Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 03.08.16


Wasserhärte

Vortrag von Firdevs Kesici, Tanja Sommer und Sonja Butkereit im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen - AC", WS 15/16, WS 08/09 bzw. WS 05/06


Gliederung:

1 Wasserhärte
    
1.1 Definition
     1.2 Herkunft des Begriffs
     1.3 Einteilung der Wasserhärte
     1.4 Entstehung

2 Ermittlung der Wasserhärte
    
2.1 Angewandte Bestimmung in der Praxis
        
2.1.1 Entstehung der Mg- und Ca-Erio-T-Komplexe
         
2.1.2 Titration mit Titriplex III und Entstehung der Magnesium- und
         Calcium-Titriplex III-Komplexe
         2.1.3. Titrationsende
    
2.2 Berechnung
     2.3 Versuch

3 Einfluss der Wasserhärte auf den Tee- und Biergeschmack

4 Wasserenthärtung
   
4.1 Haushalt
    4.2 Industrie
    4.3 Ionenaustauscher
    4.4 Versuche zur Wasserenthärtung


Einführung 1: Hart und weich. Jeder kennt diese Begriffe und weiß etwas damit anzufangen. Jedes Kind hat seine Erfahrungen damit gemacht. Was versteht man unter weichem Wasser? Verursacht es auch Schmerzen, wenn man damit in Berührung kommt?

Abb. 1: Comic mit Ameisen (eigene Zeichnung)

Mit Sicherheit nicht. Jedem ist das durchaus bekannt. Besonders dann ist man mit dem Problem - hartes Wasser - konfrontiert, wenn man einmal eine kaputte Waschmaschine hatte oder es mal wieder an der Zeit war, seinen Wasserkocher zu entkalken, bevor er den Geist aufgibt. Aber auch weiches Wasser hat seine Tücken.

Wenn man weiß, welche Inhaltsstoffe des Wassers für die Härte verantwortlich sind, kann man sich Möglichkeiten überlegen, damit umzugehen oder sie zu entfernen.

Einführung 2: Der Fachmann Dieter Bürgy erklärt in dem Calgon Kultwerbespot aus den 90er Jahren den Fernsehzuschauern wie Kalkablagerungen die Waschmaschine kaputt machen können, indem zum Beispiel die Heizspirale beschädigt wird. Er empfiehlt von Anfang an Calgon zu verwenden.

Calgon-Slogan: "Waschmaschinen leben länger mit Calgon" [6] 

Calgon ist nicht billig. Würde man verstehen, wie Calgon Kalk beseitigt, könnte schon ein Schüler sich einen eigenen Entkalker zusammen stellen.

Einführung 3: "Die Qualität einer guten Tasse Tee hängt zu 20 % vom Tee selbst ab und zu 80 % vom verwendeten Wasser ab" (Zitat von Zhang Dafu [7]). Die Wasserqualität ist entscheidend um gut schmeckenden Tee zuzubereiten. Meine Eltern können aus eigener Erfahrung bestätigen, dass das Leitungswasser aus unterschiedlichen Orten einen Einfluss auf den Teegeschmack hat. Sie haben sowohl in Kempten als auch in Bayreuth unter Verwendung desselben Tees, Tee zubereitet. Der Tee in Bayreuth hat ihnen besser geschmeckt als der in Kempten. Eine mögliche Ursache für die Veränderung des Teegeschmacks könnte die unterschiedliche Wasserhärte des Bayreuther und Kemptener Wassers sein.

Um herauszufinden, auf welche Art und Weise der Härtegrad des Wassers einen Einfluss auf den Teegeschmack hat, ist es wichtig zu wissen, was man unter der Wasserhärte zu verstehen hat und wie man sie beeinflussen kann, damit meine Eltern auch in Kempten, die Möglichkeit haben gut schmeckenden Tee, insbesondere Schwarztee, zu trinken.


1 Wasserhärte

1.1 Definition [8]

Die Gesamthärte des Wassers setzt sich aus der temporären Härte (Carbonathärte) und der permanenten Härte (Nichtcarbonathärte) zusammen. Die Gesamthärte bezeichnet die Konzentration an Ca2+, Mg2+, Sr2+ und Ba2+-Ionen. Die letzten beiden sind wegen sehr geringer Konzentration weniger von Bedeutung und werden daher vernachlässigt.

