Eigenschaften von Wasser - Properties of water

Wasser H
2
Ö
Das Wassermolekül hat diese geometrische Grundstruktur
Kugel-Stab-Modell eines Wassermoleküls
Raumfüllendes Modell eines Wassermoleküls
Ein Wassertropfen, der in einem Glas in Richtung Wasser fällt
Namen
IUPAC-Name
Wasser
Systematischer IUPAC-Name
Oxidan
Andere Namen
Wasserstoffhydroxid (HH oder HOH), Wasserstoffoxid, Dihydrogenmonoxid (DHMO) (systematischer Name), Dihydrogenoxid, Wasserstoffsäure, Hydroxic acid, Hydroxic acid, Hydrol, μ-Oxido-Dihydrogen, κ 1 -Hydroxylhydrogen(0)
Identifikatoren
3D-Modell ( JSmol )
3587155
ChEBI
ChEMBL
ChemSpider
117
RTECS-Nummer
UNII
  • InChI=1S/H2O/h1H2 prüfenJa
    Schlüssel: XLYOFNOQVPJJNP-UHFFFAOYSA-N prüfenJa
Eigenschaften
h
2
Ö
Molmasse 18.01528(33) g/mol
Aussehen Weißer kristalliner Feststoff, fast farblose Flüssigkeit mit einem Hauch von blauem, farblosem Gas
Geruch Keiner
Dichte Flüssigkeit:
0,9998396 g/ml bei 0 °C
0,9970474 g/ml bei 25 °C
0,961893 g/ml bei 95 °C
Festkörper:
0,9167 g/ml bei 0 °C
Schmelzpunkt 0,00 °C (32,00 °F; 273,15 K)
Siedepunkt 99,98 °C (211,96 °F; 373,13 K)
N / A
Löslichkeit Schwerlöslich in Halogenalkanen , aliphatischen und aromatischen Kohlenwasserstoffen, Ethern . Verbesserte Löslichkeit in Carboxylaten , Alkoholen , Ketonen , Aminen . Mischbar mit Methanol , Ethanol , Propanol , Isopropanol , Aceton , Glycerin , 1,4-Dioxan , Tetrahydrofuran , Sulfolan , Acetaldehyd , Dimethylformamid , Dimethoxyethan , Dimethylsulfoxid , Acetonitril . Teilweise mischbar mit Diethylether , Methylethylketon , Dichlormethan , Ethylacetat , Brom .
Dampfdruck 3.1690 Kilopascal oder 0,031276 atm bei 25 °C
Säure (p K a ) 13.995
Basizität (p K b ) 13.995
Korrespondierende Säure Hydronium H 3 O + (pK a = 0)
Base konjugieren Hydroxid OH (pK b = 0)
Wärmeleitfähigkeit 0,6065 W/(m·K)
1.3330 (20 °C)
Viskosität 0,890 mPa·s (0,890 cP )
Struktur
Sechseckig
C 2v
Gebogen
1.8546 D
Thermochemie
75,385 ± 0,05 J/(mol·K)
69,95 ± 0,03 J/(mol·K)
Std
Bildungsenthalpie
f H 298 )
−285,83 ± 0,04 kJ/mol
−237,24 kJ/mol
Gefahren
Hauptgefahren Ertrinkende
Lawine (als Schnee)


Wasservergiftung
(siehe auch Dihydrogenmonoxid-Parodie )

Sicherheitsdatenblatt SDB
H317
NFPA 704 (Feuerdiamant)
0
0
0
Flammpunkt Nicht brennbar
Verwandte Verbindungen
Andere Kationen
Schwefelwasserstoff
Selenwasserstoff
Tellurid
Wasserstoff Polonid
Wasserstoffperoxid
Verwandte Lösungsmittel
Aceton
Methanol
Ergänzende Datenseite
Brechungsindex ( n ),
Dielektrizitätskonstanter ) usw.
Thermodynamische
Daten
Phasenverhalten
fest-flüssig-gas
UV , IR , NMR , MS
Sofern nicht anders angegeben, beziehen sich die Daten auf Materialien im Standardzustand (bei 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Infobox-Referenzen

Wasser ( H
2
O
) ist eine polare anorganische Verbindung , die bei Raumtemperatur eine geschmacks- und geruchlose Flüssigkeit ist , die bis auf einen inhärenten Blaustich fast farblos ist. Es ist die bei weitem am besten untersuchte chemische Verbindung und wird als "universelles Lösungsmittel " und "Lösungsmittel des Lebens" bezeichnet. Es ist die am häufigsten vorkommende Substanz auf der Oberfläche der Erde und die einzigen gemeinsame Substanz zu exist als festes , flüssiges und gas auf der Erdoberfläche. Es ist auch das dritthäufigste Molekül im Universum (nach molekularem Wasserstoff und Kohlenmonoxid ).

Wassermoleküle bilden untereinander Wasserstoffbrückenbindungen und sind stark polar. Diese Polarität ermöglicht es, Ionen in Salzen zu dissoziieren und sich an andere polare Substanzen wie Alkohole und Säuren zu binden und sie so aufzulösen. Seine Wasserstoffbrückenbindung verursacht seine vielen einzigartigen Eigenschaften, wie z. B. eine feste Form, die weniger dicht ist als seine flüssige Form, einen relativ hohen Siedepunkt von 100 °C für seine Molmasse und eine hohe Wärmekapazität .

Wasser ist amphoter , was bedeutet, dass es je nach pH-Wert der Lösung, in der es sich befindet, die Eigenschaften einer Säure oder einer Base aufweisen kann; es erzeugt leicht sowohl H+
und OH
Ionen. Aufgrund seines amphoteren Charakters unterliegt es einer Selbstionisierung . Das Produkt der Aktivitäten oder ungefähr die Konzentrationen von H+
und OH
eine Konstante ist, daher sind ihre jeweiligen Konzentrationen umgekehrt proportional zueinander.

Physikalische Eigenschaften

Wasser ist die chemische Substanz mit der chemischen Formel H
2
O
; ein Molekül Wasser hat zwei Wasserstoffatome kovalent gebunden an einen einzelnen Sauerstoffatom. Wasser ist bei Umgebungstemperatur und -druck eine geschmacklose, geruchlose Flüssigkeit . Flüssiges Wasser hat bei Wellenlängen um 750 nm schwache Absorptionsbanden, die es blau erscheinen lassen. Dies lässt sich leicht in einer mit Wasser gefüllten Badewanne oder einem Waschbecken mit weißer Auskleidung beobachten. Große Eiskristalle, wie in Gletschern , erscheinen ebenfalls blau.

