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Umweltchemie
Stoffe
Stoffe
Reinstoffe (einheitlich zusammen gesetzte Stoffe mit völlig
gleichen Eigenschaften)
Elemente
Verbindungen
(chemisch nicht weiter zerlegbar)
(sind Reinstoffe die
durch chemische
Reaktion aus zwei
oder mehreren
Elementen
zusammengesetzt
sind)
Metalle
z.B. Mg,
Cd, K,
Halbmetalle
z.B. Si, B,
As
Nichtmetalle z.B. NaCl, MgO,
z.B. C, P, S
H2O
Gemische
Homogenes
Gemisch
(ist bis zum
molekularen
Bereich
gleichmäßig
vermischt und
mikroskopisch nicht
mehr zu
unterscheiden)
fest – fest
(Legierungen,
Bronze, Glas)
fest – flüssig
(Zuckerlösung)
flüssig – flüssig
(Alkohol)
flüssig – gasförmig
(Sprudel)
Heterogenes Gemisch
(in ihrer
Zusammensetzung
ungleichmäßig,
Einzelteile lassen sich
noch ohne Hilfsmittel
erkennen)
fest – fest
(Kalirohsalz)
fest – flüssig
(Suspension, z.B.
Lehmwasser)
fest – gasförmig
(Feinstäube)
flüssig – flüssig
(Emulsion, z.B. Milch)
flüssig – gasförmig
(Seifenschaum)
gasförmig – gasförmig
(Abgase)
Anthropogene Umweltbelastung:
Naturstoffe: z.B. CO2, SO2, NOx, N, P, Schwermetalle (Hg, Pb, Cd), O3
Xenobiotikum (Fremdstoffe): z.B. FCKW, PVC, PCP, PcB, DDT, Dioxin
Fremdstoffe sind meist schwer abbaubar und verlassen nicht den Ort des
Geschehens
Dispersion: Tendenz von Umweltchemikalien sich vom Ort der Anwendung in andere
Bereiche der Umwelt auszubreiten (Mobilität abhängig von physikalischen Eigenschaften,
z.B. Wasserlöslichkeit)
Wasserunlösliche Stoffe lagern sich meist im Sediment ab (chemische Bomben). Über
Horizonte lassen sich Stoffbelastungen zurückverfolgen
Persistenz: Eigenschaften von Stoffen längere Zeit unverändert in der Umwelt zu bleiben
(Beständigkeit oft auch eine gewünschte Eigenschaft)
Zusammensetzung der Luft:
78%
N2
21%
O2
0,9%
Argon
0,033%
CO2
0,003%
Edelgase
Stoffkreisläufe
Stickstoffkreislauf
Stickstoff wird von allen Lebewesen benötigt, da er Bestandteil von Aminosäuren in
Proteinen, von DNA und von Vitaminen ist. Doch befindet sich der irdische Stickstoff (1015
Tonnen) zu 99% in der Atmosphäre, von wo ihn nur spezielle Bakterien und - durch
Symbiose mit derartigen Bakterien an bzw. in ihren Wurzeln - auch einige wenige Pflanzen
aufnehmen können. Alle anderen Pflanzen und vor allem Tiere und Menschen sind auf den
Stickstoff-Kreislauf in der Biosphäre angewiesen.
Dass dieser Kreislauf trotz seiner Engpässe funktioniert, zeigen Stoff-Bilanzen und
Abschätzungen von Bio- und Ökologen. Demnach wurde der verfügbare Stickstoff während
der Erdgeschichte schon 500 bis 1000-mal von Lebewesen in ihren Körper eingebaut und
wieder ausgeschieden, während er jedoch rund 200.000-mal ein- und ausgeatmet wurde.
Nitrifikation
Pflanzen können zwar Ammonium (NH4+) aufnehmen, bevorzugen aber Nitrate (NO3-), wobei
der Boden nicht angesäuert wird. Zwei Gruppen von Bakterien, Nitritbakterien und
Nitratbakterien oxidieren in einem zweistufigen aeroben Prozess bei Energiegewinnung
Ammoniak über die Zwischenstufe Nitrit zu Nitrat:
Dieser Prozess, der in Böden und in Gewässern abläuft, wird Nitrifikation genannt.
Denitrifikation
Bestimmte Bakterien können unter anaeroben Bedingungen auch Nitrit für die Oxidation von
organischen Stoffen oder H2 nutzen und auf diese Weise Energie gewinnen. Nitrit wird dabei
über mehrere Zwischenstufen zu N2 reduziert. Aus Nitrat wird also durch diesen bakteriellen
Prozess, der Denitrifikation genannt wird, N2 gebildet, der zum großen Teil in die
Atmosphäre entweicht.
Wasserkreislauf
Durch Verdunstung an der Meeresoberfläche gelangt das Wasser als Luftfeuchtigkeit in die
Atmosphäre. Spielen Kondensationsvorgänge eine Rolle, bildet sich Bewölkung, aus der das
Wasser in Form von Regen oder Schnee wieder austritt und zur Erdoberfläche zurückfällt. Ein
Teil regnet über den Meeren ab, ein anderer Teil gelangt über das Festland und gibt hier
seinen Niederschlag ab. Ein Teil des Wassers verdunstet, ein anderer Teil versickert im
Erdboden und gelangt über die pflanzliche Transpiration wieder in die Erdatmosphäre.
Sickerwasser dient aber auch zur Auffüllung des Grundwassers, das wiederum in
Wasserquellen zutage tritt oder unterirdisch direkt den Flüssen zugeführt wird. In den
Polargebieten und in Hochgebirgen wird wiederum ein Teil der Niederschläge in fester Form
als Eis gespeichert, wo es allerdings auch zum Teil wiederum durch Verdunstung in die
Atmosphäre gelangt.
Kohlenstoffkreislauf
Der Kohlenstoffkreislauf ist hauptsächlich ein Kohlenstoffdioxid (CO2) Kreislauf, der aus
vielen Teilschritten besteht: Die wichtigsten sind die Assimilation (Aufnahme) von CO2 durch
Pflanzen in der Photosynthese, und der entgegen gesetzte Vorgang, also die Rückführung von
Kohlenstoffdioxid, die Respiration (Veratmung) des von den Pflanzen produzierten
Sauerstoffs zu CO2. Anthropogen werden fossile Brennstoffe (Erdöl, Erdgas, Kohle)
verbrannt. Diese bestehen zum größten Teil aus Kohlenstoff. Bei der Verbrennung dieser
Brennstoffe wird Kohlenstoffdioxid frei, das wiederum in die Atmosphäre transportiert wird.
Freier Kohlenstoff kommt so gut wie nicht vor, da dieser sehr reaktionsfreudig ist.
Häufigste Verbindungen: CO, CO2, CH, CaCO3
Phosphorkreislauf
Phosphor ist das wichtigste wachtumslimitierende Element des Ökosystems. In den Kreislauf
wird Phosphor in Form des Phosphat-Ions (PO4 3-) gebracht. Entweder können Phosphate
durch Auswaschung aus dem Muttergestein den Pflanzen zur Verfügung gestellt werden, oder
sie werden bergmännisch abgebaut.