Unter der temporären Härte versteht man den Gehalt an Calciumhydrogencarbonat und Magnesiumhydrogencarbonat im Wasser. In der Abhängigkeit vom pH-Wert und der Temperatur liegt ein Gleichgewicht zwischen Hydrogencarbonat-Ionen und Carbonat-Ionen sowie gelöstem CO2 vor. Man spricht hier vom Carbonat-Hydrogencarbonat-Gleichgewicht.

Ca(HCO3)2 CaCO3 + H2O + CO2

Mg(HCO3)2 MgCO3 + H2O + CO2

Die permanente Härte wird durch die im Wasser gelösten Sulfate, Nitrate und Chloride verursacht. Man spricht auch von der bleibenden Härte, da sie permanent ist und nicht durch Erhitzen bzw. Kochen beseitigt werden kann.

CaSO4, MgSO4, CaCl2, MgCl2

1.2 Herkunft des Begriffs

Historisch gesehen geht der Begriff der Wasserhärte auf das Tastgefühl beim Waschvorgang zurück. Hartes Wasser bildet mit den Seifen enthaltenen Natrium- oder Kaliumsalzen der Carbonsäuren schwer lösliche Kalkseifen (Ca(RCOO)2). Die Seifenlösung fühlt sich dadurch "hart" an.

2 RCOO- + Ca2+ → Ca(RCOO)2

Sind keine oder nur wenige Härtebildner vorhanden, überwiegt das weiche Tastgefühl der OH- Ionen.

RCOO- + Na+ + H2O → RCOOH + Na+ + OH-

1.3 Einteilung der Wasserhärte

In der Vergangenheit wurde die Carbonathärte mit Hilfe der Titration des Wassers mit einer Säure bis zu einem pH-Wert von 4,3 annähernd ermittelt. Danach wurde der Wert mit 2,8 multipliziert. Heutzutage gibt man die Säurekapazität bis zu pH=4,3 an. Es handelt sich hierbei um das Säurebindungsvermögen, d.h. jene Menge an Säure (z.B. mmol HCl), die für eine vollständige Umsetzung in 1 Liter Wasser mit gelösten CO32-- bzw. HCO3-- und OH--Ionen benötigt wird.

CO32- + H+ → HCO3-

HCO3- + H+ → H2O + CO2

OH- + H+ → H2O

Die deutschen Härtegrade sind in der Praxis sehr verbreitet. Es gibt noch weitere veraltete Angaben wie mval/l oder andere Bezeichnungen. Mit Hilfe folgender Tabelle können die Härtegrade ineinander umgerechnet werden.

Tabelle 1: Umrechnungstabelle, verändert [9]

  Härte c(Ca2+ und Mg2+) [mmol/l] Härte [mval/l] CaCO3 [ppm] [° dH]
Härte c(Ca2+ und Mg2+) [mmol/l] 1 2 100 5,6
Härte [mval/l] 0,5 1 50 2,8
CaCO3 [ppm] 0,01 0,02 1 0,056
[° dH] 0,1786 0,357 17,85 1
  • 1 mmol/l an Ca2+ = 40,08 mg/l an Ca2+ = 56,08 mg/l an CaO
  • 1 mmol/l an Mg2+ = 24,305 mg/l an Mg2+
  • 1 °dH = 7,1 an Ca2+ = 10 mg/l an CaO = 17,8 mg/l an CaCO3
  • 1 °dH = 428 an Mg2+ = 7,14 mg/l an MgO

Zahlenmäßig wird die Wasserhärte als Stoffmengenkonzentration der Erdalkali-Ionen angegeben. Seit dem 4. Mai 2007 gilt eine neue Einteilung der Wasserhärte in bestimmte Härtebereiche. Die Angabe in Ziffern wurde abgeschafft und die Anzahl der Härtebereiche auf drei nämlich auf "weich", "mittel" und "hart" beschränkt. Die obere Grenze für weiches Wasser wurde auf 8,4 °dH angehoben und die früheren Härtebereiche "hart" und "sehr hart" wurden zu einem Härtebereich zusammengefasst. Eine weitere Neuerung stellt die zu °dH alternative Bezeichnung "mmol Calciumcarbonat je Liter" dar.

