Kalk – Das Gespenst in derWasserleitung

Philipps-Universität Marburg Fachbereich Chemie

Veranstaltung: Übungen im Experimentalvortrag Sommersemester 2007

Protokoll

zum Experimentalvortrag

Kalk –

Das Gespenst in der Wasserleitung

vom 20.06.2007

vorgelegt von

Franziska Behrmann Zwischenhausen 5

35037 Marburg

Inhaltsverzeichnis:

0. Einführung……... S. 3

1. Kalk

1.1 Eigenschaften und Verwendung.……… S. 5

2. Wasserhärte

2.1 Was ist Wasserhärte?... S. 7 2.2 Bestimmung der Wasserhärte………... S. 9 2.3 Wie kommt die „Härte“ ins Wasser?... S. 13 2.4 Vor- und Nachteile von hartem Wasser……….. S. 20

3. Wasserenthärtungsmöglichkeiten

3.1 Ausfällen……… S. 24 3.2 Komplexieren……… S. 24 3.3 Auflösen……… S. 25 3.4 Ionenaustauscher……… S. 27

4. Kalk und Wasserhärte - Ein Thema in der Schule?... S. 32

0. Einführung

Dieser Vortrag, welcher sich mit dem Thema Kalk, Wasserhärte und den daraus resultierenden Eigenschaften und Folgen, sowie deren Bekämpfung beschäftigt, wird zunächst durch folgende Demonstration motiviert.

Demonstration 1: Eindampfen verschiedener Wasserarten

Geräte:

- 2 Wassergläser

- 2 farbige (schwarz, dunkelrot, blau, etc.) Unterteller - Wärmequelle (Ofen, Heizplatte, Bunsenbrenner)

Chemikalien:

- Leitungswasser - Entionisiertes Wasser

Durchführung:

Einen Teller mit Leitungswasser füllen, den anderen mit entionisiertem Wasser.

Anschließend das Wasser entweder unter Zuhilfenahme der Wärmequelle oder an einem sonnigen Platz verdunsten lassen. Jeweils ein Wasserglas mit der entsprechenden Wasserprobe neben den Teller stellen.

Beobachtung:

Obwohl beide Wasserproben optisch nicht voneinander zu unterscheiden sind,

hinterlässt die eine Wasserprobe weiße Ränder auf dem Teller, während der zweite

Teller sauber bleibt.

Auswertung:

Der weiße Rand tritt bei dem Leitungswasser auf und bleibt bei der Probe des entionisierten Wassers aus. Zurückzuführen ist dieses Phänomen auf die im Leitungswasser gelösten Ionen, welche beim entionisierten Wasser entfernt wurden.

Genauer gesagt ist es Kalk, welcher zunächst in gelöster Form als Hydrogencarbonat im Wasser vorliegt und beim Verdunsten des Wassers als weißer Rand auf dem Teller auskristallisiert.

3 2( ) 2 ( ) 2( ) 3( )

( ) _aq ^Erwärmen _{g g s}

Ca HCO  H O  CO  CaCO 

Diese Beobachtung, dass in einer der zwei zunächst völlig identisch aussehenden

Wasserproben etwas enthalten sein muss, dass jede Hausfrau täglich ärgert und

mehrere Stunden am Tag die Werbung füllt, gibt Anlass, sich genauer mit „Kalk –

dem Gespenst aus der Wasserleitung“ zu beschäftigen.

1.Kalk

1.1 Eigenschaften und Verwendung von Kalk

Kalk oder auch Calciumcarbonat (CaCO 3 ) ist ein weißer Feststoff mit einer Molmasse von 100,09 g/mol und einer Dichte von 2,71 g/cm ³ . Je nach Temperatur, bei der Calciumcarbonat kristallisiert, kommt es in mehreren Modifikationen vor.

Bei einer Entstehungstemperatur von unter 30°C entsteht Calcit, welches außerdem unter dem Namen Kalkspat bekannt ist. Calcit hat eine ditrigonal-skalendoedrische Kristallform.

Abbildung 1: Calcit-Kristall

Bei über 30°C wird Aragonit, bekannt als Perlmutt, gebildet, welches rhombisch-

dipyramidal aufgebaut ist.

Abbildung 2: Aragonit-Kristall

Aragonit bildet außerdem radialstrahlige bis büschelige Aggregate aus spitzpyramidalen Nadeln.

Zudem ist außerdem eine hexagonal-trapezoedrisch aufgebaute Form des Calciumcarbonats bekannt, welche jedoch sehr instabil ist und daher in der Natur praktisch nicht vorkommt.

In der Natur kommen diese Modifikationen in Kalkstein, Dolomit, Kreide und Marmor vor und bilden daher den Grundstoff vieler Gebirge.

Ein besonders schönes Beispiel, welches die beiden häufigsten Modifikationen vereinigt, ist eine Muschel, da deren Schale aus Calcit und das Innere aus Perlmutt (Aragonit) aufgebaut ist.

Kalkstein ist ein außerordentlich festes Rohmaterial und wird daher häufig für Baustoffe in Form von Steinen und Zement verwendet.

