Experimentelle Bestimmung der Härte von Wasser und deren Ursachen – Methoden zur Verringerung der Wasserhärte


Facharbeit (Schule), 2011
34 Seiten, Note: 1,0

Leseprobe

Inhaltsverzeichnis

1. Einleitung

2. Theoretische Grundlagen zur Wasserhärte
2.1 Definition
2.2 Einteilung in Härtetypen
2.3 Einheiten zur Angabe der Gesamthärte und Bewertung

3. Ursachen von Wasserhärte

4. Ermitteln der Wasserhärte
4.1 Komplexometrische Titration
4.2 Bestimmung der Carbonathärte mittels Säure-Bindungs- Vermögen
4.3 Sonstige

5. Methoden zur Verringerung von Wasserhärte im Haushalt
5.1 Kationenaustausch
5.2 Enthärtung durch Chemikalienzusätze

6. Literaturverzeichnis

7. Anhang

1. Einleitung

Im Durchschnitt verbraucht jeder Mensch in Deutschland 122 L Wasser pro Tag[1] für verschiedenste Dinge, wie die eigene Hygiene, das Waschen von Geschirr und Wäsche sowie Kochen und Trinken. Doch hierbei ist Wasser nicht gleich Wasser. Je nach Region und entsprechender Bodenbeschaffenheit besitzt Grundwasser verschiedene Härtegrade, das heißt verschieden große Anteile an gelösten Ionen sogenannter Härtebildner (Calcium- und Magnesium-Kationen; Spuren von Strontium- und Barium-Kationen). Diese Härteunterschiede haben, obwohl es vielen kaum bewusst ist, einen großen Einfluss auf unseren Alltag. „Hartes Wasser“ zum Beispiel sorgt beim Waschen für einen erhöhten Waschmittelbedarf und führt schnell zur Verkalkung von Wasserleitungen. „Weiches Wasser“ dagegen weist einen schlechten Geschmack auf und ist zum Trinken ungeeignet. Welchen Härtegrad sollte nun also das „perfekte Wasser“ für den Haushalt besitzen? Doch zuvor stellen sich noch folgende Fragen: Wie entsteht Wasserhärte überhaupt? Wie kann diese Härte ermittelt werden und welche Methoden gibt es, um sie zu verringern?

Ich denke angesichts all dieser Aspekte wird deutlich, dass es sich bei der Betrachtung von Wasser in Bezug auf die Härte nicht um ein so einfaches Thema handelt, wie man zunächst annehmen könnte. Gerade wegen dieser Vielschichtigkeit und dem direkten Alltagsbezug finde ich dieses Thema aber sehr interessant und werde im Folgenden versuchen alle dazu aufkommenden Fragestellungen weitgehend zu untersuchen, wobei ich mein Hauptaugenmerk auf einige gängige Bestimmungsmethoden sowie die Enthärtungsvorgänge im Haushalt legen möchte.

2. Theoretische Grundlagen zur Wasserhärte

2.1 Definition

Die Wasserhärte ist als Angabe des Stoffmengengehalts an Erdalkali-Ionen in einem Wasser definiert, wobei Beryllium und Radium aufgrund ihres geringen natürlichen Vorkommens vernachlässigt werden. Konkret ließe sich die chemisch korrekte Definition somit folgendermaßen formulieren: „Die Gesamthärte des Wassers beschreibt die Summe der Konzentrationen der darin gelösten Calcium-, Magnesium-, Strontium- und Barium-Kationen in mmol pro Liter.“ Je höher diese Ionengehalte sind, desto „härter“ ist das Wasser. Da aber in den meisten Trink- und Brauchwässern hauptsächlich Verbindungen von Calcium und Magnesium vorliegen, werden die meist sehr geringen Mengen an Strontium- und Barium-Ionen in der Praxis vernachlässigt. Die entsprechend neu gefasste EU-weit verbindliche Definition für Wasserhärte, die sich in der deutschen Industrienorm DIN 38 409-H6 wiederfinden lässt, lautet daher: „Unter der Wasserhärte versteht man die Stoffmengenkonzentration der Ca2+- und Mg2+- Ionen c(Ca2+ + Mg2+) in mmol pro Liter“ [2] . Zu unterscheiden sind hier also die chemisch-theoretische Definition und die allgemeingültige auf die Industrie angewandte Norm. Da die Wasserhärte aber ihre größte Bedeutung generell im praktischen Umgang mit Wasser hat, orientieren sich mittlerweile immer mehr Chemiker an der Industrienorm. Daher werde auch ich mich im Verlauf dieser Arbeit nur auf die nach DIN 38 409-H6 gültige Definition beziehen.

