Wasserchemie - Gymnasium Sulingen

GLOSSAR WASSERCHEMIE
Hinweis: Die für die Region angegebenen Daten sind über 10 Jahre alt. Die
Ergebnisse des Freilandpraktikums 2010 sollen zur Aktualisierung beitragen.
1. Ammonium
s. Stickstoff
2. Biologischer Sauerstoffbedarf (BSB)
Der BSB ist die Menge Sauerstoff, die von Mikroorganismen in n Tagen
verbraucht wird, um die in einem Liter Wasser biochemisch
verwendbaren Stoffe abzubauen. Zur Bestimmung werden den
Mikroorganismen standardisierte Lebensbedingungen geschaffen. Der
biologische Sauerstoffbedarf wird gemessen in Tagen (BSBn) in mg/l O2
bei 20 °C (z.T. auch bei 25 °C). In der Regel werden die BSB2- und
BSB5-Werte ermittelt; der Index gibt die Zahl der Tage an, in den
genannten Fällen wird der biologische Sauerstoffbedarf der Probe also in
2 bzw. in 5 Tagen gemessen. Es handelt sich um einen Summenparameter
für den Gehalt an organischen Schmutzstoffen, der Hinweise gibt auf den
Bedarf an Sauerstoff
a) für den biologischen Abbau dieser Verschmutzung durch
Destruenten (z.B. Atmung der Bakterien) sowie
b) für die Atmung des Planktons (insbes. der Algen).
Hohe BSB-Werte weisen also auf organische Belastung des Gewässers
hin. Die bei der biologischen Oxidation sich abspielenden Prozesse
beanspruchen wesentlich mehr Zeit als diejenigen bei chemischen
Oxidationsprozessen. Gut biologisch abbaubare frische Haushaltsabfälle
können in 20 Tagen zersetzt sein; man würde also, um die gesamte
organische Belastung zu bestimmen, den BSB20 ermitteln müssen. Da
man normalerweise nicht so lange auf das Ergebnis warten will, wird in
der Regel der BSB5-Wert gemessen, der erfahrungsgemäß einen 70%igen
Abbau angibt. Dieser Wert kann jedoch durch die Art der abzubauenden
organischen Materialien (Papier- und Lederindustrie produzieren schwer
abbaubare organische Abfälle) oder durch das Vorhandensein toxischer
Substanzen im Wasser (z.B. enzymhemmende Schwermetall-Ionen) stark
beeinträchtigt werden. Seinen Aussagewert verliert der BSB5 durch die in
den letzten Jahren zunehmende Menge an organischen Stoffen auf
chemisch-synthetischer Basis, z.B. Lösungsmittel, da diese meistens
biologisch nur schwer abbaubar sind und dann durch den BSB nicht
erfaßt werden. Dennoch hat sich der BSB5-Wert weltweit als brauchbarer
Indikator für die Gewässergüte erwiesen, der bei Zuordnung eines
Gewässers zu einer Saprobienstufe in jüngerer Zeit regelmäßig mit
angeführt wird.
3. Blei
Das Schwermetall Blei (als Pb2+-Ion gelöst) ist ein nicht essentielles
Spurenelement, dessen Vorkommen in Wasser fast nie geologischen
Ursprungs ist. Meist stammt es aus bleihaltigen Rohrleitungen und
Armaturen, insbesondere bei längerer Verweilzeit des Wassers im
Rohrsystem (Wasserleitungen), z.B. über Nacht oder bei seltener
Entnahme. Selbst bei Verwendung verzinkter Stahlrohre kann Blei
gefunden werden, da Hüttenzink bis zu 1,0% Blei enthalten darf. Blei ist
stark toxisch. Im Organismus verhält es sich ähnlich wie Calcium und
wird daher vornehmlich in den Knochen abgelagert, aber auch in Leber,
Nieren, Zentralnervensystem, Haaren. Schon die Aufnahme von täglich 1
mg Pb über einige Wochen kann zur Bleivergiftung führen
(Magenstörungen, Kopfschmerzen, blasse Farbe der sichtbaren
Schleimhäute
und
des
Gesichts,
Herabsetzung
der
Leitungsgeschwindigkeit im Nervensystem), ebenso ein ständiger
Bleigehalt im Trinkwasser von 0,3 mg/1 Pb2+.
Im allgemeinen werden jedoch Bleigehalte über 0,02 mg/1 (ohne
Standzeit im Leitungsrohr) nicht gefunden. Zu bedenken ist jedoch, daß
es durch die Luftverschmutzung mit Blei (Emissionen der modernen
Verkehrsmittel und bestimmter Industrieanlagen [z.B. Schwerindustrie])
in bestimmten Gebieten zu einer erhöhten Aufnahme dieses
Schwermetalls über Gemüse, Obst Leber, alkoholische Getränke u.a.
kommen kann. Entsprechend kann Blei auch aus der Luft in
Fließgewässer und Seen gelangen.
