Strukturformel des Wassermoleküls 170px Kalottenmodell des Wassermoleküls 170px Allgemeines Name WasserAndere Namen Oxidan (IUPAC) Dihydrogenmonoxid (meist ironisch) μ-Oxidodiwasserstoff Diwasserstoffoxid R-718 Summenformel H2O CAS-Nummer PubChem 962 Kurzbeschreibung transparente und nahezu farblose Flüssigkeit, zudem geschmacks- und geruchlos, wenn Reinstoff zentrale Stoffdaten Molare Masse 18,015268 g·mol−1 Dichte 3,98303 °C: 0,999975 g·cm−3 20 °C: 0,9982067 g·cm−3 Schmelzpunkt 101,325 kPa: 0,002519 °C Siedepunkt 101,325 kPa: 99,974 °C Tripelpunkt 0,01 °C / 611,655 Pa kritischer Punkt 373,946 °C / 22,064 MPa / 322 kg/m3 Isentropenexponent (Adiabatenexponent) 1,3367 (100 °C, 1 bar) 1,3180 (200 °C, 1 bar)Isobaric Properties for Water, auf webbook.nist.gov Sättigungsdampfdruck 31,6874 hPa (25 °C) spezifische Wärmekapazität 4,184 kJ/(kg·K) (14,5 °C) Wärmeleitfähigkeit 0,597 W/(m·K) (20 °C) Selbstdiffusionskoeffizient 2,299·10−9 m2·s−1 (25 °C) Verdampfungsenthalpie 2257 kJ/kg / 40,8 kJ/mol Schmelzenthalpie 333,5 kJ/kg Standardbildungsenthalpie −285,8 kJ/mol (fl) −241,8 kJ/mol (g). elektrisches Dipolmoment 6,152·10−30 C·m ≈ 1,84 D Brechungsindex 1,33–1,35 (25 °C, sichtbares Licht) / 1,310 (Eis) Dynamische Viskosität 1,0 mPa s (20 °C) relative Permittivität 80,35 (20 °C) pH-Wert (22 °C) 7,0 Löslichkeit Gut in polaren, schlecht in unpolaren Lösungsmitteln Kompressionsmodul K 2,08·109 Pa Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Die Eigenschaften des Wassers haben grundlegende Bedeutungen für das Leben auf der Erde. Diese physikalischen, chemischen, elektrischen und optischen Eigenschaften beruhen auf der Struktur des Wassermoleküls und den daraus resultierenden Verkettungen und Wechselwirkungen der Wassermoleküle untereinander über Wasserstoffbrückenbindungen, elektrische Dipolkräfte und weitere, wie die Van-der-Waals-Kräfte.
In der Natur kommt Wasser nicht als Reinstoff vor, es enthält praktisch immer gelöste Stoffe (vorwiegend Ionen von Salzen), wenn auch teils in kaum messbaren Konzentrationen. Solche gelösten Stoffe verändern die Eigenschaften des Wassers. Wasser ohne Metallionen kann im Labor und in der Technik durch Destillation hergestellt werden und wird destilliertes Wasser genannt. Zumeist wird in technischen Anwendungen demineralisiertes Wasser verwendet. Bei höheren Anforderungen wird dieses zu Reinstwasser aufbereitet.
Physikalische Eigenschaften Die molare Masse des mittleren Wassers beträgt, errechnet aus den 2012 bestimmten Atommassen, 18,015268 g/mol.
Die Eigenschaften des Wassers sind besonders von der dreidimensionalen Verkettung der Wassermoleküle über Wasserstoffbrückenbindungen bestimmt, ohne die eine Substanz mit einer so geringen molaren Masse wie Wasser ganz andere Eigenschaften hätte. Das gilt besonders für den hohen Schmelz- und Siedepunkt sowie für die Dichte, die unter Normaldruck bei rund 3,98 °C mit 0,999975 kg/dm3 am höchsten ist (siehe Dichte und Dichteanomalie).
Von 1901 bis 1964 wurde die Einheit Liter mit dem Volumen von 1 kg Wasser bei der Temperatur seiner höchsten Dichte unter Normaldruck definiert.
Die physikalischen Eigenschaften des Wassers sind auch stark von der Temperatur und dem Druck abhängig. So nehmen Oberflächenspannung und Viskosität mit zunehmender Temperatur ab. Ebenso ist die Kompressibilität temperaturabhängig.
Aggregatzustände mini|hochkant=1.6|lang=de|Vereinfachtes Phasendiagramm von Wasser. mini|ohne|Phasendiagramm des Eises mit einigen der 18 bis zum Januar 2004 entdeckten Eisformen. Unter Normalbedingungen ist Wasser, wie im Phasendiagramm erkennbar, eine Flüssigkeit. Es ist der einzige bekannte Stoff, der auf der Erdoberfläche (siehe Hydrosphäre) in nennenswerten Mengen in allen drei klassischen Aggregatzuständen existiert. Das Phasendiagramm zeigt dabei, inwieweit der Aggregatzustand des Wassers von Temperatur und Druck abhängt. Der kritische Punkt des Wassers liegt bei 373,946 °C und 2,2064 · 107 Pa (322 kg/m³), der Tripelpunkt bei 0,01 °C und 611,657 ± 0,010 Pa.
