Wasser (Eigenschaften)

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Kalottenmodell des Wassermoleküls
Bild:H2O (water molecule).jpg
Allgemeines
Name	Wasser
Andere Namen	u. a. Wasserstoffoxid
Summenformel	H₂O
CAS-Nummer	7732-18-5
Kurzbeschreibung	transparente und nahezu farblose Flüssigkeit, zudem geschmacks- und geruchslos
zentrale Stoffdaten
Molmasse	18,01528 g/mol
Dichte	1 kg/dm³ (3,98 °C)
Schmelzpunkt	0 °C / 1013,25 hPa
Siedepunkt	100 °C / 1013,25 hPa
Tripelpunkt	0,01 °C / 6,1166 Pa
kritischer Punkt	374,15 °C / 22,12 MPa
Sättigungsdampfdruck	31,6874 hPa (25 °C)
spezifische Wärmekapazität	4187 J/(kg·K)
Wärmeleitfähigkeit	0,597 W/mK (20 °C)
Verdampfungswärme	2257 kJ/kg bzw. 40,8 kJ/mol
Schmelzwärme	332,5 kJ/kg
Brechzahl	1,33251 (25 °C, sichtbares Licht)
Viskosität	1,0 mPa s (20 °C)
Dielektrizitätskonstante	80,35 (20 °C)

Die Eigenschaften des Wassers sind so besonders, dass sie Wasser zu dem bedeutendsten Stoff der Erde machen. Diese Eigenschaften beruhen hauptsächlich auf dem Aufbau des Wassermoleküls und der daraus resultierenden Verkettung der Wassermoleküle über Wasserstoffbrückenbindungen.

Die hier erläuterten Eigenschaften beziehen sich wenn nicht anders angegeben auf Wasser als Reinstoff, also ohne gelöste Stoffe. In der Natur gibt es kein solch reines Wasser, es lässt sich nur in einem Labor erzeugen. Durch die Lösung anderer Stoffe treten große Veränderungen in den Eigenschaften des Wassers auf, weshalb die hier angegeben Daten nur sehr eingeschränkt für natürliche Wässer gültig sind.

Physikalische Eigenschaften

Die physikalischen Eigenschaften des Wassers sind stark von der Temperatur und dem Druck abhängig. Vollkommen reines Wasser besitzt eine molare Masse von circa 18,01528 g/mol und bei 3,98 °C eine Dichte von 1 kg/dm³. Allgemein kann gesagt werden, dass zum Beispiel die Oberflächenspannung und Viskosität des Wassers mit zunehmender Temperatur abnehmen. Ebenso ist die Kompressibilität temperaturabhängig. Mehrere Eigenschaften des Wassers sind besonders auf die Verkettung der Wassermoleküle über Wasserstoffbrückenbindungen zurückzuführen und wegen dieser Verkettung gänzlich anders ausgeprägt, als es ohne diese zu erwarten wäre. Zu diesen zählen unter anderem der hohe Schmelz- und Siedepunkt sowie die Dichteanomalie.

Aggregatzustände

Bild:Phasendiagramm Wasser.png

Unter Normalbedingungen ist Wasser, wie im obigen Phasendiagramm erkennbar, eine Flüssigkeit. Es ist der einzige bekannte Stoff, der in der Natur in allen drei klassischen Aggregatzuständen existiert. Das Phasendiagramm zeigt dabei, in wieweit der Aggregatzustand des Wassers von der Temperatur und dem Druck abhängt. Die kritische Temperatur des Wassers liegt bei 647 K, der kritische Druck bei 2,21 · 10⁷ Pa und der Tripelpunkt bei 611,657 ± 0,010 Pa und 0,01 °C.

Für die Eigenschaften und Besonderheiten des gasförmigen und festen Aggregatzustands des Wasser siehe die Artikel Wasserdampf und Eis.

