Wasser ist sehr vielfältig. Im Alltag nutzen wir es meist in seiner flüssigen Form. Doch Wasser kann auch anders. Schon in der Schule haben wir gelernt, dass die verschiedenen Zustände einer Materie Aggregatzustände heißen. Die drei klassischen Aggregatzustände sind: fest, flüssig und gasförmig.
Wodurch entstehen sie noch gleich? Die Bezeichnung leitet sich von dem lateinischen Wort „aggregare“ ab und bedeutet so viel wie „sich versammeln“. Aha, es versammelt sich etwas – aber was? In unserem Fall Wasser-Moleküle, welche jeweils aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom bestehen (H2O). Der Aggregatzustand hängt von Stoffeigenschaften, Temperatur und Druck ab.
In diesem Text wollen wir uns ein Paar besondere Zustände von Wasser anschauen wie zum Beispiel Schnee. Vorher frischen wir aber noch unser Wissen zu den Aggregatzuständen im Allgemeinen und denen von Wasser im Besonderen auf.
Wenn ein Stoff von einem Aggregatzustand in den anderen übergeht, bleibt er chemisch gesehen derselbe – nur die physikalischen Bedingungen ändern sich. Im festen Zustand bezeichnen wir einen Stoff als Festkörper.
Idealisierte Festkörper behalten ihre Form und ihr Volumen. Die Moleküle dieser Stoffe sind starr, bewegen sich kaum und liegen eng beieinander. Im flüssigen Zustand hat der Stoff zwar immer noch ein bestimmtes Volumen, aber eine unbestimmte Form. Hier sind die Moleküle beweglicher. Eine Flüssigkeit passt sich der Umgebung an und nimmt beispielsweise die Form eines Glases an. Ist ein Stoff hingegen gasförmig, sprechen wir von einem Gas: Sowohl die Form als auch das Volumen sind unbestimmt. In diesem Zustand bewegen sich die Moleküle frei im gesamten Raum, der zur Verfügung steht. Die Faustregel lautet also: Je kälter es ist, desto weniger bewegen sich die Moleküle. Wasser ist ein Stoff, der alle drei Aggregatzustände einnehmen kann: Im festen Zustand kennen wir es als Eis, im flüssigen als Wasser und im gasförmigen als Dampf.
In der Chemie gibt es für den Übergang von einem Aggregatzustand in den anderen bestimmte Bezeichnungen, von denen wir die meisten im Alltag ganz selbstverständlich nutzen: Wenn ein fester Stoff flüssig wird, nennen wir das Schmelzen (z. B. schmelzende Eiscreme). Wenn ein flüssiger Stoff fest wird, nennen wir das Erstarren (z. B. erstarrte Eiswürfel). Wenn ein flüssiger Stoff gasförmig wird, nennen wir das Verdampfen (z. B. verdampfendes Wasser beim Kochen). Voraussetzung für das Verdampfen von Flüssigkeiten ist, dass die Siedetemperatur des jeweiligen Stoffes erreicht wird. Die Siedetemperatur bezeichnet die Temperatur, bei der ein flüssiger Stoff gasförmig wird (bei Wasser ist das 100 °C). Wenn hingegen etwas Nasses wie beispielsweise frisch gewaschene Wäsche in der Sonne trocknet, sprechen wir von Verdunsten. Dieser Prozess dauert viel länger, da er unterhalb der Siedetemperatur stattfindet. Wenn ein gasförmiger Stoff flüssig wird, nennen wir das Kondensieren (z. B. beschlagene Fenster- und Spiegelscheiben nach einem heißen Bad). Den Übergang von fest zu gasförmig nennen wir Sublimieren. Ein beliebtes Beispiel hierfür ist Trockeneis: Es besteht aus festem Gas, und zwar Kohlenstoffdioxid (CO2) und sublimiert bei Raumtemperatur zum gasförmigen CO2. Die Umkehrung dieses Vorgangs nennen wir Resublimieren.
Den Übergang von gasförmig zu fest sehen wir am Beispiel von morgendlichem Niederschlag (Reif). Wenn die Erdoberfläche über Nacht abkühlt, ist am nächsten Morgen in der Nähe des Erdbodens auf Blättern und Pflanzen eine gleichförmige feine Eisschicht zu sehen, der sogenannte Strahlungsreif. Der Advektionsreif hingegen besteht aus Eiskristallen und wird durch horizontale Luftbewegung und hohe Luftfeuchtigkeit begünstigt.
Schlittschuhlaufen dank Anomalie
Für gewöhnlich hat ein fester Stoff eine größere Dichte als ein flüssiger oder gasförmiger. In der Schule haben die meisten von uns ein Experiment gemacht, bei dem etwas im Wasser versinkt oder oben auf dem Wasser schwimmt. Hat ein Stoff eine größere Dichte wie zum Beispiel Eisen, dann sinkt er im Wasser. Ein Stoff mit geringerer Dichte schwimmt hingegen oben – wie zum Beispiel Holz. Wasser ist in Bezug auf diese Dichte-Regel eine der Ausnahmen: Dieser Effekt heißt Dichteanomalie. Denn im festen Zustand hat Wasser eine geringere Dichte als im flüssigen. Wie kann das sein? Während im flüssigen Zustand bei den Wasser-Molekülen viel Bewegung und eine Mischung aus Ordnung und Chaos herrscht, bildet sich beim Eis ein Kristallgitter – darin liegt das Geheimnis.
