Vergleichende Wasserhärtebestimmung durch komplexometrische Titration. Grundlagen, Definitionen und Methoden

Inhaltsverzeichnis

1. Einleitung

2. Grundlagen
2.1 Wasserhärte
2.1.1 Definition und Entstehung
2.1.2 Folgen der Wasserhärte
2.1.3 Bedeutung für den Menschen
2.2 Komplexometrische Titration
2.3 Berechnung der Wasserhärte

3. Material und Methode
3.1 Versuchsaufbau und Reagenzien
3.2 Versuchsdurchführung

4. Diskussion
4.1 Plausibilisieren der Ergebnisse
4.2 Erklärung der Ergebnisse anhand von geologischen Karten
4.3 Erstellung einer Wasserhärtekarte

5. Schluss

6. Anhang

7. Literaturverzeichnis

1. Einleitung

Wasser ist eines der wichtigsten, um nicht zu sagen, das wichtigste Lebensmittel von uns Menschen und aller Lebewesen. Ohne Wasser kann kein Mensch überleben. Aus diesem Grund hat man sich bereits früh mit dem Stoff Wasser beschäftigt. Denn obwohl es immer gleich aussieht, stellte man schnell fest, dass Wasser nicht gleich Wasser ist. Beim Waschen fiel das besonders auf. Mit dem einen Wasser löste sich der Schmutz mühelos und sogar einfache Kernseife erzeugte viel Schaum. Mit einem anderen Wasser aber ließ sich die Wäsche nicht einmal richtig anfeuchten, das Wasser perlte ab und schäumte auch mit Seife nicht richtig. Der Unterschied zwischen weichem und hartem Wasser war entdeckt. Seitdem werden immer neue Analysemethoden entwickelt, um die Qualität eines Wassers zu bestimmen und mögliche giftige Inhaltsstoffe zu ermitteln.

2. Grundlagen

2.1 Wasserhärte

2.1.1 Definition und Entstehung (Hütter 1984: 55f)

Unter der Härte eines Wassers versteht man „dessen Gehalt an Calcium-, Magnesium-, Strontium- und Bariumionen“(Hütter 1984: 55). Da die beiden letztgenannten Ionen nur in Spuren in den meisten Trink- und Abwässern vorkommen, wird hauptsächlich die Konzentration von Calcium- und Magnesiumionen betrachtet und bestimmt. Diese sogenannte Gesamthärte bezieht sich ausschließlich auf die Kationen. Eine weitere Möglichkeit bietet die Einteilung in Carbonat- und Nichtcarbonathärte (KH und NKH). Diese Unterscheidung betrachtet die Konzentration an Calcium- und Magnesiumionen für die eine äquivalente Mange an Anionen vorhanden ist. Dabei bezieht sich die Carbonathärte auf die Konzentration von Carbonat bzw. löslichem Hydrogencarbonat im Wasser und die Nichtcarbonathärte auf die der restlichen gelösten Anionen (z.B. Sulfat, Phosphat, Nitrat). Zusammen dürfen diese beiden „Härten“ nicht großer sein als die Gesamthärte, da angenommen wird, dass diese Anionen nur durch Verbindungen mit Härtebildnern in das Wasser gelangt sind. Tatsächlich können sie aber auch mit anderen Salzen ins Wasser gelangen, zum Beispiel durch Lösen von Natriumcarbonat.

Der Begriff der „Wasserhärte“ hat historischen Ursprung. Beim Waschen mit Seifen entsteht auf der Kleidung eine Schicht aus schwerlöslichen Salzen, die meist aus Calcium- und Magnesiumkationen und den negativ geladenen Fettsäureresten der Seifen gebildet wird. Durch diese Rückstände fühlt sich die Wäsche hart an, weshalb folglich von „hartem Wasser“ gesprochen wurde.

2 R-COO- + Ca²+ Ca²+(R-COO-)2

Da Regenwasser keine Härte besitzt, gelangen die Härtebildner erst durch das Lösen von Salzen oder Gesteinen, während des Versickerns im Boden in das Wasser. Dafür sind vor allem Kalk-, Gips-, und Dolomitböden verantwortlich, die besonders von saurem Regen gut aufgelöst werden und dann zu Härtebildung führen. Weitere Einflüsse auf die Wasserhärte sind zum Beispiel Industrieabwässer, übermäßige Düngung mit Gülle in der Landwirtschaft oder andere Abwässer. Hierdurch verschmutztes Wasser weist ein nicht übliches Verhältnis von Calcium- und Magnesiumionen auf. In unbelastetem Trinkwasser beträgt dieses ca. 5:1.