Veredelte Produkte von Kalk sind Branntkalk und gelöschter Kalk, sowie Deckweiß für Wandfarben und Calciumhydroxid (Ca(OH) 2 ), welches eine der billigsten Basen darstellt und somit sehr häufig industriell verwendet wird. Außerdem ist Kalk in vielen alltäglichen Dingen enthalten oder wird zu deren Herstellung benötigt. Einige Beispiele hierbei sind: Zahnpasta, Seife, Butter, Zucker, Waschmittel, Glas und Keramik, Düngemittel oder Schotter und Splitt im Straßenbau. Zudem kann Kalk sehr gut für Wasserbehandlung oder als Luftreiniger, z.B. bei Entschwefelung von Rauchgasen verwendet werden.

Jedoch soll sich dieser Vortrag nicht mit Kalk im Allgemeinen, sondern mit Kalk im

Wasser beschäftigen.

2. Wasserhärte

2.1 Was ist Wasserhärte?

Allgemein kann Wasserhärte als „Eigenschaft von Wasser, bei Anwesenheit von Calciumionen die Waschwirkung von Seife herabzusetzen“ definiert werden.

Chemikalisch betrachtet wird Wasserhärte durch so genannte Härtebildner verursacht. Dies sind im Wasser gelöste Calcium- und Magnesiumsalze in Form von Hydrogencarbonaten, Chloriden, Sulfaten oder Ähnliches.

Man unterscheidet dabei die so genannten temporäre und die permanente Härte.

Die temporäre oder auch zeitweilige bzw. vorübergehende Härte trägt zudem den Namen Carbonat-Härte, diese Form der Härte unter Bildung von unlöslichen Carbonaten durch Erhitzen entfernt werden kann. Im Haushalt ist dieser Vorgang als Bildung von so genanntem Kesselstein in Wasserkesseln zu beobachten.

3 2( ) 3( ) 2( ) 2 ( )

( ) aq   ^  s  g  g Kesselstein

Ca HCO CaCO CO H O

Die Calciumhydrogencarbonationen, welche für diese Härte verantwortlich sind, sind

als Substanzen nicht isolierbar, sie liegen folglich nur in dissoziierter Form als

hydratisierte Ionen vor.

Die permanente oder auch bleibende Härte wird auch Sulfat-Härte genannt. Sie wird durch die Calciumsalze der Salzsäure, Salpetersäure, Kieselsäure, etc. verursacht.

Diese Härte bleibt selbst beim Erhitzen von Wasser unverändert.

Die Summe aller im Wasser gelösten Salze ergibt schließlich die Gesamthärte des Wassers.

Angegeben wird die Wasserhärte bezogen auf die Konzentration der gelösten Erdalkali-Ionen in mmol/L oder °dH (Grad Deutscher Härte). Dabei gilt:

1mmol CaO/L = 56 mg CaO/L = 5,6°dH 1mmol MgO/L = 40,3 mg MgO/L = 5,6°dH.

Je nach Härtegrad können 6 Wasserhärtebereiche von sehr weich bis sehr hart unterteilt werden.

Härtegrad Härtebereich

0-4°dH sehr weich

4-8°dH weich

8-12°dH mittelhart

12-19°dH ziemlich hart

19-30°dH hart

>30°dH sehr hart

Mit Hilfe einer Wasserhärtemessung kann der jeweilige Wasserhärtebereich ermittelt

werden.

2.2 Wasserhärtebestimmung

Versuch 1: Bestimmung der Wasserhärte

Geräte:

- Bürette

- Erlenmeyerkolben

- Magnetrührer mit Rührfisch - Stativmaterial

- 100 mL Vollpipette

Chemikalien:

- Salzsäure (c = 2 mol/L) - Salzsäure (c = 0,01 mol/L) - Natronlauge (c = 2mol/L) - EDTA-Lösung (c = 0,01 mol/L) - Konz. Ammoniak-Lösung - Metyhlorange

- Indikator-Puffertablette

- Leitungswasser

Durchführung:

1. Bestimmung der Carbonathärte

In einem 300 mL Erlenmeyerkolben 100 mL zu untersuchende Leitungswasserprobe mit 5 Tropfen Methylorange-Lösung versetzen. Diese Lösung anschließend mit Salzsäure (c = 0,01 mol/L) bis zu einem Farbumschlag von gelb nach orange titrieren.

2.Bestimmung der Gesamthärte

In einem 300 mL Erlenmeyerkolben 100 mL zu untersuchende Leitungswasserprobe mit 2-3 Tropfen Salzsäure (c = 2 mol/L) versetzen. Anschließend die Probe zur Vertreibung des gelösten Kohlenstoffdioxids ca. 1 Minuten sprudelnd kochen.

In der abgekühlten Lösung eine Indikator-Puffertablette lösen und anschließend 10 mL konz. Ammoniak-Lösung hinzufügen. Diese Lösung mit EDTA-Lösung (c = 0,01 mol/L) bis zu einem Farbumschlag von rotorange nach grün titrieren.

Auswertung:

1. Bestimmung der Carbonathärte

Bei der Titration mit Salzsäure werden die Hydrogencarbonat-Ionen, welche für die Carbonathärte verantwortlich sind, neutralisiert.

 

- +

3(aq) 3 (aq) 2(g) 2

HCO +H O CO +H O

Dabei wird Wasser und Kohlenstoffdioxid gebildet, welches entweicht.

Hydrogencarbonat reagiert in Wasser alkalisch, daher färbt Methylorange die Lösung zunächst gelb und später, sobald der Neutralisationspunkt erreicht ist, orange.