4. Carbonhärte
s. Wasserhärte
5. Chemischer Sauerstoff-Bedarf (CSB)
Wasserchemie
Parameter der chemischen Wasseranalyse zur summarischen Erfassung
(Summenparameter) der oxidierbaren (= reduzierend wirkenden)
Inhaltsstoffe eines Gewässers oder Abwassers. Neben einigen
anorganischen Stoffen [Fe(II), reduzierte Schwefel-Verbindungen]
handelt es sich dabei oft nahezu ausschließlich um organisches Material.
Zu seiner Bestimmung läßt man auf die Wasserprobe in stark
schwefelsaurer Lösung (50 Volumenprozent) für die Dauer von 2 h bei
148 °C einen Überschuß von Kaliumdichromat einwirken, wobei ein
Zusatz von Silbersulfat als Oxidationskatalysator und von
Quecksilbersulfat vorgeschrieben ist, der letztere zur Maskierung etwa
vorhandener
Chlorid-Ionen,
die
sonst
einen
zusätzlichen
Oxidationsmittelverbrauch verursachen würden. Danach wird das in der
Probe noch vorhandene Kaliumdichromat bestimmt.
6. Chlorid
Chloride sind praktisch in allen Arten von Wasser enthalten, sowohl im
Süß- als auch im Salzwasser. Der Chloridgehalt natürlicher Gewässer ist
abhängig von den geologischen Eigenschaften der unterirdischen
Sammelstellen, da viele Minerale einer steten Auswaschung unterworfen
sind. Normale Grundwässer enthalten 10 bis 30 mg/1 CI-; durch Thermaloder Mineralwasser beeinflußtes Grundwasser dagegen kann bis zu 2000
mg/1 Cl- enthalten. Auch in Küstengebieten und in der Nähe von
Salzlagerstätten treten erhöhte Chlorid-Werte auf, sie übersteigen in
Oberflächenwasser durchaus 1000 mg/1 Cl-. Eine wesentlich größere
Rolle spielen industrielle Abwässer und hier besonders diejenigen des
Salzbergbaus, die nicht selten in unerträglichem Maße die Flüsse
verunreinigen (Werra, Weser, Rhein u.a.). Auch das Sickerwasser in
Hausmülldeponien trägt eine vergleichbar hohe Chloridlast vom durchaus
3000 mg/l.
Bei Verwendung von Streusalzen (NaC1, CaC12) als Auftaumittel
gelangen im Winter und Frühjahr große Chloridmengen (bis zu 12 t/km
Straße) in unsere Gewässer. Diese Salzfracht verringert sich deutlich
durch den eingeschränkten Winterdienst, wie er inzwischen im Sulinger
Land praktiziert wird.
Nicht zuletzt erhöht sich der Chloridgehalt durch häusliche Abwässer, da
beispielsweise durch menschlichen Harn täglich pro Kopf 10-16 g
Kochsalz (NaC1) (entspr. 6-10 g Chlorid) in die Abwässer gelangen.
Wegen der guten Löslichkeit fast aller Chloride in Wasser durchlaufen
die Salzfrachten ungehindert alle Stufen der Kläranlagen. Erhöhte
Chloridkonzentrationen können praktisch nur durch Verdünnung beseitigt
werden;
deshalb
gilt
Chlorid
als
ein
sehr
dauerhafter
Verschmutzungsindikator. Kann eine geologisch bedingte Ursache eines
hohen Chloridgehalts ausgeschlossen werden, so liegt in der Regel eine
Verunreinigung durch (Haushalts-)Abwasser, Streusalz oder Kalidünger
vor.
Schädigungen an Wasserpflanzen, insbesondere Chlorophyll-Verluste,
treten bei Konzentrationen von über 250 mg Cl-/l auf. Das Artengefüge
der im Wasser lebenden Tiere wird ebenfalls stark beeiflußt. Die
Versalzung der Fließgewässer führt außerdem zu Problemen bei der
Trinkwassergewinnung. Die EU-Trinkwasserstandards empfehlen einen
Chlorid-Grenzwert von 200 mg/l.
Hohe Chloridgehalte stellen in der Landwirtschaft, besonders in Obstbau
und Beerenplantagen, ein Problem dar. Die Toleranzgrenzen werden für
Erd- und Himbeeren mit 350 mg/1 angegeben. Gießwasser für Pflanzen
darf speziell bei salzempfindlichen Sorten wie Obstbäumen (besonders
Pfirsich) und Beerensträuchern Werte von 70 mg/1 nicht übersteigen.
Reines Niederschlagswasser enthält normalerweise weniger als 10 mg/1
CI-; nur in Küstennähe kann dieser Wert durch Chloridverfrachtung aus
dem Meer erhöht sein. Liegen die Werte jedoch im Bereich heimischer
Fließgewässer (Sule: ca. 53 mg/I), so besteht der Verdacht auf Kontakt
zum Grundwasser, "diffuse Einleitungen" oder auf andere,
Verunreinigungen und damit auf externe Störung bzw. Beeinflussung des
Wasserhaushalts.