Phosphor wird in Form des Phosphat-Ions in den Kreislauf gebracht. Pflanzen nehmen
Phosphat auf, und geben Phosphor an den Boden ab, wo dieses durch Bakterien wieder zu
Phosphaten umgewandelt wird. Durch Auswaschung gelangt das Phosphat über Flüsse und
das Grundwasser in die Meere. In den Meeren werden die Phosphate von Phytoplankton
verstoffwechselt, und Phosphor und Phosphate an das Meer (bzw. an das Zooplankton)
abgegeben. Fische sind in den Kreislauf mit eingebunden, da diese das Zooplankton
aufnehmen. Der Kreislauf wird durch die Entnahme von Meereslebewesen wieder
geschlossen. Der Phosphorkreislauf ist also ein Zusammenspiel zwischen den Umwandlungen
von Phosphat und Phosphor. In Organismen liegt mehr als die Hälfte des Phosphors in
Phosphatform vor, der Rest in anorganischen Molekülen oder in organischen Verbindungen.
Schwefelkreislauf
Sulfat (SO42-) spielt im Schwefelkreislauf eine wichtige Rolle, da Schwefel hauptsächlich in
Sulfatform in den Kreislauf gebracht wird. Sulfat kann zum Beispiel als Gips (CaSO4) oder
als Bittersalz (MgSO4) gebunden sein. Pflanzen nehmen den Schwefel in Sulfatform über die
Wurzeln direkt auf, und verstoffwechseln diesen durch Reduktionsvorgänge zu
schwefelhaltigen Aminosäuren. Der von den Pflanzen aufgenommene Schwefel wird über die
Nahrungskette an die Konsumenten weitergegeben, und über die Ausscheidungen wieder
zurückgeführt. Die Ausscheidungen (organische Rückstände von Pflanzen und Tieren)
werden durch Destruenten (zuerst durch Abfallfresser wie Würmer und Milben, und dann
durch Mineralisierer (Bakterien, Pilze) zu anorganischen Stoffen abgebaut. Durch diesen
Prozess gelangt der im Organismus gebundene Schwefel wieder in den Stoffkreislauf zurück.
Der größte Teil des Schwefels wird durch diese Zersetzung wieder in den Kreislauf
zurückgebracht.
Auch durch Verwitterung von schwefelhaltigen Mineralien gelangt Schwefel in den
Kreislauf.
Sauerstoffkreislauf
Der Sauerstoffkreislauf ist eng mit dem Kohlenstoffdioxid und dem Wasserkreislauf
verbunden. Molekularer Sauerstoff ist für lebende Organismen ein starkes Zellgift. In der
Luft hat sich ein stabiler Sauerstoffgehalt von ca. 21 Volumen -% eingestellt.
Der Sauerstofftransport in den Ökosystemen erfolgt hauptsächlich mit Sauerstoff, der in
Verbindungen wie Kohlenstoffdioxid, Wasser und Kohlenhydraten gebunden ist.
Prinzipiell spielt Sauerstoff bei allen Oxidations- und Reduktionsvorgängen in allen
Stoffkreisläufen eine entscheidende Rolle.
O2 wird molekular in der Atmosphäre (durch Grünpflanzen) und in der Hydrosphäre (durch
Algen) durch die Photosynthese freigesetzt.
O2 -Verbraucher sind Land- (Mensch, Tiere) und Wasserlebewesen (Phytoplankton). Da bei
Grünpflanzen in der Nacht die Vorgänge der Photosynthese umgekehrt ablaufen, zählen diese
dann auch zu den O2- Verbrauchern. Bei Vulkanen reagiert freiwerdendes Kohlenmonoxid
mit Sauerstoff in der Luft zu Kohlenstoffdioxid. Und auch in der Ozonschicht laufen ebenso
sauerstoffbildende und sauerstoffverbrauchende Vorgänge ab.
Atomaufbau
Das Atom ist der kleinste chemisch nicht weiter teilbare Baustein der Materie. Im engeren
Sinne sind Atome elektrisch neutral, jedoch werden oft auch Ionen unter dem Begriff Atom
gefasst. Atome bestehen aus einem Atomkern mit positiv geladenen Protonen und elektrisch
neutralen Neutronen und einer Atomhülle aus negativ geladenen Elektronen.
Atome gleicher Anzahl der Protonen, der Kernladungszahl, gehören zu demselben Element.
Bei neutralen Atomen ist Anzahl von Protonen und Elektronen gleich. Die physikalischen
Eigenschaften der Atomhülle bestimmen das chemische Verhalten eines Atoms. Atome
gleicher Kernladungszahl besitzen dieselbe Atomhülle und sind damit chemisch nicht
unterscheidbar. Die Anzahl der Protonen in einem Atom ist die Kernladungszahl oder auch
Ordnungszahl (Stellung des Elements im Periodensystem der chemischen Elemente), die
Summe der Protonen und Neutronen die Massenzahl.
Einfaches Bild eines Helium – Atoms. Zwei Elektronen
umkreisen einen Kern aus zwei Protonen und zwei Neutronen.
Das atomare Schalenmodell ist ein Atommodell, nach dem sich die Protonen und Neutronen
eines Atoms im zentralen Atomkern und die Elektronen in um diesen angeordneten Schalen
befinden.
Die innerste Schale wird K-Schale genannt und fasst maximal zwei Elektronen; auf der
nächsten Schale, der L-Schale, können maximal acht Elektronen untergebracht werden. Die
weiter außen liegenden Schalen können zwar mehr als acht Elektronen enthalten, bei den
Hauptgruppen-Elementen spielen diese zusätzlichen Elektronen aber so gut wie keine Rolle,
so dass man von acht Elektronen pro Schale ausgehen kann.
Mit dem Schalenmodell der Atome lassen sich die unterschiedlichen Eigenschaften der
Elemente gut erklären. Die Alkalimetalle besitzen z.B. nur ein einziges Außenelektron
(Valenzelektron) und können dieses besonders leicht abgeben (niedrige Ionisierungsenergie).
Daher sind Alkalimetalle besonders reaktiv.
Den Halogenen andererseits fehlt nur ein Elektron für eine voll besetzte Außenschale, daher
nehmen sie gern Elektronen von anderen Elementen auf (z.B. von Natrium) und sind
ebenfalls sehr reaktiv.
Die Edelgase wiederum besitzen bereits eine voll besetzte Außenschale
(Edelgaskonfiguration) und zeigen daher überhaupt keine Neigung, chemische Reaktionen
einzugehen.