Tabelle 2: Alte Einteilung der Härtebereiche

Härtebereich Gesamthärte (Ca2+ und Mg2+) [mmol/l] Gesamthärte [°dH]
weich 0 - 1,25 0 - 7
mittel 1,25 - 2,5 7 - 14
hart 2,5 - 3,75 14 - 21
sehr hart > 3,75 > 21

Tabelle 3: Aktuelle Einteilung der Härtebereiche seit 4. Mai 2007

Härtebereich CaCO3 [mmol/l] Gesamthärte [°dH]
weich 0 - 1,25 < 8,4
mittel 1,25 - 2,5 8,4 - 14
hart > 2,5 > 14

In ganz Deutschland gibt es unterschiedliche Härtegrade in den Städten. Welchen Härtegrad das Wasser in der jeweiligen Stadt hat, hängt davon ab, woher sie ihr Wasser abzieht. Die folgende Tabelle gibt einen Überblick über Wasserhärten in verschiedenen bayerischen Städten.

Tabelle 4: Härtebereiche für das Wasser ausgewählter Städte in Bayern

Härtebereich Stadt Gesamthärte [°dH]
weich Bayreuth <8,4
weich Weiden 8,1
mittel Kempten 8,4 - 14
mittel Nürnberg 12,6
hart München 15,2
hart Regensburg 17
hart Pegnitz 19
hart Würzburg 37

1.4 Entstehung

Die Härtebildner (Ca2+ und Mg2+) werden nach und nach aus Gesteinsschichten gelöst, durch die das Regenwasser ins Grundwasser fließt. Dies geschieht durch Salpetersäure im sauren Regen oder aus der Nitrifikation (bakterieller Oxidationsprozesse) oder durch Kohlenstoffdioxid im Regenwasser (Bildung von Kohlensäure).

Weiches Wasser (0 - 4 °dH) findet sich somit in Gebieten mit Basalt- und Sandstein oder Granitböden. Ziemlich hartes Wasser mit 12 - 18 °dH oder höher entsteht bei Bodenformationen aus Kalk (CaCO3), Gips (CaCO3 x 2 H2O) oder Dolomit (CaMg(CO3)2.

Beispiel: Auflösung von Kalk (CaCO3) durch Kohlenstoffdioxid im Regenwasser (CO2)

Ca(HCO3)2 CaCO3 + H2O + CO2

Bei Raumtemperatur und pH-Werten im Neutralbereich liegt das Gleichgewicht auf der Seite des Hydrogencarbonats (HCO3-). Das Calcium- und Magnesiumhydrogencarbonat sind leicht löslich im Wasser. Bei Veränderung des Gleichgewichts, wie z.B. durch Temperaturerhöhung, verringert sich die Löslichkeit von CO2 im Wasser. Durch das Entweichen von CO2 wird Calciumcarbonat und Magnesiumcarbonat abgeschieden, die schwer löslich im Wasser sind. Dies kann man beobachten als Ablagerungen von Kalk, z.B. an der Heizspirale einer Waschmaschine, am Boden eines Wasserkochers, im Waschbecken oder Duschkopf. Durch Kochen oder Erhitzen des Wassers kann somit die temporäre Wasserhärte -deshalb auch die Bezeichnung- reduziert bzw. ausgeschalten werden.


Abb. 2: Kalkablagerung am Boden eines Wasserkochers


2 Ermittlung der Wasserhärte

2.1 Angewandte Bestimmung in der Praxis

Die Gesamthärte wird durch eine komplexometrische Titration bestimmt.

2.1.1 Entstehung der Mg2+- und Ca2+-Erio-T-Komplexe

Die zu untersuchende Wasserprobe wird mit einer Indikatorpuffertablette (Indikator: Eriochromschwarz T) und einigen Tropfen konz. Ammoniaklösung versetzt. Der Indikator Eriochromschwarz T (Erio T) wird deprotoniert und bildet mit den Calcium- und Magnesiumionen rote Chelatkomplexe.