Historisch gesehen geht der Begriff „Härte“ auf das Tastgefühl beim Waschvorgang mit der Hand zurück. Hartes Wasser schäumte nämlich schlecht und bildete mit den in Seifen enthaltenen Natrium- oder Kaliumsalzen der Fettsäuren schwer lösliche Kalkseifen. Die Seifenlösung fühlte sich dadurch „hart“ an[3]. Im Zusammenhang mit der Wasserhärte werden Calcium und Magnesium als „Härtebildner“ bezeichnet.

2.2 Einteilung in Härtetypen

Der Begriff der Wasserhärte fasst in seiner Gesamtheit ein System vieler verschiedener zum Teil miteinander gekoppelter chemischer Gleichgewichte im Wasser zusammen. So zum Beispiel die Löslichkeitsgleichgewichte zwischen den verschiedenen Erdalkali-Kationen und den zugehörigen Carbonat- und Sulfat-Fällungsprodukten sowie das Lösungs- und Dissoziationsgleichgewicht des Kalk-Kohlensäure-Systems. Obwohl in neueren Lehrbüchern mittlerweile davon abgeraten wird, findet zur einfacheren Betrachtung bestimmter Teilaspekte gerade in der Wasserwirtschaft und dem Bauwesen häufig noch eine Unterteilung des Oberbegriffs der Härte in verschiedene Unterbegriffe statt, die sich auf bestimmte Gleichgewichtssysteme beschränken. Folgende dreigliedrige Unterteilung hat sich weithin eingebürgert:

- Gesamthärte (GH): Die GH ist die „Härte des Wassers“ im oben dargelegten Sinne (vgl. 2.1). Sie beschreibt also die Summe der Stoffmengenkonzentrationen an Calcium- und Magnesium-Kationen in Wasser in mmol/L.

- Carbonathärte (KH [4] ): Die KH (auch „temporäre Härte“ oder „Carbonatalkalinität“ genannt) bezeichnet jenen Anteil an Calcium- und Magnesium-Kationen, für den in der Volumeneinheit eine äquivalente Konzentration an Hydrogencarbonat-Anionen (HCO3-) und/oder Carbonat-Anionen (CO32-) sowie durch deren Hydrolyse gebildete Hydroxidionen (OH-) vorliegt[5]. In den meisten natürlichen Wässern gilt im allgemeinen KH < GH. Seltener kommt es aber auch vor, dass KH > GH, im Wasser also mehr äquivalente Hydrogencarbonat- und Carbonat- als Calcium- und Magnesium-Ionen vorliegen. In diesem Fall wird eine scheinbare Härte vorgetäuscht („Härteumkehr“), die dadurch zustande kommt, dass versickerndem Wasser beim Durchlaufen von austauschfähigen Tonmineralien Calcium- und Magnesium-Kationen entzogen wurden und (zum größten Teil) durch Natrium-Kationen ersetzt worden sind[6]. In solchen Fällen wird KH = GH gesetzt[7]. Die KH wird, wie bereits erwähnt, auch als temporäre Härte bezeichnet. Dieser Zusatzbegriff ergibt sich aus der Tatsache, dass sie durch einfaches Kochen entfernbar und somit nur vorübergehend, also temporär, ist. Beim Erhitzen auf mindestens 100°C reagieren die Calcium- und Magnesium-Kationen mit den vorhandenen Hydrogencarbonat- bzw. Carbonat-Anionen zu sogenanntem Kesselstein, der aus Calcium- und Magnesiumcarbonat besteht, bzw. zu Kalkstein, wenn die Ausfällung überwiegend aus Calciumcarbonat besteht. In deutschem Leitungswasser beträgt die KH meist 60% der GH.

