Wasserstoffoxid (H2O), die einfachste chemische Verbindung von Wasserstoff und Sauerstoff (11,19 Gewichtsprozent Wasserstoff und 88,81 Gewichtsprozent Sauerstoff), die unter Standardbedingungen stabil ist. Molekulargewicht: 18,0160. Farb-, geruch- und geschmacklose Flüssigkeit (tiefes Wasser hat eine bläuliche Farbe).

Wasser spielte eine entscheidende Rolle in der geologischen Geschichte der Erde, bei der Entstehung des Lebens und bei der Bildung der physikalischen und chemischen Umwelt, des Klimas und des Wetters auf unserem Planeten. Ohne Wasser könnten lebende Organismen nicht existieren. Es ist ein wesentlicher Bestandteil fast aller technischen Prozesse, sowohl in der Landwirtschaft als auch in der Industrie.

Wasser in der Natur. Wasser ist in der Natur weit verbreitet. Die Hydrosphäre, d.h. die Wasserhülle der Erde, zu der die Ozeane, Meere, Seen, Stauseen, Flüsse, das unterirdische Wasser und die Bodenfeuchtigkeit gehören, enthält etwa 1,4 bis 1,5 Milliarden Kubikkilometer, davon etwa 90 Millionen Kubikkilometer Landwasser. Auf unterirdisches Wasser entfallen 60 Millionen Kubikkilometer, auf Gletscher 29 Millionen, auf Seen 0,75 Millionen, auf Bodenfeuchtigkeit 75.000 und auf Flüsse 1.200. In der Atmosphäre gibt es Wasser in Form von Dampf, Nebel, Wolken, Regentropfen und Schneekristallen, insgesamt etwa 13.000-15.000 Kubikkilometer. Gletscher bedecken ständig etwa 10 % der Landoberfläche. In der nördlichen und nordöstlichen UdSSR sowie in Alaska und Nordkanada befindet sich ständig eine unterirdische Eisschicht auf einer durchschnittlichen Fläche von etwa 16 Mio. km² (insgesamt etwa 0,5 Mio. m³). Nach verschiedenen Schätzungen enthält die Erdkruste – die Lithosphäre – 1 bis 1,3 Milliarden Kubikkilometer Wasser, was in etwa dem Wassergehalt der Hydrosphäre entspricht. In der Erdkruste ist eine beträchtliche Menge Wasser als Bestandteil bestimmter Minerale und Mineralgesteine (Gips, hydratisierte Formen von Kieselsäure, Hydrosilikate usw.) gebunden. Große Wassermengen (13-15 Mrd. Kubikkilometer) sind in den tieferen Regionen des Erdmantels konzentriert. Das Wasser, das der Erdmantel während der Erwärmung in den frühen Stadien der Erdentstehung abgab, war nach heutiger Auffassung für die Bildung der Hydrosphäre verantwortlich. Der jährliche Ertrag von Wasser aus dem Erdmantel und den Magmaschichten beträgt etwa 1 Kubikkilometer. Es gibt Daten, die darauf hindeuten, dass Wasser zumindest teilweise „kosmischen“ Ursprungs ist: Protonen, die von der Sonne in die obere Atmosphäre gelangen und Elektronen anziehen, werden in Wasserstoffatome umgewandelt, die sich mit Sauerstoffatomen zu H2O vereinigen. Wasser ist ein Bestandteil aller lebenden Organismen, die zusammen halb so viel Wasser enthalten wie alle Flüsse der Erde. Der Anteil des Wassers in lebenden Organismen, mit Ausnahme von Samen und Sporen, schwankt zwischen 60 und 99,7 Gewichtsprozent. In den Worten des französischen Biologen E. Du Bois-Reymond ist ein lebender Organismus I’eau animee („belebtes Wasser“). Das gesamte Wasser der Erde befindet sich in der Atmosphäre, der Lithosphäre und der Biosphäre in ständiger Vermischung und Zirkulation.

