Bestimmung der Wasserhärte im Trinkwasser
Was ist „hartes Wasser“?
Die im Wasser gelösten Calcium-Ionen bezeichnet man als "Wasserhärte". Sie lösen sich vor allem dann im Wasser, wenn das Grundwasser kalkhaltige Gesteine (Kalk:
CaCO3) durchfliesst.
Die Angabe der Wasserhärte erfolgt in der Schweiz meistens in französischen
Härtegraden (°fH). 1°fH entspricht 10 mg CaCO3/Liter. Soviel Kalk würde sich in einer Pfanne ablagern, wenn man einen Liter Wasser mit 1°fH vollständig eindampfen würde.
Wie kommt der Kalk ins Wasser?
Kalk ist ein Salz: Calciumcarbonat. Es löst sich in geringen Mengen im Wasser:
CaCO3(s) _______ (aq) + _______ (aq) (1) Kohlendioxid aus der Luft und Wasser bilden Kohlensäure:
CO2 + H2O H2CO3 (2)
auch (1) auf die ____________ Seite. Dies hat eine verstärkte ____________________ von Kalk und damit eine _________________ Wasserhärte zur Folge.
Vor der Arbeit – Hände waschen!
Das Chemielabor ist zwar keine Küche, trotzdem müssen Sie heute zwei Mal die Hände waschen. Sie werden dabei die Wasser-“Härte“ erleben!
1) Seifen Sie sich die Hände ein. Dann waschen Sie die Seife mit entmineralisiertem Wasser ab.
2) Waschen Sie die Seife nun mit normalem Leitungswasser ab. Schreiben Sie Ihre Beobachtungen in einem Satz auf:
Bestimmung der Wasserhärte
Wir arbeiten mit starken Säuren! Tragen Sie eine Schutzbrille! Spülen Sie nach einem allfälligen Hautkontakt die betroffene Stelle sofort unter
fliessendem kaltem Wasser.
Material:
Bürette, Magnetrührer, Rührstäbchen, 2 Bechergläser 250 mL, 1 Messzylinder 100 mL, Methylorange-Indikator, Salzsäure 0.1 mol/L zum Füllen der Bürette.
1) Füllen Sie die beiden Bechergläser mit je 100 mL Ihrer Wasserprobe. Verwenden Sie dazu den Messzylinder, die Skala des Erlenmeyerkolbens ist zu ungenau!
Geben Sie in jedes Becherglas genau 5 Tropfen Methylorange-Indikator.
2) Stellen Sie das eine Becherglas zur Titration auf den Magnetrührer, das zweite dient als Farbvergleich.
3) Füllen Sie die Bürette unterhalb der Augenhöhe langsam mit ca. 25 mL Salzsäure.
4) Wenn sich unterhalb des Hahns noch Luftblasen befinden, stellt man ein
Becherglas unter die Bürette, öffnet den Hahn vollständig (senkrechte Position) und lässt etwas Flüssigkeit ablaufen. Ist alle Luft draussen, schliesst man den Hahn.
5) Achten Sie darauf, dass die pH-Elektrode das Rührstäbchen nicht berührt!
6) Schliessen Sie die pH-Elektrode an das GoLink-Gerät und dann an den Computer an.
7) Schalten Sie den Computer ein und öffnen Sie das Programm Logger Pro 3.
Laden Sie im Logger Pro das Experiment 24a aus dem Ordner
"C:\ProgramData\Vernier\Logger Pro 3\en-US\Experiments\_Chemistry with Vernier"
10) Die Titration ist zu Ende, wenn Sie ca. 4 Messpunkte im sauren Bereich haben. Wenn Sie mit der Datenerfassung fertig sind, klicken Sie Stop .
11) Um ein statistisch besser abgestütztes Resultat zu bekommen, müssen Sie den Versuch noch zwei Mal durchführen. Klicken Sie wieder auf „Start“ und dann wählen Sie „Letzten Durchlauf speichern“. Machen Sie weiter, bis Sie drei Kurven haben.
12) Drucken Sie die drei Kurven zwei Mal aus.
Entsorgung:
Giessen Sie alle Lösungen in den Abfluss.
Auswertung:
Berechnen Sie zuerst, wie viele Milliliter Salzsäure Sie im Durchschnitt zugeben mussten. Dann rechnen Sie aus, wie vielen Mol HCl das entspricht.
Wie viel Mol Salzsäure hätten Sie für einen Liter Wasser benötigt?
Was passiert, wenn Sie Salzsäure zur Probe geben? Hier betrachten wir
Leitungswasser als Ca(HCO3)2 -Lösung. Die Hydrogencarbonat-Ionen reagieren als Base. Ergänzen Sie die Reaktionsgleichung.
HCO3- + HCl ________________ + ________________
Sobald alle HCO3--Teilchen verbraucht sind, ändert die Farbe und der pH-Wert sinkt.
Beim Lösen von Kalk nach Reaktion (3) entstehen nun aber doppelt so viele Mol HCO3-
wie Ca2+. Mit der Titration haben wir die Konzentration der HCO3--Ionen ermittelt. Es hat aber nur halb so viel Ca2+ in der Lösung:
Verbrauchte Salzsäure (in Mol) für einen Liter Wasser dividiert durch 2 = Konzentration der Ca2+-Ionen in mol/L
und
1 °fH entspricht einer Ca2+-Konzentration von 0.0001 mol/L.
Nun haben Sie alle nötigen Angaben. Berechnen Sie damit die Wasserhärte. Notieren Sie den ganzen Lösungsweg.
Kontrolle: Anzahl verbrauchte Salzsäure in mL mal fünf = Wasserhärte in °fH
Hinweise für die Lehrperson
Die SchülerInnen bringen eine Trinkwasserprobe von zu Hause mit: randvolle, am gleichen Morgen gefüllte 5 dL-PET-Flasche, die zuvor dreimal mit dem Wasser gespült wurde. Probenahme im Unterricht demonstrieren.
Der Versuch kann auch ohne pH-Messung alleine durch Umschlagspunkt-Titration erfolgen. Der Farbumschlag ist dabei nicht gut erkennbar, mit Vergleichsprobe arbeiten!
Bei genügend Zeit kann auf die Ursache der beobachteten Wirkung der Wasserhärte (Bildung von Kalkseife) eingegangen werden → höherer Seifenverbrauch beim
Waschen, Shampoo-Verbrauch beim Haare waschen z.B. im Tessin.