Berechnen lässt sich die Carbonathärte nach folgender Formel:

1 mol H3O+ = 1 mol HCO3- = 0,5 mol Ca2+ = 0,5 mol CaO 1 mmol CaO/L = 5,6 °dH

Somit gilt für eine 100 mL Wasserprobe:

Der Verbrauch von 1 mL HCl (c = 0,01 mol/L) entspricht einem Gehalt von 0,05 mmol CaO/L, was wiederum einer Härte von 0,28°dH entspricht.

Beispiel: 100 mL Marburger Leitungswasser:

Verbrauch: 20,8 mL HCl (c = 0,01 mol/L) = 1,04 mmol CaO/L

= 5,82°dH = Carbonathärte

2.Bestimmung der Gesamthärte:

EDTA (Ethylendiamintetraacetat) ist ein Komplexbildner, der neben den zwei freien Elektronenpaaren der Stickstoffatome auch 4 Carboxylgruppen zur Bindung zur Verfügung stellt. Es ist somit ein 6-zähniger Ligand, welcher sehr stabile Komplexe, so genannte Chelat- oder auch Krebsscherenkomplexe, bildet.

O ^-

N

O ^- O

O N

O

O ^- O ^-

O

Im Wasser sind Calciumionen oktaedrisch von Wassermolekülen umgeben. Gibt man

EDTA-Lösung zu diesen Ionen, so werden ebenfalls oktaedrisch koordinierte

Komplexe gebildet.

2+ 2-  2- +

2 6 (aq) 2 (aq) (aq) (aq) 2

[Ca(H O) ] +H EDTA [Ca(EDTA)] +2H +6H O

Neben der Bildung des sehr stabilen Chelatkomplexes ist diese Reaktion zusätzlich Entropie getrieben, da aus 2 Molekülen 9 neue Moleküle gebildet werden.

Berechnen lässt sich die Gesamthärte demnach mit folgender Formel:

1 mol EDTA = 1 mol Ca2+ = 1 mol CaO 1 mmol CaO/L = 5,6 °dH

Somit gilt für eine 100 mL Wasserprobe:

Der Verbrauch von 1 mL EDTA-Lösung (c = 0,01 mol/L) entspricht einem Gehalt von 0,1 mmol CaO/L, was wiederum einer Härte von 0,56°dH entspricht.

Beispiel: 100 mL Marburger Leitungswasser:

Verbrauch: 15,3 mL EDTA-Lösung (c = 0,01 mol/L) = 1,53 mmol CaO/L

= 8,87°dH = Gesamthärte C a ^{2 +}

O H ₂ O H ₂ H ₂ O

H ₂ O

O H ₂

O H ₂

N N

C O ₂ C O ₂ C O ₂ C O ₂

C a ^{2 +} O

O N

N

O

O O

O

O

O

6 H ₂ O

2.3 Wie kommt die „Härte“ ins Wasser?

Versuch 2: Kalkgleichgewicht

Geräte:

- 2 Bechergläser - Demoreagenzglas - Trichter

- Reagenzglas mit durchbohrtem Stopfen - Einleitungsrohr

Chemikalien:

- Trockeneis - Calciumhydroxid

- 30-40°C warmes Wasser - ention. Wasser

Durchführung:

Eine Spaltespitze Calciumhydroxid in ca. 50 mL ention. Wasser lösen und die

Lösung einige Minuten stehen lassen. Anschließend abfiltrieren und die klare Lösung

in ein Becherglas füllen. Das Trockeneis in das Reagenzglas füllen und mit dem durchbohrten Stopfen, in dem das Einleitungsrohr steckt, verschließen. Das Einleitungsrohr nun in die Lösung halten und das Reagenzglas mit Hilfe des 30-40°C warmen Wasserbades erwärmen.

So lange Kohlenstoffdioxid, welches durch Sublimation des Trockeneises gebildet wird, in die Lösung einleiten, bis eine deutliche Trübung eintritt.

Das Demoreagenzglas ca. ¼ hoch mit der getrübten Lösung füllen und erneut Kohlenstoffdioxid einleiten. Der Versuch gilt als beendet, sobald sich die Trübung in dem Demoreagenzglas vollständig aufgelöst hat.

Auswertung:

Kalk, welcher das Calciumsalz der Kohlensäure ist, bildet in wässriger Lösung zunächst folgendes Gleichgewicht:

  

 ^{2 2}

3( ) s ( aq ) 3( aq )

Kalk Calciumionen Carbonationen

CaCO Ca CO

Die Carbonationen bilden mit physikalisch gelöstem Kohlenstoffdioxid und Hydrogencarbonat das so genannte Kalkgleichgewicht

    

2

3 2 2 2 3

CO CO H O HCO

Leitet man in kalkhaltiges Wasser Kohlenstoffdioxid ein, so wird unter Bildung von Hydrogencarbonat die Konzentration der Carbonationen verringert. Das Gleichgewicht wird folglich nach dem Prinzip von Le Chatelier auf die Seite der Hydrogencarbonate verschoben.

2 2 3

CO  H O  HCO ^  H ^

Somit kommt es zur Überschreitung des Löslichkeitsproduktes von Calciumcarbonat, welches durch das Ionenprodukt c(Ca ²⁺ )•c(CO 3 - ) beschrieben wird. Es tritt folglich durch ausfallendes Calciumcarbonat eine Trübung in der Lösung ein.

  ²

2+ 2- -9

3 3 2

L(CaCO ) = c(Ca ) c(CO ) = 4,7 10 mol L

Durch weitere Zugabe von Kohlenstoffdioxid in die getrübte Lösung kommt es nach folgender Gleichung zur Bildung von Calciumionen

 

   ² 

3( ) _s 2 2( _aq ) ( _aq ) 2 3( _aq )

CaCO H O CO Ca HCO

Das Löslichkeitsprodukt wird schließlich wieder erreicht, so dass der Rückstand wieder vollständig in Lösung geht.

Diesen Vorgang kann man auch häufig in der Natur beobachten.

Beispielsweise bei der Bildung von Tropfsteinen.

Demonstration 2: Bildung von Tropfsteinen

Geräte:

- Trichter

- 2 Bechergläser - saugfähiger Faden - Büroklammern

Chemikalien

- Wasser

- Calciumhydroxid

Durchführung:

Zunächst ist eine gesättigte Calciumhydroxidlösung anzusetzen und anschließend abzufiltrieren. Mit dieser Lösung beide Bechergläser bis zum oberen Rand füllen.

Den Faden zwischen den beiden Bechergläser so spannen, dass er leicht durch hängt. Gegebenenfalls den Faden mit den Büroklammern an den Bechergläsern befestigen.

Diese Apparatur einige Tage stehen lassen und die Bechergläser täglich mit Calciumhydroxidlösung auffüllen.

Beobachtung:

Nach wenigen Tagen wird von dem Faden herab ein Stalaktit abfangen zu wachsen und am Boden wird sich allmählich ein Stalagmit bilden, der dem Stalaktit entgegen wächst.

Abbildung 3: Entstehung von Tropfsteinen

Abbildung 3: Tropfsteinhöhle

Auswertung:

Die Vorgänge in diesem Versuch lassen sich sehr gut anhand des Kalkkreislaufes

erklären

Abbildung 5: Kalkkreislauf

In der Natur wird sich zunächst in der Atmosphäre befindliches Kohlenstoffdioxid im Regenwasser lösen, so dass zu einem geringen Teil Kohlensäure gebildet wird.

" "

CO  H O  H CO

Der Regen reagiert dadurch leicht sauer.

Diese Kohlensäure löst nun bei Berührung mit kalkhaltigem Gestein den Kalk auf, so dass die Ionen in gelöster Form als Hydrogencarbonate im Wasser vorliegen.

 

  ² 

3( ) _s 2 3( _aq ) 2 3

CaCO H CO Ca HCO

Durch den Kohlenstoffdioxidgehalt der Luft ist eine maximale Wasserhärte von 4°dH möglich, somit wird klar, dass das Wasser beim Durchsickern durch den Boden weiteren Kohlenstoffdioxid aufnehmen muss, um Härten von bis zu über 30°dH zu erreichen. Dieses Kohlenstoffdioxid wird dabei von Pflanzen und Mikroorganismen in Bodennähe oder im Boden direkt gebildet.

Tritt das Wasser schließlich wieder an die Oberfläche, B. in Höhlen, so führt zum einen eine Erwärmung des Wassers zur Verdunstung, wodurch wiederum Kalk auskristallisiert.

   

3 2( ) 2 2 3

( ) _aq ^Erwärmen

Ca HCO H O CO CaCO

Zudem führt eine dünne Flüssigkeitsschicht (wie bei Wassertropfen) oder eine feine Verteilung des Wassers (wie beim Auftreffen von Wassertropfen auf den Fußboden) zu einer verstärkten Abgabe von Kohlenstoffdioxid aus dem Wasser an die Außenluft, wodurch das Kalkgleichgewicht so verschoben wird, dass ebenfalls Calciumcarbonat auskristallisiert.

    

2

3 2 2 2 3

CO CO H O HCO

Auf diese Art entstehen im Laufe der Jahre Tropfsteinhöhlen, in denen riesige Stalaktiten von den Decken herab wachsen und vom Boden lange Stalagmiten in den Himmel ragen.

Zudem entstehen nach der gleichen Methode tiefe Klüfte in Felswänden,

ausgedehnte Höhlensysteme und weite Karstlandschaften mit dichten Wäldern in

den Tropen und kargen Wiesen in unseren Breiten.

Jedoch nutzen auch Lebewesen diesen Kalkkreislauf zur Bildung von kalkhaltigen Skeletten oder Gehäusen. Somit ist Kalk in seinen verschiedenen Mineralformen genauso oft in Mikro- und Makroorganismen wie in großen Gebirgen zu finden.

Durch Absinken und Ablagerung von kalkhaltigen Skeletten, Muscheln, etc. auf Meeresböden oder Verdunstung von austretenden Quellen kommt es somit ständig zur Neubildung von Kalksedimenten. Diese fallen jedoch wiederum der Verwitterung zum Opfer, so dass ein ewiger Kreislauf bestehen bleibt.