- Nichtcarbonathärte (NKH [8] ): Die NKH (auch „permanente Härte“, „Sulfathärte“ oder „Mineralsäurehärte“ genannt) ist der nach Abzug der KH von der GH gegebenenfalls verbleibende Rest an Calcium- und Magnesium-Ionen. Da für diese Kationen offensichtlich keine äquivalenten Hydrogencarbonat-Anionen vorliegen, kann dieser Anteil nicht aus der Auflösung von Carbonaten entstanden sein, sondern muss aus anderen Verbindungen wie Sulfaten, Chloriden, Nitraten, Silicaten oder Phosphaten stammen. In der Regel entsteht die NKH zum größten Teil aus der Auflösung von Gips (Calciumsulfat), was für einen hohen Sulfatgehalt sorgt, daher der Begriff „Sulfathärte“. Die NKH ist nicht durch Kochen entfernbar und wird deshalb auch als permanente Härte bezeichnet.

Seltener wird auch eine Unterteilung der Gesamthärte in Calciumhärte (meist 70 - 85% der GH) und Magnesiumhärte (meist 15-30% der GH) vorgenommen [34].

2.3 Einheiten zur Angabe der Gesamthärte und Bewertung

Gemäß des SI-Maßsystems[9] wird die Gesamthärte eines Wassers als Summe der Konzentrationen von Calcium- und Magnesium-Ionen in Mol pro Liter [mol (Ca2+ + Mg2+) / L] bzw. angesichts der sehr geringen Konzentrationen der Härtebildner in Millimol pro Liter [mmol (Ca2+ + Mg2+) / L] angegeben.

Davor wurde die Härte des Wassers in Deutschland in der auch heute noch oft zu findenden Einheit „Grad Deutscher Härte“ [°dH] angegeben. 1°dH entspricht einer Massenkonzentration an Calciumoxid (CaO) in Wasser von 10mg/L. Die Umrechnung von °dH in mmol (Ca2+ + Mg2+) / L erfolgt durch die Multiplikation mit dem Faktor 5,6[10].

Doch das seit dem 05. Mai 2007 in Kraft getretene neue Wasch- und Reinigungsmittelgesetz (WRMG) hat wiederum die Angabe der Gesamthärte in Grad Deutscher Härte sowie Millimol an Calcium- und Magnesium-Kationen pro Liter durch die neu geschaffene Einheit Millimol an Calciumcarbonat pro Liter [mmol (CaCO3) / L] ersetzt[11]. Diese Einheit ist aber nur für die Industrie zur Härteangabe verpflichtend, wohingegen in der Chemie die Einheit „mmol (Ca2+ + Mg2+) / L“ international verbindlich bleibt. Allerdings ließe sich die neue Einheit laut der Vereinigung des Gas- und Wasserfaches e. V. unverändert als Gesamthärte in Millimol pro Liter auffassen. Es gilt somit:

1 mmol (CaCO3) / L = 5,6 °dH = 1 mmol (Ca2+ + Mg2+) / L [36]

Da viele Menschen aber mit diesen neuen Größen noch nicht sehr vertraut sind, empfiehlt es sich, die Härte zusätzlich noch in Klammern in „°dH“ beizufügen.

Mit der Neufassung des WRMG im Mai 2007 wurden auch die amtlich gültigen Bewertungen der Wasserhärte verändert und an die europäischen Standards angepasst10.

Die neuen Härtebereiche sind wie folgt eingeteilt[12]:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Tab. 1 Seit 2007 in Deutschland gültige Härtebereiche

3. Ursachen von Wasserhärte

Atmosphärischer Niederschlag (dazu zählen laut DIN 4045 sowohl gefallener Niederschlag (Regen, Hagel) als auch abgefangener Niederschlag (Nebel, Raufrost) und abgesetzter Niederschlag (Tau, Reif)) löst beim Versickern Härtebildner aus den verschiedenen Gesteinsschichten der Böden heraus und führt sie mit ins Grundwasser. Art und Menge der herausgelösten Härtebildner hängen dabei stark von der Beschaffenheit des geologischen Untergrundes sowie der Tiefe des Grundwasserspiegels ab. Je tiefer nämlich der Grundwasserspiegel liegt, desto größer ist die Berührungszeit des Niederschlagswassers mit den Bodenschichten, wodurch ein intensiverer Stoffaustausch erfolgen kann. Durch diese Faktoren ergeben sich folglich geografische Differenzen bei der natürlichen Wasserhärteverteilung[13].

