Eigenschaften des Wassers

Grundlagen und Bedeutung

Wasser ist die Verbindung H₂O mit der Summenformel H₂O und einer molaren Masse von 18,015268 g·mol⁻¹. Als Reinstoff ist es transparent, nahezu farblos, geruchs- und geschmacklos. Seine Eigenschaften sind für das Leben auf der Erde grundlegend. Sie beruhen besonders auf der räumlichen Vernetzung der Wassermoleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen sowie auf elektrischen Dipolkräften und Van-der-Waals-Kräften.

Wasser kommt auf der Erdoberfläche in nennenswerten Mengen als einziger bekannter Stoff zugleich flüssig, fest und gasförmig vor. Natürliches Wasser ist praktisch nie ein Reinstoff, sondern enthält meist gelöste Stoffe, vor allem Salzionen. Diese verändern seine Eigenschaften. Destilliertes Wasser wird durch Destillation ohne Metallionen hergestellt; in technischen Anwendungen wird meist demineralisiertes Wasser verwendet, bei höheren Anforderungen Reinstwasser.

Viele Werte hängen stark von Temperatur und Druck ab. Unter Normaldruck besitzt Wasser bei rund 3,98 °C seine größte Dichte von 0,999975 kg/dm³. Mit steigender Temperatur sinken Oberflächenspannung und Viskosität.

Aggregatzustände und Wärme

Der Aggregatzustand hängt von Temperatur und Druck ab. Der Tripelpunkt liegt bei 0,01 °C und 611,657 ± 0,010 Pa; dort können feste, flüssige und gasförmige Phase gleichzeitig bestehen. Der kritische Punkt liegt bei 373,946 °C und 2,2064 · 10⁷ Pa bei einer Dichte von 322 kg/m³. Oberhalb davon ist Wasser überkritisch: Flüssigkeit und Gas sind nicht mehr unterscheidbar.

Bei Normalbedingungen siedet Wasser bei 100 °C und Eis schmilzt bei 0 °C. Der ungewöhnlich hohe Siedepunkt im Vergleich zu Schwefelwasserstoff (−61 °C), Selenwasserstoff (−41 °C) und Tellurwasserstoff (−2 °C) entsteht durch die Polarität der Wassermoleküle und besonders durch starke Wasserstoffbrücken. Reines Wasser kann unterkühlt sein und theoretisch bis −48 °C flüssig bleiben. Gelöste Stoffe bewirken eine molare Schmelzpunkterniedrigung von 1,853 K·kg/mol und eine molare Siedepunkterhöhung von 0,513 K·kg/mol. Wasser kann außerdem über seinen Siedepunkt hinaus erhitzt werden; dies heißt Siedeverzug.

Unterhalb des Tripelpunktes, bei etwa 0 K bis 273,16 K und im Bereich von Hochvakuum bis ungefähr 0,006 bar, gibt es keine flüssige Phase. Eis geht dann durch Sublimation direkt in Wasserdampf über; der umgekehrte Vorgang heißt Resublimation.

Flüssiges Wasser besitzt mit etwa 4,2 kJ/(kg·K) eine hohe spezifische Wärmekapazität. Für die Erwärmung von 1 kg Wasser um 1 K sind also etwa 4,2 kJ nötig. Für 1 kg Wasser von 15 °C auf 100 °C werden 357 kJ benötigt. Die Schmelzenthalpie beträgt 333,5 kJ/kg; zur Verdampfung von 100 °C warmem Wasser werden 2257 kJ/kg benötigt. Für die Umwandlung von 0 °C kaltem Wasser in 100 °C warmen Dampf sind 2676 kJ/kg erforderlich.

Beim Erhitzen im Topf bildet sich zunächst ein Temperaturgradient, der durch Konvektion weitgehend verschwindet. Dampfblasen am Boden kühlen beim Aufsteigen anfangs ab und fallen zusammen; dadurch entsteht das typische prasselnde Geräusch vor dem Sieden. Unter Mikrogravitation steigen Blasen nicht auf, sondern vereinigen sich am Boden, was das Kochen erschwert.