2.4 Vor- und Nachteile von hartem Wasser

Versuch 3: Schaumbildung

Geräte:

 Tropfpipette

 50 mL Vollpipette

 Peleusball

 1 mL Messpipette

 4x 100 mL Schraubdeckelgläschen

 Becherglas

Chemikalien:

 Regenwasser

 Leitungswasser

 ention. Wasser

 Mineralwasser

 Phenolphthalein

 Seifenlösung

Durchführung:

Jeweils 50 mL der unterschiedlichen Wasserproben in jeweils ein Schraubdeckelgläschen füllen und zu jeder Probe 10 Tropfen Phenolphthalein hinzugeben. Ebenfalls in jedes Glas 0,5 mL Seifenlösung geben und die Gläser gut verschließen. Anschließend kräftig schütteln.

Beobachtung:

Während in den Gläschen mit Regenwasser und entionisiertem Wasser ein stabiler Schaum gebildet wird und sich die Lösung rot färbt, fällt in den Gläschen mit Leitungs- und Mineralwasser ein gräulicher Niederschlag aus. Zudem wird kein stabiler Schaum gebildet und auch der Indikator zeigt keine Veränderung an.

Auswertung:

Mineralwasser und Leitungswasser enthalten Calciumionen. Diese reagieren mit Seifenlösung zu Kalkseife. Bei Seifen handelt es sich um die Salze von Fettsäuren.

Gibt man Seifenlösung zu kalkhaltigem Wasser, so lagern sich zwei Fettsäurereste um ein Calciumion an und bilden wasserunlösliche Kalkseife, wobei Natriumionen an das Wasser abgegeben werden.

C O

O n CH ₃

2Na ⁺ + 2

+

C _18-20

Ca ²⁺ C

O

O CH ₃

2

Ca ²⁺

n

Kalkseife

+ ^{2Na + (aq)}

(aq)

Seifenlösung

(aq)

(s)

Kalkseife ist wasserunlöslich, wodurch es zur Niederschlagsbildung kommt. Dieser weiße bis gräuliche Niederschlag hinterlässt auf Armaturen und Fasern beim Waschen mit Seife einen hässlichen grauen Belag.

Kalkseife ist zudem nicht waschaktiv, wodurch eine Schaumbildung ausbleibt.

Ebenfalls greift Kalkseife die Faserstruktur an und es kommt zur Verfilzung von Wollpullis und Seide fängt an zu knittern.

Regenwasser und entionisiertes Wasser hingegen ist frei von Calciumionen und hat somit keinerlei Auswirkung auf die Waschwirkung von Seife. Der Indikator zeigt zudem durch die rote Farbe eine alkalische Reaktion der Seife in der Lösung an.

Demonstration 3: Wirkung von Weichspüler

Geräte:

 3 Petrischalen

 Pinzette

 4 Stücke Leinen

 Fön

 Essig

 Weichspüler

 Leitungswasser

Durchführung:

In je eine Petrischale eine Stoffprobe legen und eine Stoffprobe als Vergleichsprobe aufheben.

Die erste Stoffprobe mit Essig übergießen, die zweite Probe in Weichspüler einweichen und die dritte Stoffprobe lediglich in Leitungswasser einlegen. Diese Proben wenige Minuten einweichen lassen. Anschließend die ersten beiden Stoffproben mit Leitungswasser abwaschen und alle drei Proben mit dem Fön trocknen. Die trockenen Stoffproben und die unbehandelte Probe hinterher miteinander vergleichen.

Auswertung:

Während durch Kalkablagerung die mit reinem Leitungswasser behandelte Probe sich härter als die Vergleichsprobe anfühlt, sind die mit Weichspüler und Essig behandelten Proben wesentlich weicher.

(Erklärung hierfür s. Versuch 4 und Versuch 6)

Neben Bildung von Kalkseife hat hartes Wasser somit den Nachteil, dass die gelösten Minerale beim Trocknen auskristallisieren und sich auf Fasern und Haut ablagern, wodurch es zu Schädigung kommen kann. Bekannt ist außerdem die Bildung von so genanntem Kesselstein in Warmwasser- und Heizungsanlagen.

Diese Kalkschicht ist ein sehr schlechter Wärmeleiter, wodurch zum Beispiel bei Wasserkochern wesentlich mehr Zeit benötigt wird, um das Wasser zum Kochen zu bringen. Dies wiederum bedeutet, dass es leicht zur Überhitzung von Elektrogeräten kommen kann, wodurch diese kaputt gehen. Zudem kann es zu gefährlichen Explosionen kommen, wenn Wasser hinter eine dicke Kalkschicht gelangt, dort schlagartig verdampft und somit die Kalkschicht weggesprengt wird.

Ebenfalls kann es durch Kesselsteinbildung in Wasserrohren zu

Querschnittsverengung kommen, wodurch der Wasserfluss erheblich behindert

werden kann.

Bekannt sind außerdem die Kalkflecken, welche beim Trocknen von hartem Wasser auf Armaturen, Kacheln, Waschbecken oder auch Gläsern zurückbleiben. Ein zu hoher Kalkgehalt hinterlässt zudem einen bitteren Geschmack im Wasser, wodurch die Aromen von Kaffee und Tee beeinflusst werden.

Jedoch sollten die Vorteile vom Kalkgehalt im Wasser nicht vernachlässigt werden.

Calcium ist eines der häufigsten Elemente im menschlichen Körper. Es wird dort für kräftige Knochen, Haare und Nägel benötigt. Calciummangel führt beim Menschen unter anderem zu Knochenkrankheiten wie Rachitis. Daher sollte ein erwachsener Mensch täglich 1000 – 1200 mg Calcium zu sich nehmen.