Im Bild steht M für Ca2+ oder Mg2+.

Abb. 3: Erio-T Abb. 4: Roter Erio-T-Komplex

2.1.2 Titration mit Titriplex III und Entstehung der Magnesium- und Calciumkationen-Titriplex III-Komplexe

Nun wird mit EDTA-Na2 (Ethylendiamintetraessigsäure-Dinatriumtetraessigsäure-Dinatriumsalz, Handelsname: Titriplex III mit c=0,01 mmol/l) titriert. Das Titriplex III bildet mit Ca2+ und Mg2+ im Verhältnis 1:1 neue Komplexe, indem die weniger stabilen Eriochromschwarz T Komplexe zerstört werden. Die neu entstandenen Titriplex III-Komplexe haben durch die sechs Bindungsstellen des Titriplex III an das Zentralatom M (Mg oder Ca) eine oktaedrische Anordnung.



 Abb. 5: Bildung des EDTA-Komplexes

2.1.3. Titrationsende

Das Ende der Titration wird dadurch angezeigt, dass nur Calcium- bzw. Magnesiumkationen-Titriplex III-Komplexe vorliegen und die Wasserprobe folglich die Farbe des freien Indikators nämlich blau-grün vorweist.

2.2 Berechnung

Die Gesamthärte, also die Konzentration an Calcium- und Magnesium-Kationen, wird berechnet als Calciumkonzentration. Allgemeine Formel:

c = n / V

c : Stoffmengenkonzentration
n : gelöste Stoffmenge
V : Volumen der Lösung

Titriplex III bildet mit Ca2+ und Mg2+ Metallkomplexe im Verhältnis von 1:1. Die Stoffmengenkonzentration der Calciumionen errechnet sich daher folgendermaßen.

c(Ca2+) =VT * cT / V

VT: Verbrauch an Titriplex III
cT: Konzentration von Titriplex III (0,01 mmol/l)
V: Volumen der eingesetzten Wassermenge

Um von mmol/l auf °dH zu kommen, muss mit 5,6 multipliziert werden, da 1 mmol/l Ca2+ 5,6 °dH entspricht.

2.3 Versuch: Bestimmung der Gesamthärte mit Titriplex B [10]

Die Gesamthärte kann auch wesentlich schneller nach folgender Versuchsbeschreibung ermittelt werden. Hier wird nicht Titriplex III mit einer Konzentration von 0,01 mmol/l sondern Titriplex B verwendet. Die Konzentration von Titriplex B ist so eingestellt, dass 1ml Verbrauch dieser Lösung bei der Titration genau 1 °dH entspricht, vorausgesetzt man untersucht eine Probenmenge von 100 ml.

Experiment Bestimmung der Gesamthärte mit Titriplex B
Material
  • Erlenmeyerkolben 250 ml
  • Magnetrührer
  • Bürette
  • Stativ, Bürettenhalter
  • Messzylinder 100 ml
  • Trichter
  • Hütchenpipette
Chemikalien
  • Titriplex-Lösung B
  • Indikatorpuffertablette
  •  Konz. Ammoniaklösung
Durchführung 100 ml Leitungswasser werden in den Erlenmeyerkolben gegeben. Unter kräftigem Rühren wird die Indikatorpuffertablette aufgelöst. Einige Tropfen Ammoniaklösung werden hinzugegeben, bis sich der Indikator nach rot verfärbt. Mit Hilfe der Bürette tropft man langsam die Titriplex B-Lösung zu, bis ein Farbumschlag nach grün eintritt.
Beobachtung Farbumschlag nach grün.
Interpretation 1 ml Verbrauch entspricht 1 °dH (bei Titriplex B-Lösung mit Konzentration von 0,0178 mmol/l und Probenmenge von 100 ml).
Quelle Merck Aquaquant Anleitung zu den Chemikalienansätzen