Unter natürlichen Bedingungen enthält Wasser immer gelöste Salze, Gase und organische Substanzen. Ihre mengenmäßige Zusammensetzung hängt von der Quelle des Wassers und den Umweltbedingungen ab. Wasser mit einer Salzkonzentration von weniger als 1 g/kg gilt als frisch, bis 25 g/kg als leicht salzig und über 25 g/kg als Salzwasser.

Das Wasser mit dem geringsten Mineralgehalt stammt aus atmosphärischen Niederschlägen (im Durchschnitt etwa 10-20 mg/kg); der nächst niedrigere Gehalt (50-1.000 mg/kg) findet sich in Süßwasserseen und Flüssen. Der Salzgehalt der Ozeane schwankt um 35 g/kg; die Meere haben einen geringeren Mineralgehalt (Schwarzes Meer: 17-22 g/kg; Ostsee: 8-16 g/kg; Kaspisches Meer: 11-13 g/kg). Der Mineralgehalt von unterirdischem Wasser in Oberflächennähe kann bei überschüssiger Feuchtigkeit bis zu 1 g/kg betragen; unter trockenen Bedingungen erreicht er 100 g/kg; und in tiefen Gewässern schwankt die Mineralisierung innerhalb einer großen Bandbreite. Die höchste Salzkonzentration findet man in Salzseen (bis zu 300 g/kg) und in tiefliegenden unterirdischen Gewässern (etwa 600 g/kg).

Im Süßwasser überwiegen in der Regel die Ionen HCO3-, Ca2+ und Mg2+. Mit steigendem Gesamtmineralgehalt nimmt die Konzentration von SO42-, Cl-, Na+ und K+ zu. In Wässern mit hohem Mineralgehalt überwiegen die Ionen Cl- und Na+, seltener Mg2+ und sehr selten Ca2+. Andere Elemente sind in sehr geringen Mengen vorhanden, aber fast alle natürlichen Elemente des Periodensystems sind im nativen Wasser zu finden.

Zu den gelösten Gasen im nativen Wasser gehören Stickstoff, Sauerstoff, Kohlendioxid, die Edelgase und selten Schwefelwasserstoff und Kohlenwasserstoffe. Die Konzentration an organischen Stoffen ist gering: In Flüssen beträgt sie im Durchschnitt etwa 20 Milligramm pro Liter (mg/l), in unterirdischen Gewässern noch weniger und im Meer etwa 4 mg/l. Eine Ausnahme bilden Wasser in Sümpfen und Erdölvorkommen sowie durch Industrie- und Haushaltsabwässer verschmutztes Wasser, die eine höhere Konzentration an organischen Stoffen aufweisen. Die qualitative Zusammensetzung der organischen Substanzen ist äußerst vielfältig und umfasst verschiedene Produkte der lebenswichtigen Aktivität der im Wasser lebenden Organismen und die Verbindungen, die beim Abbau ihrer Überreste entstehen.

Die Salze im nativen Wasser stammen aus Substanzen, die bei der chemischen Verwitterung von Eruptivgestein entstanden sind (Ca2+, Mg2+, Na+, K+ usw.) und aus Substanzen, die im Laufe der Erdgeschichte aus dem Erdinneren ausgestoßen wurden (CO2, SO2, HCl, NH3 usw.). Die Zusammensetzung des Wassers hängt von der unterschiedlichen Zusammensetzung dieser Stoffe und den Bedingungen ab, unter denen sie mit Wasser reagiert haben. Auch die Einflüsse der lebenden Organismen sind für die Zusammensetzung des Wassers von erheblicher Bedeutung.