Unter Standardbedingungen ist Wasser in erster Linie eine Flüssigkeit, im Gegensatz zu anderen analogen Hydriden der Sauerstofffamilie , die im Allgemeinen gasförmig sind. Diese einzigartige Eigenschaft des Wassers beruht auf Wasserstoffbrückenbindungen . Die Wassermoleküle bewegen sich ständig gegeneinander, und die Wasserstoffbrücken brechen und bilden sich kontinuierlich auf Zeitskalen schneller als 200 Femtosekunden (2 × 10 −13 Sekunden). Diese Bindungen sind jedoch stark genug, um viele der besonderen Eigenschaften von Wasser zu erzeugen, von denen einige es zu einem wesentlichen Bestandteil des Lebens machen.

Wasser, Eis und Dampf

Innerhalb der Erdatmosphäre und -oberfläche ist die flüssige Phase die häufigste und wird allgemein mit dem Wort "Wasser" bezeichnet. Die feste Phase des Wassers wird als Eis bezeichnet und nimmt im Allgemeinen die Struktur von harten, amalgamierten Kristallen wie Eiswürfeln oder locker angesammelten körnigen Kristallen wie Schnee an . Abgesehen von gewöhnlichem hexagonalem kristallinem Eis sind andere kristalline und amorphe Eisphasen bekannt. Die gasförmige Phase von Wasser wird als Wasserdampf (oder Dampf ) bezeichnet. Sichtbarer Dampf und Wolken entstehen aus winzigen Wassertröpfchen, die in der Luft schweben.

Wasser bildet auch ein überkritisches Fluid . Die kritische Temperatur beträgt 647 K und der kritische Druck 22,064 MPa . In der Natur kommt dies nur selten unter extrem lebensfeindlichen Bedingungen vor. Ein wahrscheinliches Beispiel für natürlich vorkommendes überkritisches Wasser ist in den heißesten Teilen hydrothermaler Tiefwasserquellen , in denen Wasser durch vulkanische Wolken auf die kritische Temperatur erhitzt wird und der kritische Druck durch das Gewicht des Ozeans in den extremen Tiefen verursacht wird, in denen die Quellen befinden sich. Dieser Druck wird in einer Tiefe von etwa 2200 Metern erreicht: viel weniger als die mittlere Tiefe des Ozeans (3800 Meter).

Wärmekapazität und Verdampfungs- und Schmelzwärme

Verdampfungswärme von Wasser vom Schmelzen bis zur kritischen Temperatur

Wasser hat eine sehr hohe spezifische Wärmekapazität von 4184 J/(kg·K) bei 25 °C – die zweithöchste unter allen heteroatomaren Spezies (nach Ammoniak ) sowie eine hohe Verdampfungswärme (40,65 kJ/mol oder .). 2257 kJ/kg beim normalen Siedepunkt), die beide auf die umfangreiche Wasserstoffbrückenbindung zwischen seinen Molekülen zurückzuführen sind. Diese beiden ungewöhnlichen Eigenschaften ermöglichen es Wasser, das Klima der Erde zu mäßigen, indem es große Temperaturschwankungen puffert. Der Großteil der seit 1970 im Klimasystem zusätzlich gespeicherten Energie hat sich in den Ozeanen angesammelt.

Die spezifische Schmelzenthalpie (besser bekannt als latente Wärme) von Wasser beträgt 333,55 kJ/kg bei 0 °C: Zum Schmelzen von Eis wird die gleiche Energiemenge benötigt wie zum Erwärmen von Eis von −160 °C bis zum Schmelzpunkt oder die gleiche Wassermenge um ca. 80 °C zu erhitzen. Von den üblichen Stoffen ist nur die von Ammoniak höher. Diese Eigenschaft verleiht dem Eis von Gletschern und Treibeis Beständigkeit gegen Schmelzen . Vor und seit dem Aufkommen der mechanischen Kühlung war und ist Eis ein gebräuchliches Mittel, um den Verderb von Lebensmitteln zu verzögern.

Die spezifische Wärmekapazität von Eis bei -10 °C beträgt 2030 J/(kg·K) und die Wärmekapazität von Dampf bei 100 °C beträgt 2080 J/(kg·K).

Dichte von Wasser und Eis

Dichte von Eis und Wasser in Abhängigkeit von der Temperatur

Die Dichte von Wasser beträgt etwa 1 Gramm pro Kubikzentimeter (62 lb/cu ft): Diese Beziehung wurde ursprünglich verwendet, um das Gramm zu definieren. Die Dichte variiert mit der Temperatur, jedoch nicht linear: Mit steigender Temperatur steigt die Dichte auf einen Spitzenwert bei 3,98 °C (39,16 °F) an und nimmt dann ab; das ist ungewöhnlich. Normales, hexagonales Eis hat auch eine geringere Dichte als flüssiges Wasser – beim Gefrieren nimmt die Dichte von Wasser um etwa 9 % ab.

Diese Effekte sind auf die Verringerung der thermischen Bewegung beim Abkühlen zurückzuführen, wodurch Wassermoleküle mehr Wasserstoffbrückenbindungen bilden können, die verhindern, dass sich die Moleküle annähern. Im Bereich von 0-4 °C ermöglicht das Aufbrechen von Wasserstoffbrückenbindungen aufgrund der Erwärmung, dass sich die Wassermoleküle trotz der Zunahme der thermischen Bewegung (die dazu neigt, eine Flüssigkeit auszudehnen) enger packen, oberhalb von 4 °C dehnt sich Wasser mit steigender Temperatur aus. Wasser nahe dem Siedepunkt hat eine um etwa 4 % geringere Dichte als Wasser bei 4 °C (39 °F).

Unter zunehmendem Druck durchläuft Eis eine Reihe von Übergängen zu anderen Polymorphen mit höherer Dichte als flüssiges Wasser, wie Eis II , Eis III , hochdichtes amorphes Eis (HDA) und sehr hochdichtes amorphes Eis (VHDA).

Temperaturverteilung in einem See im Sommer und Winter

Die ungewöhnliche Dichtekurve und die geringere Dichte von Eis als von Wasser ist für einen Großteil des Lebens auf der Erde essentiell – wäre das Wasser am Gefrierpunkt am dichtesten, dann würde im Winter das sehr kalte Wasser an der Oberfläche von Seen und anderen Gewässern sinken , Seen könnten von unten nach oben zufrieren und alles Leben in ihnen würde getötet werden. Da Wasser ein guter Wärmeisolator ist (aufgrund seiner Wärmekapazität), können einige gefrorene Seen im Sommer nicht vollständig auftauen. Die oben schwimmende Eisschicht isoliert das darunter liegende Wasser. Wasser mit etwa 4 °C (39 °F) sinkt ebenfalls auf den Boden und hält so die Temperatur des Wassers am Boden konstant (siehe Diagramm).

