Jedes Kind ist mit dem Element Wasser vertraut. Es hat mit viele charakteristische und einzigartige Eigenschaften. Es bedeckt die Erdoberfläche zu 71% , was der Erde seinen, allgemein bekannten, Namen „Blauer Planet“ verschafft. Auch entstammen die ersten Lebensformen den Meeren. Zusätzlich hat „[der] Mensch (...) das Wasser für viele Zwecke nöthig“ , denn es ist großer Bestandteil des menschlichen Körpers und ist unter anderem für den Nährstofftransport, Aufbau von Organen und Kühlung des Körpers durch Schwitzen unabkömmlich. Aufgrund der Teilnahme an wichtigen biochemischen Prozessen ist es nötig, dass das, dem Körper zugeführte Wasser rein und mit möglichst wenig schädlichen Stoffen versehen ist.
Deswegen schaffen diese Umstände Anreiz diese Flüssigkeit näher zu betrachten und sich die stets darin gelösten Verbindungen näher anzusehen, mit einem Fokus auf die ErdalkaliIonen, die so genannten Härtebildner. Alle diese im Wasser gelösten Ionen bzw. ihre Salze stellen die Härte des Wassers dar. Dabei ist die Konzentration der Magnesium(Mg2+)- und Calci-um(Ca2+)-Ionen Ausschlag gebend, denn Barium und Strontium sind nur in sehr geringen Anteilen vorhanden. Dabei steht eine geringe Konzentration der Ionen für ein weiches Wasser, welches für den menschlichen Organismus besser verträglich ist und auch in Haushaltsgeräten weniger Spuren hinterlässt.
Eine hohe Konzentration steht im Gegenzug für hartes Wasser, welches für den menschlichen Organismus weniger gut ist und auch bei den Haushaltsgeräten zu schnelleren und stärken Kalkablagerungen führt, wenn die Ionen sich ablagern. Der Begriff der Härte des Wassers muss noch etwas feiner gegliedert werden, denn „[d]iese selbst unterscheidet man gewöhnlich in Gesamthärte, d. i. die Härte, welche das frisch geschöpfte Wasser zeigt, und in permanente Härte, diejenige, welche sich noch im gekochten Wasser zeigt; die Differenz beider pflegt man als vorübergehende Härte zu bezeichnen.“
Inhaltsverzeichnis
1 Allgemeine Informationen zur Wasserhärte
1.1 Einleitung und Definition
1.2 Entstehung
1.3 Auflistung verschiedener Härtegrade und Umrechnungsfaktoren
2 Bestimmung verschiedener Härtegrade über Komplex-titration
2.1 Verwendete Materialien und Reagenzien
2.2 Versuchsaufbau und Durchführung
2.3 Chemische Vorgänge bei der Titration
2.4 Auswertung der Ergebnisse
3 Vergleich der Härtegrade mit den lokalen Bodenbeschaffenheiten
3.1 Moorrege, Kreis Pinneberg
3.2 Geiersthal, Kreis Regen
3.3 Herten, Kreis Recklinghausen
3.4 Feuchtwangen, Kreis Ansbach
4 Zusammenfassung
5 Anhang
6 Literaturverzeichnis
1 Allgemeine Informationen zur Wasserhärte
1.1 Einleitung und Definition
Jedes Kind ist mit dem Element Wasser vertraut. Es hat mit viele charakteristische und einzigartige Eigenschaften. Es bedeckt die Erdoberfläche zu 71%[1], was der Erde seinen, allgemein bekannten, Namen „Blauer Planet“ verschafft. Auch entstammen die ersten Lebensformen den Meeren. Zusätzlich hat „[der] Mensch (...) das Wasser für viele Zwecke nöthig“[2], denn es ist großer Bestandteil des menschlichen Körpers und ist unter anderem für den Nährstofftransport, Aufbau von Organen und Kühlung des Körpers durch Schwitzen unabkömmlich. Aufgrund der Teilnahme an wichtigen biochemischen Prozessen ist es nötig, dass das, dem Körper zugeführte Wasser rein und mit möglichst wenig schädlichen Stoffen versehen ist. Deswegen schaffen diese Umstände Anreiz diese Flüssigkeit näher zu betrachten und sich die stets darin gelösten Verbindungen näher anzusehen, mit einem Fokus auf die Erdalkali-Ionen, die so genannten Härtebildner. Alle diese im Wasser gelösten Ionen bzw. ihre Salze stellen die Härte des Wassers dar. Dabei ist die Konzentration der Magnesium(Mg2+)- und Calcium(Ca2+)-Ionen Ausschlag gebend, denn Barium und Strontium sind nur in sehr geringen Anteilen vorhanden. Dabei steht eine geringe Konzentration der Ionen für ein weiches Wasser, welches für den menschlichen Organismus