Dichte, Bewegung und Grenzflächen

Wasser hat ungefähr die Dichte 1 kg pro Liter. Seine Dichteanomalie bedeutet: Bei Normaldruck ist die Dichte bei 3,98 °C am größten. Kühlt Wasser weiter ab, dehnt es sich wieder aus; dies geschieht auch beim Übergang zu Eis. Gelöste Stoffe erhöhen meist die Dichte, weil ihre Teilchen zwischen den Wassermolekülen verteilt sind und das Volumen nur wenig zunimmt. Diese Dichteunterschiede sind für großräumige Wasserbewegungen wichtig.

Die dynamische Viskosität, also die Zähigkeit, beträgt bei 20 °C 1,0 mPa·s. Mit zunehmender Temperatur nimmt sie ab, weil weniger Wasserstoffbrückenbindungen vorhanden sind; am Siedepunkt beträgt sie 0,283 mPa·s. Gelöste Stoffe können die Viskosität verändern.

Die Selbstdiffusion beschreibt die Bewegung von Wassermolekülen innerhalb von Wasser oder einer wässrigen Lösung. Bei 25 °C beträgt der Selbstdiffusionskoeffizient D = 2,299 · 10⁻⁹ m²·s⁻¹. Bei höherer Temperatur nimmt D zu. Wassermoleküle führen zusätzlich eine sehr schnelle Rotationsdiffusion aus: Ihre Orientierung ändert sich innerhalb weniger Picosekunden. Schweres Wasser D₂O hat bei 25 °C einen um 23 % niedrigeren Diffusionskoeffizienten als H₂O.

Die Oberflächenspannung beträgt bei 20 °C etwa 73 mN/m und sinkt bei steigender Temperatur. Sie entsteht durch die starke gegenseitige Anziehung der Moleküle und ermöglicht beispielsweise Wasserläufern das Laufen auf Wasser. Tenside senken die Oberflächenspannung. Auf glatten Oberflächen sind Kontaktwinkel bis 120° möglich, auf rauen hydrophoben Oberflächen bis 160°; dies wird als Superhydrophobie bezeichnet.

Der Kompressionsmodul beträgt bei 4 °C und Normaldruck ungefähr K = 2,06 GPa. Bei 100 MPa verringert sich das Volumen um etwa 5 %. Bei einer Dichte von ρ = 1 kg/dm³ beträgt die Schallgeschwindigkeit cₛ = 1435 m/s.

Licht und elektrische Eigenschaften

Im sichtbaren Licht hat Wasser einen Brechungsindex von ungefähr 1,33. Licht wird beim Übergang von Luft in Wasser zum Lot hin gebrochen. Daher erscheinen Gegenstände unter Wasser an einer anderen Stelle, als sie tatsächlich liegen. Bei senkrechtem Einfall reflektiert eine Luft-Wasser-Grenzfläche etwa 2 % des Lichts; bei streifendem Einfall sind es näherungsweise 100 %. Die Reflexion hängt von der Polarisation ab und kann mit Polarisationsfiltern verringert werden. Trifft Licht aus dem Wasser auf die Wasser-Luft-Grenzfläche, tritt ab einem Grenzwinkel von 49° Totalreflexion auf.

Wasser absorbiert sichtbares Licht nur schwach und wirkt deshalb transparent und farblos. Die geringste Absorption liegt bei etwa 400–440 nm. Rotes Licht wird stärker absorbiert als blaues; in mehrere Meter dicken Wasserschichten erscheint Wasser deshalb schwach bläulich. UV-Licht wird erst unterhalb von 240 nm nennenswert absorbiert. Gelöste Stoffe können Farbe und Absorption deutlich verändern, Teilchen etwa in Wellenlängengröße streuen Licht und machen Wasser trüb.

Die niedrigste Resonanzfrequenz eines freien Wassermoleküls liegt bei 22,23508 GHz. Mikrowellenherde nutzen dagegen meist 2,455 GHz. Diese niedrigere Frequenz erlaubt das Eindringen über mehrere Zentimeter in wasserhaltiges Material und damit eine Erhitzung „von innen“.