Dichte von Salzwasser und Eis

WOA- Oberflächendichte

Die Dichte von Salzwasser hängt vom gelösten Salzgehalt sowie der Temperatur ab. In den Ozeanen schwimmt noch Eis, sonst würden sie von unten nach oben gefrieren. Allerdings senkt der Salzgehalt der Ozeane den Gefrierpunkt um etwa 1,9 °C ( Erklärung siehe hier ) und senkt die Temperatur des Dichtemaximums von Wasser auf den ehemaligen Gefrierpunkt bei 0 °C. Aus diesem Grund wird im Meerwasser die Abwärtskonvektion von kälterem Wasser nicht durch eine Ausdehnung des Wassers blockiert, wenn es in der Nähe des Gefrierpunkts kälter wird. Das kalte Wasser der Ozeane nahe dem Gefrierpunkt sinkt weiter. Lebewesen, die auf dem Grund von kalten Ozeanen wie dem Arktischen Ozean leben, leben also im Allgemeinen in Wasser, das 4 °C kälter ist als auf dem Grund von zugefrorenen Süßwasserseen und Flüssen.

Wenn die Oberfläche des Salzwassers zu gefrieren beginnt (bei -1,9 °C für Meerwasser mit normalem Salzgehalt , 3,5%), ist das sich bildende Eis im Wesentlichen salzfrei, mit etwa der gleichen Dichte wie Süßwassereis. Dieses Eis schwimmt an der Oberfläche, und das "ausgefrorene" Salz erhöht den Salzgehalt und die Dichte des Meerwassers direkt darunter, in einem Prozess, der als Soleabweisung bekannt ist . Dieses dichtere Salzwasser sinkt durch Konvektion und das ersetzte Meerwasser unterliegt dem gleichen Prozess. Dies erzeugt im Wesentlichen Süßwassereis bei −1,9 °C an der Oberfläche. Durch die erhöhte Dichte des Meerwassers unter dem sich bildenden Eis sinkt es nach unten. In großem Maßstab führt der Prozess der Soleabweisung und des Absinkens von kaltem Salzwasser dazu, dass sich Meeresströmungen bilden, um dieses Wasser von den Polen weg zu transportieren, was zu einem globalen Strömungssystem führt, das als thermohaline Zirkulation bezeichnet wird .

Mischbarkeit und Kondensation

Rote Linie zeigt Sättigung

Wasser ist mit vielen Flüssigkeiten mischbar , einschließlich Ethanol in jedem Verhältnis. Wasser und die meisten Öle sind nicht mischbar und bilden in der Regel Schichten mit zunehmender Dichte von oben. Dies kann durch Vergleich der Polarität vorhergesagt werden . Wasser, das eine relativ polare Verbindung ist, neigt dazu, mit Flüssigkeiten hoher Polarität, wie Ethanol und Aceton, mischbar zu sein, wohingegen Verbindungen mit niedriger Polarität dazu neigen, nicht mischbar und schlecht löslich zu sein, wie mit Kohlenwasserstoffen .

Als Gas ist Wasserdampf vollständig mit Luft mischbar. Andererseits ist der maximale Wasserdampfdruck , der mit der Flüssigkeit (oder dem Feststoff) bei einer gegebenen Temperatur thermodynamisch stabil ist, im Vergleich zum gesamten Atmosphärendruck relativ niedrig. Beträgt der Dampfpartialdruck beispielsweise 2 % des Atmosphärendrucks und wird die Luft von 25 °C abgekühlt, beginnt ab ca. 22 °C Wasser zu kondensieren, wodurch der Taupunkt definiert wird und Nebel oder Tau entsteht . Der umgekehrte Vorgang erklärt das Abbrennen des Nebels am Morgen. Wenn die Luftfeuchtigkeit bei Raumtemperatur erhöht wird, beispielsweise durch eine heiße Dusche oder ein Bad, und die Temperatur ungefähr gleich bleibt, erreicht der Dampf bald den Druck für den Phasenwechsel und kondensiert dann als winzige Wassertröpfchen, die allgemein als bezeichnet werden als Dampf.

Ein gesättigtes Gas oder eines mit 100 % relativer Luftfeuchtigkeit liegt vor, wenn der Dampfdruck von Wasser in der Luft mit dem Dampfdruck von (flüssigem) Wasser im Gleichgewicht ist; Wasser (oder Eis, wenn es kühl genug ist) verliert keine Masse durch Verdunstung, wenn es gesättigter Luft ausgesetzt wird. Da die Menge an Wasserdampf in der Luft gering ist, ist die relative Luftfeuchtigkeit, das Verhältnis des Partialdrucks aufgrund des Wasserdampfs zum gesättigten Partialdampfdruck, viel nützlicher. Dampfdruck über 100 % relativer Luftfeuchtigkeit wird als übersättigt bezeichnet und kann auftreten, wenn die Luft schnell abgekühlt wird, beispielsweise durch plötzliches Aufsteigen in einem Aufwind.

Dampfdruck

Dampfdruckdiagramme von Wasser

Komprimierbarkeit

Die Kompressibilität von Wasser ist eine Funktion von Druck und Temperatur. Bei 0 °C, an der Grenze des Nulldrucks, beträgt die Kompressibilität5,1 × 10 -10  Pa -1 . An der Nulldruckgrenze erreicht die Kompressibilität ein Minimum von4,4 × 10 −10  Pa −1 um 45 °C, bevor es mit steigender Temperatur wieder ansteigt. Wenn der Druck erhöht wird, nimmt die Kompressibilität ab, da3,9 × 10 −10  Pa −1 bei 0 °C und 100 Megapascal (1.000 bar).

Der Schüttmodul von Wasser beträgt etwa 2,2 GPa. Die geringe Kompressibilität von Nichtgasen und insbesondere von Wasser führt dazu, dass sie oft als inkompressibel angesehen werden. Die geringe Kompressibilität des Wassers führt dazu, dass selbst in den tiefen Ozeanen in 4 km Tiefe, wo der Druck 40 MPa beträgt, nur eine Volumenabnahme von 1,8 % zu verzeichnen ist.

Der Schüttmodul von Wassereis reicht von 11,3 GPa bei 0 K bis zu 8,6 GPa bei 273 K. Die große Änderung der Kompressibilität von Eis als Funktion der Temperatur ist das Ergebnis seines relativ großen thermischen Ausdehnungskoeffizienten im Vergleich zu anderen üblichen Festkörpern.

Dreifacher Punkt

Der Fest/Flüssig/Dampf-Tripelpunkt von flüssigem Wasser, Eis I h und Wasserdampf im unteren linken Teil eines Wasserphasendiagramms.

Die Temperatur und der Druck, bei denen gewöhnliches festes, flüssiges und gasförmiges Wasser im Gleichgewicht koexistieren, ist ein Tripelpunkt von Wasser. Seit 1954 wurde dieser Punkt verwendet, um die Basiseinheit der Temperatur, das Kelvin , zu definieren, aber ab 2019 wird das Kelvin jetzt mit der Boltzmann-Konstante und nicht mit dem Tripelpunkt von Wasser definiert.