Für die Eigenschaften und Besonderheiten der gasförmigen und festen Aggregatzustände des Wassers siehe die Artikel Wasserdampf und Eis. Bei überkritischem Wasser, also oberhalb des kritischen Punktes, ist eine Unterscheidung, ob ein Stoff flüssig oder gasförmig ist, nicht möglich.
Schmelz- und Siedepunkt Im Vergleich mit seinen schwereren Analoga besitzt Wasser mit 100 °C einen außergewöhnlich hohen Siedepunkt (Schwefelwasserstoff (−61 °C), Selenwasserstoff (−41 °C), Tellurwasserstoff (−2 °C)). Dies lässt sich folgendermaßen begründen: Zum Übergang von der Flüssig- in die Gasphase müssen die anziehenden Kräfte zwischen benachbarten Molekülen überwunden werden. Bei Schwefel-, Selen- und Tellurwasserstoff bestehen diese im Wesentlichen aus Van-der-Waals-Kräften, die tendenziell bei größeren Molekülen höher ausfallen, da deren Polarisierbarkeit höher ist. Daher steigt der Siedepunkt mit steigender Molekülgröße von Schwefel- hin zu Tellurwasserstoff. (Unbedeutend sind in diesem Kontext hingegen die Unterschiede der molaren Masse, da die Erdanziehungskraft auf molekularer Ebene vernachlässigbar klein ist.) Im Gegensatz zu seinen schwereren Homologen ist Wasser ein stark polares Molekül. Dies bewirkt elektrostatische Anziehung zwischen den Einzelmolekülen.
mini|Verkettung der Wassermoleküle über Wasserstoffbrückenbindungen (1) zu einem Cluster Die stärksten intermolekularen Kräfte resultieren jedoch bei Wasser aus dessen Fähigkeit zur Ausbildung besonders starker Wasserstoffbrücken, die eine Form der Elektronenpaarbindung darstellen. Diese beiden Faktoren, Elektrostatische Anziehung und Wasserstoffbrücken, übersteigen Van-der-Waals-Kräfte in ihrer Stärke bei weitem, sodass Wasser trotz seiner geringen Molekülgröße den höchsten Siedepunkt dieser Reihe aufweist.
Wasser siedet also unter Normalbedingungen bei 100 °C und Eis schmilzt bei 0 °C. Wasser erstarrt demnach bei 0 °C; es kann allerdings auch bei Normalbedingungen unter 0 °C noch als Flüssigkeit vorliegen. Es handelt sich dann um unterkühltes Wasser. Hochreines Wasser kann theoretisch bis zu −48 °C flüssig bleiben. Nach Computersimulationen geschieht dies durch Kristallisation in einer Tetraederform; im Zentrum des Kristalls ist ein Wassermolekül, welches von vier weiteren Molekülen umgeben ist. Bei dieser Temperatur gibt es nur noch diese Kristalle und keine freien Wassermoleküle mehr. Bei Drücken zwischen 1000 und 2000 bar erstarrt Wasser unterhalb von −138 °C im amorphen Zustand. Umgekehrt kann Eis auch für kurze Zeit über 0 °C noch fest bleiben, solange diese Temperatur nicht an der Oberfläche erreicht wird.H. Iglev, M. Schmeisser, K. Simeonidis, A. Thaller and A. Laubereau: Ultrafast superheating and melting of bulk ice. In: Nature. 439, 12. Januar 2006, S. 183–186, doi:10.1038/nature04415. Der Siedepunkt des Wassers ist 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.
Auch im Wasser gelöste Stoffe verändern Siede- und Schmelzpunkt. So weist Wasser eine molare Schmelzpunkterniedrigung von 1,853 K·kg/mol und eine molare Siedepunkterhöhung von 0,513 K·kg/mol auf.
Früher wurde die Celsius-Temperaturskala über Schmelz- und Siedepunkt von Wasser bei Normaldruck (101,325 kPa) definiert, wobei Wasser einschließlich der in ihm gelösten Luft als Referenz genommen wurde. Durch die aktuelle Definition der Celsius-Skala über die Kelvin-Skala sind Schmelzpunkt und Siedepunkt von Wasser nicht mehr genau 0 °C und 100 °C, sondern liegen bei 0,002519 °C (0,0024 °C nach BIPM) und 99,9839 °C (99,9743 °C nach ITS-90).