3 Einfluss der Wasserhärte auf den Tee- und Biergeschmack

In hartem Wasser, wie z.B. das aus Kempten, binden Mg2+ und Ca2+, die in höherer Konzentration vorliegen, vermehrt an die Polyphenole, die im Tee enthalten sind. Dadurch werden die Gerbstoffe (Tannine) ausgefällt. Der Tee enthält einen unangenehmen pelzigen Geschmack und es bildet sich ein unappetitlicher Film auf der Oberfläche des Tees. Daher kann sich das Aroma des Tees nicht entfalten. Weicheres Wasser, wie das aus Bayreuth, eignet sich daher besser, da hier aufgrund der geringeren Konzentration an Mg2+ und Ca2+ nahezu keine Gerbstoffe ausfallen. Infolge dessen kann sich das Aroma des Tees frei einfalten und somit zu einem besseren Geschmack führen. [7,11,12]

Die Wasserhärte scheint neben dem Tee auch beim Bier einen Einfluss auf den Geschmack zu haben. Das Brauwasser spielt eine entscheidende Rolle bei der Herstellung von Bier. Für die Bierbrauerei ist die Carbonathärte von größerer Bedeutung als die Nichtcarbonathärte. Bei einem Pilsner, dass ein relativ helles und hopfenreiches Bier darstellt, wirkt sich die Carbonathärte nachteilig auf den Geschmack aus, daher erfordert diese Art von Bier sehr weiches Wasser mit einer Carbonathärte die 3 °dH nicht übersteigen sollte. Ein dunkleres, wenig gehopftes Bier hingegen kann mit härterem Wasser, mit einer Carbonathärte um die 14 °dH gebraut werden. [3]


4 Wasserenthärtung

4.1 Haushalt

In der ersten Hälfte unseres Jahrhunderts durften folgende Substanzen in der Küche einer Hausfrau nicht fehlen:

  • Seife zum Waschen
  • Sand zum Scheuern
  • Soda zum Enthärten von Wasser

Seit Jahrtausenden stellt die Wasserhärte beim Waschen von verschmutzter Wäsche ein mehr oder minderes Problem dar. "Weiches" Wasser überzeugte mit seiner ernormen Reinigungswirkung als "normales" Wasser. Die einzigen bekannten Waschmittel waren Pottasche (K2CO3) als Pflanzenasche und Soda (Na2CO3) aus z.B. Sodaseen bzw. anderen Sodavorkommen. In hartem Wasser setzten sich unlösliche Ca- bzw. Mg-Seifen an die Gewebefasern ab. Das reduziert die Waschleistung und lässt die Wäsche ergrauen. Als Soda nicht mehr so teuer war, konnte man diese Stoff zum Enthärten von Wasser benutzen und somit an Seife sparen. Man fühlte, wie viel nötig war. Das Wasser musste "glitschig" sein.

Na2CO3 + Ca 2+ CaCO3 + 2 Na+

Würden wir heute auf "natürliche Seifen" zurückgreifen, hätten wir die gleichen Probleme. Heutzutage werden synthetische Waschsubstanzen benutzt, die abhängig vom Härtegrad des Wassers funktionieren. Zu hartes Wasser ist auch ein Problem für Maschinen und Rohrleitungen. Wenn hartes Wasser z.B. in einem Wasserkocher oder einer Heißwasseranlage erhitzt wird, setzt sich der Kalk auf dem Heizstab ab. Mit jedem weiteren Erhitzen, von neu zugeführtem hartem Wasser, wird der Kalkmantel immer dicker bis zur kompletten Verkalkung. Der Heizstab selbst überhitzt sich, geht mit der Zeit kaputt und muss ersetzt werden. Das Auswechseln von einem defekten Heizstab ist mit hohen Kosten verbunden. Ebenso würden auch die Rohrleitungen wegen hartem Wasser verkrusten. Da liegt des Rätsels Lösung sehr nahe. Man benutzt Wasser mit einem sehr niedrigen Salzgehalt oder komplett entsalztes Wasser. Sehr weiches Wasser hat keine Pufferwirkung und somit einen sehr labilen pH-Wert. Es würde die Rohrsysteme korrodieren lassen. Eine gewisse Härte von 2,8 °d sorgt für eine Kalk-Rost-Schutzschicht, die weitere Korrosionen verhindert. [4,13]

4.2 Industrie

Langsam-Entcarbonisierung nach Soiné:


Abb. 6: Schema nach Soiné, verändert [4,14]

Für dieses Enthärtungsverfahren werden alkalische Stoffe (meistens Ca(OH)2) verwendet. Dieser Stoff sorgt dafür, dass HCO3- und die freie Kohlensäure neutralisiert und als CaCO3 ausgefällt werden.

