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Wasserhärte

Wasserhahn mit Strahlregler: Hier ist die Härte des Leitungswassers sichtbar geworden. Der Kalk hat sich am tropfenden Wasserhahn angesetzt.

Wasserhärte ist die Konzentration der im Wasser gelösten Ionen der Erdalkalimetalle. Zu den „Härtebildnern“ zählen im Wesentlichen Calcium- und Magnesiumionen. Die normalerweise nur in Spuren enthaltenen Strontium- und Bariumionen spielen in Süsswasser keine Rolle. (TDC S. 446) Ist die Härte gering, nennt man das Wasser weich. Bei hohen Gehalt gilt das Wasser als hart.

Die Wasserhärte hat Auswirkungen auf den Gebrauch des Wassers, da sich unlösliche Verbindungen wie Kesselstein oder Kalkseifen bilden können. Sie hat nur technische Bedeutung und es besteht keine gesundheitliche Relevanz. In der TrinkwV sind keine Grenzwerte festgesetzt.

Auswikungen

• Weiches Wasser ist günstiger für alle Anwendungen, bei denen das Wasser erhitzt wird, zum Waschen, zum Gießen von Zimmerpflanzen etc. Nachteilig sind jedoch die starke Schaumbildung bei Waschmitteln und die schlechte Entfernbarkeit von Seife z. B. beim Händewaschen.

• Hartes Wasser führt zur Bildung von Kesselstein in Haushaltsgeräten und Heißwasserbereitern, erhöht den Verbrauch von Spül- und Waschmitteln, beeinträchtigt oder fördert, je nach dem Maß der Härte, den Geschmack und das Aussehen bestimmter Speisen und Getränke (z. B. Tee).

Diese Kationen haben eine positive physiologische Bedeutung, stören jedoch bei einigen Verwendungen des Wassers. So bilden ins Wasser eingebrachte Seifen mit diesen Kationen unlösliche Kalkseifen, die über keine Reinigungswirkung mehr verfügen. Beim Waschen von Textilien in Wasser mit hoher Gesamtwasserhärte führen die Kalkseifen zu einer Verunreinigung der Textilien. Seifen zählen zu den anionischen Tensiden und sind besonders empfindlich gegenüber hartem Wasser. Die Waschleistung von anderen, modernen Tensiden in Waschmitteln wird dagegen kaum von der Wasserhärte beeinträchtigt. Trotzdem enthalten die Waschmittel Substanzen, die Wasser enthärten. (Siehe auch Baukastenwaschmittel und Wasserhärte und Waschen)

Magnesium und Calcium sind für den Organismus essentiell. Der menschliche Körper enthält 0,47 g/kg Magnesium und 15 g/kg Calcium. Für die Versorgung des Körpers mit diesen Elementen spielt das Trinkwasser jedoch eine untergeordnete Rolle.

Geschichte und Herleitung des Begriffs

Schon in den antiken hippokratischen Schriften werden „weiches (μαλακός) und hartes (σκληρός) Wasser unterschieden“, das harte ist unter anderem „bei Felsquellen, warmer Erde oder mineralreichen Quellen zu finden.“ Galenos erläutert hierzu: „Denn Hippokrates nennt ‚hartes Wasser‘ das raue, das beim Trinken die Zunge und beim Waschen den Körper beißt. Das weiche Wasser ist dem entgegengesetzt.“

Schon zu Zeiten als die Wäsche ausschließlich von Hand gewaschen wurde, galt Regenwasser als weiches Wasser, Quell- oder Brunnenwasser galt als hartes Wasser. Der gelöste Mineralienanteil lässt Seife zu wasserunlöslicher Kalkseife ausflocken, der so gebundene Seifenanteil geht verloren und trägt nicht mehr zum Waschergebnis bei, die Kalkseife lässt das gewaschene Waschgut ergrauen und macht das Waschgut nach dem Trocknen auf der Wäscheleine hart und steif. Weiches Wasser war daher zum Waschen und Reinigen begehrt.