Doch auch in Wasserleitung ist eine gewisse Härte im Wasser notwendig, um zum

einen einen Korrosionsschutz für die Rohre aufzubauen und zum anderen um

aggressive Kohlensäure zu neutralisieren. Im Boden hat Kalk zudem eine

hervorragende Pufferwirkung, um die schädliche Wirkung von zum Beispiel saurem

Regen auszugleichen.

3. Wasserenthärtungsmöglichkeiten

Um den vielen Nachteilen, die hartes Wasser mit sich bringt, aus dem Weg zu gehen, gibt es mehrere Möglichkeiten, das Leitungswasser, welches verwendet werden soll, zu enthärten.

3.1 Ausfällen

Durch Verschiebung des Kalkgleichgewichts

    

2

3 2 2 2 3

CO CO H O HCO

lässt sich die Carbonathärte des Wassers durch gezieltes Ausfällen von Kalk verringern. (s. Versuch 2: Kalkgleichgewicht)

3.2 Komplexieren

Durch Zugabe von Komplexbildner können härteverursachende Ionen komplex gebunden werden. Diese stehen somit nicht mehr für die Bildung von Kalk zur Verfügung und die unerwünschte Kesselsteinbildung bleibt aus.

Beispielsweise wurde diese Methode bereits bei der Titration zur Wasserhärtebestimmung ausgenutzt. Dabei wurden die Calciumionen durch EDTA komplexiert und somit gewissermaßen aus der Lösung entfernt. (s. Versuch 1:

Bestimmung der Wasserhärte)

3.3 Auflösen

Versuch 4: Lösen von Kalk

Geräte:

 Demoreagenzglas

 durchbohrter Stopfen

 Reagenzglas

 Einleitungsrohr

Chemikalien:

 Muscheln

 Calciumhydroxid

 Salzsäure

Durchführung:

Das Demoreagenzglas ca. 3 cm hoch mit Muschelschalen füllen. Die Muscheln mit Salzsäure bedecken und das Reagenzglas mit dem durchbohrten Stopfen, in dem ein Einleitungsrohr steckt, verschließen. Das entstehende Gas in das Reagenzglas, welches mit klarer Calciumhydroxidlösung gefüllt ist, einleiten.

Beobachtung:

Beim Übergießen der Muschelschalen mit Salzsäure kommt es sofort zu einer starken Gasentwicklung. Dieses Gas führt beim Einleiten in klare Calciumhydroxidlösung zur Bildung eines weißen Niederschlags, welches als deutliche Trübung in der Lösung wahrzunehmen ist.

Auswertung:

Calciumcarbonat ist das Calciumsalz der Kohlensäure. Da Kohlensäure eine

schwache Säure ist, reagiert deren Salz (Calciumcarbonat) mit einer starken Säure

wie Salzsäure zu dem Salz der stärkeren Säure, in diesem Fall Calciumchlorid, und

der schwächeren Säure, also hier Kohlensäure.

Salzsäure Calciumcarbonat  Kohlensäure Calciumchlorid

starke Säure + Salz einer schwachen Säure schwache Säure + Salz einer starken Säure

  

( ) l 3( ) s 2 3( aq ) ( ) s

HCl CaCO H CO CaCl

Die entstehende Kohlensäure zerfällt jedoch sofort in Kohlenstoffdioxid und Wasser

 

2 3( aq )  2 2( ) g

H CO H O CO

Das Kohlenstoffdioxid lässt sich mit Hilfe von Calciumhydroxidlösung identifizieren.

Beim Einleiten von Kohlenstoffdioxid in klare Calciumhydroxidlösung wird Calciumcarbonat gebildet, welches als weißer Niederschlag ausfällt.

   

2( ) 2( ) 3( ) 2

( ) _{aq g s}

Ca OH CO CaCO H O

Im Haushalt ist Salzsäure eher ungeeignet, daher werden dort Essig (s.

Demonstration 3) oder Zitronensäure verwendet, welche nach demselben Prinzip

reagieren.

3.4 Ionenaustauscher

Ionenaustauscher zählen zu den wirksamsten Methoden Leitungswasser zu enthärten.

Bei Ionenaustauschern handelt es sich um ein makromolekulares, wasserunlösliches Gerüst mit festen Ankergruppen und austauschbaren Gegenionen.

Häufig werden hierfür Kunstharze verwendet, bei denen saure Sulfonsäuregruppen (- SO 3 H) oder basische Ammoniumgruppen (-N(CH 3 ) 3 OH)als Ankergruppen eingebaut sind. Dadurch können diese Ionenaustauscher entweder als Kationen- oder Anionenaustauscher fungieren.

 

 

    

   





3 ( ) ( ) 2 3 ( ) 3 ( )

3 3 ( ) ( ) 3 3 ( ) ( )

( ) ( )

s aq s aq

s aq s aq

SO H Me H O SO Me H O N CH OH X N CH X OH

Vorteile von Ionenaustauschern sind dabei, dass Spurenelemente und Minerale im Wasser enthalten bleiben. Das so entstehende Mischwasser ist zudem optimal zur Ausbildung einer stabilen Korrosionsschicht in den Leitungen. Durch die Vermeidung von zugesetzten Chemikalien ist diese Methode der Wasserenthärtung außerdem äußerst umweltverträglich. Jedoch sind nach einiger Zeit die austauschbaren Gegenionen des Ionenaustauschers vollständig ersetzt, so dass dieser nicht mehr den gewünschten Effekt erzeugen kann. Daher müssen Ionenaustauscher regelmäßig regeneriert werden. Dabei wird der Grundzustand des Austauschers wieder hergestellt und ist anschließend wieder einsatzfähig. Die daraus resultierenden Nachteile sind daher höhere Kosten aufgrund hoher Wartungsintesität.

