die unseren blauen Planeten prägen. Die besonderen Eigenschaften des Wassers gründen in der Struktur des Wassermoleküls und in der Art der in ihm zwischen Sauerstoff- und Wasserstoffatomen geknüpften kovalenten Bindungen.
Das Element Wasserstoff findet sich in der 1. Hauptgruppe des Periodensystems bzw. der 1. Gruppe und der 1. Periode mit der Ordnungszahl 1, das Element Sauerstoff in der 6. Hauptgruppe, bzw. der 16. Gruppe und der 2. Periode mit der Ordnungszahl 8. Ein Wasserstoffatom mit dem Symbol H weist ein Elektron in seiner Elektronenhülle auf und ein Sauerstoffatom O acht Elektronen, davon sind sechs an Bindungen beteiligt. Die Elektronenkonfiguration des Wasserstoffatoms im Grundzustand wird als 1s1 notiert, diejenige des Sauerstoffatoms als 1s2 2s2 2p4. Die führenden Ziffern in dieser Notation sind die Hauptquantenzahlen der Elektronenhülle, die Kleinbuchstaben sind aus der Spektroskopie abgeleitete Bezeichnungen der besetzten Atomorbitale, und die Exponenten geben die Elektronenanzahl in den jeweiligen Atomorbitalen an. Die in diesen Orbitalen befindlichen Elektronen werden als Valenzelektronen bezeichnet.
Abb. 2-1 | Zwei Darstellungen der räumlichen Anordnung der Atome und freien Elektronenpaare im H2O- Molekül. Der angegebene Bindungswinkel ist der für die Gasphase bestimmte Wert (nach Grohmann et al. 2011).
Das Wassermolekül hat die Form eines Tetraeders.
Die Verknüpfung von Atomen zu Verbindungen, wie z.B. die Bildung von Wasser (H2O) aus einem Atom Sauerstoff und zwei Atomen Wasserstoff, befriedigt in der Regel das Bestreben der Atome, besonders stabile Elektronenkonfigurationen zu erlangen. Aus diesen Betrachtungen ergibt sich, warum die Summenformel für das Wassermolekül H2O lautet, sich also bei der Bildung von Wasser aus den Elementen genau zwei Wasserstoffatome mit einem Sauerstoffatom unter Ausbildung zweier kovalenter Bindungen verknüpfen. Im Zuge der Reaktion steuern zwei Wasserstoffatome je ein Valenzelektron und das Sauerstoffatom sechs Valenzelektronen bei.
Von zentraler Bedeutung für die Eigenschaften des Wassers ist der gewinkelte Bau des H2O-Moleküls, d.h., die Anordnung der Atome HOH ist nicht linear. Der von den beiden Verbindungslinien O–H eingeschlossene Winkel beträgt 105 ± 0,5°. Dieser Wert variiert leicht, je nachdem, ob das Wassermolekül isoliert oder von anderen Wassermolekülen umgeben betrachtet wird. Projiziert man das Wassermolekül so in einen Tetraeder, dass das Sauerstoffatom im Schwerpunkt liegt, zeigen die beiden O–H-Bindungen in zwei Ecken des Tetraeders, und die beiden freien Elektronenpaare weisen in Richtung der beiden verbleibenden Ecken. In einem regelmäßigen Tetraeder beträgt der von je zwei Verbindungslinien eingeschlossene Winkel 109° 28‘. Im Wassermolekül in der Gasphase ist der Winkel HOH auf 104° 28‘ verkleinert (→ Abb. 2-1).
2.2 | Wasser als polares Molekül – Wasserstoffbrückenbindungen
Im Wassermolekül sind die bindenden Elektronen nicht gleichmäßig zwischen dem O-Atom und den H-Atomen verteilt. Die Fähigkeit von Atomen, in kovalenten Bindungen die Bindungselektronen zu sich zu ziehen, wird als Elektronegativität (EN) bezeichnet. Sauerstoff besitzt eine im Vergleich zu Wasserstoff erheblich größere Elektronegativität. Am Sauerstoffatom befindet sich eine negative Partialladung (2 δ–) und an jedem Wasserstoffatom eine jeweils halb so große positive Partialladung (δ+). Wegen des gewinkelten Baus des Wassermoleküls fallen die Ladungsschwerpunkte nicht zusammen. Das Molekül ist folglich ein elektrischer Dipol (→ Abb. 2-2).