Durch Autodissoziation entstehen in Reinstwasser wenige H₃O⁺- und OH⁻-Ionen. Dennoch hat es bei 25 °C einen hohen spezifischen Widerstand von 18,2 MΩ·cm und einen spezifischen Leitwert von 54,9 nS·cm⁻¹. Die Leitfähigkeit steigt je Kelvin um ungefähr 1,5 bis 2 %. Salze und Säuren erhöhen die Leitfähigkeit stark: Leitungswasser erreicht durchschnittlich 500 μS·cm⁻¹, Meerwasser 50 mS·cm⁻¹.

Wasser als Lösungsmittel und Reaktionspartner

Wegen seines elektrischen Dipols und seiner hohen Dielektrizitätszahl von 80,35 bei 20 °C ist Wasser ein gutes polares Lösungsmittel. Im Allgemeinen steigt die Wasserlöslichkeit eines Stoffes mit seiner Polarität. Aceton und Ethanol sind mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar; bei Phenol oder Chloroform bestehen Mischungslücken. Überkritisches Wasser besitzt dagegen ähnliche Löslichkeitseigenschaften wie unpolare organische Lösungsmittel.

Die Löslichkeit von Gasen ist proportional zu ihrem Partialdruck (Henry-Gesetz) und nimmt mit steigender Temperatur ab. Feststoffe lösen sich bei steigender Temperatur meist besser, allerdings gibt es Ausnahmen wie Lithiumsulfat. Beim Lösen ionischer Stoffe stehen der endotherme Gitterabbau und die exotherme Hydratation gegenüber. Je nachdem, welcher Energieanteil überwiegt, wird die Lösung wärmer oder kälter. Bei Salzen beeinflussen Gitterenergie und Hydratationsenergie die Löslichkeit; als Faustregel sind Ionenverbindungen mit höherer Ionenladung schwerer löslich.

Wasser ist amphoter: Es kann je nach Milieu als Säure oder Base wirken. Säureanhydride und Basenanhydride reagieren mit Wasser. Beispiele sind P₂O₅ + 3 H₂O → 2 H₃PO₄ sowie Na₂O + H₂O → 2 NaOH. Magnesium reagiert mit Wasserdampf zu Magnesiumoxid und Wasserstoff: Mg + H₂O → MgO + H₂. Wasser kann bei vielen Reaktionen als Katalysator wirken und Reaktionen durch geringere Aktivierungsbarrieren ermöglichen oder beschleunigen.

Säure-Base-Gleichgewicht und Härte

Reines Wasser ist neutral, weil H₃O⁺- und OH⁻-Ionen in gleicher Konzentration vorliegen. Bei 22 °C beträgt jede Konzentration 10⁻⁷ mol/l; der pH-Wert ist daher 7. Die Autoprotolyse lautet: H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Da die Konzentration von Wasser mit 55,5 mol/l nahezu konstant bleibt, wird sie in die Gleichgewichtskonstante einbezogen. Das Wasserionenprodukt ist K_W = c(H₃O⁺) · c(OH⁻) = 10⁻¹⁴ (mol/l)² bei 22 °C. Deshalb gilt pH + pOH = 14. Der pK_W-Wert ist temperaturabhängig: Er beträgt bei 0 °C 14,9, bei 20 °C 14,2, bei 22 °C 14,0, bei 40 °C 13,5 und bei 80 °C 12,6.

Chemisch reines Wasser hat keine Pufferwirkung. Bereits gelöstes CO₂ aus der Luft führt in zuvor reinem Wasser rasch zu einem pH-Wert zwischen 4,5 und 5. Gelöste Salze wie Hydrogencarbonate machen Wasser gegenüber Säuren und Basen unempfindlicher. In wässrigen Lösungen dissoziieren starke Säuren und Basen vollständig zu H₃O⁺ beziehungsweise OH⁻. Ihre unterschiedlichen Stärken lassen sich dann am pH-Wert nicht mehr unterscheiden; dies heißt nivellierender Effekt des Wassers.

Wasserhärte ist die Äquivalentkonzentration gelöster Erdalkalimetall-Ionen. Wesentliche Härtebildner sind Calcium- und Magnesiumionen, in Spuren auch Strontium- und Bariumionen. Diese Kationen sind physiologisch bedeutsam, können aber bei manchen Anwendungen von Wasser stören.