Isotopische Zusammensetzung. Aufgrund der Existenz von zwei stabilen Wasserstoffisotopen (JH und 2H, meist als H und D bezeichnet) und drei Sauerstoffisotopen (16O, 17O und 18O) sind neun Isotopenformen des Wassers bekannt. Sie kommen in der Natur in den folgenden durchschnittlichen Verhältnissen (in Molekularprozent) vor: H216O, 99,73; H217O, 0,04; H218O, 0,20; und HD16O, 0,03; sowie 10-5 bis 10-15 Prozent (insgesamt) HD17O, HD18O, D216O, D217O und D218O. Schweres Wasser, D2O, das Deuterium enthält, ist von besonderem Interesse. Im gesamten Wasser der Erde gibt es nur 13-20 kg „superschweres“ Wasser, das ein radioaktives Isotop von Wasserstoff-Tritium (3H oder T) enthält.

Historische Informationen. Aufgrund seiner weiten Verbreitung und seiner Rolle im menschlichen Leben wird Wasser seit langem als Quelle des Lebens angesehen. Die Vorstellung der antiken Philosophen, dass Wasser der Ursprung aller Dinge sei, spiegelte sich in Aristoteles‘ Theorie (4. Jh. v. Chr.) der vier Elemente (Feuer, Luft, Erde und Wasser) wider, nach der Wasser als Träger von Kälte und Feuchtigkeit angesehen wurde. Die Vorstellung von Wasser als einem einzigen chemischen Element hielt sich in der Wissenschaft bis zum Ende des 18. In den Jahren 1781-82 synthetisierte der englische Wissenschaftler H. Cavendish zum ersten Mal Wasser, indem er ein Gemisch aus Wasserstoff und Sauerstoff mit einem elektrischen Funken zur Explosion brachte. 1783 wiederholte der französische Wissenschaftler A. Lavpisier diese Experimente und kam zum ersten Mal zu dem richtigen Schluss, dass Wasser eine Verbindung aus Wasserstoff und Sauerstoff ist. Im Jahr 1785 bestimmte Lavoisier zusammen mit dem französischen Wissenschaftler J. Meusnier die quantitative Zusammensetzung des Wassers. Im Jahr 1800 trennten die englischen Wissenschaftler W. Nicholson und A. Carlisle Wasser mit Hilfe von elektrischem Strom in seine Elemente auf. Die Analyse und Synthese von Wasser offenbarte seine komplexe Zusammensetzung und ermöglichte die Bestimmung seiner Formel H2O. Die Untersuchung der physikalischen Eigenschaften des Wassers hatte bereits vor der Bestimmung seiner Zusammensetzung in enger Verbindung mit anderen wissenschaftlichen und technischen Problemen begonnen. Im Jahr 1612 wies der italienische Wissenschaftler Galilei auf die geringere Dichte von Eis im Vergleich zu flüssigem Wasser als Grund für den Auftrieb von Eis hin. Im Jahr 1665 schlug der niederländische Wissenschaftler C. Huygens vor, die Siede- und Schmelztemperatur von Wasser als Bezugspunkte für eine Thermometerskala zu verwenden. 1772 stellte der französische Physiker Deluc fest, dass die maximale Dichte von Wasser bei 4 °C liegt; mit der Einführung des metrischen Maß- und Gewichtssystems Ende des 18. Jahrhunderts wurde diese Beobachtung genutzt, um die Massen- und Gewichtseinheit Kilogramm zu definieren. Im Zusammenhang mit der Erfindung der Dampfmaschine untersuchten die französischen Wissenschaftler D. Arago und P. Dulong (1830) die Druckabhängigkeit des gesättigten Wasserdampfs von der Temperatur. In der Zeit von 1891 bis 1897 leitete D. I. Mendelejew die Formeln für die Abhängigkeit der Wasserdichte von der Temperatur ab. Im Jahr 1910 entdeckten der amerikanische Wissenschaftler P. Bridgman und der deutsche Wissenschaftler G. Tammann bestimmte polymorphe Veränderungen im Eis bei hohem Druck. Im Jahr 1932 entdeckten die amerikanischen Wissenschaftler E. Washburn und H. Urey schweres Wasser. Die Fortschritte der physikalischen Forschungsmethoden ermöglichten erhebliche Fortschritte bei der Untersuchung der Struktur der Wassermoleküle und der Eiskristalle. Im letzten Jahrzehnt haben die Wissenschaftler der Struktur des flüssigen Wassers und der wässrigen Lösungen besondere Aufmerksamkeit gewidmet.