Periodensystem der Elemente
Nicht nach Atommasse geordnet
Nach Kernladungszahl (Protonenanzahl) geordnet
Jedes Element hat eine unterschiedliche Anzahl an Protonen
Innerhalb einer Periode nimmt die Protonenanzahl von links nach rechts zu
In den Spalten (Gruppen) sind die Elemente nach durch ihre Eigenschaften gruppiert
8 Hauptgruppen
1. Hauptgruppe (Wasserstoff – Alkalimetalle): z.B. H, Na, K
Sind am leichtesten zu ionisieren. Sind immer einwertig positive (haben ein Elektron
zu wenig), bilden Ionenbindungen
2. Hauptgruppe (Erd – Alkalimetalle): z.B. Mg, Ca
Zweiwertig positiv. Unedle Metalle, bilden Ionenbindungen
3. Hauptgruppe (Bor – Gruppe): z.B. B, Al
Erdmetalle, kovalente Bindungen (Elektronenpaarbindung)
4. Hauptgruppe (Kohlenstoff – Gruppe): z.B. C, Si, Pb,
Sind Metalle, Nichtmetalle sowie Halbmetalle, bilden kovalente Bindungen
5. Hauptgruppe (Stickstoff – Gruppe): z.B. N, P
Bilden kovalente Bindungen
6. Hauptgruppe (Chalcogene): O, S
Sind zweifach negativ
7. Hauptgruppe (Halogene/Salzbildner): F, Cl
Einwertig negativ, reaktionsfreudigsten Elemente
8. Hauptgruppe (Edelgase): He, Ne
Extrem reaktionsträge
WERTIGKEIT: Gibt an mit welcher Anzahl ein Atom ein anderes maximal binden kann
z.B. 1 Stickstoffatom C (4 – wertig/ 4. Hauptgruppe) kann 4 Wasserstoffatome H (einwertig/
1. Hauptgruppe) binden: CH4
IONENBINDUNG: Findet zwischen Metallen und Nichtmetallen statt, z.B. zwischen
Natrium (Na) und Chlor (Cl). Dabei entsteht Na+Cl- : Natrium gibt dabei sein einziges Valenz
– Elektron (Elektron auf der äußeren Schale ab), Chlor nimmt dieses Elektron auf, nun haben
beide eine volle äußere Schale.
ELEKTRONENPAARBINDUNG (Atombindung): Bildung von gemeinsamen
Elektronenpaaren, erfolgt nur zwischen Nichtmetallen
Unpolare Atombindung: z.B. O2, N2, H2, Cl2
Polare Atombindung: HCL, H2O (Molekül besitz zwei verschiedene
Ladungsschwerpunkt, dieser resultiert aus der unterschiedlichen Elektronegativität der
Element, sind in einem Element mehr Protonen vorhanden, werden von dort aus die
Elektronen stärker angezogen)
METALLBINDUNG: Die meisten Metalle der Hauptgruppen besitzen nur wenige
Außenelektronen, oft 1 bis 3. Diese Außenelektronen der Metalle können leicht vom
Metallatom abgegeben werden, da die Atomkerne auf die Außenelektronen nur geringfügige
Anziehungskräfte ausüben. Dadurch entstehen positiv geladene Metall-Ionen und nahezu frei
bewegliche Elektronen. Diese frei beweglichen Elektronen ermöglichen daher die gute
elektrische Leitfähigkeit und die hohe Wärmeleitfähigkeit der Metalle.
Man bezeichnet die freien Elektronen im metallischen Festkörper auch als Elektronengas,
weil sich die Elektronen wie Gasteilchen frei bewegen können. Das Elektronengas befindet
sich zwischen den Metall-Ionen. Man spricht auch von einer Elektronengaswolke.
KOMPLEXBINDUNG: Entstehen durch Reaktion zwischen Zentralatom und Liganden
(andere Atomgruppe), Liganden werden dabei an Zentralatom gebunden. Komplexbindungen
nutzen die schon vorhandenen Bindungen (Atombindung, Ionenbindung, etc.)
Zwei verschiedene Komplexbindungen:
Zentralatom ist ein Nichtmetall: Zentralatom liefert das gemeinsame Elektronenpaar
Zentralatom ist ein Metall: Ligand liefert das gemeinsame Elektronenpaar
Säuren, Basen und Salze
Säuren: Verwendung im täglichen Leben als z.B. Essigsäure, Zitronensäure, Kohlensäure
Säuren entstehen immer aus Nichtmetalloxiden und Wasser.
SO2 + H2O  H2SO3
CO2 + H2O  H2CO3
Säuren sind Wasserstoffverbindung. Sie dissozieren in positiv geladene H+ - Ionen und
negativ geladene Säurerest – Ionen. Der Ph – Wert einer Säure liegt unter 7,0.
Es gibt ein – und zweiwertige Säuren, je nach abdissozieren H+ - Ionen.
Sauerstoffsäuren enthalten Sauerstoff, z.B. H2SO4 (Schwefelsäure)
Sauerstofffreie Säuren, z.B. HCl (Salzsäure)
Einteilung in starke (HCl, HF/Flusssäure, H2SO4, HNO3/Salpetersäure) mittelstarke
(H3PO4/Phosporsäure) und schwache Säuren (H2CO3/Kohlensäure, H2SO3/schweflige Säure).
Diese Einteilung entspricht nicht der Wirkung sondern dem Dissoziationsgrad. (Starke
Säuren/Laugen dissozieren in Wasser vollständig, entsprechen dissozieren schwache
Säuren/Basen unvollständig)
Säure
Kohlensäure
Schweflige Säure
Schwefelsäure
Schwefelwasserstoff
Salzsäure
Essigsäure
Formel
H2CO3
H2SO3
H2SO4
H2 S
HCL
CH3COOH
Säurerestion
Karbonation
Sulfition
Sulfation
Sulfidion
Chloridion
Azetation
Basen/Laugen/Hydroxide: Verwendung im täglichen Leben als z.B. Salmiakgeist
(Ammoniak in Wasser), Natronlauge (NaOH), Kaliumlauge (KOH), Laugen im ZementLaugen sind gefährlicher als Säuren, selbst in hoch verdünnter Konzentration haben sie
Wirkungen auf Organismen, z.B. Schleimhautreizungen.
Laugen entstehen immer aus Metalloxiden und Wasser.
Na2O + H2O  2NaOH
CaO + H2O  Ca(OH)2
Ausnahme bildet Ammoniak (NH3 + H2O  NH4OH). Sie dissozieren in positiv geladene
Metall – Ionen und negativ geladene Hydroxid – Ionen (OH-). Der Ph – Wert einer Base liegt
über 7,0.
Die Wertigkeit richtet sich nach der Anzahl dissozierter Hydroxid – Ionen.
Einteilung in starke (NaOH/Natronlauge, KOH/Kaliumlauge) und schwache Basen
(Mg(OH)2/Magnesiumlauge)
Base
Natriumhydroxid
Kaliumhydroxid
Kalziumhydroxid
Magnesiumhydroxid
Aluminiumhydroxid
Ammoniumhydroxid
Formel
NaOH
KOH
Cl(OH)2
Mg(OH)2
Al(OH)3
NH4OH
Salze: Lebensgrundlage von Pflanzen (Düngemittel)
Salze sind chemische Verbindungen (zumeist aus Metall und Nichtmetall), die eine aus Ionen
bestehende Kristallstruktur haben. Prinzipiell kann man Salze als Reaktionsprodukte einer
Säure mit einer Base auffassen. Salze sind eine neutrale Verbindung. Salze werden nach dem
Säurerest benannt, Endungen z.B. id, at, it.