7. Detergenzien
Detergenzien (Tenside) sind waschaktive Stoffe, deren charakteristisches
Merkmal die Grenz- oder Oberflächenaktivität ist. Sie sind als
Seifenersatz etwa in vielen Bereichen des täglichen Lebens sowie in
technischen Prozessen zu wichtigen Hilfsmitteln geworden.
Anionenaktive Tenside werden als waschaktive Substanzen den
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gebräuchlichen Haushaltswasch- und Spülmitteln zugesetzt; sie wirken
benetzend, emulgierend usw.; sie fördern dadurch den Reinigungsprozeß.
Diese Wirkung wird durch hydrophobe und hydrophile Bereiche im
Detergensmolekül hervorgerufen (orientierte Anreicherung an
Phasengrenzen). Mit dem Abwasser gelangen die Tenside (2/3 der
Gesamtmenge sind anionisch) in die Flüsse; sie können bei ausreichend
hoher Konzentration Membranschäden an lebenden Zellen hervorrufen.
Für Tiere, die wie Wasserläufer die Oberflächenspannung des Wassers
nutzen, wirken sich Detergenzien im Wasser natürlich katastophal aus.
Auch Wasservögel, die sich mit einem eingefetteten Gefieder vor
Durchnässung und Unterkühlung schützen, leiden unter Detergentien im
Wasser.
8. Eisen
Das Schwermetall Eisen tritt in Form seiner Verbindungen weltweit in
allen Bodenformen auf. Als Oxid, Hydroxid, Carbonat und Sulfid reichert
es sich in großen Erzlagern an. Nach dem Aluminium gilt es als das
zweithäufigste Metall auf der Erde und ist am Aufbau der Erdrinde als
vierthäufigstes Element zu 4,7% beteiligt.
Die biologische Bedeutung des Eisen zeigt sich in seiner Funktion beim
Sauerstofftransport im Blut der Ringelwürmer und Wirbeltiere
(Zentralatom der Häm-Gruppe im roten Blutfarbstoff Hämoglobin) und in
seinen grundlegenden stoffwechselphysiologischen Funktionen auf
zellulärer Ebene in Elekronentransportketten der Photosynthese und
Zellatmung (z.B. Cytochrome, Ferredoxin u.a.).
Eisen (Fe2+/Fe3+) ist in Spuren in fast allen natürlichen Gewässern
anzutreffen, in "reduziertem Grundwasser" häufig 1-3 mg/l, manchmal
bis zu 10 mg/1 Fe2+. Eisen(II)-verbindungen bleiben unter folgenden
Bedingungen in Lösung: Sauerstoffsättigung unter 50%, Anwesenheit
von zersetzbarem organischem Material, hoher Gehalt an freiem CO2,
pH-Wert unter 7,5. Beim Austritt aus der Erdoberfläche erfolgt rasch
Oxidation, wobei zunächst kolloide, opaleszierende Lösungen entstehen
und schließlich Eisen(III)-hydroxid ausfällt.
In Moorwasser kommt Eisen in komplexer organischer Bindung vor. An
der Ausfällung des Eisens sind vielfach Eisenbakterien der Gattung
Thiobacillus beteiligt. Ausgefälltes Eisen ("Eisenocker") ist wegen seiner
orangen bis bräunlichen Farbe auffällig und in unserer Gegend häufig an
Dränrohr-Ausgängen zu sehen.
In stark eisenhaltigen Gewässern kommt es auf Pflanzenteilen, Froschund Fischlaich, sogar auf den Kiemen empfindlicher Wassertiere zu
bräunlichen Ablagerungen (z.B. Muscheln, Fische), die den Gasaustausch
behindern oder die Lebewesen auf andere Weise schädigen könnten.
Obwohl Eisen u.a. zum Aufbau des Hämoglobins nötig (Tagesbedarf
5-20 mg Fe) und eine toxische Wirkung nicht bekannt ist, gilt es in Trinkund Brauchwasser als unerwünscht. Bereits 0,3 mg/1 Fe2+ verursachen
einen eigenartigen metallischen Geschmack. In Leitungssystemen bilden
sich, besonders bei Anwesenheit von Eisenbakterien, Ablagerungen und
Verkrustungen.
9. Elektrische Leitfähigkeit
Ganz allgemein beruht die elektrische Leitfähigkeit eines Wassers auf der
Anwesenheit von Ionen; je größer die Zahl der in der Lösung
vorhandenen Ionen, desto geringer wird der Widerstand in der Lösung.
Die elektrische Leitfähigkeit dient als (unspezifische) Kenngröße des
Gehalts an gelösten dissoziierbaren Stoffen und somit als Meßgröße der
Wasserbelastung (Salze, Säuren). Bei konstanter Temperatur ist die
elektrische Leitfähigkeit eines Wassers eine Funktion seiner
Ionenkonzentration. Die spezifische elektrische Leitfähigkeit wird in
S/cm angegeben, dem Kehrwert des spezifischen elektrischen
Widerstandes. Da die Einheit S (Siemens) bei sehr weichem Wasser
häufig viel zu groß ist, hat man den Meßwert Mikro-Siemens (= 10-6 S)
geschaffen.