Physikalische Eigenschaften und Struktur. Die wichtigsten physikalischen Konstanten für Wasser sind in Tabelle 1 aufgeführt. (Zum Druck von gesättigtem Wasserdampf bei verschiedenen Temperaturen siehe den Artikel WASSERDAMPF. Zu den polymorphen Modifikationen von Wasser im festen Zustand siehe den Artikel EIS). Der Tripelpunkt von Wasser, an dem sich flüssiges Wasser, Eis und Wasserdampf im Gleichgewicht befinden, tritt bei einer Temperatur von 0,01° C und einem Druck von 6,03 x 10-3 Atmosphären auf.

Viele physikalische Eigenschaften von Wasser weisen erhebliche Unregelmäßigkeiten auf. Bekanntlich variieren die Eigenschaften einer Verbindungsart mit Elementen aus der gleichen Gruppe im Mendelejewschen Periodensystem regelmäßig. In der Reihe der Wasserstoffverbindungen mit Elementen der Gruppe VI (H2Te, H2Se, H2S und H2O) werden die Schmelz- und Siedepunkte nur bei den ersten drei niedriger; bei Wasser sind Schmelz- und Siedepunkt anomal hoch. Die Dichte von Wasser nimmt, wie bei den meisten anderen Flüssigkeiten, im Bereich von 100° bis 4° C normal zu. Nachdem sie jedoch bei 3,98 °C einen Höchstwert von 1,0000 g/cm3 erreicht hat, nimmt die Dichte bei weiterer Abkühlung ab und fällt beim Gefrieren schlagartig, während bei den meisten anderen Stoffen die Kristallisation mit einem Anstieg der Dichte einhergeht. Wasser ist zu einer beträchtlichen Unterkühlung fähig, d. h., es kann unterhalb des Schmelzpunkts (sogar bei -30 °C) im flüssigen Zustand bleiben. Die spezifische Wärme, die Schmelzwärme und die Verdampfungswärme von Wasser sind im Vergleich zu anderen Stoffen ungewöhnlich hoch, und die spezifische Wärme ist bei 40 °C am geringsten. Die Viskosität von Wasser nimmt mit steigendem Druck eher ab als zu, wie es bei anderen Flüssigkeiten zu erwarten wäre. Die Kompressibilität von Wasser ist äußerst gering und nimmt mit steigender Temperatur ab.

Die Anomalien der physikalischen Eigenschaften von Wasser sind auf die Struktur seiner Moleküle und die Besonderheiten der zwischenmolekularen Wechselwirkungen in flüssigem Wasser und in Eis zurückzuführen. Die drei Kerne eines Wassermoleküls bilden ein gleichschenkliges Dreieck, mit den Protonen an der Basis und dem Sauerstoff an der Spitze (Abbildung l,a). Die Verteilung der Elektronendichte im Wassermolekül ist so beschaffen (Abbildung 1, b und c), dass vier Ladungspole entstehen: zwei positive, die mit den Wasserstoffatomen verbunden sind, und zwei negative, die mit den Elektronenwolken der nicht geteilten Elektronenpaare am Sauerstoffatom verbunden sind. Die vier Ladungspole befinden sich an den Ecken eines Tetraeders (Abbildung l,d). Aufgrund dieser Polarität hat Wasser ein großes Dipolmoment (1,86 D), und die vier Ladungspole ermöglichen es jedem Wassermolekül, vier Wasserstoffbrückenbindungen mit seinen benachbarten (identischen) Molekülen zu bilden – beispielsweise in Eiskristallen.

Abbildung 1. Struktur eines Wassermoleküls: (a) Geometrie des H2O-Moleküls (im gasförmigen Zustand), (b) Elektronenbahnen im H2O-Molekül, (c) Elektronenkonfiguration des H2O-Moleküls (die nicht geteilten Elektronenpaare sind sichtbar), (d) vier Ladungspole an den Ecken eines Tetraeders im H2O-Molekül.