Aufgrund der Existenz vieler Polymorphe (Formen) von Eis hat Wasser andere Tripelpunkte, die entweder drei Polymorphe von Eis oder zwei Polymorphe von Eis und Flüssigkeit im Gleichgewicht haben. Gustav Heinrich Johann Apollon Tammann in Göttingen produzierte Anfang des 20. Jahrhunderts Daten zu mehreren anderen Tripelpunkten. Kamb und andere dokumentierten in den 1960er Jahren weitere Tripelpunkte.

Die verschiedenen Tripelpunkte des Wassers
Phasen im stabilen Gleichgewicht Druck Temperatur
flüssiges Wasser, Eis I h und Wasserdampf 611.657 Pa 273,16 K (0,01 °C)
flüssiges Wasser, Eis I h und Eis III 209,9 MPa 251 K (−22 °C)
flüssiges Wasser, Eis III und Eis V 350,1 MPa −17,0 °C
flüssiges Wasser, Eis V und Eis VI 632,4 MPa 0,16 °C
Eis I h , Eis II und Eis III 213 MPa −35 °C
Eis II, Eis III und Eis V 344 MPa −24 °C
Eis II, Eis V und Eis VI 626 MPa −70 °C

Schmelzpunkt

Der Schmelzpunkt von Eis beträgt 0 ° C (32 ° F; 273 K) bei Normaldruck; reines flüssiges Wasser kann jedoch weit unter diese Temperatur unterkühlt werden, ohne zu gefrieren, wenn die Flüssigkeit nicht mechanisch gestört wird. Es kann bis zu seinem homogenen Keimbildungspunkt von etwa 231 K (−42 °C; −44 °F) in einem flüssigen Zustand bleiben . Der Schmelzpunkt von gewöhnlichem hexagonalem Eis sinkt leicht unter mäßig hohen Drücken um 0,0073 °C (0,0131 °F)/atm oder etwa 0,5 °C (0,90 °F)/70 atm, da die Stabilisierungsenergie der Wasserstoffbrückenbindung durch intermolekulare Abstoßung überschritten wird , aber wenn sich Eis oberhalb von 209,9 MPa (2.072 atm) in seine Polymorphe (siehe kristalline Zustände von Eis ) umwandelt, steigt der Schmelzpunkt mit dem Druck deutlich an , dh erreicht 355 K (82 °C) bei 2.216 GPa (21.870 atm) (dreifach Punkt des Eises VII ).

Elektrische Eigenschaften

Elektrische Leitfähigkeit

Reines Wasser, das keine exogenen Ionen enthält, ist ein ausgezeichneter elektronischer Isolator , aber nicht einmal "deionisiertes" Wasser ist völlig frei von Ionen. Wasser erfährt Auto-Ionisation im flüssigen Zustand ist, wenn zwei Wassermoleküle eine Hydroxid - Anion bilden ( OH
) und ein Hydronium-Kation ( H
3
Ö+
). Aufgrund der Autoionisation hat reines flüssiges Wasser bei Umgebungstemperaturen eine ähnliche intrinsische Ladungsträgerkonzentration wie der Halbleiter Germanium und eine intrinsische Ladungsträgerkonzentration, die drei Größenordnungen höher ist als die des Halbleiters Silizium, daher kann Wasser basierend auf der Ladungsträgerkonzentration nicht als vollständig dielektrisches Material oder elektrischer Isolator betrachtet werden, jedoch als begrenzter Leiter der Ionenladung.

Da Wasser ein so gutes Lösungsmittel ist, enthält es fast immer einen gelösten Stoff , oft ein Salz . Wenn Wasser auch nur eine winzige Menge einer solchen Verunreinigung enthält, können die Ionen Ladungen hin und her tragen, wodurch das Wasser den Strom viel leichter leiten kann.

Es ist bekannt, dass der theoretische maximale spezifische elektrische Widerstand für Wasser ungefähr 18,2 MΩ·cm (182 ·m) bei 25 °C beträgt. Diese Zahl stimmt gut mit dem überein, was typischerweise bei Umkehrosmose- , ultrafiltrierten und entionisierten Reinstwassersystemen zu sehen ist, die beispielsweise in Halbleiterfertigungsanlagen verwendet werden. Ein Salz- oder Säuregehalt, der sogar 100 Teile pro Billion (ppt) in ansonsten ultrareinem Wasser übersteigt, beginnt seinen spezifischen Widerstand um bis zu mehrere kΩ·m merklich zu senken.

In reinem Wasser können empfindliche Geräte eine sehr geringe elektrische Leitfähigkeit von 0,05501 ± 0,0001 μS / cm bei 25,00 °C nachweisen. Wasser kann auch in Sauerstoff- und Wasserstoffgase elektrolysiert werden, aber in Abwesenheit gelöster Ionen ist dies ein sehr langsamer Prozess, da nur sehr wenig Strom geleitet wird. Im Eis sind die primären Ladungsträger Protonen (siehe Protonenleiter ). Bisher wurde angenommen, dass Eis eine kleine, aber messbare Leitfähigkeit von 1 × 10 10  S/cm hat, aber heute wird angenommen, dass diese Leitfähigkeit fast ausschließlich von Oberflächendefekten herrührt, und ohne diese ist Eis ein Isolator mit einer unermesslich kleinen Leitfähigkeit.

Polarität und Wasserstoffbrückenbindung

Ein Diagramm, das die Teilladungen der Atome in einem Wassermolekül zeigt

Ein wichtiges Merkmal des Wassers ist seine polare Natur. Die Struktur hat eine gebogene Molekülgeometrie für die beiden Wasserstoffatome vom Sauerstoffscheitelpunkt. Das Sauerstoffatom hat auch zwei einsame Elektronenpaare. Ein Effekt, der normalerweise den freien Elektronenpaaren zugeschrieben wird, besteht darin, dass der H-OH-Gasphasenkrümmungswinkel 104,48 ° beträgt, was kleiner ist als der typische Tetraederwinkel von 109,47 °. Die freien Elektronenpaare sind näher am Sauerstoffatom als die an die Wasserstoffatome gebundenen Sigma- Elektronen , daher benötigen sie mehr Platz. Die erhöhte Abstoßung der freien Elektronenpaare zwingt die OH-Bindungen näher zusammen.

Eine weitere Folge seiner Struktur ist, dass Wasser ein polares Molekül ist . Aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativität zeigt ein Bindungsdipolmoment von jedem H zum O, wodurch der Sauerstoff teilweise negativ und jeder Wasserstoff teilweise positiv wird. Ein großer molekularer Dipol , zeigt von einem Bereich zwischen den beiden Wasserstoffatomen zum Sauerstoffatom. Die Ladungsunterschiede bewirken, dass Wassermoleküle aggregieren (die relativ positiven Bereiche werden von den relativ negativen Bereichen angezogen). Diese Anziehung, Wasserstoffbrückenbindung , erklärt viele Eigenschaften von Wasser, wie beispielsweise seine Lösungsmitteleigenschaften.