[Umrechnung: 1000 µS/cm = 1 mS/cm = 100 mS/m
Leitfähigkeit
(µS/cm Wasser
25°C
<3
destilliertesWasser
10 - 30 (- 100)
Regenwasser
50-200
sehr schwach mineralisiertesGrund- bzw.
Oberflächenwasser
> 1000
Mineralwasser
45000 - 55000
Meerwasser
10. Gesamthärte
Wasserchemie
s. Wasserhärte
11. Huminstoffe (HUS)
Moorgewässer zeigen eine charakteristische bräunliche Färbung. Sie wird
durch eine Gruppe hochmolekularer, organischer Verbindungen von
gelblicher bis dunkelbrauner Farbe verursacht, den Huminstoffen.
Widerstandsfähig gegen mikrobiellen Abbau, stellen sie hier den größten
Anteil der gelösten organischen Substanz. Ihre Entstehung verdanken sie
abgestorbenem, vorwiegend pflanzlichem Material, aus dem sie sich
durch chemische und biologische Umsetzungen im Humus bilden.
Die Hauptgruppen der Huminsäuren sind
a) die gelb- bis gelbbraunen Fulvosäuren mit einem Molekulargewicht
von 2 000 bis 9 000, wasserlöslich und mit komplexierenden
Eigenschaften;
b) Huminsäuren, dreidimensional vernetzte Kolloide mit einem
Durchmesser von 20 bis 40 umsowie der Fähigkeit zum
Kationenaustausch;
c) Humine, fast schwarz gefärbte, heterogene Verbindungen mit
unterschiedlichem Molekulargewicht.
Huminstoffe sind recht unterschiedlich und kompliziert aufgebaute
Makromoleküle, deren Masse etwa zu 50% aus Kohlenstoff besteht. Sie
besitzen typischerweise einen relativ unpolaren Kernbereich und einen
eher peripher gelegenen polaren Bereich. Diese Eigenschaften befähigen
sie zur Anlagerung sowohl von Ionen als auch von unpolaren Substanzen.
Somit verhindern sie die Ausfällung von Mineralien, die den
Primärproduzenten verfügbar bleiben. Ihre gute Wasserlöslichkeit bewirkt
allerdings die Verdriftung der gebundenen Stoffe in bewegtem Wasser.
12. Nitrit, Nitrat
s. Stickstoff
13. Phosphat
Phosphat (P043-) ist in vielen Gewässern der limitierende Faktor
pflanzlichen Lebens. Bei Phosphatmangel werden Bau- und
Energiestoffwechsel beeinträchtigt (ATP, NADPH2, DNA, Phospholipide
u.a.). Viele Bakterien und Grünalgen besitzen interessanterweise die
Fähigkeit, anorganische Polyphosphate als P-Speicher aufzubauen und in
ihren Zellen zu speichern.
Man unterscheidet im wesentlichen drei Phosphatfraktionen:
–
gelöstes anorganisches Phosphat (Orthophosphat),
–
gelöstes organisches Phosphat und
–
organisches partikuläres Phosphat der Bio- und Nekromasse
(Organismen und Detritus).
Alle Fraktionen zusammen nennt man Gesamtphosphat.
Die in unsere Gewässer eingeschleusten Phosphate stammen etwa zu je
einem Drittel aus der Landwirtschaft, der Industrie und den
Privathaushalten.
Aus Privathaushalten wurden 1975 pro Person und Tag etwa 3,4 g
Phosphat den Abwässern zugeführt. Sie stammten aus den menschlichen
Ausscheidungen und aus den damals verbreiteten phosphathaltigen
Waschmitteln. Mit der Entwicklung phosphatfreier Waschmittel sank
dieser Phosphat-Eintrag pro Person und Tag auf 1,6 g im Jahre 1989.
Phosphate aus landwirtschaftlichen Betrieben setzen sich vorwiegend
zusammen aus Fäkalien der Intensivtierhaltung (Gülle), aus
Silageabläufen und aus den von Feldern abgeschwemmten bzw.
verwehten ungenutzten Düngemitteln.
Phosphathaltige Industrie-Abwässer stammen (mit abnehmender
Tendenz) aus Wasch- und Reinigungsanlagen sowie aus Beiz-,
Phosphatier- und alkalischen Fettungsbädern der Metallindustrie.
Die zunehmende Eutrophierung der Gewässer in den letzten ca. 35 Jahren
beruht in erster Linie auf der Zunahme der Phosphate im
Oberflächenwasser (Phosphor-Inflation). Die damit verbundene
Steigerung des Algenwachstums kann das ökologische Gleichgewicht
insbesondere stehender Gewässer erheblich beeinträchtigen. Im
Spätsommer sterben die Algenmassen ab und sinken zu Boden; dort
verursachen sie eine extreme Sauerstoffzehrung, die bis zum völligen
Sauerstoffschwund
fortschreiten
kann.