Die Kristallstruktur von gewöhnlichem Eis ist hexagonal (siehe Abbildung 2). Sie ist „locker“ und enthält viele „Löcher“. (Wären die Wassermoleküle in Eiskristallen dicht „gepackt“, würde die Dichte etwa 1,6 g/cm3 betragen.) Im flüssigen Wasser bleiben die Bindungen, die im Eis zwischen den H2O-Molekülen und ihren vier Nachbarn bestehen (kurzreichweitige Ordnung“), in erheblichem Maße erhalten; beim Schmelzen nimmt die lockere“ Struktur jedoch ab, und Moleküle mit langreichweitiger Ordnung“ fallen in die Löcher“, was zu einer Zunahme der Dichte führt. Bei weiterer Erwärmung nimmt die thermische Bewegung der Moleküle zu und der Abstand zwischen ihnen vergrößert sich, d. h. das Wasser dehnt sich aus. Diese Ausdehnung ist bereits bei 3,98° C vorherrschend, so dass die Dichte des Wassers mit steigender Temperatur abnimmt. Die Wasserstoffbrückenbindungen sind etwa zehnmal stärker als die Bindungen, die durch die für die meisten anderen Flüssigkeiten charakteristischen zwischenmolekularen Wechselwirkungen entstehen; daher ist für das Schmelzen, Verdampfen und Erwärmen von Wasser viel mehr Energie erforderlich als bei anderen Flüssigkeiten, was die ungewöhnlich hohen Werte für die Schmelz- und Verdampfungswärme sowie für die spezifische Wärme des Wassers erklärt. Die Wasserstoffbrückenbindungen brechen bei einer Temperaturerhöhung auf, aber eine gewisse Anzahl von ihnen bleibt auch bei 100° C erhalten. Wasser, das in organischen Lösungsmitteln gelöst ist, besteht aus (H2O)2-Aggregaten, die sich aufgrund der Wasserstoffbrückenbindungen bilden.

Abbildung 2. Kristallstruktur von Eis

Wasser als Lösungsmittel. Wasser ist das universelle Lösungsmittel. Gase lösen sich relativ leicht in Wasser, wenn sie in der Lage sind, chemische Wechselwirkungen mit ihm einzugehen (Ammoniak, Schwefelwasserstoff, Schwefeldioxid und Kohlendioxid). Andere Gase sind nicht leicht in Wasser löslich. Mit sinkendem Druck und steigender Temperatur nimmt die Löslichkeit von Gasen in Wasser ab. Bei niedrigen Temperaturen und hohem Druck lösen sich viele Gase (Argon, Krypton, Xenon, Chlor, Schwefelwasserstoff, Kohlenwasserstoffe und andere) nicht nur in Wasser, sondern bilden auch Kristallhydrate. So bildet Propan bei 10° C und 0,3 Meganewton pro Quadratmeter (MN/m2) bzw. 3 Kilogramm Kraft pro Quadratzentimeter (kgf/cm2) das Kristallhydrat C3H8-17H2O. Solche Hydrate zersetzen sich bei abnehmendem Druck. Die Kristallhydrate, die sich bei niedrigen Temperaturen aus vielen gasförmigen Stoffen bilden, enthalten Wasser in den „Löchern“ ihrer Kristalle (sogenannte Clathratverbindungen oder Einschlusskomplexe).

Wasser ist ein schwacher Elektrolyt, der nach der Gleichung H2O H+ + OH- dissoziiert, wobei die Ionenproduktion als quantitativer Indikator der elektrolytischen Dissoziation dient: Kw = , wobei und die Konzentrationen der jeweiligen Ionen in Gramm Ionen pro Liter sind; Kw ist 10-14 bei 22° C und 72 x l0-14 bei 100° C, was einer Zunahme der Dissoziation mit steigender Temperatur entspricht.

