Das Wasser. Zahlen, Fakten, Wissenswertes

Das Wasser- Zahlen, Fakten, Wissenswertes

Bau des Wassermoleküls

V: Ablenkung des Wasserstrahls

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Der Plastikstab wurde mit Wolle bzw. Seide abgerieben und an den Wasser- bzw. Benzinstrahl gehalten.

B: Beim Wasser wurde der Strahl in die Richtung des Plastikstabes abgelenkt. Beim Benzin ist keine Ablenkung zu sehen.

Genauer Aufbau

Im H2O – Molekül sind vier Elektronenpaare ungefähr tetraedisch angeordnet. Wegen der noch stärkeren Abstoßung der bindenden Elektronenpaare durch die beiden freien Elektronenpaare weicht der Bindungswinkel weiter vom Tetraederwinkel ab.

Der Bindungswinkel im H2O – Molekül beträgt 105°.

Ein Sauerstoffatom besitzt zwei einfach besetzte Wolken; es kann deshalb zwei Wasserstoffatome binden. Die drei Kerne des H2O – Moleküls liegen nicht auf einer Geraden, sondern bilden einen Winkel, weil auch die einfach besetzten Wolken des Sauerstoffatoms nicht auf einer Geraden mit dem Kern liegen.

Im Wassermolekül zieht die höhere Ladung des Sauerstoffkernes die gemeinsamen Elektronen näher zu sich und stößt gleichzeitig die beiden Wasserstoffkerne (Protonen) von sich weg. Diese liegen deshalb stark exzentrisch in der gemeinsamen Wolke, und die Bindungselektronen halten sich im zeitlichen Durchschnitt näher beim Sauerstoffkern auf.

Dadurch erhält das Sauerstoffatom einen Überschuss an negativer Ladung, während das Wasserstoffatom im Vergleich dazu positiv geladen erscheint. Die Bindung bekommt ein positives und ein negatives Ende, d.h. sie wird polar. Obwohl das Wassermolekül im Ganzen elektrisch neutral ist, ist die Ladung in ihm nicht gleichmäßig verteilt: es besitzt ein positives und ein negatives Ende, es ist ein „Dipol“. Nur wenn zwei gleiche Atome miteinander eine Atombindung eingehen, halten sich die gemeinsamen Elektronen meistens genau in der Mitte zwischen den Kernen auf, da beide Kerne dieselbe Anziehungskraft auf die negative Ladung haben, Bindungen zwischen verschiedenen Atomen sind also immer mehr oder weniger polar, weil das kleinere Atom oder das mit der größeren Kernladung die gemeinsamen Elektronen mehr anzieht und der Schwerpunkt der bindenden Ladungswolke näher zu diesem Atom hinrückt. Die Polarität einer Bindung wird also um so größer, je mehr sich die Atome in der Fähigkeit, Elektronen anzuziehen, in der Elektronegativität (EN), unterscheiden. Die Elektronegativität ist um so größer, je größer die Ladung und je kleiner der Durchmesser des Atomrumpfes ist. Innerhalb einer Gruppe im Periodensystem nimmt die EN nach unten ab, weil der Durchmesser des Atoms wächst.

Innerhalb einer Periode nimmt die EN nach rechts zu, da die Ladung steigt.

Da sich die entgegengesetzt geladenen Enden polarer Bindungen gegenseitig anziehen, sind polare Bindungen stärker als unpolare, weil diese Anziehung zur bindenden Wirkung der gemeinsamen Ladungswolke hinzukommt. Polare Bindungen sind deshalb schwerer in Atome zu spalten als unpolare. Es muss zur Trennung der Bindung mehr Energie aufgewendet werden. Die Bindungsenergie ist also um so höher, je polarer die Bindung ist. Aber auch der Abstand der beiden Atomkerne, die Länge der Bindung, hat einen Einfluss auf die Bindungsenergie: längere Bindungen sind schwächer, haben also kleinere Bindungsenergien.