Sublimation und Resublimation

Im Temperaturbereich von etwa 0 bis 273,16 K (-273,15 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 direkt in den gasförmigen Zustand über, ohne dass eine Aggregatzustandsänderung in eine Flüssigkeit stattfindet. Dieser Vorgang wird als Sublimation bzw. in Gegenrichtung Resublimation bezeichnet. Der Tripelpunkt kennzeichnet die Obergrenze des Sublimationsbereiches.

Im Vakuum findet die Sublimation bis fast 0 Kelvin (-273,15 °C) statt. Die Sublimationsgrenze ist im Phasendiagramm der Kurvenbereich unterhalb des Tripelpunktes.

Schmelz- und Siedepunkt

Der Schmelz- und Siedepunkt des Wassers haben für die Menschheit eine so große Bedeutung, dass diese als Fixpunkte für mehrere Temperaturskalen benutzt wurden.

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

Wasser hat einen relativ hohen Siedepunkt. Zum Vergleich: Methan hat dieselbe Molmasse und siedet unter Normaldruck bereits bei -164 °C. Falls Wasser den aus der Molmasse abzuleitenden Gesetzmäßigkeiten entspräche, so müsste es bei Raumtemperatur unter Normaldruck als Gas vorliegen. Dass dies nicht so ist, lässt sich dadurch erklären, dass zusätzlich zu den intramolekularen Kräften auch die Wasserstoffbrückenbindungen überwunden werden müssen.

Im Wasser gelöste Stoffe verändern Siede- und Schmelzpunkt. So weist Wasser eine molare Schmelzpunkterniedrigung von 1,853 K·kg/mol und eine molare Siedepunkterhöhung 0,513 K·kg/mol auf. Durch die Effekte der Unterkühlung und des Siedeverzugs stimmen Schmelz- und Siedepunkt unter realen Umgebungsbedingungen ebenfalls nicht exakt mit hier gegebenen Werten überein.

Siehe auch: Stoffwerte des Sättigungsdampfdrucks in Abhängigkeit von der Siede- und Sublimationstemperatur

Dichte und Dichteanomalie

Wasser hat unter Normaldruck seine größte Dichte von 1000 Gramm pro Kubikdezimeter 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. Die derzeit genauesten publizierten Werte für die maximale Dichte liegen bei 999,974950 ± 0,00084 kg/m³ und bei 3,983 ± 0,00067 °C für die Temperatur, bei der dieser Wert erreicht wird. Die Werte stellen einen Mittelwert der von verschiedenen physikalischen Instituten veröffentlichten Zahlen dar (Stand 2001). Bild:Wasseranomalie.png

Im festen Aggregatzustand – in diesem Fall bei Eis – wird normalerweise eine hohe Fernordnung durch Ausbildung eines Kristallgitters im Zuge der Kristallisation erreicht. Im flüssigen Zustand herrscht eine Mischung von Ordnung und Chaos, wobei die Moleküle aufgrund ihrer höheren Geschwindigkeit ein größeres Volumen ausfüllen. Es erhöht sich also das Volumen und die Dichte wird damit geringer. Im gasförmigen Zustand ist die maximale Unordnung erreicht und die Atome verteilen sich dementsprechend gleichmäßig über den maximal zur Verfügung stehenden Raum.

Der Grund der Anomalie des Wassers ist die Verkettung der Wassermoleküle über Wasserstoffbrückenbindungen. Durch sie benötigt die Struktur des festen Zustands mehr Platz als die Struktur bei beweglichen Molekülen. Die Strukturbildung ist ein fortschreitender Vorgang, das heißt, dass schon im flüssigen Zustand so genannte Cluster aus Wassermolekülen vorhanden sind. Bei 3,98 °C ist der Zustand erreicht, bei dem die einzelnen Cluster das geringste Volumen einnehmen und damit die größte Dichte haben. Wenn die Temperatur weiter sinkt, wird durch einen stetigen Wandel der Kristallstrukturen mehr Volumen benötigt. Wenn die Temperatur steigt, benötigen die Moleküle wieder mehr Bewegungsfreiraum und das Volumen steigt ebenfalls.