Eine bestimmte und häufig verwendete Sorte von Ionenaustauschern sind Zeolithe.

Die Namenseinführung war 1756 durch den schwedischen Mineralogen Alex F.

Cronstedt, welcher erkannte, dass es sich bei diesen Mineralen um eine eigene Gruppe handelt. Der Name Zeolith leitet sich dabei aus den griechischen Silben

„zeo“ (ich siede) und lithos (der Stein) her, da Zeolithe früher aus mineralogischem

Gestein gewonnen wurden und die Steine aufgrund von Wassereinlagerung beim

Erwärmen anfangen zu dampfen.

Zeolithe sind Natriumaluminiumsilicate, das heißt es sind dreidimensionale Netzwerke aus SiO 4 - und AlO 4 - Tetraedern. Bei der Substitution von Silicium (Si ⁴⁺ ) durch Aluminium (Si ³⁺ ) kommt es zu einer negativen Ladung im Silicat, welche durch Anlagerung von Alkalimetall-Ionen kompensiert werden.

Mittlerweile sind über 150 Zeolithe bekannt, von denen ca. 30 natürlich sind. Zu diesen natürlichen Zeolithen zählen Faujasit, Sodalith oder Ultramarin, wohingegen die bekanntesten künstlich hergestellten Zeolithe Zeolith X, Zeolith und Zeolith A sind.

Verwendet werden Zeolithe als Molekularsiebe, Katalysatoren, Ionenaustauscher oder Schmuck.

Der Aufbau von Zeolithen lässt sich sehr gut anhand eines Zeolith A Moleküls erklären.

Im Zeolith A ( Na Al Si O 12 [ 12 12 48 ] 27 ^ H O 2 ) liegen SiO 4 - und AlO 4 - Tetraeder im Verhältnis 1:1 vor. Die Grundbaueinheit eines Zeolith A Moleküls ist ein so genannter Sodalith-Käfig in welchem die Silicium- und Aluminiumatome abwechselnd über Sauerstoffatome verbunden sind.

Abbildung 6: Sodalith-Käfig

Im Zeolith A sind die Sodalith-Käfige über würfelförmige Verbindungsstücke

miteinander verbunden. In der Mitte von 8 so verbundenen Sodalith-Käfigen entsteht

ein so genannter α-Käfig, in dem die austauschbaren Gegenionen angelagert

werden.

Abbildung 7: Zeolith A-Molekül mit α-Käfig in der Mitte

Durch die entstehenden Fenster und Gänge können nur ganz spezielle Ionen gelangen, so dass ganz gezielt störende Ionen ausgetauscht werden können.

Versuch 5: Wirkung von Zeolithen

Geräte:

 Demoreagenzglas

 Stopfen

 Spatel

Chemikalien:

 Zeolith-Pulver

 ention. Wasser

 Phenolphthalein

 Natriumchlorid

Durchführung:

Das Demoreagenzglas ca. 2 cm hoch mit Zeolithpulver füllen. Anschließend so viel entionisiertes Wasser hinzugeben, dass das Reagenzglas ca. bis zur Hälfte gefüllt ist. Einige Tropfen Phenolphthaleinlösung zufügen und das Reagenzglas mit dem Stopfen sorgfältig verschließen. Das Gemisch kräftig schütteln.

Danach Natriumchlorid im Überschuss in das Reagenzglas geben, verschließen und

erneut kräftig schütteln.

Beobachtung:

Zunächst färbt das Phenolphthalein das Gemisch rot, jedoch kommt es nach Zugabe des Natriumchlorids zur Entfärbung des Gemisches.

Auswertung:

In dem Zeolithpulver sind Natriumionen zum Ladungsausgleich angelagert. Diese sind austauschbar und somit kommt es bei Berührung mit Wasser zu einem Austausch zwischen den Natriumionen aus den Zeolithen und den Protonen des Wassers. Aufgrund der Einlagerung der Protonen in den Zeolithen bleiben gelöste Natriumhydroxid-Ionen in der Lösung zurück, so dass das Phenolphthalein durch Rotfärbung eine alkalische Reaktion anzeigt.

 ^{- +}

Zeolith-Na+H O 2 Zeolith-H+OH +Na

Bei Zugabe von Natriumionen im Überschuss wird das Gleichgewicht so verschoben, dass erneut Natriumionen in den Zeolithen eingelagert werden und deren Ausgangszustand somit wieder erzeugt wird. Diesen Vorgang nennt man Regeneration des Ionenaustauschers und er ist der Grund dafür, weshalb in jedem Haushalt regelmäßig die Spülmaschine mit Salz aufgefüllt werden muss.

Versuch 6: Entkalkung durch Vollwaschmittel

Geräte:

 Becherglas

 Glastrichter

 Faltenfilter

 Spate

Chemikalien:

 Wasserteststreifen

 Vollwaschmittel

 Leitungswasser

Durchführung:

Zunächst mit Hilfe eines Wasserteststreifens die Wasserhärte des verwendeten Leitungswassers testen und das Ergebnis notieren.

