Wasserhärte

Kalkbildung in Geräten

Warum verkalken Kaffeemaschinen, Waschmaschinen und andere Geräte, die mit heißem Leitungswasser betrieben werden, im Laufe der Zeit? Ursache für diese Verkalkung ist zu hartes Wasser.

Mit einem kleinen Versuch kann man den Unterschied zwischen hartem und weichem Wasser deutlich machen:

Versuch

Härte von Leitungswasser und dest. Wasser

Durchführung:

Wir geben die gleiche Menge Seifenlösung in ein Gefäß mit 200 ml Leitungswasser und ein Gefäß mit 200 ml dest. Wasser. Dann schütteln wir beide Gefäße stark, so dass sich Schaum bildet.

Beobachtungen:

In dem Gefäß mit dem dest. Wasser bildet sich viel mehr Schaum als in dem Gefäß mit dem Leitungswasser. Je härter das Leitungswasser, desto weniger Schaum bildet sich beim Schütteln.

Woran liegt es nun, dass das Leitungswasser an einigen Orten hart ist, an anderen Orten dagegen weich?

Hartes Leitungswasser enthält Calcium- und Magnesium-Ionen, also Ca²⁺ und Mg²⁺.

Diese Ionen nimmt das Wasser auf, wenn es die Bodenschichten und Gesteine durchfließt, bevor es in das Wasserwerk und dann in den Haushalt kommt. In manchen Gegenden Deutschlands muss das Wasser durch stark kalkhaltige Schichten fließen, beispielsweise in der Schwäbischen Alb. Dort ist das Leitungswasser dann sehr hart. Umgekehrt sind die Böden im Schwarzwald sehr kalkarm, entsprechend weich ist dort das Leitungswasser.

Die Ca²⁺ und Mg²⁺-Ionen sind doch im Wasser gelöst. Wieso verkalken dann die Geräte?

Wenn hartes Wasser erhitzt wird, entstehen wasserunlösliche Calcium- und Magnesiumsalze. Beim Calcium läuft dann folgende Reaktion ab, beim Magnesium ist es ähnlich:

$Ca^{2+}(aq) + 2 HCO_3^{-}(aq) \rightleftharpoons CaCO_3(s) + H_2O(l) + CO_2(g)$

Die Calcium-Ionen Ca²⁺ und die Hydrogencarbonat-Ionen HCO₃^- des Wasser sind wasserlöslich, können aber zu wasserunlöslichem Calciumcarbonat CaCO₃ reagieren. Wasser und Kohlendioxid werden als Nebenprodukte freigesetzt.

Für Chemie-Profis und Schüler(innen) der EF:

Wie man sieht, handelt es sich bei dieser Reaktion um eine Gleichgewichtsreaktion. Bei niedrigen Temperaturen liegt das chemische Gleichgewicht auf der linken Seite, bei hohen Temperaturen wird das Gleichgewicht auf die rechte Seite verschoben, daher fällt bei diesen Temperaturen das wasserunlösliche Calciumcarbonat aus. Da das CO₂ - eines der Reaktionsprodukte - an die Luft abgegeben wird, ist die Rückreaktion recht unwahrscheinlich.

Das Calciumcarbonat wird als Kesselstein bezeichnet, weil es sich in Wasserboilern, Kaffeemaschinen, Waschmaschinen und Heizkesseln absetzt.

Wenn Geräte verkalken, sieht das nicht sehr schön aus. Aber das wäre ja noch nicht so schlimm. Viel schlimmer ist, dass verkalkte Geräte auch mehr Energie verbrauchen, denn das Calciumcarbonat (und das Magnesiumcarbonat) ist ein sehr schlechter Wärmeleiter. Die Heizstäbe oder -spiralen der Geräte werden durch den Kesselstein regelrecht isoliert, um dann eine bestimmte Temperatur zu erreichen, wird dann sehr viel mehr von dem wertvollen Strom verbraucht, der schon teuer genug ist.

Auch die Wasserrohre im Haus, in denen warmes oder heißes Wasser transportiert wird, verkalken mit der Zeit. Diese Rohre verbrauchen zwar keinen Strom, aber durch die immer dicker werdende Kalkschicht verengen sich die Rohre zunehmend, und es fließt immer weniger Wasser durch sie hindurch.

Beim Wäschewaschen hat das harte Wasser noch einen zweiten ungewünschten Effekt. Nicht nur wird mehr Strom verbraucht, sondern das harte Wasser stört den Waschvorgang selbst. Die Ca²⁺- und Mg²⁺-Ionen in dem harten Wasser bilden nämlich mit den Molekülen der zugesetzten Waschmittel wasserunlösliche Kalkseifen. Genau wie bei unserem Versuch (siehe weiter oben) bildet sich dann weniger Schaum, und die Reinigungswirkung des Waschmittels verringert sich.

Darum enthalten die meisten Waschmittel Enthärter. Diese Zusatzstoffe binden die Ca²⁺- und Mg²⁺-Ionen, so dass sich weder Kalkseifen noch Kesselstein bilden können.

Bestimmung des Kalkgehaltes von Wasser

In einem älteren Chemiebuch habe ich einen Schülerversuch gefunden, mit dem man den Calciumgehalt von Leitungswasser (theoretisch) bestimmen kann. "Theoretisch" schreibe ich deswegen, weil ich selbst diesen Versuch noch nie durchgeführt habe.

Im Prinzip kann man den Calciumgehalt von Leitungswasser mit Hilfe von Salzsäure bestimmen. Salzsäure reagiert nämlich mit den Calcium-Ionen zu Calciumchlorid:

$CaCO_3 + 2 HCl\to CaCl_2 + H_2O + CO_2$

Man gibt nun zu einer genau abgemessenen Probe des Leitungswassers stark verdünnte Salzsäure bekannter Konzentration im Überschuss. Bei diesem Schritt muss man also noch keine Titration durchführen.

Beispiel: 100 ml Leitungswasser werden mit 100 ml HCl der Konzentration 0,05 mol/l versetzt.

Ein Teil der Salzsäure reagiert nun gemäß der obigen Reaktionsgleichung mit den Calcium-Ionen des Leitungswasser. Da Salzsäure im Überschuss dazugegeben wurde, können wir davon ausgehen, dass alle Ca²⁺-Ionen mit den Chlorid-Ionen der Salzsäure zu Calciumchlorid reagiert haben.

Im nächsten Schritt müssen wir nun die Konzentration der Salzsäure in den 200 ml des Stoffgemischs bestimmen. Dazu titrieren wir das Stoffgemisch mit Natronlauge bekannter Konzentration.

Ausgedachtes Rechenbeispiel

Angenommen, die Konzentration der Salzsäure hatte vor Beginn des Versuchs den Wert c(HCl) = 0,05 mol/l und nach Beendigung des Versuchs die Konzentration c(HCl) = 0,024 mol/l, dann können wir ausrechnen, wie viel Salzsäure bei der Reaktion mit den Calcium-Ionen verbraucht wurde, und daraus wiederum können wir die Konzentration der Calcium-Ionen in der Probe berechnen.

Stoffmenge n(HCl) vorher: 0,05 mol/l * 0,1 l = 0,005 mol.

Stoffmenge n(HCl) nachher: 0,024 mol/l * 0,2 l = 0,0048 mol.

Es wurden also 0,005 - 0,0048 = 0,0002 mol Salzsäure verbraucht, also 0,2 mmol.

Ein Ca²⁺-Ion reagiert mit zwei HCl-Molekülen, also waren in der Probe 0,1 mmol Ca²⁺-Ionen vorhanden. Die Probe hatte ein Volumen von 0,1 l, also betrug die Ca²⁺-Konzentration in der Probe 1 mmol.

Dieses Rechenbeispiel habe ich mir einfach mal ausgedacht. Ich hoffe, ich habe dabei nichts falsch gemacht. Ob der Versuch mit Leitungswasser so wie beschrieben funktioniert, weiß ich nicht. Die Original-Versuchsvorschrift befindet sich in dem Buch Elemente Chemie 7-10 des Klett-Verlags, Ausgabe von 2020, auf Seite 348.

In diesem Buch findet sich auch eine interessante Behauptung: "0,05g Kalk reagieren mit 1 ml Salzsäure c(HCl) = 1 mol/l".

Diese Behauptung wollen wir hier einmal überprüfen. Kalk = Calciumcarbonat = CaCO₃ hat eine molare Masse von ziemlich genau 100 g/mol. Das heißt: 0,05 g Kalk sind 1/2000 mol CaCO₃.

1 ml Salzsäure der Konzentration 1 mol/l enthält genau 1/1000 mol HCl.

Laut Reaktionsgleichung (siehe oben) benötigen wir 2 mol HCl, um 1 mol CaCO₃ zu neutralisieren. Mit 1 mol HCl kann man also 1/2 mol CaCO₃ neutralisieren, und mit 1/1000 mol HCl lassen sich 1/2000 mol CaCO₃ neutralisieren. Die Behauptung aus dem Buch ist also korrekt.

Wasserhärte in ºdH

Die Härte von Leitungswasser wird stets in Grad dH angegeben, wobei dH die Abkürzung für "deutsche Härte" ist. Diese Einheit ist recht "krumm", denn 1 ºdH entspricht einer Ca²⁺-Konzentration von 0,1783 mol/l.

In Freiburg und Kaiserslautern (Schwarzwald) herrscht eine Wasserhärte von 1 bis 1,5 ºdH, das ist sehr weich. Das andere Extrem ist Würzburg, wo eine Wasserhärte von sage und schreibe 37 ºdH herrscht. Hier kann man den Kaffeemaschinen wahrscheinlich beim Verkalken zuschauen.

In Rahden, meinem Wohnort, hat das Leitungswasser eine Härte von 6,8 ºdH, was noch als "weich" durchgeht. Der Härtebereich "mittel" fängt bei 8,5 ºdH an, und der Härtebereich "hart" bei 14º dH. In Espelkamp, der Nachbarstadt, in der auch die Schule liegt, an der ich bis vor kurzem unterrichtet habe, herrscht eine Wasserhärte von 20,2 bis 27,6 ºdH, wie eine kurze Internetrecherche ergibt. Darum also schmeckte der Kaffee in der Schule härter als zu Hause.