Infolgedessen
treten
Fäulnisprozesse auf, die z.B. Schwefelwasserstoff und Methan freisetzen
und Schwermetalle wie Eisen und Mangan aus dem Sediment in Lösung
bringen. Die Gesamtheit dieser Bedingungen kann tödlich auf zahlreiche
Organismen wirken: Das Gewässer "kippt um". Daher versucht man
heute, die Phosphate in Reinigungs- und Waschmitteln durch andere
Stoffe zu ersetzen oder in einer sog. 3. Reinigungsstufe moderner
Bearb.: B.Kaspereit; W.Wilhelmi
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Kläranlagen die Phosphate chemisch auszufällen, bevor das geklärte
Abwasser in die Vorfluter eingeleitet wird.
Unbelastetes Wasser aus Quellbächen enthält nur 0,003-0,03 mg/1
Phosphat. Als kritisch gelten in langsam fließenden Gewässern bereits
0,06-0,15 mg/l. In Nordsulingen erweist sich die Sule mit Höchstwerten
von 0,04 mg/1 Phosphat als noch relativ mäßig belastet die Große Aue
dagegen ist deutlich eutrophiert; sie erreicht Phosphat-Werte von mehr als
0,4 mg/l.
Für Seen und Talsperren werden folgende Richtwerte angegeben:
Phosphatgehalt (mg/l)
< 0,025
0,025 - 0,055
0,055 - 0,258
> 0,258
Trophiestufe
oligotroph
mesotroph
eutroph
hypertroph
Die Werte des Dümmers liegen zwischen 0,1 und 0,8 mg/l; sie sprechen
für sich!
14. pH-Wert
Der pH-Wert (logarithmisches Maß für die Konzentration der H+ bzw.
H3O+–Ionen) beeinflußt die Löslichkeit, z.T. auch die Beständigkeit der
verschiedensten Stoffe. So nimmt die Löslichkeit von Calcium und
Magnesium mit steigendem pH-Wert (zumindest bis pH 9) zu, während
die des Eisens und Mangans sinkt; Schwermetall-Ionen gehen i.d.R. bei
niedrigen pH-Werten verstärkt in Lösung. Das unproblematische
Ammonium-lon (NH4+) verliert im alkalischen Bereich ein Proton und
verwandelt sich damit in das Zellgift Ammoniak (NH3). Kalium löst sich
zwischen pH 7 und 8 am besten, das besonders schwerlösliche Phosphat
zwischen pH 6 und 7. Da von der unterschiedlichen Löslichkeit auch die
essentiellen Pflanzennährstoffe betroffen sind, beeinflußt der pH-Wert
indirekt auch die gesamte Biozönose, zunächst vor allem die Pflanzen.
(Entsprechendes gilt auch für die Landpflanzen und den pH-Wert des
Bodens!)
Die meisten Organismen ertragen starke pH-Wert-Schwankungen nicht;
sie sind, bezogen auf den pH-Wert, stenök. So besteht für Bachforellen
akute Lebensgefahr, wenn der pH-Wert unter 5,5 absinkt, für Karpfen gilt
dies für einen pH-Wert von 4,5. (Da Karpfen einen pH-Wert bis zu 10,7
vertragen, sind sie allerdings eher als euryök - bezogen auf den pH-Wert zu bezeichnen). Der optimale pH-Wert für die meisten Süßwasserfische
liegt zwischen 7 und 8. Entsprechendes gilt für viele Pflanzen.
besonders bei stehenden Gewässern im Sommer (Sommerstagnation),
vermindert sich die Sauerstoffkonzentration infoIge Sauerstoffzehrung
durch Tiere und Mikroorganismen. Sie hängt von der Menge des
anfallenden abbaubaren organischen Materials ab. "Algenblüte" und
organische Verunreinigungen durch Abwasser können gleichfalls Ursache
für eine lebensbedrohende Sauerstoffbilanz sein (Eutrophierung). Sinkt
der Sauerstoffgehalt eines Gewässers unter 3 mg/l, so sterben die meisten
Tiere; das Gewässer "kippt um".
Da der Gehalt an gelöstem Sauerstoff aus den genannten Gründen
erheblichen Schwankungen unterworfen sein kann, werden zur
Bestimmung der Wasserqualität in der experimentellen Ökologie
zunehmend Wasserorganismen als Indikatoren herangezogen. Es sind
dies gegenüber Sauerstoffmangel mehr oder weniger empfindliche
Formen, deren Generationsdauer von mindestens einem Jahr zur
Indikation der Sauerstoffminima eines Gewässers innerhalb einer
längeren Zeitspanne ausreicht.
Die Sauerstoffbilanz eines Gewässers wird von folgenden Größen
bestimmt:
1. Zufuhr von Sauerstoff
a) durch Einwaschung aus der Atmosphäre und
b) durch Photosynthese der Wasserpflanzen,
2. Verbrauch von Sauerstoff
a) durch Atmung der Wasserlebewesen,
b) durch Abbau und Mineralisation organischer Stoffe (Destruktion)
und
c) durch Verluste an die Atmosphäre (Entweichen aus dem Wasser,
z.B. bei ansteigender Temperatur).