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2 CaCO3  + 2 H2O

CO2 + Ca(OH)2 CaCO3  + H2O

Um den Härtegrad um 1 °dH zu reduzieren, sind 20,85g an Ca(OH)2 nötig. Dieses Teilenthärtungsverfahren führt zu keiner Aufsalzung. Bei vermehrter Zugabe von      Ca(OH)2 kann neben Ca 2+ auch Mg 2+ ausgefällt werden. Die eigentliche Reaktion dauert nur wenige Minuten. Die Entsorgung des wasserreichen Kalkschlammes durch Sedimentation beträgt mehrere Stunden. Deshalb benötigt die Industrie große und komplexe Anlagen. Meistens kann eine vollständige Abtrennung von Kalk nicht bewirkt werden, weshalb noch zusätzlich Schnellfilter benötigt werden. Zum Abschluss wird der pH-Wert kontrolliert, da er meist über dem pH-Wert der Kalksättigung liegt. Falls nötig wird der pH-Wert durch Zugabe von Säure bzw. Mischwasser abgesenkt. [4]

4.3 Ionenaustauscher

Ionenaustauscher aus Kunstharzen bestehen aus einem lockeren 3d-Gerüst, in das saure Sulfonat-Gruppen SO42- (Kationenaustauscher) mit Protonen H+ als Gegenionen und basische Ammonium-Gruppen NH4+ (Anionenaustauscher) mit Hydroxidionen OH- als Gegenionen eingebaut sind. Beim Durchleiten von "nicht-entionisiertem Wasser" durch den Kationenaustauscher werden die Kationen (Mg2+, Ca2+) im Wasser gegen die Protonen ausgetauscht. Analog dazu werden im Anionenaustauscher die Anionen (Cl-, SO42-, CO32-) im Wasser gegen Hydroxidionen ausgetauscht. Nach dem Austausch von allen Ionen erhält man "entionisiertes Wasser". Die Regeneration des Kationenaustauschers erfolgt mit starken Säuren (HCl) und die des Anionenaustauschers mit einer starken Lauge (NaOH) und beruht auf dem Prinzip von Le Chatelier (Prinzip des kleinsten Zwangs). [5,15]

Eine weitere Möglichkeit zur Wasserenthärtung über einen Ionenaustausch, bietet das Alumosilikat Zeolith, das als Kationen-Austauscher zum Einsatz kommt.


Abb. 7: Struktur des Zeolith [16]

Zeolithe weisen eine mikroporöse Gerüststruktur auf und gehören zu den Gerüstsilikaten. Sie bilden räumliche Gitter aus SiO4-Tetraedern. Da sich die Tetraeder an jeder Verbindungslinie ein O2-Atom teilen, fallen auf jedes Si-Atom je 2 O2-Atome. In diesem Falle ergibt sich eine neutrale Gerüstladung, da Silicium die Oxidationsstufe +4 aufweist. Da jedoch die Si-Atome in den Tetraedern stets zu einem Teil durch Al-Atome ersetzt werden, erzeugt somit jedes Al-Atom, dass eine Oxidationsstufe von +3 aufweist, eine negative Ladung. Diese negative Gerüstladung wird durch Kationen wie Natrium, die in den gleichförmigen Poren und Kanälen adsorbiert werden, ausgeglichen. Mit Hilfe von Zeolith als Kationenaustauscher, kann man die im Wasser enthaltenen Kationen, die dann in gelöster Form in diesem Kanalsystem vorliegen, relativ leicht gegen Härte bildende Calciumkationen im Wasser austauschen und somit die Wasserhärte herabsetzen. [17]