Die sprunghafte Volumenzunahme des Wassers um ca. 9 % beim Gefrieren (im Diagramm entsprechend eine Abnahme der Dichte) und die dabei auftretenden großen Kräfte bewirken ein Bersten von Rohren, Mauerwerken, Straßenbelägen und Aufschüttungen, was man als Frostsprengung bezeichnet. Zur Vorsorge werden die Gartenleitungen im Winter entleert, Mauerwerke gestrichen und Aufschüttungen so angelegt, dass das Wasser abfließen kann. Bauwerke werden so angelegt, dass sich Wasser unter ihnen entweder nicht ansammeln oder nicht gefrieren kann, was man bei größeren Flächen und insbesondere Straßen durch ein Kies- oder Schotterbett erreicht (Frostschutz).

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, Farbe und Geschmack

Bild:Wavelength dependant absorption of water.png

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

Optische Eigenschaften

Bild:Brechungsgesetz-Winkel.png

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

Die Lichtbrechung führt beim Menschen zu optischen Täuschungen, da man ein Objekt unter Wasser an einem anderen Ort sieht, als an dem es tatsächlich ist. Tiere, die auf den Fischfang spezialisiert sind, wie beispielsweise der Fischreiher, lassen sich nicht täuschen, sie berücksichtigen diese Bild-Versetzung der Beute und treffen es deshalb haargenau. Wasser hat für sichtbares Licht eine Brechzahl von 1,33. Somit liegt das Reflektionsvermögen der Oberfläche Wasser-Luft (bei senkrechtem Einfall) bei 2 %. Da Wasser viel sichtbares Licht durchlässt und bricht, ermöglicht dies auch die Existenz von Lebewesen wie zum Beispiel Algen im Wasser, die Licht zum Leben benötigen.

Spezifischer Widerstand und elektrische Leitfähigkeit

Bild:WiderstandWasser.PNG

Chemisch reines Wasser besitzt bei einem pH-Wert von 7 und der entsprechend geringen Zerfall in H₃O⁺ und OH^-, die in diesem Fall für die Stromleitung verantwortlich sind, einen hohen spezifischen Widerstand von 18,2 MΩ·cm, entsprechend einem spezifischen Leitwert von 0,0549 µS/cm (bei 25 °C). Die Temperaturabhängigkeit beträgt dabei ungefähr 1,5 bis 2 % pro Grad Celsius. Gelöste Salze und Säuren erhöhen die Ladungsträgerkonzentration. Bereits Leitungswasser erreicht je nach Mineralgehalt bis etwa die 10000-fache Leitfähigkeit von ca. 0,5 mS/cm, Meerwasser erreicht Werte von 50 mS/cm. Beim Löschen von elektrischen Kabeln oder Geräten mit Wasser kann es daher passieren, dass durch das Wasser eine leitfähige Verbindung stromführender Teile bis hin zum sogenannten Kurzschluss entsteht oder, dass die löschende Person selbst über das Wasser Teil eines Stromkreises wird (Elektrischer Schlag).

Viskosität

Die Viskosität (Zähigkeit) des Wassers bei 20 °C beträgt 1,0 mPa s; Wasser hat eine höhere Viskosität als Petroleum (0,65 mPa s bei 20 °C) aber eine niedrigere als zum Beispiel Quecksilber (1,5 mPa s bei 20 °C). Die Viskosität des Wassers nimmt mit zunehmender Temperatur ab und wird durch eventuell gelöste Stoffe stark beeinträchtigt. Letzteres gilt zum Beispiel besonders für langkettige Polyelektrolyte, im Vergleich jedoch nur in geringem Ausmaß für organische Polymere mit kugelförmigen Molekülen. Neben der Konzentration ist also auch die Art des gelösten Stoffes von entscheidender Wichtigkeit für die Viskosität.