besser verträglich ist und auch in Haushaltsgeräten weniger Spuren hinterlässt. Eine hohe Konzentration steht im Gegenzug für hartes Wasser, welches für den menschlichen Organismus weniger gut ist und auch bei den Haushaltsgeräten zu schnelleren und stärken Kalkablagerungen führt, wenn die Ionen sich ablagern. Der Begriff der Härte des Wassers muss noch etwas feiner gegliedert werden, denn „[d]iese selbst unterscheidet man gewöhnlich in G e s a m t här t e, d. i. die Härte, welche das frisch geschöpfte Wasser zeigt, und in p e r m a n e n t e Härte, diejenige, welche sich noch im gekochten Wasser zeigt; die Differenz beider pflegt man als v o rüb e r g e h e n d e Här t e zu bezeichnen.“[3] Dies liegt daran, dass die vorübergehende Härte, auch Carbonathärte genannt, von Carbonaten und Hydrogencarbonaten des Magnesiums und Calciums abhängen, die nur in kohlensäurehaltigem Wasser gelöst sind und diese Kohlensäure beim Kochen restlos verschwindet. Dadurch werden die Carbonate gefällt, lagern sich ab und entfallen bei der Wasserhärte. Die permanente Härte bezieht sich auf alle anderen im Wasser gelösten Salze, wie Sulfate, Chloride und Nitrate in Verbindung mit Magnesium und Calcium, sowie anderer Erdalkalimetalle in sehr geringer Konzentration. Der Härtegrad des Wassers ist somit eine international Vergleichbare Maßeinheit für die Qualität verschiedener Gewässer.
1.2 Entstehung
Die Härte des natürlich vorkommenden Wassers hängt von der Bodenbeschaffenheit und ab. Der fallende Niederschlag trifft auf den Boden auf und durchwandert die verschiedenen Gesteinsschichten, während er versickert und zum Grundwasser wird. Beim durchlaufen der Gesteinsschichten werden „durch Salpetersäurea) im sauren Regen oder aus der Nitrifikation[4] (bakterieller Oxidationsprozess) oder durch Kohlenstoffdioxid im Regenwasser[5] (Bildung von Kohlensäureb))“[6] „[die] Härtebildner (Ca2+ und Mg2+)“[7] langsam herausgelöst. Diese befinden sich dann gelöst im Grundwasser und bestimmen den Härtegrad. Somit ist das Wasser in Regionen mit Basalt- und Tiefengestein (wenig lösbare Erdalkali-Ionen) weich bis mittel und in Regionen mit Kalkböden, Gipsböden (CaCO3 x 2H2O) oder Dolomitböden (CaMg(CO3)2 ) eher hart.[8] Die Gleichung zeigen jeweils ein Beispiel für die Entstehung permanenter und vorübergehender Härte unter Einwirkung von Salpetersäure und Kohlensäure:
a) permanente Härte: 2 HNO3 + CaCO3 = H2CO3b) + Ca(NO3)2
b) vorübergehende Härte: H2CO3 + CaCO3 = Ca(HCO3)2 [9]
1.3 Auflistung verschiedener Härtegrade und Umrechnungsfaktoren
Die früher in Deutschland gebräuchliche Einheit war der deutsche Härtegrad °dH. Dabei entsprach 1 °dH = 10mg CaO pro Liter Wasser. Magnesium wird dazu in einer äquivalenten Menge von 7,19mg MgO pro Liter Wasser definiert.[10]
Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten
Abb. 2: Umrechnungstabelle verschiedener Härtegradeinheiten
Quelle: Wikipedia, 2010
Der englische Härtegrad wird über 1 Gramm Calciumcarbonat auf 1 Gallone[11] Wasser definiert. Ein französischer Härtegrad wird simpel über den Gehalt an Calciumcarbonat berechnet.[12] Die Angabe Millimol Calciumcarbonat pro Liter ist die international einheitliche Maßangabe für den Härtegrad eines Wasser und ist seit dem 5. Mai 2007 die Gesetzlich geforderte Angabeweise. Sie ersetzt die bisherige Angabe Millimol Gesamthärte pro Liter. Im Gleichen Zug wurden die Härtebereiche angepasst und es gibt nun drei gesetzlich geregelte Bereiche:
- weich: weniger als 1,5 mmol/l Calciumcarbonat (= bis 8,4°dH)
- mittel: 1,5 – 2,5 mmol/l Calciumcarbonat (= 8,4 bis 14°dH)
- hart: mehr als 2,5 mmol/l Calciumcarbonat (= mehr als 14°dH)[13]
2 Bestimmung verschiedener Härtegrade über Komplex-titration
2.1 Verwendete Materialien und Reagenzien
An Materialien werden ein 200-ml-Becherglas, eine Bürette mit zwei Klemmen, zwei Muffen und Stativ, ein Magnetrührer, ein Trichter und eine 1-ml-Messpipette mit Peleusball verwendet.