Calcium kann im Boden als Sulfat (Gips: Ca[SO4]•2H2O), Anhydrit (CaSO4) und in Erstarrungsgesteinen (vorwiegend in Granit, Diorit, Basalt) vorliegen. Der größte Teil der Wasserhärte entsteht aber in der Regel als Carbonathärte durch die Auflösung von Kalk (CaCO3), Dolomit (CaMg(CO3)2) oder anderen Carbonaten[14], in deren Form Calcium am häufigsten vorkommt. Magnesium dagegen ist am stärksten in Silicaten wie Serpentin, Olivin, Asbest und Talk vorzufinden. Seltener liegt es auch als Sulfat (MgSO4•7 H2O) oder Carbonat (Dolomit (CaMg(CO3)2) und Magnesit (MgCO3)) vor. Da aber abgesehen von den in eher geringem Maße im Boden vorkommenden Sulfaten, alle zuvor erwähnten Erdalkaliverbindungen, besonders die am häufigsten vorkommenden Carbonate, sehr schlecht löslich sind, verwundert es, dass meist sehr beträchtliche Mengen an Ca2+- und Mg2+- Ionen im Grundwasser zu finden sind . Dieser Sachverhalt hängt mit der Zusammensetzung des Niederschlagswassers zusammen. An sich ist Niederschlagswasser das reinste natürliche Wasser, da es einem natürlichen Destillationsvorgang entstammt. Es hat somit keine Härte. Doch durch intensiven Kontakt mit der Luft in der Atmosphäre, wird es mit den gut löslichen, in der Luft in größeren Teilen vorhandenen Gasen Sauerstoff (O2) und Kohlenstoffdioxid (CO2) angereichert, wobei etwa 0,2 % des Kohlenstoffdioxids zu Kohlensäure (H2CO3) umgesetzt werden, die aber in ihrer Struktur eine Verletzung der Erlenmeyer-Regel darstellt und daher sehr instabil ist und entsprechend 99,8% des Kohlenstoffdioxids als Reinstoff gelöst bleibt. Dieses nun gering mit Kohlenstoffdioxid beladene Niederschlagswasser nimmt beim Durchlaufen der oberen Gesteinsschichten einen noch größeren Anteil an Kohlenstoffdioxid auf, das durch Abscheidung von Pflanzenwurzeln oder als Stoffwechselprodukt von im Boden lebenden Mikroorganismen, die gehäuft in der Rhizosphäre[15] leben (ca. 100 Mio. Individuen pro Gramm Erde), entsteht. Der nun relativ hohe CO2-Gehalt des Wassers ermöglicht es, größere Mengen von den in tieferen Gesteinsschichten vermehrt vorkommenden, ansonsten schwerlöslichen (Erdalkali)Carbonaten unter Bildung von Hydrogencarbonaten gemäß folgender Gleichungen zu lösen (Beispiel: Kalk (1) und Dolomit (2); Analog zu diesen Gleichungen werden auch alle anderen Carbonate aus dem Boden gelöst):

(1) CaCO3 (s) + (H2O + CO2 ↔ H2CO3) → Ca2+ (aq) + 2 HCO3- (aq)

(2) CaMg(CO3)2 + (H2O + CO2 ↔ H2CO3) → Ca2+(aq) + Mg2+(aq) + 2 HCO3-(aq)

Das Lösen vieler Nicht-Erdalkali-Carbonate kann dabei auch zur Härteumkehr[16] führen, da dadurch viele Hydrogencarbonate entstehen, denen keine äquivalente Menge an Calcium- oder Magnesium-Kationen gegenübersteht. Da aber meist noch sehr viele Calcium- und Magnesium-Kationen aus den anderen oben genannten Nicht-Carbonat-Verbindungen gelöst werden, überwiegt ihr Anteil in der Regel insgesamt gegenüber dem der Hydrogencarbonate, sodass es hierbei nicht unweigerlich zu einer Härteumkehr kommen muss.