Waschmittel in den Faltenfilter geben und mit Leitungswasser übergießen. Die durchlaufende Lösung in einem Becherglas auffangen und erneut mit einem Teststeifen die Wasserhärte bestimmen. Die beiden Ergebnisse miteinander vergleichen.

Beobachtung:

Die Wasserhärte wurde durch das Vollwaschmittel deutlich verringert oder sogar komplett entfernt.

Auswertung:

In Vollwaschmitteln sind Zeolithe enthalten. Diese haben zunächst Natriumionen angelagert, sind jedoch so aufgebaut, dass sie bevorzugt Calciumionen anlagern.

Somit kommt es beim Durchlaufen des Leitungswassers in den Zeoltihen zu einem vollständigen Austausch der Calciumionen aus dem Wasser gegen die Natriumionen aus den Zeolithen. Sind die Calciumionen so aus dem Wasser entfernt, kann keine Wasserhärte mehr nachgewiesen werden.

Si O Al ^-

O O

O O O

O

Al ^- O Si O

O O O

2Na ⁺

Si O Al ^-

O O

O O O

O

Al ^- O Si O

O O O

Ca ²⁺

+Ca ²⁺ +2Na ⁺

4. Kalk und Wasserhärte – Ein Thema in der Schule?

Dieses Thema ist sehr gut für den Einsatz im Chemieunterricht geeignet. Neben vielen Grundlagen wie chemischen Gleichgewichten, quantitativen Analysen durch Titration, Säure-Base-Reaktionen oder Ähnliches bietet das Thema gute Übergangsmöglichkeiten zu vielen anschließenden Themenbereichen. Zudem ist das Thema sehr realitätsnah und somit aufgrund des hohen Alltagsbezugs interessant und motiviert die Schüler zur regen Mitarbeit.

Ein weiterer Vorteil ist es, dass alle hier aufgeführten Versuche als Schülerversuche geeignet sind. Es werden keine gefährlichen Chemikalien verwendet, so dass die Schüler ungehindert experimentieren können.

Problematisch könnten sich das sehr schwankende Niveau und das benötigte Grundwissen für die unterschiedlichen Gebiete auswirken. Bereits in der 8. und 9.

Klasse werden die Themen Salze, Wasser, Säuren und Laugen sowie Kalk im Besonderen besprochen, jedoch erst in der 12. Klasse werden die Bedeutung und Verwendung von Komplexverbindungen und das Thema Waschmittel behandelt.

Daher würde es sich bei diesem Thema anbieten, eine Projektarbeit oder ähnliches zu gestalten, wenn du Schüler einen Großteil der benötigten Kompetenzen aufweisen. Dadurch könnten chemische und alltägliche Zusammenhänge zusätzlich verdeutlicht und vertieft werden.

Jedenfalls sollte das Thema Kalk und Wasserhärte nicht im Unterricht vernachlässigt, sondern ausführlich und gewissenhaft behandelt werden, denn so können die Schüler für Umweltschutz durch sparsamen Verbrauch von Wasch- und Putzmitteln oder für unnütze Werbung sensibilisiert werden.

Denn Kalk erweist sich häufig als harmloses Gespenst, welches sich leicht mit

einfachen Mitteln wie Zitronensäure vertrieben werden kann, ohne die Umwelt mit

unzähligen Reinigern und Chemikalien zu belasten.

Literaturverzeichnis:

 Riedel „Anorganische Chemie“: 2.Auflage, de Gruyter

 Mortimer „Chemie – Basiswissen der Chemie“: 8.Auflage, Thieme

 Fluck/Mahr „Anorganisches Grundpraktikum“: 6.Auflage, VCH

 R. Blume, Chemie für Gymnasien, Organische Chemie, Themenheft 1, Cornelsen Verlag, Berlin 1994, S. 38

 Gerstner: „Skriptum zum Anorganisch-chemischen Praktikum für Lehramtskandidaten“: 3.Auflage, 1993/2003, Versuchsvorschriften zum Hauptpraktikum – Quantitative Analyse-

 PdN-Ch 7/46. Jg. 1997, S. 2 ff

 PdN-Ch 8/48. Jg. 1999, S. 6 ff

 PdN-Ch 5/49. Jg. 2000, S. 12 ff

 PdN-Ch 5/37. Jg. 1988, S. 30 ff

 http://www.goescience.de

 http://www.bv-kalk.de

 http://www.seilnacht.com/Lexikon/Kalk.htm

 http://www.hr-online.de

Abbildungsverzeichnis:

1. http://geomuseum.tu-clausthal.de , 05.12.2007

2. www.fossilien-mineralien.de/aragonit.jpg , 05.12.2007 3. www.spessartit.de/23_tsint.jpg , 05.12.2007

4. http://de.wikipedia.org/wiki/Obir-Tropfsteinh%C3%B6hle , 05.12.2007 5. http://www.gekai.krefeld.schulen.net/projekte/chemie10/bilder/kalkkrei.g

if, 05.12.2007

6. http://de.wikipedia.org/wiki/Zeolith_A , 05.12.2007

7. http://de.wikipedia.org/wiki/Zeolith_A , 05.12.2007