Eine Besonderheit beim Erstarren von Wasser ist der nach seinem Entdecker benannte Mpemba-Effekt, wonach heißes Wasser unter speziellen Bedingungen schneller gefriert als kaltes.
Erhitzen von Wasser mini|Siedendes Wasser in einem Kochtopf Wird Wasser in einem Topf auf einer Herdplatte erhitzt, erwärmt sich das Wasser am Boden schneller als das an der Oberfläche. So bildet sich ein labiler Temperaturgradient aus, der jedoch bald weitgehend durch Konvektion verschwindet. Erreicht das Wasser am Boden die Siedetemperatur, bilden sich dort Wasserdampfblasen. Beim Aufsteigen kühlen sie sich wieder ab und fallen zusammen. Sie erzeugen das typische prasselnde Geräusch, das kurz vor dem Sieden zu hören ist. Bei weiterer Wärmezufuhr kollabieren nur noch die kleinen Blasen, die großen steigen auf. Das Siedegeräusch wird leiser, um beim kompletten Sieden des Wassers ganz zu verschwinden.
mini|Erhitzen von Wasser auf der Erde (links) und bei Mikrogravitation in einem Raumschiff (Wärmequelle ist unten), siehe auch Videodatei zum Wasserkochen nahezu unter Schwerelosigkeit
Unter Mikrogravitation steigen die Dampfblasen im Wasser nicht auf. Stattdessen verharren sie in der Nähe des Topfbodens und konglomerieren zu größeren Blasen und schließlich zu einer einzigen großen Blase. Die fehlende Konvektion und die verringerte Wärmeleitung durch die Dampfblasen erschweren das schnelle Kochen von Wasser in einem Raumschiff. Siehe auch Filmsieden.
Sublimation und Resublimation Im Temperaturbereich von etwa 0 K bis 273,16 K (−273,15 °C bis +0,01 °C) und einem Druckbereich von Hochvakuum bis ungefähr 0,006 bar, im Bereich unterhalb des Tripelpunktes, existiert Wasser nicht in flüssiger Form, sondern nur gasförmig und fest. Eis geht in diesem Bereich, also am Sublimationspunkt, direkt in den gasförmigen Zustand über, ohne dass eine Aggregatzustandsänderung in eine Flüssigkeit stattfindet. Dieser Vorgang wird als Sublimation bzw. in Gegenrichtung als Resublimation bezeichnet. Im Vakuum findet die Sublimation bis fast 0 Kelvin (−273,15 °C) statt. Die Obergrenze ist hingegen durch den Tripelpunkt gegeben.
Spezifische Wärmekapazität Flüssiges Wasser hat eine sehr hohe spezifische Wärmekapazität von etwa 4,2 kJ/(kg·K) (unter Normaldruck im Temperaturbereich 0 bis 100 °C zwischen 4,219 und 4,178 kJ/(kg·K)). Man braucht also für die Erhitzung eines Kilogramms um ein Kelvin 4,2 Kilojoule an thermischer Energie. Das bedeutet, dass Wasser im Vergleich mit anderen Flüssigkeiten und Feststoffen recht viel Energie aufnehmen kann. Die vergleichsweise hohe spezifische Wärmekapazität von Wasser findet ihre Anwendung zum Beispiel bei Wärmespeichern von Heizungen.
Erhitzt man 1 kg Wasser von 15 °C auf 100 °C, dann benötigt man also 4,2 kJ/(kg·K) · 85 K · 1 kg = 357 kJ. Eine Kilowattstunde (kWh) sind 3,6 MJ. Um einen Liter Wasser von Leitungstemperatur unter normalem Druck auf 100 °C zu erhitzen, braucht man also etwa 0,1 kWh Energie. Um das Wasser dann verdampfen zu lassen, wird zusätzlich die 6-fache Menge Energie benötigt (siehe unten).
Wasserdampf (bei 100 °C) hat eine spezifische Wärmekapazität von 1,870 kJ/(kg·K) und Eis (bei 0 °C) 2,060 kJ/(kg·K). Feste Stoffe haben in der Regel eine deutlich niedrigere spezifische Wärmekapazität. So hat etwa Blei eine Wärmekapazität von 0,129 kJ/(kg·K), Kupfer eine von 0,380 kJ/(kg·K).
Schmelz- und Verdampfungsenthalpie Für das Auftauen, also die Umwandlung von 0 °C kaltem Eis in 0 °C kaltes Wasser, muss eine Energie von 333,5 kJ/kg aufgebracht werden. Mit der gleichen Energiemenge kann man dieselbe Menge Wasser von 0 °C auf 80 °C erwärmen. Zur Umwandlung von 100 °C warmem Wasser in 100 °C warmen Dampf werden 2257 kJ/kg benötigt. Um 0 °C kaltes Wasser in 100 °C warmen Dampf zu verwandeln, benötigt man 100 K · 4,19 kJ/(kg·K) + 2257 kJ/kg = 2676 kJ/kg.