Alle Salze die aus Sauerstofffreien Säuren entstanden sind enden mit id (z.B. Natriumchlorid
NaCl)
Metall + Säure = Salz + Wasserstoff (Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2)
Metalloxid + Säure = Salz + Wasser (CuO + H2SO4  CuSO4 + H2O)
Säure + Lauge = Salz + Wasser (HCl + NaOH  NaCl + H2O)
Salz – Formel
NaCl
CaF2
FeS
CaCO3
Na2SO4
KNO3
Na3PO4
CaSiO3
CH3COONa
NaNO2
CaSO3
Name
Natriumchlorid
Kalziumfluorid
Eisensulfid
Kalziumkarbonat
Natriumnitrat
Kaliumnitrat
Natriumphosphat
Kalziumsilikat
Natriumazetat
Natriumnitrit
Kalziumsulfit
pH – Wert: Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der
Oxoniumionenkonzentration und damit ein Maß für die Stärke der sauren bzw. basischen
Wirkung einer Lösung. Der Begriff leitet sich von pondus Hydrogenii oder potentia
Hydrogenii (lat. pondus = Gewicht; potentia = Kraft; hydrogenium = Wasserstoff) ab.
pH 0 bis <7 entspricht einer sauren Lösung
pH 7 entspricht einer neutralen Lösung
pH >7 bis 14 entspricht einer alkalischen Lösung
Säure – Basen – Reaktionen:
Protolyse: Protonen werden abgegeben und wieder aufgenommen (Chemische Reaktion)
Neutralisation: HCl + NaOH  NaCl + H2O (Säure + Lauge  Neutralsalz und Wasser
Hydrolyse: NaCl + H2O  HCl + NaOH (Salz + Wasser  Säure und Base)
Pufferlösung:
In einer Pufferlösung ändert sich der pH-Wert bei Zugabe einer Säure oder Base wesentlich
weniger stark, als dies in einer ungepufferten Lösung der Fall wäre. Im Idealfall geht man
davon aus, dass die zugegebene Säure oder Base komplett von der Pufferlösung abgefangen
wird und sich der pH-Wert nicht ändert.
Solche Lösungen enthalten eine Mischung aus einer schwachen Säure und ihrer konjugierten
Base (oder des jeweiligen Salzes). Der pH-Wert bestimmende Faktor ist das Verhältnis bzw.
das Protolyse – Gleichgewicht des Pufferpaares.
Pufferlösungen bestehen immer aus einer schwachen Säure die als OH- - Ionenfänger wirkt
und aus dem Salz der schwachen Säure, dem H+ - Ionenfänger.
Aus einer starken Säure die ins Puffersystem gelangt wird eine schwache Säure.
Pufferkapazität: Menge einer Säure/Base die hinzu gegeben werden muss um einen Liter
einer Pufferlösung um den pH –Wert um eine Einheit zu verändern.
Chemische Reaktionen:
Zwei chemische Bestandteile reagieren miteinander. Es kommt zu einer neuen Chemischen
Zusammensetzung (neuer Stoff) z.B.
2 Na + 2 H2O  2 NAOH + H2
Atome werden nicht neu gebildet und auch nicht zerstört.
Chemische Teilchen müssen sich in einem Reaktionsraum befinden und aufeinander treffen
(siehe Brownsche Molekularbewegung: thermisch getriebene Eigenbewegung der Moleküle)
 Exergonische Reaktion:
Energie wird bei der Reaktion freigesetzt (Atmung)
 Endergonische Reaktion:
Energie wird benötigt um eine Reaktion ablaufen zu lassen (Photosynthese)
Durch Katalysatoren (z.B. Enzyme) wird die benötigte Aktivierungsenergie
heruntergesetzt. Der Katalysator verbraucht sich dabei nicht.
Redox – Reaktionen:
Oxidation und Reduktion laufen bei der Redox – Reaktion immer nebeneinander ab.
Klassische Definition: Reaktion mit Sauerstoff.
Der Stoff, der dabei den Sauerstoff abgibt, ist das Oxidationsmittel, das die Oxidation des
Reaktionspartners bedingt. Gleichzeitig ist der Stoff, der den Sauerstoff aufnimmt das
Reduktionsmittel, das die Reduktion des Reaktionspartners ermöglicht, indem es durch die
eigene exotherme Oxidation die benötigte Energie für die Reduktion liefert.
S + O2  SO2 + Energie
Schwefel bzw. Magnesium ist der Elektronendonator/
Sauerstoff der Elektronenakzeptor
2 Mg + O2  2 MgO + Energie
Oxidationen finden auch ohne Beteiligung von Sauerstoff statt:
2 Fe + 3 Cl2  2 FeCl3 + Energie
Reduktion:
Im einfachsten Sinne ist eine Reduktion die Abgabe von Sauerstoff. Wenn z.B. rotes
Quecksilberoxid gespalten wird, so handelt es sich um eine Reduktion:
2HgO → 2Hg + O2
Eine Erweiterung des Redoxbegriffes ergab sich, als festgestellt wurde, dass auch die
Reaktionen, an denen kein Sauerstoff beteiligt ist, nach einem ähnlichen chemischen Prinzip
ablaufen wie Redoxreaktionen mit Sauerstoffbeteiligung.
Gemeinsam ist die Abgabe beziehungsweise Aufnahme von Elektronen. Nach der neuen
Definition sind entsprechend Redoxreaktionen chemische Reaktionen, bei denen gleichzeitig
eine Reduktion (Elektronenaufnahme), und eine Oxidation (Elektronenabgabe) statt findet;
insgesamt werden ein oder mehrere Elektronen übertragen. Da in einem chemischen System
keine freien Elektronen vorliegen können, ist die Reduktion eines Stoffes zwangsläufig von
der Oxidation eines anderen Stoffes begleitet. Gleichzeitig ändern sich die Oxidationszahlen
der Reaktionspartner: Das Reduktionsmittel gibt Elektronen ab und wechselt selbst in eine
höhere Oxidationsstufe (es wird somit oxidiert); das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf
und wechselt in eine niedrigere Oxidationssstufe (es wird somit reduziert).
Chemie der Lithosphäre
Die Lithosphäre umfasst die Erdkruste und Teile des Erdmantels. Die Mächtigkeit der
Lithosphäre kann von wenigen Kilometern bei mittelozeanischen Rücken bis über 200 km bei
alten kontinentalen Schilden variieren, und beträgt im Mittel etwa 100 km.
99 % der Lithosphäre bestehen aus nur 9 Elementen (49% O, 23% Si, 8% Al, 5% Fe, 4% Ca,
Na, …)
Die Pedosphäre (Bodenhülle) ist ein Teil der Geosphäre und bezeichnet die Trennschicht
zwischen Atmosphäre und Lithosphäre. Die Pedosphäre makiert damit den Grenzbereich der
Erdoberfläche, in dem sich die Lithosphäre, die Hydrosphäre, die Atmosphäre und die
Biosphäre überschneiden. Sie kann dabei wenigen Dezimeter bis mehrere Meter Mächtigkeit
haben. Durch die Verwitterung der Gesteine, die Zersetzung von biologischen Substanzen auf
aeroben Weg kommt es zu einer Herausbildung eines Bodens. Je nach geographischer Breite
beziehungsweise den geochemischen wie geologischen Randbedingungen, entwickelt sich ein
anderer Bodentyp.
Bodenbestandteile:
 Anorganische Bestandteile (Minerale)
 Abgestorbenes, teilweise zersetztes organisches Material
 Bodenorganismen (Pflanzen und Tiere)
 Bodenluft
 Bodenwasser
Humus:
Gesamtheit der im Boden befindlichen abgestorbenen organischen Substanzen
(postmortalisches Material)
Humus ist die bedeutendste Stickstoffquelle und reguliert Wasser-, Luft-, und Wärmehaushalt
Tonminerale:
Schichtförmig aufgebaute reaktive, quellfähige Alumosilikate mit Wassermolekülen in ihrer
Struktur und geringen Mengen an Magnesium, Eisen, Natrium, Kalium und Calcium.
