B – Wasser und seine besondere Struktur

Wir betrachten im Folgenden eine Auswahl der besonderen Eigenschaften von Wasser, die sich als Konsequenzen aus der Struktur und Bindung der Wasserstoffmoleküle ergeben:

      • Kristallstruktur von Eis (siehe Konsequenz 1)
      • sehr hohe Schmelz- und Siedetemperaturen (siehe Konsequenz 2)
      • Wärmekapazität (siehe Konsequenz 3)
      • die Dichteanomalie (siehe Konsequenz 4)
      • Oberflächenspannung und Kohäsion (siehe Konsequenz 5)
      • Optische Eigenschaften (erst bei Licht & Farbe)

Hierbei spielen die drei erstgenannten auch eine wesentliche Rolle in Bezug auf unser Klima (s.o.).

In diesen und weiteren Eigenschaften nimmt Wasser gegenüber sämtlichen anderen Stoffen eine Sonderstellung ein. Dies ist hauptsächlich auf drei grundlegende Aspekte der Struktur von Wasser auf der molekularen Ebene zurückzuführen:

      • die winklige Anordnung der Wasserstoff- und Sauerstoffatome zueinander im Wassermolekül (Struktur)
      • die Verteilung der elektrischen Ladungen innerhalb der Molekülstruktur (Polarität)
      • die Verbindung zwischen Wasserstoffmolekülen in Form von Wasserstoffbrücken (Stabilität)

Betrachten wir diese grundlegende Struktur des Wassermoleküls genauer.

B. 1 Winklige Struktur des Wassermoleküls


Jedes Wassermolekül besteht aus einem Sauerstoffatom und zwei Wasserstoffatomen. Wasserstoff befindet sich im Periodensystem der Elemente an erster Stelle (Ordnungszahl 1). Es besitzt ein Proton und ein Elektron. Ein Sauerstoffatom besitzt acht Protonen und acht Elektronen (Ordnungszahl 8). Es findet sich in der 6. Hauptgruppe. Im Schalenmodell betrachtet beutetet das, es verfügt über zwei Elektronen auf der inneren und damit abgeschlossenen Schale und 6 Elektronen auf der zweiten, noch nicht vollständig gefüllten Schale. Wir bezeichnen diese sechs Elektronen auch als „Valenzelektronen“.

Um die zweite Schale ebenfalls zu füllen, wären zwei weitere Elektronen notwendig. Auch das Wasserstoffatom hat eine nicht vollständig gefüllte erste Schale, hier fehlt noch ein weiteres Elektron. Elektronen bilden beim Auffüllen der Schalen außerdem Paare. (Um dies zu verstehen, hilft das Orbitalmodell weiter,  in dem die Schalen wiederum in einzelne Orbitale aufgeteilt werden, die jeweils zwei Elektronen aufnehmen können.)

In Molekülen binden sich nun mehrere Atome aneinander und bilden gemeinsame Elektronenpaare. Im Fall des Wassermoleküls teilen sich Wasserstoff und Sauerstoff jeweils zwei Elektronen des Sauerstoffatoms und jeweils eins der beiden Wasserstoffatome. Auf diese Weise der Elektronenpaarbindung erreichen alle drei Atome eine Art „Edelgaskonfiguration“, das bedeutet, dass alle Schalen (oder zugehörigen Orbitale) vollständig besetzt sind.

Die winkelige Anordnung des Moleküls kommt nun dadurch zustande, dass die beiden weiteren Elektronenpaare des Sauerstoffs ebenfalls in zwei Richtungen Platz einnehmen. Hierdurch erhält es eine tetraederförmige Struktur im dreidimensionalen Raum.


B.2 Polarität des Wasserstoffmoleküls


Elemente verfügen außerdem über eine unterschiedlich stark ausgeprägt Eigenschaft, Valenzelektronen an sich binden zu können. Wir sprechen hier von der Elektronegativität. Wasserstoff besitzt eine eher geringe Elektronenaffinität, Sauerstoff eine eher hohe.

(Hier hinter steckt eine allgemeine Regel der Elemente im Periodensystem: Elemente auf der rechten Seite des Periodensystems mit fast vollständig gefüllten Schalen – wo also nur noch ein oder zwei Elektronen zur vollständigen Schale „fehlen“ – besitzen allgemein eine eher hohe Elektronegativität. Elemente auf der linken Seite hingegen mit nur wenigen Elektronen auf der Valenzschale – wo also ein bis zwei Elektronen abgegeben werden müssten, um die darunterliegende vollständige Schale „freizulegen“ – besitzen eine eher geringe Elektronegativität.)

Der Sauerstoff zieht also die beiden gemeinsamen Elektronenpaare stärker zu sich und wird dadurch leicht negativ geladen. Die Wasserstoffatome wiederum werden durch die Ladungsverschiebung leicht positiv geladen. Aufgrund dieser ungleichen Verteilung der elektrischen Ladungen haben wir es mit einem polarisierten Molekül zu tun. In der tetraederförmigen Struktur des Moleküls ist eine Seite (die der freien Elektronenpaare auf Seiten des Sauerstoffatoms) also negativ geladen, die Seite der Wasserstoffatome positiv geladen.


In Schulbüchern und in den Medien sind verschiedene Darstellungen von Wasser als Molekül zu finden. Hier sehen Sie Beispiele als Zeichnung, als zusammensteckbares Molekül im Baukasten oder als chemische Strukturformel.

B. 3 Stabilität der Bindungen des Wassermoleküls

Vor allem im Grundschulbereich lässt sich außerdem oft eine ikonisch-anthropomorphe Darstellung von kleinen Männchen als Wassermoleküle finden. Dabei stellen in dem hier gezeigten Bild die Füße der Männchen die beiden Wasserstoffatome dar, der Bauch das Sauerstoffatom und die Arme die beiden Elektronenpaare des Sauerstoffs.

Hier wird nun dargestellt, wie die Moleküle untereinander Bindungen eingehen: Die negativ und positiv polarisierten Seiten der Moleküle ziehen sich wechselseitig elektrostatisch an. Dies bezeichnen wir als „Wasserstoffbrücken“.

In der Abbildung unten ist dies schematisch und räumlich korrekter dargestellt.

Aufgrund der Polarisation der Moleküle sind diese Bindungen relativ stabil. (Hinzu kommen noch als Bindungskräfte noch Dipolkräfte und Van-der-Waals-Kräfte.) Wassermoleküle halten im Vergleich viel stärker zusammen als beispielsweise CO2-Moleküle bei einer ähnlichen Zusammensetzung von Atomen.