4.4 Versuche zur Wasserenthärtung

Experiment 1 Wasserenthärtung mit Zeolith A
Material
  • 2 Bechergläser
  • Wasserhärtestäbchen
  • Glasstab
Chemikalien
  • Zeolith A
  • Leistungswasser aus Städten mit unterschiedlicher Wasserhärte    (hier: Bayreuth und Kempten)
Durchführung Jeweils 100 ml Bayreuther- bzw. Kemptener-Wasser werden in ein Becherglas gegeben. Wasserhärtestäbchen werden jeweils für eine Sekunde in das jeweilige Wasser getaucht. Wasser der Wasserhärtestäbchen wird abgeschüttelt. Anschließende Ermittlung der Wasserhärte durch Abgleich mit der Farbskala. Jeweils 1 g Zeolith werden in das jeweilige Wasser gegeben und mit dem Glasstab umgerührt. Erneute Bestimmung der Wasserhärte wie oben.
Beobachtung Nach der Enthärtung mit Zeolith zeigt sowohl das Bayreuther-Wasser als auch das Kemptener-Wasser eine Erniedrigung der Gesamthärte.
Interpretation Die Ca2+-Ionen des Wassers werden in den Poren und Kanälen des mikroporösen Gerüsts des Zeoliths, im Austausch gegen andere Kationen (z.B. Na+) adsorbiert, wodurch das Wasser enthärtet wird.

 

Experiment 2 Nachweis von hartem bzw. weißem Wasser mit CO2
Material
  • Becherglas

 

Chemikalien
  • Leitungswasser
  • CO2-Gasflasche
Durchführung CO2 wird in ein Becherglas mit Leitungswasser eingeleitet. Anschließend erfolgt die Enthärtung des Wassers mit Hilfe eines Kationenaustauschers. Nach der Enthärtung wird erneut CO2 eingeleitet.
Beobachtung Zu Beginn der CO2-Einleitung zeigt sich eine Trübung des Wassers. Nach weiterem Einleiten von CO2 verschwindet die Trübung. Nach der Enthärtung zeigt sich bei erneuter Einleitung von CO2 keine Trübung.
Interpretation Ursache für die Trübung ist die bei der Reaktion von Ca2+ und dem eingeleiteten CO2 entstehende schwerlösliche Calciumcarbonat.

CO2 + H2O ⇌ H2CO3
CO32- + Ca2+ → CaCO3

Nach weiterem Einleiten von CO2 entsteht das leicht im Wasser lösliche Calciumhydrogencarbonat, wodurch die Trübung verschwindet.

2 CaCO3 + 2 H+ → Ca(HCO3)2

Mit Hilfe des Kationenaustauschers werden die härtebildenden Kationen wie Ca2+ gegen Protonen ausgetauscht.

2 R-SO3H + Ca2+ → Ca(R-SO3)2 + 2H+

Nach der Enthärtung zeigt sich bei erneuter CO2-Einleitung keine Trübung, da das Wasser durch den Kationenaustauscher enthärtet wurde, d.h. weicher wurde.


Abschluss 1: Man sucht schon lange nach Alternativen zur chemischen Wasserenthärtung. Eine Möglichkeit ist die physikalische oder auch magnetische Wasserenthärtung. Mit Hilfe eines Magnetes wird das Wasser behandelt. Durch das Magnetfeld werden die sich ablagernden Kalkkristalle so umstrukturiert, dass sie sich nicht mehr ineinander verhaken können. Somit kann die Kalkschicht nicht wachsen, welche jede Maschine vernichten würde. Ob und wie dieses Vorhaben wirklich funktioniert ist fraglich. [9]

Abschluss 2: Wir wissen jetzt was genau Waschmaschinen früher sterben lässt. Doch welches Lebenselixier ist in Calgon enthalten, welches Dieter Bürgy so anpreist? Es sind synthetische Zeolithe, die eine Gitterstruktur mit Kanälen und Hohlräumen besitzen. Zeolithe wirken als Kationenaustauscher. Sie setzen die Wasserhärte herab, indem sie Na+ freisetzen und die Härtebildner Ca2+ und Mg2+ in die frei gewordenen Hohlräume aufnehmen.