Entstehung

Die Wasserhärte entsteht beim Durchtritt von Wasser durch Böden und/oder Grundwasserleiter. Deshalb hängt es stark vom geologischen Untergrund ab, welche und wie viel Härtebildner in Lösung gehen können. Es gibt daher eine geografische Verteilung der Wasserhärten.

Magnesium- und Calciumionen können am einfachsten durch den Lösungsvorgang in das Wasser gelangen, etwa durch Lösungen von Gips (CaSO₄ • 2 H₂O). Grundwässer aus gipshaltigen Schichten können im Extremfall die Sättigungskonzentration für Gips erreichen, die einer Härte von 78,5 °fH bzw. 44 °dH entspricht. (Für die Maßeinheiten siehe Abschnitt Einheiten und Umrechnung.) / Beisiel Colorado River HoWi S. 526

Der überwiegende Teil der Wasserhärte entsteht normalerweise als Carbonathärte durch Auflösung von schlecht löslichen Calcit (CaCO₃) bzw. Dolomit (Ca-Mg-Mischcarbonat) durch Kohlensäure. Das Kohlenstoffdioxid stammt aus der Atmung der Organismen im Boden, wo vor allem der mikrobielle Abbau organischer Substanz erhöhte CO₂-Konzentrationen liefert. / magmatische Freisetzung von CO₂ (Höll S. 36) / Säuerling

Löst sich CO₂ in Wasser werden mehr als 99 % des Kohlenstoffdioxids physikalisch gelöst und weniger als 1 % reagiert zu Kohlensäure (H₂CO₃):

$\mathrm {CO_{2}\ +\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{2}CO_{3}}$

Die gebildete Kohlensäure steht in einer Gleichgewicht mit Hydrogencarbonat -Ionen (HCO₃^-) und Oxonium-Ionen (H₃O⁺). Die wässrige Lösung reagiert schwach sauer.

$\mathrm {H_{2}CO_{3}\ +\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HCO_{3}^{-}\ +\ H_{3}O^{+}}$

Calciumcarbonat ist in reinem Wasser kaum löslich. Bei Anwesenheit von gelöstem Kohlenstoffdioxid steigt die Löslichkeit jedoch um mehr als das Hundertfache, wobei sich das leicht lösliche Calciumhydrogencarbonat bildet.

$\mathrm {CaCO_{3}+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow Ca^{2+}+2\ HCO_{3}^{-}}$

$\mathrm {H_{2}CO_{3}\ +\ CO_{3}^{2-}\longrightarrow \ 2\ HCO_{3}^{-}}$

Ein Wasser befindet sich im Calciumcarbonat-Kohlensäure-Kohlenstoffdioxid-Gleichgewicht, wenn es genau so viel Kohlenstoffdioxid enthält, dass es gerade keinen Kalk abscheidet, aber auch keinen Kalk lösen kann.

-> Für Trinkwasser so eingestellt / Trinkwasserverordnung (de), geringe Calcitlösekapazität

Üblicherweise liegt die Härte von Regenwasser nahe Null. Auch Trinkwasser-Talsperren und Bergseen enthalten selbst in kalkreichen Gegenden oft Wasser von geringer Härte, wenn ihr Einzugsgebiet eine geringe geografische Fläche umfasst und das Regenwasser hauptsächlich oberflächlich zufließt. In den Gewässern findet eine biogene Entkalkung infolge der Photosynthese von Wasserpflanzen und Planktonalgen verursachten Verlustes an Kohlenstoffdioxid statt.

Einteilung

Die im Folgenden dargestellte gängige Einteilung der Härte in verschiedene Begriffe greift einzelne Teilaspekte dieses heraus und benennt jeweils deren quantitativen Anteil.

