Versuch: Ionenverbindungen und Salze - Leitungswasser wird eingedampft
Versuch - Ionenverbindungen und Salze Leitungswasser wird eingeengt
Versuch: Eindampfen von Leitungswasser
Durchführung: Erhitze in einem Becherglas 200 ml Leitungswasser. Nach Eindampfen auf ca. 100 ml bildet sich bereits eine Trübung. Kurz vor Erreichen der völligen Trockne wird der Brenner weggenommen. Wiederhole den Versuch auch mit verschiedenen Mineralwässern.
Beobachtung: Du erkennst am Boden eine erstaunliche Menge an zuvor gelösten Salzen.
Erklärung: Jedes Leitungswasser enthält Calcium und Magnesiumionen. Je nach Konzentration dieser Ionen spricht man von hartem oder weichen Wasser.
Beim Erhitzen des Leitungswassers bilden sich aus den Ca2+ bzw. Mg2+ -Ionen im Wasser vorhandenen Hydrogencarbonationen, die festes Calciumcarbonat (Kalk) oder Magnesiumcarbonat bilden:
Ca2+ + 2 HCO3- → CaCO3 + H20 + CO2
Mg2+ + 2 HCO3- → MgCO3 + H20 + CO2
Versuch: Seife in hartem und weichem Wasser
Durchführung: Fülle ein Reagenzglas ca. 1 cm hoch mit Schmierseife und gib 1 cm hoch gesättigte Calciumchloridlösung (hartes Wasser) hinzu. Schüttle und überprüfe die Schaumbildung.
Fülle zum Vergleich ein zweites Reagenzglas ca. 1 cm hoch mit Schmierseife und gib 1 cm hoch destilliertes (weiches) Wasser hinzu.
Beobachtung/Erklärung: In hartem Wasser büßen die Seifen einen großen Teil ihrer Waschwirkung ein, da sie mit den Calcium-Ionen zu unlöslichen Kalkseifen reagieren:
Nachteil: Seife bildet mit hartem Wasser auf festen Oberflächen einen weißlichen Niederschlag, die (nicht waschaktive, weil wasserunlösliche) Kalkseife:
Fazit:
Hartes Wasser zeichnet sich durch Bildung von Kesselstein (CaCO3 und MgCO3) und Kalkseifen (schwerlösliche Mg- bzw. Ca-Salze der langkettigen Fettsäuren) aus.
Unterrichtsmitschrift von Sarah Schiemann am 28.06.2016
Unterrichtsmitschrift von Sarah Schiemann am 28.06.2016
Wasserhärte ist ein Begriffssystem der angewandten Chemie, das sich aus den Bedürfnissen des Gebrauchs natürlichen Wassers mit seinen gelösten Inhaltsstoffen entwickelt hat. Konkret wird mit Wasserhärte die Äquivalentkonzentration der im Wasser gelösten Ionen der Erdalkalimetalle, in speziellen Zusammenhängen aber auch deren anionischer Partner bezeichnet. Zu den „Härtebildnern“ zählen im Wesentlichen Calcium- und Magnesiumionen sowie die normalerweise nur in Spuren enthaltenen Strontium- und Bariumionen. Die gelösten Härtebildner können unlösliche Verbindungen bilden, vor allem Kalk und Kalkseifen. Diese Tendenz zur Bildung von unlöslichen Verbindungen ist der Grund für die Beachtung der gelösten Erdalkalien, die zur Entstehung des Begriffs- und Theoriesystems um die Wasserhärte geführt hat.
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. Weiches Wasser steht in Kristallin-Regionen mit Granit, Gneis und Basalt-Gesteinen zur Verfügung. Auch Regenwasser ist weich.
Hartes Wasser führt zur Verkalkung von Haushaltsgeräten, erhöht den Verbrauch von Spül- und Waschmitteln, beeinträchtigt oder fördert, je nach dem Maß der Härte, den Geschmack und das Aussehen empfindlicher Speisen und Getränke (z. B. Tee).
Hartes Wasser kommt aus Regionen, in denen Sand- und Kalkgesteine vorherrschen.
Die Wasserhärte entsteht beim Durchtritt von Wasser durch Böden und/oder Grundwasserleiter (Aquifere). Deshalb hängt es stark vom geologischen Untergrund ab, welche und wie viel Härtebildner in Lösung gehen können. Dem entspricht die geografische Verteilung der Wasserhärte.
Magnesium- und Calciumionen können am einfachsten durch den Lösungsvorgang in das Wasser gelangen, etwa durch Auflösungen 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. Grad deutscher Härte (°dH) bzw. Grad französischer Härte (°fH) sind veraltete, ungesetzliche Einheiten für die Wasserhärte.
Der überwiegende Teil der Wasserhärte entsteht jedoch normalerweise als Carbonathärte durch Auflösung von Kalk (CaCO3) bzw. Dolomit (Ca-Mg-Mischcarbonat) durch Kohlensäure unter Bildung löslicher Hydrogencarbonate (HCO3−). Das Kohlenstoffdioxid stammt überwiegend aus der Atmung der Organismen im Boden, wo vor allem der mikrobielle Abbau organischer Substanz erhöhte CO2-Konzentrationen liefert.
Beispielsweise folgt die Auflösung reinen Kalksteins folgender Summenformel:
Daneben können auch die in sauren Niederschlägen enthaltenen Säuren, die durch den Begriff saurer Regen bekannt geworden sind, ebenfalls zu einem Härteanstieg führen. Beteiligt sind vor
allem Schwefelsäure (H2SO4), die über Schwefeldioxid und die
Bildung von Schwefeliger Säure bei der Verbrennung schwefelhaltiger Brennstoffe entsteht, und Salpetersäure (HNO3), die über die Zwischenstufe der Stickoxide bei besonders heißen Verbrennungen gebildet wird.
Durch Maßnahmen zur Luftreinhaltung (z. B. Rauchgasentschwefelung und die Auspuffkatalysatoren) sind diese Belastungen in den
vergangenen Jahrzehnten drastisch reduziert worden.
Quelle: Seite „Wasserhärte“. In: Wikipedia, Die freie Enzyklopädie. Bearbeitungsstand: 2. August 2016, 20:49 UTC. URL:https://de.wikipedia.org/w/index.php?title=Wasserh%C3%A4rte&oldid=156672327 (Abgerufen: 28. August 2016, 16:04 UTC)