Siehe auch: Stoffdaten zur Viskosität des Wassers

Oberflächenspannung

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

Siehe auch: Stoffdaten zur Oberflächenspannung des Wassers

Benetzbarkeit

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. Dies machen sich viele Planzen über den Lotuseffekt zu nutze.

Spezifische Wärmekapazität

Wasser hat eine sehr hohe spezifische Wärmekapazität von 4187 J/(kg·K), man braucht also für die Erhitzung eines Kilogramms um ein Kelvin 4187 Joule. Das bedeutet, dass Wasser verglichen mit anderen Flüssigkeiten viel Energie aufnimmt und sich die Temperatur dabei wenig erhöht und dass es beim Abkühlen ebensoviel Energie wieder abgibt.

Wasserdampf eine spezifische Wärmekapazität von 1870 J/(kg·K) und Eis 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

Für die Wandlung von 0 °C kaltem Eis in 0 °C kaltes Wasser muss eine Energie von 332,5 kJ/kg aufgebracht werden. Zur Umwandlung von 100 °C warmen Wasser in 100 °C warmen Dampf werden 2257 kJ/kg benötigt. Um 0 °C kaltes Wasser in 100 °C warmen Dampf zu ändern, benötigt man 100 °C · 4 kJ/kgK + 2.256 kJ = 2.656 kJ/kg. Die Verdampfungswärme des Wassers liegt wesentlich höher als die Verdampfungswärme von anderen Flüssigkeiten, Methanol hat im Vergleich nur eine Verdampfungswärme von 845 kJ/kg und Quecksilber sogar nur eine von 285 kJ/kg.

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

Kompressionsmodul und Schallgeschwindigkeit

Bild:Wasserdruck kompressibilitaet.png

Wasser hat bei einer Temperatur von 4 °C unter Normaldruck ein Kompressionsmodul von ungefähr 2,06 · 10⁹ Pa. Bei einer Dichte von 1 kg/dm³ ergibt sich hieraus die recht typische Schallgeschwingkeit innerhalb eines Wasserkörpers von 1435 m/s.

Wärmeleitfähigkeit

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

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

Siehe auch: Stoffdaten zur Wärmeleitfähigkeit des Wassers

Isotopenfraktionierung

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

Thermodynamische Eigenschaften

Die thermodynamischen Eigenschaften des Wassers sind gesondert aufgeführt. Wird Wasser aus den Elementen Wasserstoff und Sauerstoff gebildet, so wird relativ viel Energie freigesetzt.

Wasser als Lösungsmittel

Wasser ist durch seinen Dipol ein hervorragendes polares Lösungsmittel für viele Stoffe. Generell gilt also, das die Wasserlöslichkeit mit steigender Polarität des Stoffes zunimmt. Auch besitzt Wasser mit 80,35 mPa s bei 20 °C eine vergleichsweise hohe Dielektrizitätskonstante.

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

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

Normalerweise gilt, dass ein molekularer Stoff sich 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 Hydration 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 Natriumchroid, 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-, Hydroxil- oder Carbonationen. Die Art und das Vorkommen der verschiedenen Metallspezies bilder wichtige Fragestellungen der chemischen Wasseranalytik und Wasseraufbereitung.

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

Chemische Eigenschaften

Die chemischen Eigenschaften des Wassers sind nicht so außergewöhnlich wie die physikalischen Eigenschaften.

Wasser hat eine Molmasse von 18,01528 g/Mol und dasselbe relative Atomgewicht. Wasser ist bei vielen Reaktionen ein Katalysator, das heißt, ohne die Anwesenheit von Wasser würde eine Reaktion wesentlich langsamer und mit höherer Aktivierungsbarriere ablaufen.

Reaktivität

Wasser ist amphoter, ist also ein Stoff, der - je nach Milieu - sowohl als Säure als auch als Base wirken kann.