Tonminerale sind kleine Teilchen mit großer Oberfläche.
Ihre Funktionen sind Pufferwirkung, Ionenaustausch (Kationen binden und gegen andere
austauschen) und Wasserspeicherung.
Wichtigste Tonminerale:
Kaolinit
Montmorillonit
Al4Si4O10(OH)8
Al2(SiO10)(OH)2 (3 – schicht Tonmineral)
Aufbau eines Tonkomplexes
Si – O – Tetraeder
Al – O – OH – Oktaeder
Si – O – Tetraeder
Ca2+ Ca2+ Ca2+ K+
Si – O – Tetraeder
Al – O – OH – Oktaeder
Si – O – Tetraeder
Ca2+ Ca2+ Ca2+ K+
Si – O – Tetraeder
Al – O – OH – Oktaeder
Si – O – Tetraeder
Jeweils eine Elementarschicht besteht aus einer Schicht Al – O – OH – Oktaeder umgeben
von zwei Si – O – Tetraeder Schichten
Kationen sorgen für Zusammenhalt zwischen den Tonteilchen.
Durch reversible Einlagerung von Wasser quellen die Tonteilchen auf. Dabei gilt: je mehr
Wasser, desto mehr Quellung.
Tonminerale als Ionenaustauscher:
Zusammenspiel von Adsorption (Bindung von Nährelementen) und Desorption (Freisetzung
von Nährelementen.
Nährelemente sind als Ionen an Tonminerale gebunden. Ein zweiwertiges Ionen hat dabei
eine höhere Bindungskraft wie ein einwertiges. Bei einem Überangebot von einwertiges Ionen
können diese jedoch den Platz eines zweiwertigen Ions übernehmen.
Ursachen für natürliche Bodenversauerung:
Saurer Regen
Humifizierung (Huminsäuren)
Wurzelsäuren
Optimale Verfügbarkeit von Nährstoffen für die Pflanzen:
N, S
P, B
pH 7 – 8
pH 6 – 7
Ca, Mg
Cu, Zn
Fe, Mn
Mo (Molybdän)
pH > 7,5
pH 5 – 7
pH 3
pH > 8
Der Boden als Puffer:
Je nach Zusammensetzung kann ein Boden Protonen in einem bestimmten Umfang reversibel
oder irreversibel abfangen. Dabei sind die verschiedensten Bodenteilchen beteiligt.
Bei Säureeintrag in den Boden wird zunächst Kalk aufgelöst:
CO32-  HCO3-  CO2 (Karbonat – Pufferbereich)
Pufferbereiche sind an pH – Werte des Bodens gebunden.
Bei weiterem H+ - Eintrag übernehmen Tonminerale die Pufferung.
Protonen (H+) können Nährstoff – Kationen wie K+, Ca+, Mg2+, ablösen und sich an ihrer
Stelle anlagern. Für die Kationen besteht nun erhöhte Auswaschungsgefahr.
Ab dem pH – Wert 4,2 übernehmen positiv geladene polymere Hydroxykomplexe des
Aluminiums die Pufferung und wandeln in hydratisierte Aluminiumionen um (Al –
Pufferbereich)
Ab einem pH – Wert um 2 (Kommt in der Natur sehr selten vor), können Eisenhydroxide im
Boden als Puffer wirken.
pH
8,6 – 6,2
6,2 – 5,0
5,0 – 4,2
Pufferbereich
Kalziumkarbonat
(Bedeutendster
Puffer,
je mehr Karbonat,
desto höher die
Pufferwirkung)
Silikat
4,2 – 3,0
Austauscher
(Austausch puffersystem)
 Tonminerale
Aluminium
3,0 -
Eisen
Reaktion
CaCO3 +H2CO3  Ca2 + 2HCO3-
Pflanzenhemmung Pufferkapazität
Geringe Hemmung 300 kmol
durch großes Ca/K H+/ %CaCO3
– Verhältnis und
Anionenüberschuß
CaAl2Si2O8 (Ca – Feldspat) +
2 H2CO3 + H2O  Ca2+ + 2 HCO32 AlOOH + H+ + H2O  Al2(OH)5+
Keine Hemmung
25 kmol
Hemmung nicht
toleranter Arten
durch
Aluminiumtoxizität
Hemmung aller
Pflanzen durch
Aluminiumtoxizität
und Kalkmangel
Hemmung aller
Pflanzen durch Al /
Fe – Toxizität
7,5 kmol
AlOOH + 3H+  Al3+ + 2 H2O
FeOOH + 3 H+  Fe3+ + 2H2O
150 kmol
Verwitterung:
Die Verwitterung ist die Zerstörung / Auflösung erdoberflächennaher Gesteine und
Mineralien durch physikalische, chemische und biogene Einflüsse oder Prozesse.
Die dabei entstehenden Böden übernehmen zum großen Teil die wesentlichen Eigenschaften
des Ausgangsgesteins (kalkhaltig, elementreich,…)
Physikalische Verwitterung (mechanisch):
 Temperaturverwitterung:
Durch unterschiedliche Erwärmung und somit unterschiedlicher Ausdehnung der
verschieden Oberflächen kommt es zu Spannungen im Gefüge, die durch Risse oder
Sprünge deutlich werden. Manche Materialien (z.B. Calcit) platzen dabei sogar
parallel zur Oberfläche ab.
 Frostsprengung:
Die Frostsprengung wird durch Wasser hervorgerufen, welches in kleine Risse und
Klüfte des Materials eindringt und bei Temperaturen unter 0 °C gefriert. Diese Risse
als Grundlage der Frostverwitterung gehen dabei aus tektonischen Prozessen wie
beispielsweise einer Druckentlastung und anderen Verwitterungsarten wie zum
Beispiel der Temperaturverwitterung hervor.
Aufgrund der Dichteanomalie des Wassers vergrößert das Wasser beim Gefrieren sein
Volumen um rund 9 %. Diese Volumenzunahme führt zur mechanischen Ausdehnung
der Klüfte des Materials und damit zu einer Lockerung des Materialverbandes,
eventuell sogar auch zur Absprengung einzelner Teilstücke. Die Sprengwirkung kann
unter der Vorraussetzung einer Sättigung mit Wasser und Temperaturen um -22 °C
einen Druck von 2100kg/cm² erreichen.
 Wurzelsprengung:
Durch Eindringen und Dickenwachstum von Wurzeln in feine Risse werden
Materialien ausgeweitet und gelockert. Es entstehen dabei Kräfte von etwa 10 kg/cm²
 Salzsprengung:
Bei der Kristallisation von Salzkristallen im Zuge der Verdunstung von Wasser aus
einer salzhaltigen Lösung vergrößern die Salze ihr Volumen und üben einen Druck auf
sie umgebenden Kluftgrenzen aus. Sie haben daher, wie das Eis bei der
Frostverwitterung, eine Ausweitung der Gesteinsklüfte zur Folge. Dabei wirken Kräfte
von 1000 kg/cm².
Biologische Verwitterung:


Es handelt sich hierbei um eine von Pflanzen und Tieren verursachte Verwitterung.
Die von diesen Lebewesen abgesonderten Huminsäuren greifen Gesteine und
Mineralien an und zerlegen diese. Vor allem der aus abgestorbenen pflanzlichen und
tierischen Resten bestehende Humus enthält in hohe Masse Huminsäuren.