Obwohl Wasserstoffbrückenbindungen im Vergleich zu den kovalenten Bindungen innerhalb des Wassermoleküls selbst eine relativ schwache Anziehungskraft sind, sind sie für mehrere physikalische Eigenschaften des Wassers verantwortlich. Zu diesen Eigenschaften gehören seine relativ hohen Schmelz- und Siedetemperaturen: Es wird mehr Energie benötigt, um die Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen aufzubrechen. Im Gegensatz dazu ist Schwefelwasserstoff ( H
2
S
) hat aufgrund der geringeren Elektronegativität von Schwefel eine viel schwächere Wasserstoffbindung. h
2
S
ist bei Raumtemperatur ein Gas , obwohl Schwefelwasserstoff fast die doppelte Molmasse von Wasser hat. Die zusätzliche Bindung zwischen den Wassermolekülen verleiht flüssigem Wasser außerdem eine große spezifische Wärmekapazität . Diese hohe Wärmekapazität macht Wasser zu einem guten Wärmespeicher (Kühlmittel) und Hitzeschild.

Kohäsion und Adhäsion

Tautropfen, die an einem Spinnennetz haften

Wassermoleküle bleiben aufgrund der kollektiven Wirkung von Wasserstoffbrücken zwischen Wassermolekülen nahe beieinander ( Kohäsion ). Diese Wasserstoffbrückenbindungen brechen ständig, wobei neue Bindungen mit verschiedenen Wassermolekülen gebildet werden; aber in einer Probe flüssigen Wassers wird zu jeder Zeit ein großer Teil der Moleküle durch solche Bindungen zusammengehalten.

Wasser hat aufgrund seiner polaren Natur auch hohe Adhäsionseigenschaften . Auf sauberem, glattem Glas kann das Wasser einen dünnen Film bilden, da die molekularen Kräfte zwischen Glas und Wassermolekülen (Haftkräfte) stärker sind als die Kohäsionskräfte. In biologischen Zellen und Organellen steht Wasser mit hydrophilen Membran- und Proteinoberflächen in Kontakt ; dh Oberflächen, die eine starke Anziehungskraft auf Wasser haben. Irving Langmuir beobachtete eine starke Abstoßungskraft zwischen hydrophilen Oberflächen. Um hydrophile Oberflächen zu entwässern – um die stark gehaltenen Hydratationswasserschichten zu entfernen – ist eine erhebliche Arbeit gegen diese Kräfte, die als Hydratationskräfte bezeichnet werden, erforderlich. Diese Kräfte sind sehr groß, nehmen jedoch über einen Nanometer oder weniger schnell ab. Sie sind in der Biologie wichtig, insbesondere wenn Zellen dehydriert werden, indem sie trockenen Atmosphären oder extrazellulärem Einfrieren ausgesetzt werden.

Regenwasserfluss von einem Baldachin. Zu den Kräften, die die Tropfenbildung bestimmen: Oberflächenspannung , Kohäsion (Chemie) , Van-der-Waals-Kraft , Plateau-Rayleigh-Instabilität .

Oberflächenspannung

Diese Büroklammer befindet sich unter dem Wasserspiegel, der sanft und sanft angestiegen ist. Die Oberflächenspannung verhindert das Eintauchen des Clips und das Überlaufen des Wassers an den Glaskanten.
Temperaturabhängigkeit der Oberflächenspannung von reinem Wasser

Wasser hat eine ungewöhnlich hohe Oberflächenspannung von 71,99 mN/m bei 25 °C, die durch die Stärke der Wasserstoffbrückenbindung zwischen Wassermolekülen verursacht wird. Dadurch können Insekten auf dem Wasser laufen.

Kapillarwirkung

Da Wasser starke Kohäsions- und Adhäsionskräfte besitzt, zeigt es Kapillarwirkung. Durch die starke Kohäsion durch Wasserstoffbrückenbindung und Adhäsion können Bäume Wasser mehr als 100 m nach oben transportieren.

Wasser als Lösungsmittel

Die Anwesenheit von kolloidalem Calciumcarbonat aus hohen Konzentrationen von gelöstem Kalk färbt das Wasser der Havasu Falls türkis.

Wasser ist aufgrund seiner hohen Dielektrizitätskonstante ein ausgezeichnetes Lösungsmittel . Stoffe, die sich gut mischen und in Wasser auflösen, werden als hydrophile („wasserliebende“) Stoffe bezeichnet, während solche, die sich nicht gut mit Wasser vermischen, als hydrophobe („wasserbefürchtende“) Stoffe bezeichnet werden. Die Fähigkeit einer Substanz, sich in Wasser zu lösen, wird dadurch bestimmt, ob die Substanz den starken Anziehungskräften entspricht oder besser, die Wassermoleküle zwischen anderen Wassermolekülen erzeugen. Besitzt ein Stoff Eigenschaften, die es ihm nicht erlauben, diese starken intermolekularen Kräfte zu überwinden, werden die Moleküle aus dem Wasser ausgefällt . Entgegen dem weit verbreiteten Irrglauben "abstoßen" sich Wasser und hydrophobe Stoffe nicht, und die Hydratation einer hydrophoben Oberfläche ist energetisch, aber nicht entropisch, günstig.

Wenn eine ionische oder polare Verbindung in Wasser eindringt, wird sie von Wassermolekülen umgeben ( Hydratation ). Die relativ geringe Größe der Wassermoleküle (~ 3 Angström) ermöglicht, dass viele Wassermoleküle ein Molekül des gelösten Stoffes umgeben . Die teilweise negativen Dipolenden des Wassers werden von positiv geladenen Komponenten des gelösten Stoffes angezogen und umgekehrt von den positiven Dipolenden.

Im Allgemeinen sind ionische und polare Substanzen wie Säuren , Alkohole und Salze relativ löslich in Wasser, unpolare Substanzen wie Fette und Öle jedoch nicht. Unpolare Moleküle bleiben im Wasser zusammen, weil es für die Wassermoleküle energetisch günstiger ist, Wasserstoffbrücken miteinander zu verbinden, als Van-der-Waals-Wechselwirkungen mit unpolaren Molekülen einzugehen.

Ein Beispiel für einen ionischen gelösten Stoff ist Kochsalz ; das Natriumchlorid, NaCl, trennt sich in Na+
Kationen und Cl
Anionen , die jeweils von Wassermolekülen umgeben sind. Die Ionen werden dann leicht aus ihrem Kristallgitter in Lösung transportiert. Ein Beispiel für einen nichtionischen gelösten Stoff ist Haushaltszucker . Die Wasserdipole gehen mit den polaren Regionen des Zuckermoleküls (OH-Gruppen) Wasserstoffbrückenbindungen ein und lassen es in Lösung abtransportieren.