Vielleicht hast auch du schon von den Wasserstoffbrückenbindungen gehört. Das sind Bindungen, die zwischen den Wasser-Molekülen wirken und mit der elektrischen Ladung der Wasser-Moleküle zu tun haben. Das Sauerstoffatom ist negativ und die Wasserstoffatome positiv geladen. Dadurch, dass diese Atome nicht in einer geraden Linie, sondern in einem Winkel zueinander stehen, gibt es eine asymmetrische Verteilung. Deswegen ziehen sich die Ladungen benachbarter Moleküle an: Es bilden sich Ketten und größere Gruppen, sogenannte Cluster. Bei Wasser werden die Wasserstoffbrückenbindungen immer wieder getrennt und an anderer Stelle neu gebildet, d.h. Wassermoleküle sind nicht ortsfest, sie bewegen sich! Mit sinkender Wassertemperatur nimmt die Bewegungsenergie der einzelnen Moleküle ab und die vorhandenen Anziehungskräfte bewirken, dass sich die Moleküle immer enger zusammen lagern – aber ungeordnet. Die größte Dichte wird bei 4°C erreicht. Wasserkörper mit diesen Temperaturen sinken ab, so dass im Winter Temperaturen von 4°C am Gewässerboden gemessen werden.
Im Gegensatz zu flüssigen Körpern sind feste Körper immer durch eine regelmäßige Anordnung der einzelnen Moleküle oder Atome gekennzeichnet (Kristallgitter). Wenn Wasser zu Eis gefriert, müssen die unregelmäßig und eng angeordneten Wassermoleküle auseinanderweichen, um eine regelmäßige Gitterstruktur zu bilden. Das entstehende Eis weist eine geringere Dichte auf als Wasser und ist dementsprechend leichter. Aus diesem Grund frieren Gewässer von oben zu, während am Gewässergrund eine Wassertemperatur von 4°C gemessen wird. Dank der Dichteanomalie können wir also auf einem gefrorenen Teich Schlittschuhlaufen.
Eisige Vielfalt
Schnee, Hagel und Eiszapfen bestehen alle aus gefrorenem Wasser, dennoch haben alle ein anderes Erscheinungsbild: Schnee kennen wir als sternförmige Kristalle, Hagel als große Eiskugeln und Eiszapfen als längliche Strukturen in Form eines Kegels oder einer Säule. Wie kommt das? Diese Vielfalt an Eisformen hängt mit den unterschiedlichen Entstehungsprozessen zusammen.
Bei Schnee ist der Ablauf ähnlich wie bei Hagel. Dafür ist jedoch eine Temperatur von mindestens -12 Grad Celsius notwendig. Die unterkühlten Wassertröpfchen lagern sich an sogenannten Kristallisationskeimen an, in der Regel an Staubteilchen. Du wunderst dich, warum das Wasser bei den Minustemperaturen noch nicht fest ist? Nun, ohne Kristallisationskeim kann Wasser auch bei unter -40 Grad Celsius flüssig bleiben. Die Form der entstehenden Eiskristalle ist immer sechseckig (hexagonal). Das hängt mit der oben beschriebenen molekularen Struktur von Wasser zusammen. Der Bindungswinkel zwischen den Wasserstoffatomen im Wasser beträgt 104.45° (Realstruktur). Auf dem Weg zur Erde lagern sich an den sechs Ecken weitere Wasserdampf-Moleküle an. Hier findet also eine Resublimation statt: der Übergang von gasförmig zu fest. Die Eiskristalle wachsen heran und fallen schließlich zu Boden. Als Schneeflocken kommen sie aber nur an, wenn auf dem gesamten Weg eine Temperatur von unter 0 Grad Celsius herrscht. Wenn auch der Erdboden eine entsprechende Temperatur hat, bleibt der Schnee liegen und es ist Zeit für einen Schneemann. Die Form der Schneeflocken hängt von der Temperatur und der Luftfeuchtigkeit ab: Bei tieferen Temperaturen bilden sich eher Plättchen oder Prismen, während bei höheren und feuchteren Temperaturen sechsarmige verzweigte Sterne entstehen.
Funfact: Der US-amerikanische Farmer, Fotograf und Schneeforscher Wilson Alwyn Bentley stellte die Theorie auf, dass jeder Schneekristall ein Unikat sei. Er führt dies auf die unzähligen Möglichkeiten der molekularen Kombination von Wasser-Molekülen zurück. Bentley war einer der ersten Menschen, dem es gelang, Schneekristalle unter dem Mikroskop zu fotografieren. Einige der insgesamt über 5.000 fotografierten Schneekristalle sehen wir in den folgenden Bildern:
