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Wasser in der Chemie: Aufbau und Eigenschaften
Ein Wassermolekül besteht aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom: H₂O. Weil das Molekül gewinkelt ist und Sauerstoff die Bindungselektronen stärker anzieht, besitzt es eine leicht negative und eine leicht positive Seite. Dieser Dipolcharakter und die Wasserstoffbrücken zwischen den Molekülen erklären viele auffällige Eigenschaften des Wassers.
Auf dieser Seite lernst du, vom Molekülbau auf Löslichkeit, Oberflächenspannung, Wärmespeicherung und Dichteanomalie zu schließen. Außerdem unterscheidest du reines Wasser von natürlichen Wasserproben.
Hake ab, was du schon kannst — und komm am Ende hierher zurück!
Vom H₂O-Molekül zum Dipol
Warum kann Wasser geladene Teilchen anziehen, obwohl ein Wassermolekül insgesamt ungeladen ist? Entscheidend ist die Verteilung der Ladung.
Ein Wassermolekül enthält zwei Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom. Die Atome sind durch stabile kovalente O–H-Bindungen verbunden. Dabei teilen sie Bindungselektronen.
Sauerstoff zieht diese Elektronen stärker an als Wasserstoff. Deshalb trägt die Sauerstoffseite eine leicht negative Partialladung und die beiden Wasserstoffseiten tragen leicht positive Partialladungen. „Partial“ bedeutet: Es handelt sich nur um Teilladungen, nicht um vollständige Ionenladungen.
Außerdem ist H₂O nicht gerade, sondern gewinkelt. Der Bindungswinkel beträgt etwa 104,5°. Dadurch heben sich die Ladungsschwerpunkte der beiden O–H-Bindungen nicht auf.
Dipol
Ein Dipol ist ein insgesamt neutrales Teilchen mit einer dauerhaft ungleichmäßigen Ladungsverteilung. Beim Wassermolekül liegt der negative Pol an der Sauerstoffseite, der positive Pol an den Wasserstoffseiten.
Stärkere Elektronenanziehung des Sauerstoffs + gewinkelte Molekülform = Wassermolekül als Dipol. Die Formel H₂O allein reicht für diese Begründung nicht aus.
Wasserstoffbrücken verbinden die Moleküle
Die O–H-Bindung hält ein Wassermolekül zusammen. Zwischen verschiedenen Wassermolekülen wirkt eine andere Anziehung: Die leicht positive Wasserstoffseite eines Moleküls zieht die leicht negative Sauerstoffseite eines anderen an.
Wasserstoffbrücke
Eine Wasserstoffbrücke ist eine Anziehung zwischen Molekülen. In Wasser bildet sie sich zwischen der positiven Wasserstoffseite und der negativen Sauerstoffseite benachbarter Moleküle. Sie ist keine zusätzliche O–H-Bindung innerhalb eines Moleküls.
Diese Verbindungen sind nicht dauerhaft. Sie lösen sich und entstehen ständig neu. Zusammen bilden sie ein bewegliches Netzwerk. Daraus folgen mehrere Eigenschaften:
- Hohe Oberflächenspannung: Moleküle an der Oberfläche werden stark zum Wasser hin angezogen. Kleine Wasserläufer können dadurch von der Oberfläche getragen werden.
- Hohe Wärmekapazität: Wasser benötigt viel Energie für eine Temperaturänderung. Seen und Meere erwärmen und kühlen daher langsam und mildern Temperaturschwankungen.
- Hohe Verdampfungsenergie: Beim Übergang in den gasförmigen Zustand muss ein großer Teil der Anziehung zwischen den Molekülen überwunden werden.
An einer Küste erwärmt sich das Meer an einem heißen Tag langsamer als der Boden. Nachts gibt es die gespeicherte Wärme ebenfalls langsam ab. Der entscheidende Gedanke lautet: Für dieselbe Temperaturänderung nimmt eine große Wassermenge viel Energie auf oder gibt viel Energie ab. Deshalb fallen Temperaturschwankungen in Küstennähe oft geringer aus als weit im Landesinneren.
Warum sich Salz löst und Öl nicht
Beim Lösen verschwindet ein Stoff nicht. Seine Teilchen verteilen sich so fein im Wasser, dass du sie einzeln nicht mehr siehst.
Wässrige Lösung
Eine wässrige Lösung ist ein gleichmäßig erscheinendes Gemisch, in dem Wasser das Lösungsmittel ist. Die gelösten Teilchen bleiben vorhanden.
Bei Kochsalz zieht Wasser die positiv geladenen Natriumionen und die negativ geladenen Chloridionen an. Die Wassermoleküle richten sich passend aus, trennen die Ionen aus dem Kristallverband und umgeben sie. Diese Umhüllung durch Wassermoleküle heißt Hydratation.
- Um ein positives Ion zeigt überwiegend die negative Sauerstoffseite nach innen.
- Um ein negatives Ion zeigen überwiegend die positiven Wasserstoffseiten nach innen.
Die hydratisierten Ionen können sich in der Lösung bewegen. Deshalb leitet eine Salzlösung elektrischen Strom deutlich besser als nahezu reines Wasser. Im festen Salzkristall sind die Ionen dagegen nicht frei beweglich.
Zucker besteht aus polaren Molekülen. Wassermoleküle können auch diese anziehen und voneinander trennen; die Zuckermoleküle werden dabei nicht zu Natrium- oder Chloridionen. Öl ist überwiegend unpolar. Ihm fehlen passende Ladungsschwerpunkte für eine starke Wechselwirkung mit Wasser, daher bildet es eine getrennte Phase.