Auch Pflanzen geben Wurzelsäuren ab, die in Kombination mit Wurzelsprengung an
der Verwitterung beteiligt sind.
Chemische Verwitterung:
 Lösungsverwitterung
Die Lösungsverwitterung greift vor allem Salz- und Karbonatgesteine an, deren
Minerale in Lösung gehen oder Kristallwasser aufnehmen. Im einfachsten Fall werden
Salze im Boden durch einsickerndes Wasser herausgelöst, wodurch Hohlräume
einstürzen können (siehe Dolinen auf der schw. Alb).
 Kohlensäureverwitterung
Kohlensäure (H2CO3) bildet sich in der Natur zum Beispiel durch Lösung des in der
Luft enthaltenen Kohlendioxids (CO2) im Regenwasser (H2O). Kalkstein besteht
hauptsächlich aus dem schwer wasserlöslichen Calcit (CaCO3). Kohlensäure löst
Calcit und es entsteht Kalziumhydrogenkarbonat (Ca(HCO3)2), das sich sehr gut im
Wasser löst.
Salz + H2O + CO2  Kohlensäure
Dort wo also viel CO2 vorhanden ist, verläuft die Verwitterung schneller ab.
 Rauchgasverwitterung
Hierbei handelt es sich um eine Verwitterungsart bedingt durch Rauchgasemissionen
aus anthropogenen und vulkanischen Quellen.
Rauchgas besteht vor allem aus Kohlendioxid, Schwefeldioxid, Stickstoffoxid und
Wasserdampf. Bei unvollständigen Verbrennungen können auch noch andere Gase in
großen Mengen entstehen, wie zum Beispiel Kohlenmonoxid oder Wasserstoff.
Rauchgas zeigt je nach Zusammensetzung ein in der Regel sehr aggressives
chemisches Verhalten, weshalb es auch dazu neigt andere Materialien anzugreifen und
zu zersetzen. Saurer Regen und die damit verbundenen Verwitterungserscheinungen
nach dem Typ der Salzverwitterung sind die Folge.
 Oxidationsverwitterung
Besonders bei Gesteinen, die Eisen, Schwefel oder Mangan enthalten, kann der
Luftsauerstoff in Verbindung mit Wasser chemische Reaktionen hervorrufen. Oxide
werden gebildet (Veränderte Lösungseigenschaften.) Mit der Oxidationsverwitterung
geht eine deutliche Farbänderung des Materials einher.
 Hydrolytische Verwitterung
Durch die Anlagerung von Wassermolekülen an die Ionen eines Kristallgitters entsteht
zum einen Druck durch Volumenvergrößerung, zum anderen werden H+-Ionen des
Wassers gegen Ionen des Minerals ausgetauscht. z.B. Kalifeldspat (K, Al, Si) + H2O.
Kalium wird zu Kaliumkarbonat, Aluminium wird hydroxiert und Silicium wird
oxidiert. Das hydroxierte Aluminium und das oxidierte Silicium bilden Tonminerale.
Chemie der Hydrosphäre
Als Hydrosphäre bezeichnet alle an der Erdoberfläche befindlichen oder oberflächennahen
mit flüssigem Wasser erfüllten Räume. Hierzu gehören die Weltmeere, Flüsse, Seen, aber
auch das Grundwasser. Die Hydrosphäre bedeckt etwa 70 % der Erdoberfläche und
beeinflusst das Klima und die Biosphäre in vielfältiger Weise.
Eigenschaften des Wassers
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Dipol:
Sauerstoff hat eine höhere Elektronegativität als der Wasserstoff. Durch die dreieckige
Geometrie des Moleküls und die unterschiedlichen Teil - Ladungen der Atome hat es
auf der Seite des Sauerstoffs negative und auf der Seite der beiden Wasserstoffatome
positive Polarität
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Kohäsionskraft:
Der Zusammenhalt oder auch die innere Eigenfestigkeit (Kohäsion) eines Stoffes wird
durch die gegenseitige Anziehungskraft zwischen Molekülen eines Stoffes verursacht.
Oberflächenspannung:
Wasser weist eine vergleichsweise große Oberflächenspannung auf, da sich die
Wassermoleküle gegenseitig relativ stark anziehen. Die Oberflächenspannung nimmt
bei zunehmender Temperatur ab.
Wärmebewegung
Hohe Wärmekapazität:
Das bedeutet, dass Wasser vergleichsweise viel Energie aufnimmt und sich die
Temperatur dabei wenig erhöht und dass es beim Abkühlen ebensoviel Energie wieder
abgibt.
Guter Wärmeleiter
Dichteanomalie:
Normalerweise weist ein Stoff seine größte Dichte im Festzustand bei 0 K auf. Wasser
jedoch besitzt seine höchste Dichte bei 4°C. Das heißt, Wasser dehnt sich bei
Temperatur unter 4°C wieder aus.
Löslichkeit von Stoffen:
Wasser kann durch seine polaren Eigenschaften gut polare Stoffe lösen. Dabei wird in
warmem Wasser die Löslichkeit erhöht. Unpolare Stoffe sind in Wasser nicht löslich
(Fette, Öle)
Dissoziation von Salzen, Säuren und Basen:
In Wasser wird der Zerfall eines Moleküls in seine Bestandteile angeregt oder er läuft
selbsttätig ab. (Zucker in Kaffee)
Löslichkeit von Gasen:
Siehe Sprudel (Wärme abhängig) oder Sauerstoff in Wasser für Lebewesen
Wasserhärte:
Die Härte des Süßwassers ist ein Maß dafür, wie gut es sich zum Waschen eignet und wie
weit es zur Verkalkung von Leitungen oder Maschinen führt (Kesselstein). Dafür ist der
Gehalt an Erdalkali-Verbindungen entscheidend. Das sind im wesentlichen Kalzium- und
Magnesium-Verbindungen sowie in Spuren Barium und Strontium. Das ist nicht der gesamte
Salzgehalt des Wassers; natürliches Wasser enthält auch Natrium- und Kalium-Verbindungen
und andere Salze in geringen Mengen. Die Bezeichnung "hartes" Wasser kommt ursprünglich
daher, dass sich früher, als man Wäsche noch mit Seife wusch, die Kalzium- und
Magnesiumsalze der Seifen in der Wäsche festsetzten. Dies führte nach dem Trocknen dazu,
dass sich der Stoff hart anfühlte.
Entstehung der Wasserhärte:
Kohlendioxid-haltiges Niederschlagswasser löst in Gesteinsschichten Mineralien heraus. Die
unterschiedliche Wasserhärte hängt von der Gesteinsschicht und Verweildauer des Wassers in
dieser Schicht ab.
Beim Kochen geschieht folgendes:
Kalzium/Magnesium-Hydrogenkarbonat + Wärmeenergie --> Kalzium/Magnesium-Karbonat
+ Kohlensäure
Die Kohlensäure entweicht beim Kochen aus dem Wasser, so dass beim Abkühlen die
entstandenen Karbonate nicht wieder gelöst werden können: sie setzen sich als Kesselstein ab.
Die Wasserhärte wird in Deutschland in Grad deutscher Härte, °dH gemessen:
Härtebereich 1: weiches bis mäßig hartes Wasser 0° - 10° dH
Härtebereich 2: ziemlich hartes Wasser 10° - 16° dH
Härtebereich 3: hartes Wasser über 16° dH
Einträge ins Gewässer
Nitrat, Nitrit, Ammonium:
Phosphat:
Landwirtschaft, Haushalte und gewerbliche Abwässer
Landwirtschaft, Haushalte und gewerbliche Abwässer,
chemische Industrie, Metallverarbeitung
Salze (Chlorid, Sulfat):
Kaliwerke
Schwermetalle:
Chemische Industrie, Lacke und Farben, Bootsanstriche,
Galvanische Betriebe
Pflanzenschutzmittel:
Landwirtschaft und Forstwirtschaft
Tenside:
Haushalt, Gewerbliche Abwässer,
Endokrin wirksame Stoffe: Haushalte, Gewerbliche Abwässer, Gummi – und
Kunststoffindustrie
Organochlorverbindungen: Chemische Industrie, Landwirtschaft
Gewässergüte
Physikalisch – chemisch Beurteilung nach
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O2 – Gehalt im Wasser
pH – Wert (Wasserpflanzen haben eine breite pH - Wert Toleranz)
NH4+ (Ammonium), ab pH 8 wandelt sich Ammonium in Ammoniak um (giftig)
CSB (chemischer Sauerstoffbedarf), Messung organischer Anteile im Wasser 
Sauerstoffverbrauch
TOC: Der gesamte organische Kohlenstoff oder TOC (engl.: total organic carbon) ist
ein Summenparameter in der Wasser- bzw. Abwasseranalytik und spiegelt die
Belastung des Wassers/Abwassers mit organischen Stoffen wieder. Der TOC wird in
mg/l angegeben und meist in automatisierten Messverfahren ermittelt. Saubere
Gewässer weisen einen TOC-Gehalt von 1-2 mg/l auf. In stark verschmutzten
Gewässern kann der Wert auf über 10 mg/l steigen.
AOX: Menge an adsorbierten Halogenen
Temperatur: wichtig für Wachstum und Löslichkeit von Gasen
Sichttiefe: Die Secchischeibe (nach Angelo Secchi) dient der Schätzung der Sichttiefe
im Wasser und damit als Schätzmethode für die Abnahme der Lichtintensität im
Wasser. Es handelt sich hierbei um eine weiße oder auch schwarz/weiße Scheibe von
rund 25 cm Durchmesser, welche mit einigen Löchern perforiert ist. An einer
markierten Leine wird diese in die Tiefe versenkt, bis ihrer Umrissen gerade eben
verschwinden.
Leitfähigkeit
Ökomorphologische Beurteilung nach
 Naturnähe
 Ausbauzustand
Aus beiden ergeben sich Natürlichkeitsklassen:
1 : natürlicher Zustand
2: Zustand wenig beeinträchtigt
3: Zustand stark beeinträchtigt
4: Naturfremder Zustand
Biologische Beurteilung bei Fließgewässern:
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Saprobien – Index:
Die Saprobie (biologische Gewässergüte) zeigt die Belastung der Fließgewässer mit
organischen, biologisch abbaubaren Stoffen an. Diese werden von Bakterien, Pilzen
und Einzellern unter Verbrauch von Sauerstoff abgebaut. Aber auch die höheren Tiere
wie Würmer, Kleinkrebse und Insektenlarven mit ihren unterschiedlichen
Ernährungsweisen und Sauerstoffbedürfnissen sind wichtige Indikatoren der Saprobie.
Dabei haben verschiedene Organismen unterschiedliche Reaktionszeiten auf
Umwelteinflüsse: Bakterien, Pilze, Algen, Rädertierchen reagieren innerhalb von
Sekunden bis Tagen, Insekten innerhalb (von Tagen) bis Monaten, Krebse und höhere
Pflanzen oft erst innerhalb von Jahren.
An Probestellen zur Erfassung der Gewässergüte werden die verschiedenen
Teillebensräume (z.B. Steine, Holz, Sand, Schlamm, Pflanzen) nach den
vorkommenden Gewässerorganismen abgesucht und die gesammelten Tiere (Mikround Makroorganismen) bestimmt. Aus der Häufigkeit der Arten und den spezifischen
Saprobiewerten wird dann der Saprobienindex berechnet.
Die vier Gewässergütestufen des Saprobiensystems werden durch drei Zwischenstufen
ergänzt, so dass eine biologische Klassifikation eines Fließgewässers in sieben Stufen
möglich ist:
Güteklasse I (unbelastet bis sehr gering belastet, Kartierung in dunkelblau):
Reines, stets annähernd sauerstoffgesättigtes Wasser, nährstoffarm, geringer
Bakteriengehalt, mäßig dicht besiedelt. Laichgewässer für Salmonidae. Nur in
Quellbächen und anthropogen unbeeinfußten Gebieten. Saprobienindex kleiner
1,5, Sauerstoffgehalt 95-105%, BSB5 ca. 1 mg/l.
Güteklasse I-II (gering belastet, Kartierung in hellblau):
Geringe organische oder anorganische Nährstoffzufuhr, keine nennenswerte
Sauerstoffzehrung. Vielfältige und dichte Besiedlung. In der Regel Oberläufe
von Gebirgs- und Mittelgebirgsbächen. Saprobienindex 1,5-1,8,
Sauerstoffsättigung 85-95%, BSB5 1,0-2,0 mg/l, Ammonium bis 0,1 mg/l.
Güteklasse II (mäßig belastet, Kartierung in dunkelgrün):
Mäßige Verunreinigung und noch gute Sauerstoffversorgung. Sehr große
Artenvielfalt und Individuendichte: Algen, Schnecken, Kleinkrebse,
Insektenlarven, insbesondere große Flächen mit Wasserpflanzen. Ertragreiche
Fischgewässer. Mittel- und Unterläufe großer Flüsse und sommerwarme
Flachlandbäche. Saprobienindex 1,8-2,3, Sauerstoffgehalt mehr als 6 mg/l,
BSB5 2-6 mg/l, Ammonium bis 0,3 mg/l.
Güteklasse II-III (kritisch belastet,Kartierung in gelbgrün):
Belastung mit organischen sauerstoffzehrenden Stoffen bewirkt kritischen
Zustand. Fischsterben wegen Sauerstoffmangels möglich, Artenrückgang bei
Makroorganismen, Massenentwicklungen auch von Algen. Saprobienindex
2,3-2,7, Sauerstoffsättigung zum Teil weniger als 50%, BSB5 5-10 mg/l,
Ammonium bis 1,0 mg/l.
Güteklasse III (stark verschmutzt,Kartierung in gelb):
Starke organische sauerstoffzehrende Verschmutzung und dadurch meist
niedriger Sauerstoffgehalt. Örtlich Faulschlammablagerungen und Kolonien
von fadenförmigen Abwasserbakterien. Populationen von Schwämmen, Egeln,
Wimpertierchen und Wasserasseln größer als der Algen. Geringe
Fischereierträge, periodisches Fischsterben. Saprobienindex 2,7-3,2,
Sauerstoffgehalt zum Teil unter 2 mg/l, BSB5 7-13 mg/l, Ammonium über 0,5
mg/l; kann bis zu mehreren ml/l erreichen.
