h., die Konzentration des anderen Ions sinkt. Die Summe von pH- und pOH-Wert muss deshalb immer 14 sein.

Der pKW des Wassers ändert sich in Abhängigkeit von der Temperatur.

T in °C 0 20 22 40 80
pKW 14,9 14,2 14,0 13,5 12,6
c(H3O+) in mol/l 10−7,45 10−7,1 10−7 10−6,75 10−6,3

(durch Leitfähigkeitsmessung experimentell bestimmte Werte)

Mit Kenntnis des Ionenproduktes von Wasser lassen sich die pH-Werte von gelösten Salzen, Säuren, Basen in Wasser (z. B. Natriumacetat, Natriumkarbonat, Kalziumoxid, Salzsäure, Schwefelsäure, Natronlauge) berechnen.

Wasserhärte[Bearbeiten]

Hauptartikel: Wasserhärte

Wasserhärte beschreibt die Äquivalentkonzentration der im Wasser gelösten Ionen der Erdalkalimetalle. Zu den „Härtebildnern“ zählen im Wesentlichen Calcium- und Magnesiumionen sowie in Spuren Strontium- und Bariumionen. Diese Kationen haben eine große, positive physiologische Bedeutung, stören jedoch bei einigen Verwendungen des Wassers.

Neue Erkenntnisse[Bearbeiten]

Zwei amerikanische Forscherinnen, Emily B. Moore und Valeria Molinero von der University of Utah, haben theoretisch nachgewiesen, dass reines Wasser – also H2O ohne Anwesenheit jeglicher Kristallisationskeime – erst bei −48,3 °C gefriert.[12] Dies geschieht durch Kristallisation in einer Tetraederform; im Zentrum des Kristalls ist ein Wassermolekül, welches von vier weiteren Molekülen umgeben ist. Bei der oben genannten Temperatur gibt es nur noch diese Kristalle und keine freien Wassermoleküle mehr.[13]

Literatur[Bearbeiten]

  • Klaus Scheffler: Wasserdampftafeln: thermodynam. Eigenschaften von Wasser u. Wasserdampf bis 800 °C u. 800 bar. Berlin 1981, ISBN 3-540-10930-7.
  • Leopold Lukschanderl: Wasser: der Stoff, der zwar gewöhnlich aussieht, aber ganz außergewöhnliche Eigenschaften besitzt. Wien 1991, ISBN 3-85128-062-8.
  • L. A. Guildner, D. P. Johnson, F. E. Jones: Vapor pressure of Water at Its Triple Point. In: J. Res. NBS - A. Vol. 80A, Nr. 3, 1976, S. 505–521.
  • Felix Franks (Ed.): Water, a Comprehensive Treatise Vol.I - Vol.VIII, Plenum Press,New York London, 1972-1982
  • Philip Ball: H2O Biographie des Wassers Piper, 2001, ISBN 3-492-04156-6

Weblinks[Bearbeiten]

 Commons: Wassermolekül – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b Lechner, Lühr, Zahnke (Hrsg.): Taschenbuch der Wasserwirtschaft. Gabler Wissenschaftsverlage, 2001, ISBN 3-8263-8493-8, S. 5 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
  2.  P. H. Handle, M. Seidl, T. Loerting: Relaxation Time of High-Density Amorphous Ice. In: Physical Review Letters. 108, Nr. 22, 2012, S. 225901–225904, doi:10.1103/PhysRevLett.108.225901.
  3. „Heißes Eis“, pro-physik.de, 13. Januar 2006.
  4. H. Iglev, M. Schmeisser, K. Simeonidis, A. Thaller and A. Laubereau: Ultrafast superheating and melting of bulk ice. In: Nature. 439, 12. Januar 2006, S. 183–186, doi:10.1038/nature04415.
  5. Water Structure and Science:Water properties, including heavy water data
  6. Die Fotolyse von Wasser schützte die Ursuppe und frühe Lebensformen. Prof. Blumes Bildungsserver für Chemie, 14. März 2001.
  7. a b M. Holz, S. R. Heil, A. Sacco: Temperature-dependent self-diffusion coefficients of water and six selected molecular liquids for calibration in accurate 1H NMR PFG Measurements. In: Phys. Chem. Chem. Phys. 2, 2000, S. 4740–4742, doi:10.1039/b005319h.
  8. H.G.Hertz: Microdynamic behaviour of liquids as studied by NMR relaxation times. In: Progress in Nuclear Magnetic Resonance Spectroscopy. Vol.3, Pergamon Press, 1967, S. 159
  9. Felix Franks: Water a matrix of life. Second Edition, RSC Paperbacks, Cambridge, 2000, S. 28, ISBN 0-85404-583-X
  10. Edme H. Hardy, Astrid Zygar, Manfred D. Zeidler, Manfred Holz, Frank D. Sacher: Isotope effect on the translational and rotational motion in liquid water and ammonia. In: J. Chem Phys. 114, 2001, pp. 3174–3181
  11. K.J. Müller und H.G. Hertz: A-Parameter as an Indicator for Water-Water Association in Solutions of Strong Electrolytes. In: J. Phys. Chem. 100, 1996, S. 1256–1265.
  12. Structural transformation in supercooled water controls the crystallization rate of ice Emily B. Moore Valeria Molinero, Nature 479, S 506-508, (24. November 2011)
  13. Von wegen null Grad Marion Martin, Bild der Wissenschaft, 23. November 2011