Wasser reagiert mit Anhydriden zu Säuren oder Basen. Beispiele:

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

<math> \mathrm{ P_2O_5 + 3\ H_2O \rightarrow 2\ H_3PO_4 }</math>

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

<math> \mathrm{ Na_2O + H_2O \rightarrow 2\ NaOH }</math>

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

Magnesium reagiert mit Wasserdampf zu Magnesiumoxid und Wasserstoff:

<math> \mathrm{ Mg + H_2O \rightarrow MgO + H_2 }</math>

Die wohl wichtigste Reaktion des Wassers ist die Photosynthese, welche für Pflanzen und andere Lebewesen sehr wichtig ist. Sie liefert die für Pflanzen wichtige Stärke und für den Menschen Sauerstoff (siehe: Grundbaustein des Lebens).

Nivellierender Effekt

Wässrige Lösungen gleicher Ausgangskonzentration von Ethansäure und Methansäure besitzen unterschiedliche pH-Werte, während man in gleich konzentrierten wässrigen Lösungen von Chlorwasserstoff und Perchlorsäure keine pH-Wert-Unterschiede feststellen kann.

Hier macht sich der nivellierende Effekt (v. frz.: niveler = gleichmachen) des Lösungsmittels Wasser bemerkbar. Alle sehr starken Säuren reagieren mit Wasser nahezu vollständig, sodass sie vollständig dissoziieren und nur die schwache konjugierte Base und H₃O⁺ (Oxonium) als Säure übrig bleibt. Daher können auch keine Unterschiede zwischen verschiedenen starken Säuren festgestellt werden. Man kann nicht mehr von einem Säure-Base-Gleichgewicht sprechen.

Folglich kann man für sehr starke Säuren auch keinen Säureexponenten im Bezug auf Wasser aufstellen. 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.

Dasselbe gilt entsprechend für starke Basen.

pH-Wert

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

Ionenprodukt

Das Ionenprodukt des Wassers ist das Produkt der Konzentrationen der H₃O⁺ und OH^--Ionen im Wasser. Bei einer Leitfähigkeitsmessung von destilliertem Wasser tritt ein geringer Stromfluss auf. Dies ist ein Hinweis auf Ionen im Wasser, welche nur durch die Autoprotolyse des Wassers entstanden sein können, gemäß folgender Reaktion:

<math> H_2O \ + \ H_2O \ \;\overrightarrow{\leftarrow} \ H_3O^+ \ + \ OH^-</math>

Durch Aufstellen des Massenwirkungsgesetzes ergibt sich:

Da die Konzentration von Wasser konstant ist (55,4 mol/L), kann diese in die Konstante einbezogen werden:

K_w ist demzufolge das Produkt aus Oxonium- und Hydroxidionen:

<math> \ K_W </math>	<math> \ = c(H_3O^+) \cdot c(OH^-) </math>
	<math> = 10^{-7} \frac{mol}{L} \cdot 10^{-7} \frac{mol}{L} </math>
	<math> = {10^{-14}} \frac{mol^2}{L^2} </math>

Bei 25 °C gilt K_w=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. Für die pH- und pOH-Werte gilt deshalb immer, dass ihre Summe 14 ergibt.

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

T [°C]	0	20	25	40	80
pK_W	14,9	14,2	14	13,5	12,6
c(H₃O⁺ [mol/L]	10^-7,45	10^-7,1	10^-7	10^-6,75	10^-6,3

(experimentelle Werte, bestimmt durch Leitfähigkeitsmessung)

Literatur

Klaus Scheffler (1981): Wasserdampftafeln: thermodynam. Eigenschaften von Wasser u. Wasserdampf bis 800°C u. 800 bar, Berlin [u.a.] ISBN 3540109307
Leopold Lukschanderl (1991): Wasser: der Stoff, der zwar gewöhnlich aussieht, aber ganz außergewöhnliche Eigenschaften besitzt. Wien. ISBN 3851280628
L.A. Guildner, D.P. Johnson und F.E. Jones (1976): Vapor pressure of Water at Its Triple Point. J. Res. NBS - A, Vol. 80A, No. 3, p. 505 - 521

Weblinks

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