16. Stickstoff
Stickstoff kommt in vielen Verbindungen in Gewässern vor, anorganisch
als Nitrat (N03–), Nitrit (N02-) und Ammonium (NH4+), organisch als
Zwischenstufe des mikrobiellen Eiweißabbaus, als Exkretionsprodukt
tierischer Konsumenten (z.B. Harnstoff- NH2-CO-NH2), in freien
Verbindungen, Aminosäuren, Proteinen, DNA u.a.
In den Umsatz der Stickstoffverbindungen greifen Mikroorganismen in
vielfältiger Weise ein (Stickstoffkreislauf); z.B. wird Ammonium in
geeignetem Milieu (z.B. ausreichende Sauerstoffversorgung) durch die
Tätigkeit nitrifizierender Bakterien über Nitrit bis zum Nitrat oxidiert:
as
2 NH 4+ + 3O2 ⎯Nitrosomon
⎯⎯⎯
⎯
→ 2 NO2− + 4 H + + 2 H 2O
15. Sauerstoff
2 NO2− + O2 ⎯Nitrobacte
⎯ ⎯⎯r → 2 NO3−
Der größte Teil des Sauerstoffs gelangt durch Austausch mit der
Atmosphäre über die Oberfläche in das Wasser, ein Vorgang, der bei
fließendem Wasser durch Einwaschung des Gases erhöht werden kann.
Hinzu kommt in den oberflächennahen, durchleuchteten Schichten der
photosynthetisch erzeugte Sauerstoff. Grundwasser enthält meist keinen
freien Sauerstoff. Kommt es mit Luft in Berührung, so nimmt es
Sauerstoff auf, bis ein Gleichgewichtszustand erreicht ist, bei dem
Sauerstoffaufnahme und -abgabe mengenmäßig identisch sind. Dieser
Zustand, als Sättigungswert bezeichnet, ist von der Temperatur abhängig.
Bei 0 °C vermag ein Liter Wasser 14,16 mg 02 aufzunehmen, bei 30 °C
nur noch ungefähr die Hälfte, nämlich 7,3 mg. Der Sauerstoffgehalt
natürlicher Gewässer wird durch die in ihnen lebenden Organismen
beeinflußt. Durch die Photosynthese von Wasserpflanzen kann der
Sättigungswert bis zum Vierfachen überschritten werden. Die biologische
Oxidation organischer Substanzen durch Bakterien verbraucht Sauerstoff.
Ist der Sauerstoffbedarf größer als die Sauerstoffzufuhr, so entsteht ein
Sauerstoffdefizit. Das prozentuale Verhältnis vom gemessenen
Sauerstoffgehalt zum theoretischen Wert der Sauerstoffsättigung bei der
Meßtemperatur wird als Sauerstoffsättigungsindex bezeichnet. Die
Bestimmung des Sauerstoffgehalts sofort nach Probeentnahme
ermöglicht, unter Berücksichtigung der gleichzeitig gemessenen
Temperatur, eine Ermittlung des Sauerstoffdefizits und des
Sauerstoffsättigungsindexes.
Dem im Wasser gelösten Sauerstoff kommt im biochemischen Geschehen
aquatischer Ökosysteme eine Schlüsselrolle zu. Nur in den obersten
Schichten von Gewässern herrscht ein Gleichgewicht mit dem Sauerstoff
der Atmosphäre. Da die Sauerstofflöslichkeit temperaturabhängig ist,
kann
besonders
bei
Niedrigwasserständen
die
thermische
Gewässerbelastung lebensgefährdende Sauerstoffdefizite auch in den
oberen Wasserschichten verursachen. In den tieferen Wasserschichten,
Die bakterielle Nitrifikation durch Nitrosomonas und Nitrobacter setzt
neben einer guten Sauerstoffversorgung die Abwesenheit von
Umweltgiften wie, z.B. Schwermetallen und eine ausreichende
Versorgung mit Nährstoffen, insbesondere mit Phosphat und
Spurenelementen, voraus. Auch der pH-Wert und andere abiotische
Parameter beeinflussen die Nitrifikationsgeschwindigkeit. Bei niedrigen
pH-Werten wird die Nitrifikation gehemmt.
Nitrit entsteht in diesem Prozeß nur als instabiles Zwischenprodukt, das
rasch weiteroxidiert wird. Die wichtigsten anorganischen Verbindungen
in Gewässern sind folglich Nitrat und Ammonium.
Nitrat (N03-) ist ein wichtiger Stickstofflieferant für die photoautotrophen
Pflanzen (Protein-, DNA-, Membranbestandteil u.a.).
In den meisten Grund- und Oberflächenwassern kommen Nitrate in
Konzentrationen bis zu 20 mg/1 vor. Die kleineren Fließgewässer im
Sulinger Land erreichen nach Messungen des StAWA Sulingen
Maximalwerte um 12 mg/1 . Nitrat-Werte von mehr als 50 mg/1 müssen
als gesundheitsschädlich angesehen werden und sind nach der
Trinkwasserverordnüng der BRD von 1986 unzulässig. Erhöhter
Nitratgehalt
im
Trinkwasser
verursacht
bei
Kleinkindern
Methämoglobinamie (Blausucht), die tödlich verlaufen kann. Ferner muß
Nitrat als latent krebserzeugend angesehen werden, da im Körper
Reduktion zu Nitrit (s.u.) möglich ist.