Abschluss 3: Die Gesamthärte des Wassers setzt sich aus der temporären und permanenten Härte zusammen. Die temporäre Härte kann man durch das Abkochen von Wasser in Form von Kalk ausfällen. Die permanente Härte kann man jedoch nur durch den Einsatz eines amphoteren Ionenaustauschers beseitigen. Durch die Beseitigung der härtebildenden Ionen wie z.B. Magnesium und Calcium fallen keine Gerbstoffe im Tee mehr aus, dadurch kann sich das Aroma des Tees frei entfalten. Somit lautet meine Empfehlung an meine Eltern sich einen Wasserfilter zur Wasserenthärtung zu besorgen, um gut schmeckenden Schwarztee auch in Kempten genießen zu können.


Literatur

  1. Hütter, Leonhard A.: Wasser und Wasseruntersuchung. Otto Salle Verlag, Frankfurt am Main, Verlag Sauerländer, Aarau, 1994.
  2. Klein, Helmut Alfongs; Latscha, Hans Peter: Anorganische Chemie. Springer Verlag, Berlin, Heidelberg, New York, 1996.
  3. Küst, Armin: Moderne Biersorten. Schriftliche Hausarbeit, Universität Bayreuth, 1996.
  4. Mutschmann, Johann: Taschenbuch der Wasserversorgung. 13. Auflage, Vieweg Verlag, Braunschweig, Wiesbaden, 2002.
  5. Prof. Dr. Josef Breu: AC-II-Skript (Themenbereich Sauerstoff). WS2014/2015.
  6. https://www.youtube.com/watch?v=HUl6YVYex58 (03.08.2016)
  7. https://www.tee-versandhandel.com/de/wasserqualitaet (03.08.2016)
  8. https://www.lernhelfer.de/schuelerlexikon/chemie/artikel/wasserhaerte (03.08.2016)
  9. http://www.gwup.org/infos/themen/87-paratechnologien/721-kalk-dasgespenst-in-derwasserleitung (03.08.2016)
  10. http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/experimente/standard/0903_haerte_gesamt.htm (03.08.2016)
  11. http://www.gruenertee.de/inhaltsstoffe/polyphenole-im-gruenen-tee/ (03.08.2016)
  12. http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/experimente/ktk/tee_gerbstoffnachweis.htm (03.08.2016)
  13. https://de.wikipedia.org/wiki/Wasserh%C3%A4rte (03.08.2016)
  14. http://www.trinkwasserspezi.de/enthaer2.htm (03.08.2016)
  15. https://de.wikipedia.org/wiki/Ionenaustauscher (03.08.2016)
  16. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/0/03/Zeolith_A-Struktur.png/220px-Zeolith_A-Struktur.png (29.07.2016)
  17. http://www.uni-kiel.de/anorg/bensch/lehre/Dokumente/versuch_p1_zeolith_a.pdf (03.08.2016)
  18. http://www.calgon.de/ (03.08.2016)
  19. https://de.wikipedia.org/wiki/Ethylendiamintetraessigs%C3%A4ure (03.08.2016)
  20. https://de.wikipedia.org/wiki/Eriochromschwarz_T (03.08.2016)
  21. https://www.stadtwerke-bayreuth.de/energie-wasser/wasser/wasserqualitaet-versorgungsgebiet/ (03.08.2016)
  22. http://www.chemieunterricht.de/dc2/haerte/ (03.08.2016)
  23. http://daten.didaktikchemie.uni-bayreuth.de/umat/wasserhaerte/wasserhaerte.htm (03.09.2016)
  24. https://www.n-ergie.de/privatkunden/produkte/wasser/analysewerte.html (03.08.2016)
  25. http://de.wikipedia.org/wiki/Wasserh%C3%A4rte (03.08.2016)
  26. http://www2.tu-berlin.de/~itc/Prakikums-Skripte/Physiker-Praktikum/skript01.pdf (26.01.2008, seit 12.10.2009 nicht verfügbar)
  27. http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/haerte/ (04.01.2006, nicht verfügbar)
  28. http://www.wwa-bt.bayern.de/trinkwasser/seiten/trinken.htm (17.01.2006, nicht verfügbar)

E-Mail: Walter.Wagner ät uni-bayreuth.de, Stand: 03.08.16