Wasser

Das Wasser Es wurden Grafiken aufgrund ihrer Größe entfernt  Heute geben wir euch eine Einführung in den Themenkreis „Wasser“. Wasser stellt für den Menschen die Lebensgrundlage dar – doch trotz seiner Wichtigkeit, kennt man nur selten genauere Fakten über das „kühle Naß“. Deshalb haben wir unser Referat in folgende Punkte unterteilt :   Gliederung: Einleitung Untersuchungsarten: Farbe Geruch Geschmack Temperatur Dichte ph-Wert Härte: und Wasserenthärtung   EINLEITUNG: Zu Beginn gibt es einen kleinen Exkurs an den Jahresanfang zurück. Sozusagen eine kleine Wiederholung über die Anomalie des Wassers. Zwar werden wir auf das ganze nicht übermäßig genau eingehen, aber es gehört eben auch zu diesem sehr auffächerbaren Thema dazu.   Wenn Wasser gefroren ist, sind die einzelnen Moleküle in einer Sechseck-Form angeordnet – welche aus Wasserstoffbrückenbindungen bestehen.

Dazwischen gibt es Hohlräume. Dadurch ist die geringe Dichte des Eises bedingt. Bei der Erwärmung reißen dann einzelne Brücken und es verflüssigt sich. Wasser hat bei 4°C seine größte Dichte. Von da an sinkt die Dichte nur mehr, weil die H2O Moleküle wieder frei beweglich sind. Weiters handelt es sich beim H2O Molekül um einen Dipol.

  Es weiß wohl jeder, dass ohne Wasser kein Leben auf der Erde möglich wäre. Für uns ist Wasser etwas Selbstverständliches und es ist uns gar nicht bewußt, welche Unmengen wir an Wasser verbrauchen. Im Durchschnitt verbraucht ein Österreicher etwa 150 l Wasser pro Tag. Für eine WC-Spülung werden 10 l Wasser verbraucht; für ein Wannenbad 150 – 400 l. Der menschliche Körper selbst benötigt nur etwa 2 Liter Wasser täglich zum Leben, der Verbrauch zur Herstellung von Konsumgütern liegt bedeutend höher (zur Herstellung von 1 l Bier benötigt man 25 l Wasser; 1 kg Zucker benötigt 120 l und 1 kg Papier rund 500 l Wasser.     UNTERSUCHUNGSARTEN: Alle natürlichen Wasser sind im chemischen Sinn nicht wirklich rein.

Leitungswasser enthält gelöste Salze, vor allem Hydrocarbonate und Sulfate. Besonders auffallend ist der Salzgehalt von Meerwasser und bestimmten Mineralwassern.   Dies ermöglicht weite Untersuchungsmöglichkeiten, auf die wir näher eingehen. Den Anfang macht die Farbe des Wassers als eine der am leichtesten erfassbaren Wassergüte: Doch selbst bei der Farbe unterscheidet man schon zwischen zwei Arten – der Färbung und der Trübung. Um Weiterzumachen ist jetzt aber eine Definition vonnöten.   Als Färbung des Wassers bezeichnet man dessen optische Eigenschaft, die spektrale Zusammensetzung des sichtbaren Lichtes durch Absorption zu verändern.

Also in welcher Farbe das zu untersuchende Wasser wahrgenommen wird.   Als Trübung eines Wassers bezeichnet man dessen Eigenschaft, eingestrahltes Licht zu streuen, bzw. die Verringerung der Durchsichtigkeit von Wasser, verursacht von feindispersiven, suspendierten Teilchen – also, wenn das Wasser so verdreckt ist, das man nicht mehr auf den Grund sehen kann.   Das eigentlich interessante ist jedoch die wahre Färbung, die durch gelöste Stoffe hervorgerufen wird. Diese kann aber oftmals nicht mit freiem Auge erkannt werden, deswegen ist diese nur mit technischen Geräten messbar.   Bestimmung der visuellen Färbung: Man entnimmt eine Wasserprobe und füllt diese in eine Klarglasflasche.