Gesamthärte

Die Gesamthärte gibt die Summe der Konzentrationen der Kationen von Erdalkalimetallen in Wasser an. Oft werden auch die Konzentrationen von Magnesium- und Calciumionen getrennt bestimmt und dann als „Magnesiumhärte“ bzw. „Calciumhärte“ bezeichnet. Ihre Summe entspricht in guter Näherung der Gesamtwasserhärte. Die Gesamthärte lässt sich sich in Carbonathärte und Nichtcarbonathärte unterteilen.

Carbonathärte

In Bezug auf die Wasserhärte ist die Konzentration des Anions Hydrogencarbonat (HCO₃⁻) von spezieller Bedeutung. Man bezeichnet die Konzentration an Hydrogencarbonationen bzw. den hierzu äquivalenten Teil der Erdalkalimetallionen als Carbonathärte (auch Karbonathärte), temporäre oder vorübergehende Härte.

Aufgrund der Temperaturabhängigkeit des Calciumcarbonat-Kohlensäure-Kohlenstoffdioxid-Gleichgewicht bilden sich Ablagerungen bei der Bereitung von Heißwasser. / Entgasung / Verlusst von CO2 aus Grundwasser an die Luft / Problematische Einteilung, da nur Hydrogencarbonat bestimmt wird / Säuerlinge / Resultiert bei der Analyse eines Wassers für die Carbonathärte ein höherer Wert als für die Gesamthärte, so enthält dieses Wasser auch Natriumhydrogencarbonat. Die Carbonathärte ist dann identisch mit der Gesamthärte.

Nichtcarbonat-Härte

Als Nichtcarbonat-, permanente oder bleibende Härte bezeichnet man den Teil der Gesamtwasserhärte, der nicht als Hydrogencarbonat vorliegt und daher nicht als Calcium- oder Magnesiumcarbonat aus dem Wasser entfernt werden kann.

Dieser nicht durch entgasen entfernbare Anteil wird durch Anionen wie z. B. Chloride und Sulfate ausgeglichen. In welcher Konzentrationen diese Anionen vorliegen, spielt in Bezug auf die Wasserhärte keine Rolle, kann aber Auskunft über die Herkunft dieser Anteile geben.

Tatsächlich beeinflusst die permanente Härte das Fällungsverhalten der Carbonathärte-Anteile, da sie die Schwellenwerte für das Eintreten der Fällungsreaktionen beeinflussen. ??Beleg??

Bildchen

Aus dem Hägg-Diagramm zum Kohlensäure-Gleichgewicht können die Konzentrationen von CO₂ (als Summe von CO₂ und H₂CO₃), HCO₃^- und CO₃^2- abhängig vom jeweiligen pH-Wert abgelesen werden oder eine pH-Wert-Änderung abhängig von den Konzentrationen vorausgesagt werden. Bei niedrigen pH-Werten liegen überwiegend Kohlensäure und Kohlenstoffdioxid im Wasser vor, bei pH 8 beinahe ausschließlich Hydrogencarbonat-Ionen, und bei hohen pH-Werten überwiegen Carbonat-Ionen.

• Rohwasser -> Trinkwasser // Säuerling
• Hydrosphäre und Lithosphäre // Bodenluft
• Kalksättigung / Calcit-Sättigung, http://www.calcit.info/
• Tillmanssche Formel
• Trinkwasserverordnung (de), Calcitlösekapazität
• Tropfstein
• https://www.aqion.de/site/165#fn:2 Löslichkeit von Gips
• https://www.aqion.de/site/144 Gelöster anorganischer Kohlenstoff (DIC) (CO2)
• Das Kalk-Kohlensäure-Gleichgewicht ist von rein technischer Bedeutung.

Lit

Reinhard Niessner (Herausgeber): Karl Höll: Wasser: Nutzung im Kreislauf: Hygiene, Analyse und Bewertung, 9. Aufl., De Gruyter, Berlin, 2011.

• S. 36 magmatische Freisetzung CO2
• S. 79 Kritik an Tillman