Güteklasse III-IV (sehr stark verschmutzt,Kartierung in orange):
Weitgehend eingeschränkte Lebensbedingungen durch Verschmutzung und
geringen Sauerstoffgehalt; verstärkt durch toxische Stoffe. Zeitweilig totaler
Sauerstoffschwund. Trübung durch Abwasserschwebstoffe,
Faulschlammablagerungen mit Zuckmückenlarven und
Schlammröhrenwürmer. Abwasserpilz bedeckt Gewässergrund, deutlicher
Abwassergeruch. Kaum Fischpopulationen. Saprobienindex 3,2-3,5,
Sauerstoffgehalt unter 1 mg/l, BSB510-20 mg/l, Ammonium mehrere mg/l, oft
auch toxische Stoffe.
Güteklasse IV (übermäßig verschmutzt, Kartierung in rot):
Übermäßige Verschmutzung durch organische sauerstoffzehrende Abwässer,
Fäulnisprozesse vorherrschend. Sauerstoff über lange Zeiten nur in sehr
niedrigen Konzentrationen oder nicht vorhanden. Besiedlung nur durch
Bakterien und Geißeltierchen, zeitweilige biologische Verödung. Abwasserpilz
und Schwefelbakterien lassen Gewässer weiß erscheinen. Saprobienindex
größer 3,5, Sauerstoffgehalt gegen 0 mg/l, BSB5 mehr als 15 mg/l, Ammonium
mehrere mg/l, auch toxische Stoffe.
Nach der Wiedervereinigung wurde eine achte Güteklasse eingeführt, die seit 1995
aber nicht mehr verwendet wird:
Güteklasse V (ökologisch zerstört):
Biologisches Gleichgewicht zerstört, keine Besiedlung oder nur durch
spezialisierte Bakterien. Insbesondere anaerobe Gewässer mit Sulfatreduktion
und sehr starker toxischer Belastung.
Biologische Beurteilung von Stehenden Gewässern
Da die biologische Zonierung in stehenden Gewässern eine andere als in
Fließgewässern ist, eignet sich das Saprobiensystem nur sehr beschränkt zur
Qualitätsbeurteilung von stehenden Gewässern. Deshalb werden stehende Gewässer
mit dem Trophiensystem nach dem Grad ihrer Trophierung in Trophiestufen
gemessen.
Oligotroph (Trophiestufe I):
Oligotroph sind Gewässer mit wenig Nährstoffen und daher geringer organischer
Produktion. Die geringe Phosphatzufuhr begrenzt das Pflanzenwachstum. Das
Plankton ist zwar artenreich aber individuenarm. Das Gewässer bietet nur wenigen
Fischen Lebensraum. Oligotrophe Gewässer haben meist bekieste Ufer mit geringem
Pflanzenbewuchs, sie sind sehr klar. Das Wasser erscheint blau bis grün. Die
Sauerstoffsättigung am Ende der Sommerstagnation liegt bei mehr als 70%. Die
Sichttiefe beträgt bis zu 6 m, allerdings mindestens 3 m).
Mesotroph (Trophiestufe II):
Mesotroph werden Gewässer genannt, die sich in einem Übergangsstadium von der
Oligotrophie zur Eutrophie befinden. Der Nährstoffgehalt ist höher und Licht kann
noch in tiefere Wasserschichten eindringen. Mit zunehmender Dichte des
Phytoplanktons ändert sich die Eindringtiefe des Lichtes. Die Sichttiefe beträgt noch
mehr als zwei Meter und die Sauerstoffsättigung am Ende der Sommerstagnation
zwischen 30 und 70%.
Eutroph (Trophiestufe III):
Eutroph sind Gewässer mit hohem Nährstoffgehalt und daher hoher Produktion von
Biomasse. Die untere Wasserschicht eutropher Gewässer ist im Sommer sehr
sauerstoffarm, die obere dagegen übersättigt mit Sauerstoff. Das Plankton ist sehr
arten- und individuenreich. Der Grund des Gewässers ist mit einer anaeroben
Faulschlammschicht bedeckt, die massenhaft mit Schlammröhrenwürmern und
Zuckmückenlarven besiedelt sind. Nach der Frühjahrs-Vollzirkulation tritt häufig
Algenblüte auf. Das Wasser ist trüb und meist grünlich bis gelbbraun gefärbt. Die
Sichttiefe liegt in der Regel unter zwei Metern und die Sauerstoffsättigung am Ende
der Sommerstagnation unter 30%.
Hypertroph (Trophiestufe IV, auch Polytroph):
Hypertroph nennt man Gewässer, bei welchen die Eutrophierung so weit
fortgeschritten ist, dass im Gewässer zum Ende der Sommerstagnation der Sauerstoff
weitgehend aufgebraucht ist. Nur die obersten Wasserschichten weisen für
spezialisierte Organismen noch tolerierbare Wachstumsbedingungen auf. Nachts und
morgens kommt es häufig zu Fischsterben. Die Sichttiefe liegt unter einem Meter.
Eutrophierung
Kurz nach der Frühjahrs-Vollzirkulation ist die Wachstumsrate von Algen auf Grund der
steigenden Temperaturen, besseren Lichtverhältnissen und ausreichender Versorgung mit
Nährsalzen sehr hoch, was zur Wassereintrübung (Algenblüte) führt. Dadurch ist in den
unteren Schichten des Gewässers nicht mehr genügend Licht vorhanden, es kommt dort zum
Absterben der Algen.
Eine Zunahme von Algen bedeutet zunächst eine Sauerstoff- und Nahrungsanreicherung für
das Gewässer. Dadurch finden Konsumenten wie Herbivoren und Carnivoren optimale
Wachstumsbedingungen vor. Das Phytoplankton (Algen) vermehrt sich explosionsartig,
wodurch die Zooplanktonen ein erhöhtes Nahrungsangebot vorfinden. Da das Zooplankton
aber auch Sauerstoff verbraucht, geht der Sauerstoffgehalt des Wassers kurzerhand stark
zurück. Das schnelle Sterben der Organismen, was zum Teil durch die Sauerstoffverknappung
begünstigt wird, bewirkt ein Absinken der toten Biomasse auf den Grund des Sees. Dort wird
diese bakteriell abgebaut, was zuerst noch auf aerobe Weise, also unter Sauerstoffverbrauch
geschieht. Das führt schließlich zu einer völligen Sauerstoffarmut, sodass die Biomasse nur
noch von anaeroben Destruenten abgebaut werden kann. Hierbei entstehen Ammoniak,
Methan und Schwefelwasserstoff, die Zellgifte darstellen. Bei Vollzirkulation können diese
Giftstoffe auch in die obere Wasserschicht gelangen. Da der anaerobe Abbau wesentlich
langsamer abläuft als der aerobe, häuft sich am Boden Faulschlamm an.
Oligotrophe und eutrophe Seen befinden sich im Gleichgewicht, aber auf unterschiedlichem
Niveau des Biomasse-Umsatzes:
Schwankungen der Umweltbedingungen können bis zu einer gewissen Grenze der Belastung
ausgeglichen werden („Selbstreinigungskraft“ der Gewässer). Ist die Störung des
Gleichgewichtes so groß, dass sie nicht mehr rückgängig gemacht werden kann, geht der See
in einen anderen Zustand über, wobei die Hypertrophierung der stabilste (aber nicht gerade
der positivste) Zustand ist, da ein umgekipptes Gewässer ohne Einfluss von außen nicht mehr
in einen oligo- oder eutrophen Zustand zurückkehren kann.