Das Wasser wird dann unter diffusem Licht gegen einen weißen Hintergrund betrachtet. Wenn Sinkstoffe vorhanden sind, wird gewartet, bis sich diese gesetzt haben. Das wird dann folgendermaßen angegeben: Bezeichnung der Probe als farblos – schwach gefärbt – stark gefärbt. Dann setzt man den Farbton dazu : gelblich – gelblichbraun – bräunlich – braun.   Bestimmung der visuellen Trübung: Wiederum füllt man eine Flasche an. Doch nun wird das Wasser zuerst gut geschüttelt und dann gegen einen schwarzen und dann gegen einen weißen Hintergrund betrachtet.

Das Ergebnis wird folgendermaßen definiert: klar – schwach getrübt – stark getrübt – undurchsichtig. Zur Beurteilung von Oberflächenwassern benützt man eine sogenannte Secci-Scheibe. Das Ergebnis wird, wenn es <1m ist, auf 1cm gerundet und wenn es >1m auf 0,1m gerundet.   Nun weiter zur Geruchsprüfung: Hierbei misst man den Geruchsschwellenwert (GWS) = Verdünnung von nicht geruchlosem Wasser mit geruchlosem, bis man den Geruch gerade noch wahrnehmen kann. Die Prüfung erfolgt am Ort der Probenahme. Eine geruchlose Flasche wird nach mehrmaligem Spülen zur Hälfte angefüllt.

Diese wird dann verschlossen und kräftig geschüttelt. Nach einiger Zeit wird das Wasser dann auf 60°C erhitzt und im Labor nochmals geprüft.               Angabe des Ergebnisses:               nach der Intensität : ohne - schwach - stark             nach der Art:   metallisch (z.B. eisenhaltiges Trinkwasser)           erdig (z.B.

Blaualgen)                 fischig (z.B. Kieselalgen)               aromatisch verschiedene wasserblütenbildende Mikroorganismen       grasartig ''                 modrig stark bis sehr stark verunreinigtes Gewässer           faulig ''                 jauchig ''             differenziert in   Chlor - Ammoniak - Schwefelwasserstoff - Teer - Mineralöl - Phenol     Prüfung auf Geschmack : Prüfung erfolgt vor Ort. „Den Geschmack des Wassers erkennt man erst in der Wüste“ ( altes arabisches Sprichwort).   Angabe des Ergebnisse:               nach der Intensität : ohne - schwach - stark         nach der Art:   säuerlich - salzig - süßlich - bitter - bitter, metallisch         bitter, abstringierend - laugig - fade - moorig     differenziert in Chlor - Schwefelwasserstoff - Mineralöl - Phenol - Seife - Fisch     Eine weitere Untersuchungsgrundlage bietet die Temperatur. Wie man die Temperatur misst wisst ihr alle - Thermometer ,.

.. Die Siedetemperatur ist vom Luftdruck abhängig. Die Temperatur steigt beim Sieden trotz Wärmezufuhr nicht an. Durch Zugabe von nichtflüssigen Stoffen (z.B.

Salzen), kann man die Siedetemperatur hinaufsetzen. Damit die Moleküle des Lösungsmittels die Flüssigkeit verlassen können, brauchen sie zusätzliche Energie, das bedeutet, dass die Siedetemperatur steigt. Genau das Gegenteilige, aber mit dem selben Prinzip, geschieht bei der Gefriertemperaturerniedrigung. Beim Gefrieren können sich die Teilchen nicht mehr frei bewegen, so ordnen sie sich zu einer Gitterstruktur an. Durch gelöste Stoffe kann sich aber nicht so schnell eine geordnete Gitterstruktur bilden. (Siedetemperatur einer Lösung ist höher als der eines Lösungsmittels.

Gefrierpunkt einer Lösung ist tiefer als der eines Lösungsmittels).   Die Dichte ist eine für jeden Stoff spezifische Grösse. Sie gibt bei wässrigen Lösungen Aufschluß über deren Gehalt an gelösten Stoffen und Schwebstoffen. Besonders interessant ist sie bei stärker mineralisierten Wässern.  Dichte = m:v Einheit kg/m3 bzw. g/cm3 = g/ml   Das Volumen ist temperturabhängig, deshalb muss die Temperatur angegeben werden.

