Es ist flüssig! Es ist klar! Es riecht nicht! Man kann es trinken!

Präsentation zum Thema: "Es ist flüssig! Es ist klar! Es riecht nicht! Man kann es trinken!"—  Präsentation transkript:

1 Es ist flüssig! Es ist klar! Es riecht nicht! Man kann es trinken!

2 Ein nicht allzu trockenes Thema!
Wasser H2O Ein nicht allzu trockenes Thema!

3 Übersicht 1. Allgemeines und Historisches 2. Das Wassermolekül 3. Eigenschaften 4. Reaktionen von Wasser 5. Umwelt und Wasseraufbereitung 6. Schulrelevanz

4 1. Allgemeines und Historisches
1.1 Vorkommen Globale Wasservorräte: 1,38 Mrd. km3 97,4% Salzwasser 2,6 % Süßwasser, einschließlich Eis in Meeren und Gletschern) 0,27% Trinkwasser: 3,6 Mio. km3

5 1.2 Das „Element“ Wasser: Annahme bis zu Beginn des 18.Jahrhunderts:
1. Allgemeines und Historisches 1.2 Das „Element“ Wasser: Annahme bis zu Beginn des 18.Jahrhunderts: Wasser eines der vier alten Elemente des Mittelalters: (Luft, Erde, Feuer und Wasser)

6 Wasser: alle Flüssigkeiten
1. Allgemeines und Historisches Wasser: alle Flüssigkeiten Erde: alle Feststoffe (Metalle, Holz, Oxide, Salze) Luft : alle Gase z.B. brennbare Luft (air inflammable) = Wasserstoff atembare Luft (air respirable) = Sauerstoff Feuer: Energie (freigewordene bzw. zugeführte Energie)

7 1.3 Entlarvung der Verbindung Wasser Cavendish, 1783:
1. Allgemeines und Historisches 1.3 Entlarvung der Verbindung Wasser Cavendish, 1783: Bei Verbrennung der brennbaren Luft entsteht Wasser. Monges, Lavoisiers und Laplaces Idee: Wasser ist ein zusammengesetzter Körper (Verbindung) aus der air inflammable (H2- Gas) und der air respirable (O2-Gas).

8 3 Fe(s) + 4 H2O(g)  Fe3O4 (s) + 4 H2 (g)
1. Allgemeines und Historisches 1.3 Entlarvung der Verbindung Wasser Lavoisier, erkannte: Wasser ist ein Oxid. Reaktionsgleichung: I -II II/+III -II 3 Fe(s) + 4 H2O(g)  Fe3O4 (s) + 4 H2 (g)

9 V1: Zersetzung von Wasser
1. Allgemeines und Historisches V1: Zersetzung von Wasser Reaktionsgleichung: I II Mg(s) + H2O(g)  MgO(s) + H2(g)

10 V2: Elektrolyse von Wasser
2. Das Wassermolekül V2: Elektrolyse von Wasser Eigendissoziation des Wassers: H2O  2 H+(aq) + OH-(aq) Anode: 4 OH-(aq)  O2 (g) + 2 H2O + 4 e- Kathode: 4 H+(aq) + 4 e-  2 H2 (g) ___________________________________________________________ 4 H+(aq) + 4 OH-(aq)  2 H2 (g) + O2 (g) + 2 H2O Wasser besteht aus Wasserstoff und Sauerstoff im Verhältnis: 2:1

11 2. Das Wassermolekül V2a+b: Nachweis von H2 + O2 (a) Nachweis von Wasserstoff (Knallgasprobe): I -II H2 (g) + ½ O2 (g)  H2O (g) H<0 (b) Nachweis von Sauerstoff (Glimmspanprobe): IV -II C(s) + O2 (g)  CO2 (g)

12 2.1 Struktur des Wassermoleküls H2O
2. Das Wassermolekül 2.1 Struktur des Wassermoleküls H2O O-Atom: sp3-hybrisiert  daher Molekül gewinkelt Erwartet: Winkel von 109,5° (Tetraeder) Jedoch: Winkel von 104,45° Laut VSEPR-Theorie: freie Elektronenpaare des Sauerstoffs benötigen mehr Platz  Verkleinerung des HOH-Winkels

13 2. Das Wassermolekül 2.2 Wasser ist ein Dipol unterschiedlich starke Anziehung der bindenden Elektronen beschreibt die Elektronegativität: O: 3,5 H: 2,1 O: partiell negativ H: partiell positiv Dipol: „Moleküle, in denen die Ladungsschwerpunkte der positiven und negativen Partialladungen nicht zusammenfallen, stellen einen Dipol dar.“

14 D1: Ablenkung eines Wasserstrahls
2. Das Wassermolekül D1: Ablenkung eines Wasserstrahls

15 3. Eigenschaften 3.1 Allgemeine Eigenschaften
Schmelz- und Siedepunktsanomalie (0°C/100°C)

16 Wasserstoffbrückenbindung
3. Eigenschaften Wasserstoffbrückenbindung Energie: 21 kJ/mol

17 Aggregatzustände Struktur von Eis 1 -Tridymit-Struktur
3. Eigenschaften Aggregatzustände Struktur von Eis 1 -Tridymit-Struktur 7 kristalline Phasen bekannt

18 D2: Schwimmen einer Büroklammer
3. Eigenschaften D2: Schwimmen einer Büroklammer Oberflächenspannung Wasserstoffbrückenbindungen Grenzflächenaktive Substanzen (z.B. Tenside) können diese herabsetzen. Die Klammer geht unter!