Da Wasser ein Elektrolyt ist, löst es viele Säuren, Basen und Mineralsalze. Solche Lösungen leiten den elektrischen Strom aufgrund der Dissoziation der gelösten Stoffe unter Bildung von hydratisierten Ionen (Hydratation). Viele Stoffe gehen mit Wasser eine Austauschreaktion ein, wenn sie darin gelöst sind; dies wird als Hydrolyse bezeichnet. Diejenigen organischen Stoffe, die polare Gruppen (-OH, -NH2, -COOH und andere) enthalten und deren Molekulargewicht nicht zu hoch ist, lösen sich in Wasser. Wasser selbst ist nur in einer begrenzten Anzahl von organischen Lösungsmitteln gut löslich (oder mischt sich in allen Verhältnissen gut). Allerdings ist Wasser in organischen Substanzen fast immer als unbedeutende Beimischung vorhanden und kann die physikalischen Konstanten der Substanzen radikal verändern.

Das Wasser in jedem natürlichen Reservoir enthält verschiedene Substanzen, hauptsächlich Salze, in Lösung. Wegen des großen Lösungsvermögens des Wassers ist es äußerst schwierig, es in reinem Zustand zu erhalten. Die elektrische Leitfähigkeit des Wassers dient gewöhnlich als Maß für seine Reinheit. Destilliertes Wasser, das aus gewöhnlichem Wasser gewonnen wird – und selbst Destillat, das ein zweites Mal destilliert wurde – hat eine 100-mal höhere elektrische Leitfähigkeit als absolut reines Wasser. Das reinste Wasser wird durch Synthese in speziellen Apparaten unter Verwendung von sorgfältig gereinigtem Sauerstoff und Wasserstoff hergestellt.

In den letzten Jahren wurden viele Informationen über die erhebliche Veränderung der Eigenschaften von industriellem und destilliertem Wasser gesammelt, die auftritt, wenn es mit einer bestimmten Geschwindigkeit durch Magnetfelder optimaler (sehr geringer) Stärke geleitet wird. Diese Veränderungen sind vorübergehend und verschwinden allmählich und spontan nach 10-25 Stunden. Es wurde festgestellt, dass nach einer solchen „magnetischen Behandlung“ die Absorption und die Kristallisationsprozesse der im Wasser gelösten Stoffe beschleunigt werden und dass sich auch die Befeuchtungsfähigkeit des Wassers und andere Eigenschaften ändern. Obwohl die theoretischen Erklärungen für diese Phänomene noch fehlen, wurden die Prinzipien bereits weitgehend angewandt, um die Bildung von Schaum in Dampfkesseln zu verhindern und die Prozesse der Flotation, der Beseitigung von Schwebstoffen aus dem Wasser usw. zu verbessern.

Bildung und Dissoziation. Die Bildung von Wasser bei der Wechselwirkung zwischen Wasserstoff und Sauerstoff ist mit der Freisetzung von 286 Kilojoule pro Mol (kJ/mol) oder 58,3 Kilokalorien pro Mol (kcal/mol) Wärme bei 25° C (für flüssiges Wasser) verbunden. Die Reaktion 2H2 O2 = 2H2O verläuft unterhalb einer Temperatur von 300° C sehr langsam; oberhalb von 550° C ist sie explosiv. Durch die Anwesenheit eines Katalysators (z. B. Platin) kann die Reaktion bei normalen Temperaturen ablaufen. Sowohl die langsame Verbrennung von Wasserstoff in Sauerstoff als auch ihre explosive Reaktion sind Kettenreaktionen, die unter Beteiligung freier Radikale ablaufen.