Die benötigten Reagenzien sind eine Titriplex-Lösung B, Indikatorpuffertabletten und konz. Ammoniaklösung, sowie die zu bestimmenden Wasserproben.
2.2 Versuchsaufbau und Durchführung
Der Versuchsaufbau, der für die titrimetrische Bestimmung von Wasserhärte von Nöten ist, ist sehr einfach. Zuerst wird ein Stativ aufgebaut und eine Bürette mit Hilfe von Klemmen an zwei Punkten fixiert (einen Oberen und einen Unteren), um diese möglichst vertikal parallel zum Stativ auszurichten. Danach wird eine Maßlösung (EDTA) unter Verwendung des Trichters in die Bürette gefüllt, bis man einen geraden Startwert erreicht hat. Danach werden genau 100ml einer zu untersuchenden Wasserprobe in das Becherglas gefüllt und eine Indikatorpuffertablette hin zu gegeben. Nach der vollständigen Auflösung derselben, gibt man genau einen Milliliter der konz. Ammoniaklösung dazu, damit die Lösung alkalisch wird. Zuletzt wird das gefüllte Becherglas auf einen eingeschalteten Magnetrührer gestellt und unter der Bürette positioniert. Nun titriert man die anfänglich rote Lösung solange tropfenweise, bis der Farbton in grün umschlägt. Dort wird die Titration gestoppt und die Differenz zwischen dem Anfangswert der Maßlösung in der Bürette und dem Endwert berechnet, welche den tatsächlichen Verbrauch angibt. Über den Verbrauch kann nun die Menge, der im Wasser enthaltenen Erdalkali-Ionen berechnet werden. In diesem Fall wurden die Mengen und Konzentrationen so gewählt, dass ein Milliliter Titriplex-Lösung B genau einem deutschen Härtegrad entspricht. Die dabei erzielten Ergebnisse sollen später aufgeführt und näher betrachtet werden.
Abb. 3: Versuchsapparatur am Ende der Titration Quelle: eigene Aufnahme
2.3 Chemische Vorgänge bei der Titration
Zunächst sollen die die chemischen Vorgänge erläutert werden, die diese Beobachtung fundieren. Die zentrale Reaktion ist die Bildung von Komplexen. Zur näheren Erläuterung wird der Versuch in drei Phasen unterteilt:
1. Phase: Zugabe der Indikatorpuffertablette und der konz. Ammoniaklösung
Zu der Wasserprobe werden vor der Titration die Indikatorpuffertablette und ein Tropfen konz. Ammoniaklösung gegeben, zur Erhöhung der OH- Konzentration, denn das Puffergleichgewicht liegt im alkalischen. Dies wird im nächsten Schritt näher erläutert. Der Indikator, der für diese Bestimmung setzt sich aus Eriochromschwarz T (Erio T) als Hauptindikator und Methylorange, zur Verdeutlichung des Umschlagpunktes, zusammen (wird hier nicht näher erläutert, da es für die chemischen Vorgänge nicht relevant ist). Direkt nach der Zugabe der Tablette, dissoziiert Erio T und bildet mit einem Teil der Erdalkali-Ionen weinrote Komplexe (vgl. Abb. 3.1), wobei auf ein mol Metallion zwei mol Erio T kommen:
[...]
[1] vgl. quality Datenbank Klaus Gebhardt e.K., 2004
[2] Eisenstaed, 1889, S.5
[3] Eisenstaed, 1889, S.8
[4] Nitrifikatio: baktrielle Oxidation von Ammoniak zu Nitrat
[5] CO2 aus abgebautem Bodenmaterial reagiert mit H2O zu H2CO3
[6] Sommer, 2010
[7] Sommer, 2010
[8] vgl. Sommer, 2010
[9] vgl. Douglas, 1968
[10] vgl. Wikipedia: Wasserhärte, 2010
[11] 1 britische Gallone sind ca. 4,55l
[12] vgl. Eisenstaedt, 1889, S.9
[13] vgl. DVGW, 2010
- Quote paper
- B. Sc. Manuel Langer (Author), 2011, Analyse der Wasserhärte in Bezug auf die geomorphologische Entwicklung, Munich, GRIN Verlag, https://www.grin.com/document/337839
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