Nitrit (N02-) ist gewöhnlich nur in geringen Mengen im Wasser
nachweisbar, da es je nach Bioaktivität der Mikroorganismen mehr oder
weniger rasch verwertet wird. Höhere Nitritkonzentrationen in Gewässern
deuten entweder auf industrielle Abwässer (Metallbeizmittel, chemische
Industrie) oder auf fäkale Verunreinigungen, z.B. Gülle, hin. Nitrit stellt
die wichtigste Substanz für die Bildung krebserzeugender
Nitrosoverbindungen dar!
Ammonium (NH4+) kann von vielen Algen und höheren Wasserpflanzen
direkt aus dem Wasser aufgenommen werden. In stärker mit organischen
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Bearb.: B.Kaspereit; W.Wilhelmi
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Abwässern belasteten Fließgewässern tritt Ammonium in bedeutenden
Mengen auf und wird durch die biologische Selbstreinigungskraft intakter
Gewässer über Nitrit zu Nitrat oxidiert.
Bei stetigem, etwa gleichbleibendem Ammoniumzufluß stellt sich in
Oberflächenwasser ein Ammoniumpegel ein, der annähernd die
Güteklasse eines Gewässers charakterisiert:
AmmoniumKonzentration
in mg/1
< 0,2
0,2-0,5
0,5-2,0
2,0-5,0
> 5,0
Gewässer - Güteklasse
I sauberes Wasser
II schwach verschmutztes Wasser
III stark verschmutztes Wasser
IV sehr stark verschmutztes Wasser
V extrem verschmutztes Wasser
Ungeklärtes kommunales sowie rein häusliches Abwasser enthält recht
hohe Ammoniumwerte von einigen mg/1 bis zu ca. 100 mg/l. Die
höchsten Ammoniumgehalte finden sich im Sickerwasser der
Hausmülldeponien (bis zu ca. 5000 mg/l) sowie in Jauche (bis zu 20.000
mg/I). Ammonium ist daher in den meisten Fällen ein sehr sensibler
Parameter, um die Reinheit von Oberflächenwasser oder Grundwasser zu
überprüfen. Erhöhte Gehalte von > 0,5 mg/1 deuten in der Regel auf eine
Beeinflussung durch ungeklärtes Abwasser, Deponiesickerwasser, Jauche
(Gülle) oder auch Friedhofsickerwasser hin.
Regenwasser enthält als Erstregen nach längerer Trockenzeit durch die
Auswaschung der atmosphärischen ammoniumhaltigen Staubpartikel
relativ hohe Ammoniumgehalte von bis zu 10 mg/l. Die
Ammoniumbelastung geht im Laufe des Regens sehr schnell auf Werte
von <0,1 mg/1 zurück.
Für die nährstoffarmen Hochmoore wird auch das Ammonium der Gülle
zum Problem, da es in Form von Ammoniak (NH3) in die Luft entweicht
über große Entfernungen transportiert werden kann und sich bei Kontakt
mit dem saure Moorwasser rasch löst (in Form von Ammonium). Die
Nährstoffanreicherung verschlechtert die Konkurrenzfähigkeit der
Hochmoorspezialisten
unter
den
Pflanzen
und
begünstigt
schnellwüchsigere Arten, die den Moorpflanzen das Licht nehmen und sie
zurückdrängen.
17. Temperatur
Die Temperatur soll bei allen wasserkundlichen Untersuchungen ermittelt
werden, weil die geo– und biochemischen Reaktionen (RGT-Regel)
sowie die Löslichkeit von Sauerstoff und anderen Gasen
temperaturabhängig
sind.
Die
Gewässerbelastung
in
der
Industrielandschaft beinhaltet oft eine Temperaturerhöhung durch
aufgeheiztes Kühlwasser. Das kann u.a. zu Sauerstoffengpässen bei
sommerlichen Niederwasserständen und somit zur Gefährdung
zahlreicher Lebewesen im Wasser führen.
18. Tenside
s. Detergenzien
19. Wasserhärte
Im Rahmen der Wasseranalyse gehört die Wasserhärte zu den am
häufigsten ermittelten Kenngrößen zur Charakterisierung eines Wassers.
Unter "Härte" eines Wassers ist sein Gehalt an Erdalkali-Ionen zu
verstehen. Man unterscheidet:
Gesamthärte (Summe der in einem Wasser gelösten Erdalkali-Ionen; sie
ist zum weitaus größten Teil durch Calcium und Magnesium [neben
Spuren von Strontium und Barium] repräsentiert),
Carbonhärte (jener Teil der Gesainthärte, der den im Wasser enthaltenen
Carbonat- und Hydrogencarbonat-Ionen sowie den bei der Hydrolyse
entstehenden Hydroxid-Ionen äquivalent ist),
Nichtcarbonhärte (die Differenz zwischen den beiden o.g. Formen; ein
Teil der Erdalkali-Ionen stammt nicht aus Carbonaten, sondern z.B. aus
Sulfaten, Chloriden, Nitraten, Silicaten, Phosphaten).