Chemische Eigenschaften. Unter normalen Bedingungen ist Wasser eine relativ stabile Verbindung. Der Zerfall von H2O-Molekülen (thermische Dissoziation) macht sich erst oberhalb von 1500° C bemerkbar. Der Zerfall von Wasser findet sowohl unter Einwirkung von ultravioletter als auch von radioaktiver Strahlung statt (Photodissoziation bzw. Radiolyse). Im letzteren Fall werden neben H2 und O2 auch Wasserstoffperoxid und zahlreiche freie Radikale gebildet. Eine charakteristische chemische Eigenschaft von Wasser ist seine Fähigkeit, Additionsreaktionen und die hydrolytische Dissoziation der reagierenden Stoffe einzugehen. Reduktionsmittel wirken auf Wasser hauptsächlich bei hohen Temperaturen. Nur die aktivsten von ihnen, wie die Alkali- und Erdalkalimetalle, reagieren mit Wasser auch bei Raumtemperatur unter Freisetzung von Wasserstoff und Bildung von Hydroxiden: 2Na 2H2O = 2NaOH H2; Ca 2H2O = Ca(OH)2 H2. Magnesium und Zink reagieren mit kochendem Wasser; Aluminium reagiert mit Wasser, wenn die Oxidschicht von seiner Oberfläche entfernt wurde. Weniger aktive Metalle reagieren mit Wasser bei roter Hitze: 3Fe 4H2O = Fe3O4 4H2. Die langsame Reaktion vieler Metalle und ihrer Legierungen mit Wasser findet bei normalen Temperaturen statt. Mit Hilfe von Wasser, das das Sauerstoffisotop 18O enthält, wurde nachgewiesen, dass bei der Korrosion von Eisen in feuchter Atmosphäre der „Rost“ den Sauerstoff speziell aus dem Wasser und nicht aus der Luft erhält. Die Edelmetalle (Gold, Silber, Platin, Palladium, Ruthenium und Rhodium) sowie Quecksilber reagieren nicht mit Wasser.

Atomarer Sauerstoff verwandelt Wasser in Wasserstoffperoxid: H2O + O = H2O2. Auch Fluor spaltet bei normalen Temperaturen Wasser: F2 + H2O = 2HF O. Dabei entstehen gleichzeitig H2O2, Ozon, Fluoroxid (F2O) und molekularer Sauerstoff (O2). Bei Raumtemperatur entstehen aus Chlor und Wasser Salzsäure und unterchlorige Säure: Cl2 + H2O = HCl+ HClO. Brom und Jod reagieren unter diesen Bedingungen in ähnlicher Weise mit Wasser. Bei hohen Temperaturen (100° C für Chlor, 550° C für Brom) verläuft die Reaktion unter Freisetzung von Sauerstoff: 2Cl2 2H2O = 4HC1 O2. Phosphor reduziert Wasser und bildet Metaphosphorsäure (nur in Gegenwart eines Katalysators unter Druck und bei hoher Temperatur): 2P 6H2O = 2HPO3 5H2. Wasser reagiert nicht mit Stickstoff und Wasserstoff, aber mit Kohlenstoff bildet es bei hohen Temperaturen Wasserdampf: C + H2O = CO + H2. Diese Reaktion kann sowohl bei der industriellen Herstellung von Wasserstoff als auch bei der Umwandlung von Methan genutzt werden: CH4 H2O = CO + 3H2 (1200°-1400° C). Wasser reagiert mit vielen basischen und sauren Oxiden unter Bildung der entsprechenden Basen und Säuren. Die Zugabe von Wasser zu ungesättigten Kohlenwasserstoffen bildet die Grundlage für die industrielle Herstellung von Alkoholen, Aldehyden und Ketonen. Wasser ist bei vielen chemischen Prozessen als Katalysator beteiligt. Die Reaktion von Alkalimetallen oder Wasserstoff mit Halogenen und viele Oxidationsreaktionen laufen beispielsweise nicht ohne die Anwesenheit geringer Mengen Wasser ab.