Quantentunneln

Die Quantentunneldynamik in Wasser wurde zu dieser Zeit war es bekannt , als 1992 bereits berichtet , dass es Bewegungen , die die schwache zerstören und regenerieren Wasserstoffbindung durch interne Drehungen des Substituenten Wasser Monomeren . Am 18. März 2016 wurde berichtet , dass die Wasserstoffbindung durch Quantentunneln im Wasser gebrochen werden kann Hexamer . Anders als zuvor beschriebene Tunnelbewegungen in Wasser beinhaltete dies das konzertierte Aufbrechen von zwei Wasserstoffbrücken. Später im selben Jahr wurde über die Entdeckung des Quantentunnelns von Wassermolekülen berichtet.

Elektromagnetische Absorption

Wasser ist für sichtbares Licht , nahes ultraviolettes Licht und dunkelrotes Licht relativ transparent, absorbiert jedoch das meiste ultraviolette Licht , Infrarotlicht und Mikrowellen . Die meisten Photorezeptoren und photosynthetischen Pigmente nutzen den Teil des Lichtspektrums, der gut durch Wasser übertragen wird. Mikrowellenherde nutzen die Undurchlässigkeit des Wassers gegenüber Mikrowellenstrahlung, um das Wasser im Inneren von Lebensmitteln zu erhitzen. Die hellblaue Farbe des Wassers wird durch eine schwache Absorption im roten Teil des sichtbaren Spektrums verursacht .

Struktur

Modell der Wasserstoffbrückenbindungen (1) zwischen Wassermolekülen

Ein einzelnes Wassermolekül kann an maximal vier Wasserstoffbrückenbindungen teilnehmen, da es mit Hilfe der freien Elektronenpaare am Sauerstoff zwei Bindungen aufnehmen und zwei Wasserstoffatome abgeben kann. Andere Moleküle wie Fluorwasserstoff , Ammoniak und Methanol können ebenfalls Wasserstoffbrückenbindungen bilden. Sie zeigen jedoch keine anomalen thermodynamischen , kinetischen oder strukturellen Eigenschaften, wie sie in Wasser beobachtet werden, da keiner von ihnen vier Wasserstoffbrücken bilden kann: entweder können sie keine Wasserstoffatome abgeben oder aufnehmen oder es gibt sterische Effekte bei sperrigen Resten. In Wasser bilden sich aufgrund der vier Wasserstoffbrücken intermolekulare tetraedrische Strukturen, wodurch eine offene Struktur und ein dreidimensionales Bindungsnetzwerk gebildet werden, was bei einer Abkühlung unter 4 °C zu einer anomalen Dichteabnahme führt. Diese sich wiederholende, sich ständig neu organisierende Einheit definiert ein dreidimensionales Netzwerk, das sich durch die Flüssigkeit erstreckt. Diese Ansicht basiert auf Neutronenstreuungsstudien und Computersimulationen und ist angesichts der eindeutig tetraedrischen Anordnung von Wassermolekülen in Eisstrukturen sinnvoll.

Es gibt jedoch eine alternative Theorie für die Struktur von Wasser. Im Jahr 2004 schlug ein umstrittenes Papier der Universität Stockholm vor, dass Wassermoleküle im flüssigen Zustand typischerweise nicht an vier, sondern nur an zwei andere binden; so bilden sich Ketten und Ringe. Der Begriff „String-Theorie des Wassers“ (nicht zu verwechseln mit der String-Theorie der Physik) wurde geprägt. Diese Beobachtungen basierten auf Röntgenabsorptionsspektroskopie, die die lokale Umgebung einzelner Sauerstoffatome untersuchte.

Molekulare Struktur

Die abstoßende Wirkung der beiden freien Elektronenpaare auf das Sauerstoffatom führt dazu, dass Wasser eine gebogene , nicht lineare Molekülstruktur hat, wodurch es polar ist. Der Wasserstoff-Sauerstoff-Wasserstoff-Winkel beträgt 104,45 °, was weniger als 109,47 ° für eine ideale sp 3 -Hybridisierung ist . Die Erklärung der Valenzbindungstheorie ist, dass die freien Elektronenpaare des Sauerstoffatoms physikalisch größer sind und daher mehr Platz einnehmen als die Bindungen des Sauerstoffatoms an die Wasserstoffatome. Die Erklärung der Molekülorbitaltheorie ( Bentsche Regel ) besteht darin, dass die Energie der nichtbindenden Hybridorbitale des Sauerstoffatoms gesenkt wird (indem ihnen mehr s-Charakter und weniger p-Charakter zugewiesen werden) und entsprechend die Energie der Hybridorbitale des Sauerstoffatoms erhöht wird, die an die Wasserstoffatome gebunden sind ( indem man ihnen mehr p-Charakter und weniger s-Charakter zuweist) hat den Nettoeffekt, dass die Energie der besetzten Molekülorbitale gesenkt wird, da die Energie der nichtbindenden Hybridorbitale des Sauerstoffatoms vollständig zur Energie der freien Elektronenpaare des Sauerstoffatoms beiträgt, während die Energie der Die anderen beiden Hybridorbitale des Sauerstoffatoms tragen nur teilweise zur Energie der Bindungsorbitale bei (der Rest des Beitrags kommt von den 1s-Orbitalen der Wasserstoffatome).

Chemische Eigenschaften

Selbstionisation

In flüssigem Wasser gibt es eine gewisse Selbstionisation , die Hydroniumionen und Hydroxidionen ergibt.

2 H
2
O
H
3
Ö+
+ OH

Die Gleichgewichtskonstante dieser Reaktion, bekannt als das ionische Produkt von Wasser , hat einen Wert von etwa 10 14 bei 25 °C. Bei neutralem pH-Wert ist die Konzentration des Hydroxidions ( OH
) gleich dem des (solvatisierten) Wasserstoffions ( H+
), mit einem Wert nahe 10 −7 mol L −1 bei 25 °C. Werte bei anderen Temperaturen siehe Datenseite .

Die thermodynamische Gleichgewichtskonstante ist ein Quotient der thermodynamischen Aktivitäten aller Produkte und Reaktanten einschließlich Wasser:

Für verdünnte Lösungen wird jedoch die Aktivität eines gelösten Stoffes wie H 3 O + oder OH durch seine Konzentration angenähert, und die Aktivität des Lösungsmittels H 2 O wird durch 1 angenähert, so dass wir das einfache ionische Produkt erhalten

Geochemie

Die Einwirkung von Wasser auf Gestein über lange Zeiträume führt typischerweise zu Verwitterung und Wassererosion , physikalische Prozesse, die feste Gesteine ​​und Mineralien in Boden und Sediment umwandeln, aber unter bestimmten Bedingungen treten auch chemische Reaktionen mit Wasser auf, die zu Metasomatismus oder Mineralhydratation führen , eine Art chemischer Veränderung eines Gesteins, die Tonmineralien produziert . Es tritt auch auf, wenn Portlandzement aushärtet.

Wassereis kann Clathratverbindungen bilden , sogenannte Clathrathydrate , mit einer Vielzahl kleiner Moleküle, die in sein weitläufiges Kristallgitter eingebettet werden können. Das bemerkenswerteste davon ist Methanclathrat , 4 CH
4
·23H
2
O
, kommt natürlich in großen Mengen auf dem Meeresboden vor.

Säure in der Natur

Regen ist im Allgemeinen leicht sauer, mit einem pH-Wert zwischen 5,2 und 5,8, wenn keine Säure stärker als Kohlendioxid ist. Wenn hohe Mengen an Stickstoff- und Schwefeloxiden in der Luft vorhanden sind, lösen sie sich ebenfalls in Wolken und Regentropfen auf und erzeugen sauren Regen .

Isotopologe

Es gibt mehrere Isotope von Wasserstoff und Sauerstoff, die zu mehreren bekannten Isotopologen von Wasser führen. Vienna Standard Mean Ocean Water ist der aktuelle internationale Standard für Wasserisotope. Natürlich vorkommendes Wasser besteht fast vollständig aus dem neutronenlosen Wasserstoffisotop Protium . Nur 155 ppm enthalten Deuterium (2
H
oder D), ein Wasserstoffisotop mit einem Neutron und weniger als 20 Teile pro Trillion enthalten Tritium (3
H
oder T), die zwei Neutronen hat. Sauerstoff hat auch drei stabile Isotope, mit16
O
vorhanden in 99,76%,17
O
in 0,04% und18
O
in 0,2% der Wassermoleküle.

Deuteriumoxid, D
2
O
, wird wegen seiner höheren Dichte auch als schweres Wasser bezeichnet . Es wird in Kernreaktoren als Neutronenmoderator verwendet . Tritium ist radioaktiv und zerfällt mit einer Halbwertszeit von 4500 Tagen; THO kommt in der Natur nur in winzigen Mengen vor und wird hauptsächlich durch kosmische Strahlung induzierte Kernreaktionen in der Atmosphäre produziert. Wasser mit einem Protium- und einem Deuteriumatom HDO kommt natürlicherweise in gewöhnlichem Wasser in geringen Konzentrationen (~0,03%) vor und D
2
O
in weit geringeren Mengen (0,000003%) und alle solchen Moleküle sind temporär, da die Atome rekombinieren.

Die bemerkenswertesten physikalischen Unterschiede zwischen H
2
O
und D
2
O
, abgesehen vom einfachen Unterschied in der spezifischen Masse, beinhalten Eigenschaften, die durch Wasserstoffbrückenbindungen beeinflusst werden, wie Gefrieren und Sieden und andere kinetische Effekte. Dies liegt daran, dass der Deuteriumkern doppelt so schwer ist wie der von Protium, was zu spürbaren Unterschieden in den Bindungsenergien führt. Der Unterschied der Siedepunkte ermöglicht die Trennung der Isotopologe. Der Selbstdiffusionskoeffizient von H
2
O
bei 25 °C ist 23% höher als der Wert von D
2
o
. Da Wassermoleküle untereinander Wasserstoffatome austauschen, kommt Wasserstoffdeuteriumoxid (DOH) in schwerem Wasser geringer Reinheit viel häufiger vor als reines Dideuteriummonoxid D
2
o
.

Verbrauch von reinem isoliertem D
2
O
kann biochemische Prozesse beeinflussen – die Einnahme großer Mengen beeinträchtigt die Funktion der Nieren und des zentralen Nervensystems. Kleine Mengen können ohne Nebenwirkungen konsumiert werden; Menschen sind sich der Geschmacksunterschiede im Allgemeinen nicht bewusst, berichten jedoch manchmal von einem brennenden Gefühl oder einem süßen Geschmack. Es müssen sehr große Mengen an schwerem Wasser konsumiert werden, damit eine Toxizität sichtbar wird. Ratten können jedoch schweres Wasser durch Geruch vermeiden und es ist für viele Tiere giftig.

Leichtes Wasser bezieht sich auf Deuterium-depleted Water (DDW), Wasser, in dem der Deuteriumgehalt unter den Standardwert von 155 ppm reduziert wurde.

Auftreten

Wasser ist die am häufigsten vorkommende Substanz auf der Erde und nach H . das dritthäufigste Molekül im Universum
2
und CO . 0,23 ppm der Erdmasse sind Wasser und 97,39% des globalen Wasservolumens von 1,38 × 10 9 km 3 befinden sich in den Ozeanen.

Reaktionen

Säure-Base-Reaktionen

Wasser ist amphoter : Es hat die Fähigkeit, bei chemischen Reaktionen entweder als Säure oder Base zu wirken . Nach der Brønsted-Lowry- Definition ist eine Säure ein Proton ( H+
) Donor und eine Base ist ein Protonenakzeptor. Bei Reaktion mit einer stärkeren Säure wirkt Wasser als Base; bei Reaktion mit einer stärkeren Base wirkt es als Säure. Zum Beispiel erhält Wasser ein H+
Ion aus HCl bei der Bildung von Salzsäure :

HCl
(Säure)
+ h
2
Ö

(Base)
H
3
Ö+
+ Cl

Bei der Reaktion mit Ammoniak wird NH
3
, Wasser spendet ein H+
Ion und wirkt somit als Säure:

NH
3

(Base)
+ h
2
Ö

(Säure)
NH+
4
+ OH

Da das Sauerstoffatom in Wasser zwei freie Elektronenpaare hat , wirkt Wasser bei Reaktionen mit Lewis-Säuren oft als Lewis-Base oder Elektronenpaar-Donor , obwohl es auch mit Lewis-Basen reagieren kann und Wasserstoffbrücken zwischen den Elektronenpaar-Donoren und dem . bildet Wasserstoffatome des Wassers. Die HSAB-Theorie beschreibt Wasser sowohl als schwache harte Säure als auch als schwache harte Base, was bedeutet, dass es bevorzugt mit anderen harten Spezies reagiert:

h+

(Lewis-Säure)
+ h
2
Ö

(Lewis-Basis)
H
3
Ö+
Fe3+

(Lewis-Säure)
+ h
2
Ö

(Lewis-Basis)
Fe( H
2
O
)3+
6
Cl

(Lewis-Basis)
+ h
2
Ö

(Lewis-Säure)
Cl( H
2
O
)
6

Wenn ein Salz einer schwachen Säure oder einer schwachen Base in Wasser gelöst wird, kann Wasser das Salz teilweise hydrolysieren , wodurch die entsprechende Base oder Säure entsteht, die wässrigen Lösungen von Seife und Backpulver ihren basischen pH-Wert verleiht :

N / A
2
CO
3
+ H
2
O
⇌ NaOH + NaHCO
3

Ligandenchemie

Der Lewis-Base-Charakter von Wasser macht es zu einem gebräuchlichen Liganden in Übergangsmetallkomplexen , darunter Metallaquo-Komplexe wie Fe(H
2
Ö)2+
6
zu Perrheniumsäure , die zwei Wassermoleküle enthält, die an ein Rheniumzentrum koordiniert sind . In festen Hydraten kann Wasser entweder ein Ligand sein oder einfach in das Gerüst eingelagert sein oder beides. Somit ist FeSO
4
·7H
2
O
besteht aus [Fe 2 (H 2 O) 6 ] 2+ Zentren und einem "Gitterwasser". Wasser ist typischerweise ein einzähniger Ligand, dh es geht nur eine Bindung mit dem Zentralatom ein.