Andere Kationen, z.B. Eisen-, Alluminium-, Kupfer- und Zinkionen
werden üblicherweise vor der Härtebestimmung maskiert oder ausgefällt
und sind somit nicht in den Begriff des Härtebildners einbezogen. Unter
"Wasserhärte" ist somit eine zusammengesetzte Kenngröße zur
Charakterisierung eines Wassers zu verstehen, der zwar keine
wissenschaftlich-theoretische, jedoch eine erhebliche praktische
Bedeutung zukommt (vom Geschmack des Tees über Kesselstein bis hin
Wasserchemie
zu wirtschaftlichen Problemen (Wäschereien, Nahrungsmittelindustrie,
Dampfkessehnaschinen).
In gesundheitlicher Hinsicht besteht über die Auswirkung der "Härte"
noch immer Unklarheit. Im allgemeinen gilt eher eine zu geringe als eine
zu hohe Wasserhärte als gesundheitsgefährdend. Möglicherweise liegt die
Ursache darin, daß weiches Wasser eher als hartes Spuren gewisser
toxischer Elemente (Cd, Ni) aufzunehmen vermag. Die zur
Kennzeichnung der Härte herangezogenen Maßeinheiten sind
unterschiedlich. Im geschäftlichen Verkehr dürfen nach dem Gesetz über
Einheiten im Meßwesen nur noch SI-Einheiten verwendet werden.
Bekannter und in der Praxis nach wie vor gebräuchlicher ist die
Bezeichnung "Deutscher Härtegrad" (°d; früher °dH; 1 °d entspricht
0,178 mmol/l Erdalkali-Ionen, umgekehrt entspricht 1 mmol/1
Erdalkali-Ionen 5,61 °d):
Härtegrad °d
0–4
4–8
8 – 12
12 – 18
18 – 30
>30
Art des Wassers
sehr weich
weich
mittelhart
ziemlich hart
hart,
sehr hart
Das Trinkwasser im Sulinger Bereich wird noch als weich eingestuft; es
schwankt nach Angaben des WVV SULINGER LAND etwa um"6-9
dH".
Die chemische Zusammensetzung natürlichen Wassers hängt weitgehend
von der Art des Bodens ab, dem es entstammt. So findet man sehr
weiches Wasser mit oft nur 1-2 Härtegraden in Gebieten mit Basalt-,
Sandstein– oder Granitböden, während Kalk-, Gips- oder Dolomitböden
Wasser hervorbringen, das in Einzelfällen mehr als 100 °d aufweist.
Oberflächenwasser ist in der Regel wesentlich weicher als Grundwasser.
In Seen und Talsperren liegt der Härtegrad meist im Bereich von <10 °d.
Regenwasser ist praktisch frei von Calcium- und Magnesiumsalzen und
somit sehr weich. Intakte Hochmoore, deren Wassernachschub aus dem
Regenwasser kommt, sollten sehr weiches Wasser geringer Härte
aufweisen. Bei erhöhten Härtegraden in degenerierten Hochmooren
könnte beim Anlegen der Entwässerungsgräben oder Torfabbau die
Torfschicht durchstochen und Kontakt zum Grundwasser im
mineralischen Untergrund hergestellt worden sein oder Zufluß von
Erdalkali-Ionen aus umliegenden Flächen (Landwirtschaft) oder aus
diffusen" Einleitungen (z.B. aus Haushalten, Erdöl- und Torfindustrie)
vorliegen.
In Fließgewässern sowie stehenden Gewässern spielen zudem Lösungsund Gleichgewichtsbedingungen von Kohlendioxid eine wichtige Rolle.
Die
ausgezeichneten
Puffereigenschaften
von
KohlensäureCalciumhydrogencarbonat-Gemischen
bewirken
in
kalkreichen
Gewässern einen steten Ausgleich des pH-Wertes, der jedoch durch den
biogenen C02-Verbrauch stark ansteigen kann. Werden durch eine üppige
Pflanzenvegetation alle C02-Reserven aufgebraucht, so kann der pH-Wert
bis auf 11 wachsen; die Kohlensäure liegt dann nur noch als C032- vor.
Dadurch wird der größte Teil des Carbonats als ungelöstes CaC03
ausgefällt (biogene Entkalkung).
Quellen:
•
•
•
Hütter, L.A. (19883): Wasser und Wasseruntersuchung
Frankfurt: Verlag Moritz Diesterweg
Bornscheuer,U., B.Dill, G.Eisenbrand, B.Fugmann, T.Gamse,
F.R.Heiker, H.Hulpke, A..Kirschning, G.Pohnert, A. Pühler, P.Schreier
(2009): RÖMPP Online, Version 3.6; Stuttgart: Thieme Verlag
(http://www.roempp.com/); letzter Zugriff: 07.04.2010
http://www.wv-sl.de/wasseranalyse.php; letzter Zugriff: 07.04.2010
Bearb.: B.Kaspereit; W.Wilhelmi
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