Wasser, das chemisch mit einem Stoff verbunden ist, dessen Teil es ist, und das nicht in Form von H2O nachweisbar ist, wird als Konstitutionswasser bezeichnet; die H2O-Moleküle bilden sich erst im Moment der Zersetzung des Stoffes – beispielsweise durch starke Erhitzung: Ca(OH)2 = CaO + H2O. Wasser, das in einer Reihe von kristallinen Stoffen enthalten ist – z. B. Aluminiumalaun, K2SO4 – Al2(SO4)3 – 24H2O – und in diesen Kristallen mit Hilfe der Röntgenkristallographie nachgewiesen werden kann, wird Kristallwasser oder Kristallhydratwasser genannt. Wasser, das von festen Stoffen mit hoher Porosität und großer Oberfläche (z. B. Aktivkohle) absorbiert wird, wird als Adsorptionswasser bezeichnet. Freies Wasser, das kleine Kanäle verstopft (z. B. im Boden), wird als hygroskopisches (kapillares) Wasser bezeichnet. Strukturell freies Wasser, das die Löcher in bestimmten Strukturen, z. B. in Mineralien, ausfüllt, wird ebenfalls unterschieden. Qualitativ lässt sich Wasser in Form eines Kondensats nachweisen, das sich beim Erhitzen der zu untersuchenden Probe bildet; durch Erhitzen unter gleichzeitigem Wiegen der Probe erhält man quantitative Ergebnisse (thermogravimetrische Analyse). Wasser in organischen Lösungsmitteln kann durch Färben mit farblosem Kupfersulfat nachgewiesen werden, das bei Zugabe zu Wasser das blaue Kristallhydrat CuSO4-5H2O bildet. Oft ist es möglich, Wasser durch azeotrope Destillation des Wassers mit Benzol, Toluol oder einer anderen Flüssigkeit in Form eines azeotropen Gemisches quantitativ zu trennen und zu analysieren; nach der Trennung des Gemisches beim Abkühlen wird das Volumen des getrennten Wassers gemessen.

Verwendung in der Industrie. Es ist unmöglich, sich eine andere Substanz vorzustellen, die eine so vielseitige und breite Verwendung hat wie Wasser. Es ist das chemische Reagens, das an der Herstellung von Sauerstoff, Wasserstoff, Alkalien, Salpetersäure, Alkoholen, Aldehyden, Kalkhydrat und vielen anderen sehr wichtigen Produkten beteiligt ist. Es ist ein notwendiger Bestandteil für das Abbinden und Härten von Bindemitteln wie Zement, Gips und Kalk. Wasser wird in vielen industriellen Prozessen als technologische Komponente verwendet: beim Kochen, Lösen, Verdünnen, Auslaugen und Kristallisieren. In der Technik dient Wasser als Energie- und Wärmeträger (Dampferhitzung und Wasserkühlung) sowie als Arbeitsmedium in Dampfmaschinen und wird zur Übertragung von Druck (insbesondere in hydraulischen Getrieben und in Pressen sowie bei der Erdölförderung) oder Kraft (hydraulische Maschinenantriebe) eingesetzt. Unter großem Druck durch eine Düse gespritzt, wäscht Wasser Erde oder Gestein weg.

Die Anforderungen an Wasser in der Industrie sind sehr vielfältig. Für die Entwicklung der neueren Industriezweige (Herstellung von Halbleitern und Leuchtstoffen, Atomtechnik usw.) wird Wasser von besonderer Reinheit benötigt. Daher wird den Problemen der Wasseraufbereitung und -reinigung derzeit besondere Aufmerksamkeit gewidmet. Einigen Schätzungen zufolge beläuft sich das Gesamtvolumen der jährlich in der ganzen Welt verarbeiteten Materialien (Erze, Kohle, Erdöl, Mineralien usw.) auf etwa 4 Mrd. m³ (4 km³); im gleichen Zeitraum betrug der Verbrauch von Süßwasser – d. h. Wasser aus Wasserversorgungsquellen – allein in der UdSSR 37 Mrd. m³ im Jahr 1965. Die rasche Zunahme des Wasserverbrauchs stellt die Menschheit vor ein neues und wichtiges Problem – den Kampf gegen die Erschöpfung und Verschmutzung der Wasserressourcen des Planeten.