Wegen des stark polaren Charakters der O–H-Bindungen kann aus dem Wassermolekül relativ leicht ein Proton (H+) abgespalten werden, das sich an ein anderes Wassermolekül anlagert, wodurch ein Hydroxid-Anion (OH–) zurückbleibt. Dies ist von grundlegender Bedeutung für Säure-Base-Reaktionen in wässriger Lösung. Diese Eigendissoziation des Wassers ist daher wie folgt zu beschreiben:
Wasser ist ein elektrischer Dipol. Dies beeinflusst maßgeblich seine Eigenschaften.
Die Gleichgewichtskonstante ist hierbei sehr klein: Kw = 10–14 mol2/l2. Bei 25 °C liegt das Gleichgewicht weit auf der linken Seite. Im reinen Wasser findet man daher nur sehr geringe Konzentrationen der beiden Produkt-Ionen von 10-7 mol/l.
Polare Atombindungen sind unter Ionenbildung spaltbar, woraus die Oxidationszahl abgeleitet werden kann. Sie ist wichtig für Oxidations- und Reduktionsvorgänge, an denen Wasser beteiligt ist. Um die Oxidationszahl der Elemente bzw. Atome zu ermitteln, die zu einer Verbindung zusammengefügt sind, wird die Verbindung formell in Ionen aufgeteilt. Für das H2O-Molekül ergibt das Verfahren 2 H+-Ionen (Protonen) und ein O2–-Ion, das auch als Oxid-Ion bezeichnet wird. Die Oxidationszahl der Wasserstoffatome im H2O-Molekül ist folglich +1, die des Sauerstoffatoms –2.
Die im gewinkelt gebauten Wassermolekül auftretenden Partialladungen, das permanente Dipolmoment, induzieren, dass mehrere nebeneinander vorliegende Wassermoleküle nach den Grundsätzen der Elektrostatik aufeinander einwirken. Dies führt dazu, dass Wassermoleküle je nach Aggregatzustand unterschiedlich stark miteinander in Wechselwirkung treten und sich auf diese Weise dreidimensional geordnete Strukturen ergeben. In jedem Falle richten sich die stark positiv polarisierten H-Atome eines Wassermoleküls auf die freien Elektronenpaare der stark negativ polarisierten O-Atome benachbarter Wassermoleküle aus. Diese Art der elektrostatischen Wechselwirkung wird Wasserstoffbrückenbindung oder H-Brücke genannt. Sie ist für Wasser in Abb. 2-3 illustriert.
Die besonderen physikalischen Eigenschaften des Wassers, wie z.B. sein hoher Siedepunkt, haben im Wesentlichen folgende Ursachen:
Abb. 2-2 | Exakte (0ben) und schematische Darstellung (unten) der Dipoleigenschaft des Wassermoleküls (nach Grohmann et al. 2011).
Abb. 2-3 | Als punktierte Linie dargestellte Wasserstoffbrückenbindung (H-Brücke) zwischen zwei benachbarten Wassermolekülen (nach Grohmann et al. 2011).
▶Seine H-Brücken sind als Konsequenz der hohen Elektronegativitätsdifferenz zwischen O und H besonders stark.
▶Das Wassermolekül ist von seiner Struktur her optimal für die Anordnung in einem durch H-Brücken geknüpften Netzwerk geeignet: Es besitzt zwei stark positiv polarisierte H-Atome und zwei freie Elektronenpaare, kann also gleich viele H-Brücken ausbilden, wie es von anderen Wassermolekülen empfängt (2 + 2).
▶Die Bindungsenergie einer H-Brücke in Wasser beträgt etwa 23 kJ/mol.
Unter Zimmertemperatur und Atmosphärendruck lösen sich Substanzen umso schlechter in Wasser, je unpolarer sie sind. Unpolare Substanzen sind wasserabweisend bzw. hydrophob, wie z.B. polyaromatische Kohlenwasserstoffe und Mineralöle. Umgekehrt lösen sich Stoffe umso besser in Wasser, je polarer sie sind. Derartige Stoffe sind wasseranziehend, also hydrophil. Beispiele hierfür sind Kochsalz, Zucker, Pflanzennährstoffe oder Essigsäure. Viele Salze sind gut wasserlöslich, wodurch die Wasservorkommen eingeteilt werden: Süßwasser hat unter 1000 mg/l an gelösten Salzen, Brackwasser weist ca. 1000–10000 mg/l auf, während Meerwasser ca. 35 000 mg/l enthält, gemessen als Abdampfrückstand einer Wasserprobe.
Schließlich soll eine wichtige Konsequenz, die sich für das Wasser aus dem Vorliegen starker H-Brücken ergibt, betrachtet