Auch saurer Regen, d.h. Niederschlag, in dem Säuren gelöst sind, kann zu erhöhter Wasserhärte führen. Seit Beginn der Industrialisierung steigt nämlich mit fortwährender Nutzung fossiler Brennstoffe nicht nur der atmosphärischen Gehalt an CO2, sondern auch die Konzentrationen von Schwefeldioxid (SO2) sowie verschiedener Stickstoffoxide (NOx) in der Atmosphäre rapide an. Durch photochemische Reaktionen unter katalytischer Wirkung von Ruß- und Staubpartikeln, die in großen Mengen als sog. „Feinstaub“ von Verbrennungsmotoren emittiert werden, können oben genannte Oxide bis zu Schwefelsäure (H2SO4) bzw. Salpetersäure (HNO3) oxidiert werden. Diese protolysieren schließlich in den Wassertröpfchen der Atmosphäre und gelangen so in die Böden, wo sie durch chemische Reaktionen das Herauslösen von Kalk begünstigen ( Schwefelsäure: CaCO3 + H2SO4 à CaSO4 + H2O + CO2 | Salpetersäure: CaCO3 + 2 HNO3 à Ca2+ + 2 NO3- + CO2 + H2O). Das bei den Reaktionen entstehende CO2 überführt dann, wie bereits beschrieben, schwerlösliche Carbonate in lösliche Hydrogencarbonate; die bei der Reaktion mit Salpetersäure entstandenen Nitrat-Anionen werden größtenteils von Pflanzen aufgenommen bzw. reagieren zu einem sehr geringen Teil mit im Boden durch Nitrifikation (siehe nächsten Absatz) entstandenem Wasserstoff wieder zu Salpetersäure. Bei Abwesenheit von Kalk kann Salpetersäure Härtebildner auch aus verschiedenen Tonmineralien lösen.

[...]


[1] Laut Statistik des Statistischen Bundesamtes vom 27.05.2009 [42]; Berücksichtigt wurde nur der
Wasserverbrauch privater Haushalte und Kleingewerben

[2] http://www.imn.htwk-leipzig.de/~pfestorf/praktikum/prak4ME071003.pdf, Seite 1

[3] Nach http://www.ikz.de/fileadmin/Banner/whitepaper/IKZ_Whitepaper_bwt_Weichwasseranlagen.pdf, Seite 3

[4] Die Abkürzung „CH“ ist mittlerweile auch gebräuchlich

[5] Hydrolyse: CaCO3 + H2O à HCO3- + OH- +Ca2+

[6] vgl. 5.1: Prinzip des Kationenaustausches

[7] Nach A. Hütter, Leonard: Wasser und Wasseruntersuchung, S. 91

[8] Die Abkürzung „NCH“ ist mittlerweile auch gebräuchlich

[9] Système International d‘ Unités: Internationalverbindliches Einheitensystem

[10] Umrechnung verschiedener Ionen von °dH in verschiedene Größen siehe Tab. 3, S.23

[11] Bundesgesetzblatt Teil I vom 29. April 2007, §9 Abs. 2 (S.600)

[12] Tabelle mit den alten, bis Mai 2007 gültigen Härtebereichen siehe Tab. 2, S.23

[13] Übersichtskarte der geografischen Gesamthärteverteilung in Deutschland siehe Abb. 11, S.25

[14] Liste aller natürlich im Boden vorkommenden Carbonate siehe Tab.4, S.24

[15] Bodenschicht, die von den Wurzelsystemen der Pflanzen durchwuchert wird (=Wurzelraum)

[16] Vergleiche 2.2, Abschnitt über Carbonathärte

Ende der Leseprobe aus 34 Seiten

Details

Titel
Experimentelle Bestimmung der Härte von Wasser und deren Ursachen – Methoden zur Verringerung der Wasserhärte
Note
1,0
Autor
Jahr
2011
Seiten
34
Katalognummer
V203413
ISBN (eBook)
9783656330486
ISBN (Buch)
9783656330523
Dateigröße
2091 KB
Sprache
Deutsch
Reihe
Aus der Reihe: e-fellows.net stipendiaten-wissen
Schlagworte
Wasserhärte, Gesamthärte, Komplexometrische Titration, Kationenaustausch, EDTA, Härtetypen, Härtegrad, Wasser, Carbonathärte, Säure-Bindungs-Vermögen, Enthärtung, Härtebildner, Erdalkali-Kationen, Carbonatalkalinität, Nichtcarbonathärte, Sulfathärte, Grad Deutscher Härte, Komplexometrie
Arbeit zitieren
Henning Drusche (Autor), 2011, Experimentelle Bestimmung der Härte von Wasser und deren Ursachen – Methoden zur Verringerung der Wasserhärte, München, GRIN Verlag, https://www.grin.com/document/203413

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