Einige Wasserstoffbrückenkontakte in FeSO 4 . 7H 2 O. Dieser Metall-Aquo-Komplex kristallisiert mit einem Molekül "Gitter"-Wasser, das mit dem Sulfat und mit den [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ -Zentren wechselwirkt .

Organische Chemie

Als harte Base reagiert Wasser leicht mit organischen Carbokationen ; zum Beispiel bei einer Hydratationsreaktion eine Hydroxylgruppe ( OH
) und ein saures Proton werden an die beiden in der Kohlenstoff-Kohlenstoff-Doppelbindung miteinander verbundenen Kohlenstoffatome addiert, wodurch ein Alkohol entsteht. Wenn die Zugabe von Wasser zu einem organischen Molekül das Molekül in zwei Teile spaltet, tritt Hydrolyse auf. Bemerkenswerte Beispiele für Hydrolyse sind die Verseifung von Fetten und die Verdauung von Proteinen und Polysacchariden . Wasser kann auch eine seine Abgangsgruppe in S N 2 - Substitution und E2 Eliminierungsreaktionen; letzteres wird dann als Dehydratisierungsreaktion bezeichnet .

Wasser in Redoxreaktionen

Wasser enthält Wasserstoff in der Oxidationsstufe +1 und Sauerstoff in der Oxidationsstufe -2. Es oxidiert Chemikalien wie Hydride , Alkalimetalle und einige Erdalkalimetalle . Ein Beispiel für ein Alkalimetall, das mit Wasser reagiert, ist:

2 Na + 2 H
2
O
H
2
+ 2 Na+
+ 2 OH

Einige andere reaktive Metalle wie Aluminium und Beryllium werden ebenfalls durch Wasser oxidiert, aber ihre Oxide haften am Metall und bilden eine passive Schutzschicht. Beachten Sie, dass das Rosten von Eisen eine Reaktion zwischen Eisen und Sauerstoff ist, die in Wasser gelöst ist, nicht zwischen Eisen und Wasser.

Wasser kann oxidiert werden , um Sauerstoffgas freizusetzen, aber nur sehr wenige Oxidationsmittel reagieren mit Wasser, selbst wenn ihr Reduktionspotenzial größer ist als das Potenzial von O
2
/H
2
o
. Fast alle diese Reaktionen erfordern einen Katalysator . Ein Beispiel für die Oxidation von Wasser ist:

4 AgF
2
+ 2 H
2
O
→ 4 AgF + 4 HF + O
2

Elektrolyse

Wasser kann in seine Bestandteile Wasserstoff und Sauerstoff gespalten werden, indem man einen elektrischen Strom durch ihn leitet. Dieser Vorgang wird Elektrolyse genannt. Die Kathodenhalbreaktion ist:

2 H+
+ 2
e
H
2

Die Anoden-Halbreaktion ist:

2 H
2
O
O
2
+ 4 H+
+ 4
e

Die entstehenden Gase perlen an die Oberfläche, wo sie gesammelt oder mit einer Flamme über dem Wasser entzündet werden können, wenn dies beabsichtigt war. Das erforderliche Potential für die Elektrolyse von reinem Wasser beträgt 1,23 V bei 25 °C. Das Betriebspotential beträgt in der praktischen Elektrolyse tatsächlich 1,48 V oder höher.

Geschichte

Henry Cavendish zeigte 1781, dass Wasser aus Sauerstoff und Wasserstoff besteht. Die erste Zersetzung von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff durch Elektrolyse wurde 1800 von den englischen Chemikern William Nicholson und Anthony Carlisle durchgeführt . 1805 zeigten Joseph Louis Gay-Lussac und Alexander von Humboldt , dass Wasser aus zwei Teilen Wasserstoff und einem Teil Sauerstoff besteht.

Gilbert Newton Lewis isolierte 1933 die erste Probe reinen schweren Wassers .

Die Eigenschaften von Wasser wurden in der Vergangenheit verwendet, um verschiedene Temperaturskalen zu definieren . Insbesondere die Kelvin- , Celsius- , Rankine- und Fahrenheit- Skalen wurden oder werden derzeit durch den Gefrier- und Siedepunkt von Wasser definiert. Die weniger verbreiteten Skalen von Delisle , Newton , Réaumur und Rømer wurden ähnlich definiert. Der Tripelpunkt von Wasser ist heute ein häufiger verwendeter Standardpunkt.

Nomenklatur

Der akzeptierte IUPAC- Name von Wasser ist Oxidan oder einfach Wasser oder sein Äquivalent in verschiedenen Sprachen, obwohl es andere systematische Namen gibt, die verwendet werden können, um das Molekül zu beschreiben. Oxidane wird nur als Name der einkernigen verwendet werden soll Stammhydrids verwendet für Derivate von Wasser durch die Benennung Substituenten Nomenklatur . Diese Derivate haben häufig andere empfohlene Namen. Beispielsweise wird für die –OH-Gruppe der Name Hydroxyl gegenüber Oxidanyl empfohlen . Der Name Oxan wird von der IUPAC ausdrücklich als für diesen Zweck ungeeignet erwähnt, da er bereits der Name eines cyclischen Ethers, auch Tetrahydropyran genannt, ist .

Der einfachste systematische Name von Wasser ist Wasserstoffoxid . Dies ist analog zu verwandten Verbindungen wie Wasserstoffperoxid , Schwefelwasserstoff und Deuteriumoxid (schweres Wasser). Unter Verwendung der chemischen Nomenklatur für ionische binäre Verbindungen vom Typ I würde Wasser den Namen Wasserstoffmonoxid annehmen , aber dies ist nicht unter den von der International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) veröffentlichten Namen. Ein anderer Name ist Dihydrogenmonoxid , ein selten verwendeter Name für Wasser, der hauptsächlich in der Dihydrogenmonoxid-Parodie verwendet wird .

Andere systematische Namen für Wasser sind Hydroxsäure , Hydroxylsäure und Hydrogenhydroxid , wobei Säure- und Basennamen verwendet werden . Keiner dieser exotischen Namen wird häufig verwendet. Die polarisierte Form des Wassermoleküls H+
OH
, wird in der IUPAC-Nomenklatur auch Hydronhydroxid genannt .

Wasserstoff ist ein Begriff für Wasserstoffoxid (H 2 O), wenn man nicht angeben möchte, ob man von flüssigem Wasser , Dampf , irgendeiner Form von Eis oder einem Bestandteil in einem Gemisch oder Mineral spricht .

Siehe auch

Fußnoten

Verweise

Anmerkungen

Literaturverzeichnis

Weiterlesen

Externe Links