Ausserdem sollte zur besseren Vergleichbarkeit eine Bestimmung bei 20° C erfolgen.   Dies war nun eine Übersicht über alle wichtigen Untersuchungsmethoden für das Wasser.         PH-Wert: pH-Wert : PH ist die Abkürzung vom lateinischen Pondus hydrogenii (=Wasserstoffgewicht). Es ist ein logarithmisches Maß für die Konzentration des Hydroniumionen (=H3O+).  PH = -log c (H+).  Eine wichtige Rolle spielt auch die „Konstante des Wassers“= Kw.

Sie zeigt das Verhältnis von Wasserstoffionen und Hydroxidionen an. Beim Zusatz von Säure steigt die Wasserstoffkonzentration wobei aber die Hydroxidkonzentration sinkt. Andererseits ist es beim Zusatz einer Base genau umgekehrt, Hydorxidkonzentration steigt, Wasserstoffkonzentration sinkt. Daher hat man die Wasserstoffkonzentration als Maß für die saure oder basische Reaktion einer Lösung verwendet. Aus Zweckmäßigkeitsgründen bezeichnet man diese schlicht und einfach als pH wert. Die Konstante des Wassers lautet :  Kw=c(H+).

c(OH-),  wobei 10-14 das Ionenprodukt des Wassers ist. Zum besseren Verständnis stellte man eine pH-Wertskala auf.     OH- 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-0 mol/l H+ 10-0 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-1010-11 10-1210-1310-14 mol/l   pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14     sauer neutral basisch      0 – 6 sauer 7 neutral 8 – 14 basisch  Diesen pH-wert misst man mit sogenannten Indikatoren. Als Beispiel könnte man hierbei Thymolblau, Methylorange, Methylrot, Pheolphthalein anführen.   Indikator saure Form basische Form Farbänderung bei ph Thymolblau rot   gelb   1,5 - 1,8   Methylorange rot   gelborange 3,1 - 4,4   Methylrot rot   gelborange 4,4 - 6,2   Bromthymolblau gelb   blau   6,0 - 7,6   Phenolphthalein farblos   purpur   8,2 - 9,8   Thymolblau gelb   blau   8,8 - 9,3   Universalindikator rot gelb grün blau 2,0 - 10,0                 Anzumerken wäre noch, dass die ganze Ionentheorie von Arrhennius begründet wurde und dass man sogar schon 1894 verschiedene Wasserstoff und Hydroxidkonzentrationen festgestellt hat. Dies aber nur als kleine Backgroundinformation.

          Die Härte des Wassers: Last but not least - weiches und hartes Wasser. Wasser löst aus der Luft Kohlendioxid. Der Großteil dieses Gases löst sich physikalisch, ein Teil reagiert mit Wasser. Dabei entsteht eine schwach saure Lösung ( Kohlensäure).  2 H2O + CO2 ® H3O+ (=Hydroniumion) + HCO3 (Hydrocarbonation)   Diese Lösung wiederum wirkt auf Kalkstein und andere Carbonatgesteine (z.B.

Mg/FeCO3) ein. Unlösliche Karbonate gehen dabei in lösliche Hydrocarbonate über.  CaCO3 + CO2 + H2O ® Ca2+ + 2HCO3- unlöslich löslich   Auf diese Weise gelangen Calciumionen in das Grundwasser. Wenn nun dieses Wasser langsam verdunstet, entweicht das CO2 und das chemische Gleichgewicht verschiebt sich auf die Seite der Calciumcarbonate. Als Wasserhärte bezeichnet man die im Wasser gelösten Ca2+ und Mg2+ ionen. Diese wird üblicherweise in Deutschen Härtegraden angegeben.