Du rührst je einen Löffel Salz, Zucker und Öl in drei Gläser Wasser.
- Salz löst sich in bewegliche Ionen auf, die von Wasser umgeben werden.
- Zucker verteilt sich als Moleküle im Wasser.
- Öl bleibt in einer getrennten Schicht.
„Nicht mehr sichtbar“ bedeutet bei Salz und Zucker also gelöst, nicht verschwunden. Beim Öl zeigt die sichtbare Schicht, dass keine einheitliche Lösung entstanden ist.
Wähle in jeder Lücke die passende Form und prüfe anschließend deine Antworten.
Beim Wassermolekül ist die leicht negativ. Um ein Natriumion zeigt deshalb vor allem die nach innen. In einer Salzlösung tragen bewegliche elektrische Ladung durch die Flüssigkeit. Öl mischt sich schlecht mit Wasser, weil es überwiegend ist.
Aggregatzustände und Dichteanomalie
Wasser kommt fest als Eis, flüssig als Wasser und gasförmig als Wasserdampf vor. Bei einer Phasenänderung ändert sich die Anordnung und Beweglichkeit der Moleküle, aber ein H₂O-Molekül bleibt chemisch H₂O.
Bei einem Druck von etwa 1.013 hPa liegt der Schmelzpunkt bei 0 °C und der Siedepunkt bei 100 °C. Unter anderen Druckbedingungen verschieben sich diese Temperaturen. Wasserdampf selbst ist unsichtbar; sichtbare Wolken oder der „Dampf“ über einem Topf bestehen aus kleinen flüssigen Tröpfchen.
Normalerweise dehnen sich Stoffe beim Erwärmen aus. Wasser verhält sich zwischen 0 °C und 4 °C anders: Beim Erwärmen nimmt sein Volumen ab. Bei 4 °C erreicht flüssiges Wasser seine größte Dichte. Oberhalb von 4 °C nimmt das Volumen beim Erwärmen wieder zu.
Die Dichte berechnest du mit:
$$\rho=\frac{m}{V}$$
Dabei ist $m$ die Masse und $V$ das Volumen. Bei gleicher Masse gilt: Größeres Volumen bedeutet kleinere Dichte.
Beim Gefrieren vergrößert Wasser sein Volumen ungefähr um ein Elftel. Aus 11 mL flüssigem Wasser werden vereinfacht etwa 12 mL Eis, während die Masse gleich bleibt. In der Dichteformel wird dadurch der Nenner größer. Die Dichte des Eises ist also kleiner als die des flüssigen Wassers: Eis schwimmt.
In einem winterlichen See sinkt dichteres Wasser in tiefere Schichten. Eis bildet sich an der Oberfläche und kann das Wasser darunter isolieren. Die Dichteanomalie trägt so dazu bei, dass tieferes Wasser flüssig bleibt; Wetter, Tiefe und Dauer der Kälte wirken ebenfalls mit.
Wasser hat bei etwa 4 °C seine größte Dichte. Eis besitzt bei gleicher Masse ein größeres Volumen, ist weniger dicht und schwimmt.
Reinstoff Wasser oder natürliche Wasserprobe?
Die Formel H₂O beschreibt den Reinstoff Wasser. Leitungswasser, Mineralwasser, See- oder Flusswasser sind dagegen Wasserproben mit gelösten Stoffen. Sie können beispielsweise Gase und Ionen enthalten, obwohl sie klar aussehen.
Reinstoff und Gemisch
Ein Reinstoff besteht aus nur einer Teilchensorte. Eine natürliche Wasserprobe ist meist eine wässrige Lösung und damit ein Gemisch aus H₂O-Molekülen und gelösten Teilchen.
Nahezu reines Wasser leitet elektrischen Strom kaum. Gelöste Ionen erhöhen die Leitfähigkeit. Eine Leitfähigkeitsmessung kann daher auf geladene gelöste Teilchen hinweisen, verrät allein aber noch nicht, welche Ionen enthalten sind.
Calcium- und Magnesiumionen heißen Härtebildner. Je höher ihre Konzentration ist, desto härter ist das Wasser. Beim Erhitzen können Calciumverbindungen als Kalk ausfallen. Hartes Wasser erhöht außerdem den Seifenbedarf, weil Härtebildner die Seifenwirkung vermindern.
Verwechsle außerdem Wasserdampf nicht mit Luft: Wasserdampf ist gasförmiges H₂O. Luft ist ein Gemisch verschiedener Gase und kann Wasserdampf enthalten.
Eine klare Wasserprobe leitet Strom und hinterlässt nach dem Verdunsten einen festen Rückstand. Daraus kannst du schließen: Die Probe war kein reiner H₂O-Reinstoff. Sie enthielt gelöste, elektrisch geladene Teilchen; der Rückstand zeigt, dass diese beim Verdunsten des Wassers zurückblieben. Welche Ionen es genau waren, lässt sich aus diesen beiden Beobachtungen noch nicht sicher bestimmen.
Karteikasten
Überlege zuerst selbst und drehe die Karte anschließend zum Prüfen um.
Alles auf einen Blick
- Wasser in der Chemie
- Molekülbau: gewinkeltes H₂O mit Partialladungen
- Dipolcharakter: Ausrichtung an Ionen und polaren Teilchen
- Wasserstoffbrücken: Oberflächenspannung und Wärmespeicherung
- Lösungsvermögen: Hydratation von Ionen, Trennung von Öl
- Aggregatzustände: Eis, flüssiges Wasser, Wasserdampf
- Dichteanomalie: Dichtemaximum bei 4 °C, Eis schwimmt
- Wasserproben: gelöste Stoffe, Leitfähigkeit und Härte