19 3.2 Anomalie des Wassers Eis besitzt als Festkörper eine geringere
3. Eigenschaften 3.2 Anomalie des Wassers Eis besitzt als Festkörper eine geringere Dichte als flüssiges Wasser.  Eis schwimmt auf Wasser.  Eis dehnt sich aus.  Sprengungen

20 3.3 Löslichkeit von Salzen und Gasen 3.3.1 Salze
3. Eigenschaften 3.3 Löslichkeit von Salzen und Gasen 3.3.1 Salze

21 V3: Lösen von Salzen Lösen von CaCl2 Lösen von NH4NO3
3. Eigenschaften V3: Lösen von Salzen Lösen von CaCl2 Erwärmung der Lösung Bildung von Ca2+ und Cl-Ionen Hydratationsenergie größer als die Gitterenergie des Kristalls Lösen von NH4NO3 Abkühlung der Lösung Bildung von NH4+ und NO3--Ionen Hydratationsenergie niedriger,

22 3. Eigenschaften Demonstration 3: 3.3.2 Gase

23 V4: Leitfähigkeitsmessung
3. Eigenschaften V4: Leitfähigkeitsmessung (a) Entionisiertes Wasser (b) Leitungswasser (c) Salz (d) Salzlösung H2O NaCl(s)  Na+ (aq) + Cl- (aq)

24 Durch Elektrolyte, hier die gelösten Ionen
3. Eigenschaften 3.4 Leitfähigkeit Durch Elektrolyte, hier die gelösten Ionen Träger des elektrischen Stroms: Ionen Kationen zur Kathode (negativ) Anionen zur Anode (positiv)

25 3.5 Wasser definiert den pH-Wert
3. Eigenschaften 3.5 Wasser definiert den pH-Wert Definition: pH = -log [c(H3O+)] Wasser hat pH 7, d.h. c(H3O+) = 10-7 mol/L Autoprotolyse des Wassers: 2 H2O  H3O+(aq) + OH-(aq) Durch Lösen von Salzen kann sich der pH-Wert ändern.

26 (a) Lösen von NaHSO4 (b) Lösen von Na2CO3  alkalisch V5: pH-Wert
3. Eigenschaften V5: pH-Wert (a) Lösen von NaHSO4 NaHSO4(s)  Na+(aq) + HSO4-(aq) HSO4-(aq) + H2O  SO42- (aq) + H3O+(aq) Säure Base Base Säure 2  sauer (b) Lösen von Na2CO3 Na2CO3(s)  2 Na+(aq) + CO32-(aq) CO32-(aq) + H2O  HCO3-(aq) +OH-(aq) Base Säure Säure Base 2  alkalisch

27 V6: Erkennungsreaktion
4. Reaktionen mit Wasser V6: Erkennungsreaktion Wasserfreies weißes Kupfersulfat wird bei Anwesenheit von Wasser blau. 4 H2O koordinieren quadratisch-planar Fünfte über H-Brücken an Sulfationen und Koordinationswasser gebunden. [Cu(H2O)4]SO4·H2O CuSO4·3H2O CuSO4·H2O CuSO4

28 V7: Reaktion mit Natrium
4. Reaktionen mit Wasser V7: Reaktion mit Natrium Reaktionsgleichung: I I 2 Na(s) + 2 H2O  2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) + H2 (g)   alkalisch Phenolphthalein färbt sich violett

29 5. Umwelt und Wasseraufbereitung
5.1 Täglicher Verbrauch: In Deutschland seit 1980: Verbrauch im Haushalt pro Person täglich konstant etwa 145 L einschließlich des industriellen Verbrauchs etwa 220 L pro Einwohner und Tag. Deckung: 62% Grundwasser 12 % Quellwasser 6% Uferfiltrat 20% Oberflächenwasser

30 5.1 Täglicher Verbrauch: Toilettenspülung 46 L Baden, Duschen 44 L
Aufteilung des täglichen Trinkwasserverbrauchs in Deutschland pro Einwohner Toilettenspülung 46 L Baden, Duschen 44 L Wäschewaschen 17 L Körperpflege 9 L Geschirrspülen 9 L Garten bewässern 6 L Auto waschen 3 L Kochen, Trinken 3 L Sonstiges 8 L

31 5.2 Wasseraufbereitung Entfernung suspendierter Teilchen Entölung
5. Umwelt und Wasseraufbereitung 5.2 Wasseraufbereitung Entfernung suspendierter Teilchen Siebung, Sedimentation, Flockung, Filtration Entölung Aktivkohlefilter Entfernung unerwünschter Ionen Ionenaustauscher, Umkehrosmose

32 5.3 Energie aus Wasser und Wasserstoff Walchensee-Kraftwerk
5. Umwelt und Wasseraufbereitung 5.3 Energie aus Wasser und Wasserstoff Walchensee-Kraftwerk

33 5.3 Energie aus Wasser und Wasserstoff Wasserstoffauto
5. Umwelt und Wasseraufbereitung 5.3 Energie aus Wasser und Wasserstoff Wasserstoffauto

34 6. Schulrelevanz Klasse 8 Klasse 9 Klasse 10
2.2 Wasser und Wasserstoff Eigenschaften und Bedeutung des Wassers Synthese von Wasser Kreislauf des Wassers Klasse 9 3. Elektrolyse und Ionenbegriff Klasse 10 2.3 Wassermolekül als Dipol Flüssigkeitsstrahl im elektrischen Feld Räumlicher Bau des Wassermoleküls Wasser als Lösungsmittel für Salze Wasserstoffbrückenbindungen