 1 d° = der Masse von 7,15 Ca2+ Ionen pro Liter Wasser, bzw. 0,18 mmol/L   Gesamthärte (Ca2+ : mmol/L) gerundet d° Beurteilung   0,0 - 1,0   0 - 6 sehr weich   1,0 - 2,0   6 – 11 weich   2,0 - 3,0   11 -- 17 mittelhart   3,0 - 4,0   17 - 22 hart   >4,0   >22 sehr hart     Weiters unterscheidet man zwischen temporärer und permanenter Härte. Bei temporärer Härte wird diese durch Erhitzen beeinflusst, bei permanenter Härte bleibt alles im Ausgangszustand.  Gesamthärte des Wassers = temporäre Härte + permanente Härte Carbonathärte = Mg2+ und Ca2+ Þ alle Salze der Kohlensäure Resthärte = Gesamthärte - Carbonathärte             Vor allem hartes Wasser hat einen negativen Beigeschmack (z.B. wie es in der Calgonwerbung – Rohre wachsen zu und Kalk lagert sich ab).

Auch beeinflusst kalkhaltiges Wasser den Geschmack von Getränken, deshalb wird zum Beispiel in der Bierbrauindustrie hauptsächlich aufbereitetes, also enthärtetes Wasser verwendet. Um eben diesen Schäden vorzubeugen hat man verschiedene Verfahren zur Wasserenthärtung entwickelt.         Verfahren Wirksamkeit, Anwendung, Kosten       Erhitzen Wirkung gering: Abscheidung der Carbonathärte     Destillieren Wirkung sehr gut, langsam, teuer, häufige Anwendung im Labor,       auch zur Meerwasserentsalzung         Ausfällen Wirkung mittel bis gut, verbleibende Resthärte 0,3 bis 2 °d, zur       Enthärtung nur mehr selten angewendet, zur Entfernung von       Schwermetallen und Anionen wichtig       Ionenaustauscher Wirkung sehr gut, schnell, häufige Anwendung, nur zur         Entfernung kleiner Salzmengen - sonst zu teuer, verbleibende Resthärte     <0,1°d             Umkehrosmose Wirkung sehr gut, kostengünstiger als andere gleich gute Verfahren,     Anwendung zunehmend.             Wir gehen nun auf die drei Letztgenannten genauer ein   Ausfällen : Dabei wird das Wasser meist durch Zusatz von Salzen enthärtet, die die Härtebildner in unlösliche Verbindungen überführen. Dazu dient zum Beispiel Calciumhydoxid. Die Härtebildner scheiden sich als Carbonate aus.

Die in der Lösung verbleibenden Salze sind kein Härtebildner mehr.   Ionenaustauscher : Sie bestehen aus einem wasserunlöslichen Gerüst (natürliches Silikat oder Kunstharz) mit fest verbundenen + und – Ladungen, die durch austauschbare Gegenionen neutralisiert werden.   Ein Kationenaustauscher kann z.B. Härtebildner wie Calcium oder Magnesiumionen gegen Natriumionen oder Protonen austauschen. Trivial ausgedrückt geben sie H+ ionen ab und nehmen dafür Kationen auf.

            Ein Anionenaustauscher kann Hydrogencarbonat oder Sulfationen gegen Chlorid und Hydroxidionen austauschen – er gibt OH- ionen ab und nimmt dafür Anionen auf.       Sobald alle Gegenionen ausgetauscht sind hört der Vorgang auf und der Ionenaustauscher muss regeneriert werden. Dazu wird er mit konzentrierter Kochsalzlösung behandelt. Z.B. Geschirrspüler.

  Umkehrosmose: Die Umkehrosmose ist mit Filtration vergleichbar. Durch eine halbdurchlässige Membran (aus Celluloseacetat oder Polyamid) gehen Wassermoleküle durch, nicht aber gelöste Ionen. Allerdings muss man hohe Drücke > 30 bar anwenden, um Wasser durch die Membran zu pressen. Dieses Verfahren wird neben Ionenaustauschern zur Meerwasserentsalzung verwendet – sein Vorteil ist, dass man dazu nur geringe Chemikalienmengen benötigt.     Es gibt aber auch natürliche Minerale, die in ähnlicher Weise Ionen, die Natriumionen, die im Silikatnetz eingeschlossen sind austauschen (in Waschmitteln handelt es sich hierbei um Zeolithe oder Permutite z.B.

Sasil, das die problematischen Phosphate in Waschmitteln ersetzt). Bei einfacher Enthärtung genügt die Entfernung der Ionen Ca2+ und Mg2+ und ihr Ersatz durch Na+. Dies sind die gebräuchlisten Verfahren.

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