2.1.2 Folgen der Wasserhärte (Hütter 1984: 55ff)

Durch die Verwendung von modernen Tensiden wurde die fettsaure Seife weitgehend ersetzt. Jedoch verursacht Wasserhärte noch immer Probleme, indem es bei pH-Wert- oder Temperaturänderung Kalk abscheiden kann. Darauf wird im Folgenden etwas genauer eingegangen.

Ca²+ + CO₃²- CaCO³

Calciumcarbonat, allgemein bekannt als Kalk, entsteht aus Calcium- und Carbonationen. Um die Carbonationen an einer Bindung mit den Calciumionen zu hindern, benötigt man eine gewisse Menge an Kohlenstoffdioxid:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Das so entstandene Hydrogencarbonat „bindet“ das Carbonat und schützt es so vor dem Ausfallen aus der Lösung. Wird dieses Gleichgewicht jedoch gestört bildet sich Carbonat und somit auch Kalk. Dies kann auf zwei Weisen geschehen:

Zum einen kann Kohlenstoffdioxid durch Erhitzen des Wassers aus dem Gleichgewicht entfernt werden. Dadurch kann das Carbonat nicht mehr ganz gebunden werden und es fällt Kalk aus. Dieses Problem ergibt sich zum Beispiel in der Waschmaschine bei hohen Temperaturen.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Zum anderen kann auch eine Veränderung des pH-Werts ins Alkalische das Dihydrogencarbonat deprotonieren und so Carbonat erzeugen, welches dann ebenfalls als Kalk ausfällt.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Beide Fälle ermöglichen die Bildung von Kalk bzw. verhindern die Bindung durch Hydrogencarbonationen und führen deshalb zu Ablagerungen, die Leitungen und andere Einrichtungen verengen können. Zur Prävention werden heute vielfältige Techniken genutzt, die entweder die Härtebildner oder ihre Anionen binden und so Kalkbildung verhindern.

2.1.3 Bedeutung für den Menschen

Wasser besitzt für alle Lebewesen eine sehr große Bedeutung. Abgesehen von der Tatsache, dass man ohne Wasser schon nach kurzer Zeit stirbt und es folglich zum Leben benötigt, gibt es noch weitere Aspekte. Hartes Wasser soll beispielsweise vor Herz/Kreislauf-Krankheiten schützen, was aber wissenschaftlich noch nicht bewiesen ist. Fest steht jedoch, dass weiches Wasser leicht Schwermetallionen aus Rohrleitungen und Armaturen herauslösen kann, welche auf den Menschen gesundheitsschädlich wirken. Aus diesem Grund ist hartes Wasser als Trinkwasser zu bevorzugen. (Hütter 1984: 55)

2.2 Komplexometrische Titration (nach Jander/Jahr 2012: 222,)( Sommer 2010: 4ff)

Die Bestimmung von Ca²+ und Mg²+ in Wasser kann durch die Titration von Eriochromschwarz-T mit Titriplex III durchgeführt werden. Der Indikatorfarbstoff Eriochromschwar-T wird dabei in die zu prüfende Wasserprobe gegeben. Damit die charakteristische Rotfärbung mit hartem Wasser eintritt, muss der Farbstoff zuvor deprotoniert werden, wozu man eine verdünnte Ammoniaklösung verwendet. Da Eriochromschwarz-t in diesem Zustand jedoch schlecht haltbar ist, bietet es sich an diesen als Verrieb mit Kochsalz zu lagern (mündlich nach Hetzer) und erst bei der Verwendung mit der verdünnten Ammoniaklösung zu „aktivieren“. Bei der Einfärbung findet eine Komplexbildung mit Ca²+ und Mg²+(hier einheitlich als „M“ beschrieben) statt:

Dieser Komplex erscheint rot, im Gegensatz zu dem freien Farbstoff Eriochromschwarz-T, der eine blaue Farbe aufweist.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 1 Erio-T-Komplex (Sommer 2010, 5)

Danach wird die Probelösung mit Titriplex III (Ethylendiamintetraessigsäure-Dinatriumsalz-Lösung mit der Konzentration c=0,01 mol/l) titriert bis ein Farbumschlag nach blau, also der ursprünglichen Farbe des Indikators stattfindet. Titriplex III bildet dabei mit den Härtebildnern stabilere farblose Komplexe, wodurch das Eriochromschwarz-T aus den bestehenden Komplexen gelöst wird und die Probelösung blau färbt:

Dieser Komplex entfernt die Härtebildner (hier mit „M“ bezeichnet) aus den Eriochromschwarz-T-Komplexen und führt so zu Blaufärbung. Der Umschlagpunkt wurde erreicht.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abb. 2 Titriplex III – Komplex (Sommer 2010, 6)

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