Wasserstoffbrücken

Wassermoleküle können sich, wegen ihrem gewinkelten und den polaren Atombindungen, so anordnen, dass der relativ positive Pol mit den Wasserstoffatomen und der relativ negative Pol mit den freien Elektronenpaaren am Sauerstoffatom in Wechselwirkung treten. Diese Wechselwirkung bezeichnet man als Wasserstoffbrückenbindung. Das Vorhandensein von Wasserstoffbrücken ist für die charakteristischen Eigenschaften des Wassers verantwortlich. Diese Wasserstoffbrückenbindungen sind im Eis am meisten vorhanden, d.h. fast jedes Wassermolekül beteiligt sich an einer riesigen Wasserstoffbrückenbindung. Das so entstandene

„Riesenmolekül“ (Makromolekül) ist mit dem bloßen Auge sichtbar und hat sehr große Ausmaße. Beim schmelzen von Eis zerfallen die Wasserstoffbrückenbindungen in einzelne kleinere Varianten. Erhitzt man nun weiter passiert zunächst nichts. Erst bei einer Temperatur von 100°C beginnt das Wasser zu sieden. Im entstanden Wasserdampf sind immer noch Wasserstoffbrücken vorhanden, wobei diese so wenige H2O

Moleküle umfassen, dass sich diese aus dem flüssigen Wasser lösen können und in die Luft übergehen. Sie sind als Dampf sichtbar. Um alle Wasserstoffbrücken zu zerstören muss man den Wasserdampf ultrahoch erhitzen (über 1000°C).

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die Wasserstoffbrückenbindungen sind die Ursache dafür, dass die Wassermoleküle im Molekülgitter nur sehr locker gepackt werden können. Daher beträgt die Dichte des Eises nur 0,92g/cm3. Beim Schmelzen bricht die Gitterordnung zusammen, die Moleküle können sich dichter aneinander legen und Wasser hat eine höhere Dichte als Eis (1g/cm3). Die Wasserstoffbrückenbindung ist verantwortlich für das einzigartige Volumen- und Dichteverhalten des Wassers, der Anomalie des Wassers. Im Festen Zustand hat Wasser das größte Volumen, da hier fast alle Wassermoleküle in eine Brücke integriert sind. Die Elektronenwolken sind eine Art Platzhalter zwischen den Molekülen und halten diese auf größtmöglichem Abstand. Die größte Dichte besitzt Wasser bei 4°C, da hier die Moleküle am nächsten zusammenrücken können. Ist Wasser wärmer als 4°C vergrößert sich der Abstand zwischen den Molekülen wieder, wegen der, durch höhere Temperatur verursachten, erhöhten Teilchenbewegung. Seen frieren durch diese Eigenschaft meist nur oberflächlich ein, da die dichteste Schicht immer nach unten Absinkt. Wenn es nun an der Oberfläche Minusgrade hat beginnt die oberste Wasserschicht sich abzukühlen und somit erhöht sich die Dichte. Diese abgekühlte Schicht sinkt ab und die, die sich nun an der Oberfläche befindet, beginnt ebenfalls abzukühlen.

Wenn nun alle Schichten auf 4°C abgekühlt sind, nimmt die Dichte zu und eine vier Grad warme Schicht bleibt am Boden und kühlt sich erst dann weiter an, wenn sich die darüber befindende Schicht mehr abkühlt. Diese Eigenschaft lässt viele Tiere im Wasser auch im Winter überleben.

Siede- bzw. Schmelzpunkte von Wasserstoffverbindungen Die Siedetemperatur von H2O (100°C) ist viel höher als die von H2S (ca. -60°C). Dies liegt an der stärke der polaren Bindung, je stärke diese ist, um so schwerer ist es die Moleküle voneinander zu trennen. Die Bindung H2O ist wegen der großen Differenz der EN-Werte von Wasserstoff und Sauerstoff stark polar. Deswegen ergeben sich Wasserstoffbrücken.

Auch bei HF ist der Siedepunkt ziemlich hoch (ca.25°C), da diese Bindung ebenfalls stark polar ist, hier bilden sich ebenfalls Wasserstoffbrücken. Die Stärke der Wasserstoffbrücken nimmt mit der Polarität der Bindung in der Reihe N-H, O-H, F-H zu. Jedes Wassermolekül kann zu den Nachbarmolekülen zwei Wasserstoffbrücken ausbilden. Sie bewirken, dass die Siedetemperatur von Wasser noch höher ist als die von Fluorwasserstoff, da beim Fluorwasserstoff jedes Molekül zu den Nachbarmolekülen nur eine Wasserstoffbrücke bilden kann.

Zwischen H2S-Molekülen wirken wesentlich geringere Kräfte, da die Polarität der H-S Bindung nur gering ist. Genauso ist es auch bei den PH3-Molekülen, der Siedepunkt liegt hier bei - 88°C. Da diese Bindung nur sehr gering polar ist, ist auch der Siedepunkt viel niedriger als der von H2O oder PH3.

Man kann also sagen, je stärker die polare Bindung zwischen den Molekülen ist, desto höher ist der Schmelz- bzw.

Siedepunkt.

Eis und Schneekristalle Aufbau: