Christian Sander, Christian Wisgott, Veronika Lange, Jan Bünnigmann

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1 Christian Sander, Christian Wisgott, Veronika Lange, Jan Bünnigmann

2 Inhalt Definition Grundwasser Redoxreaktion
Elektrochemische Spannungsreihe Nernst-Gleichung Grenzwerte für chemische Stoffe pH-Abhängigkeit von Redoxpotentialen Wasserhärte, Härteanteile & Härtegrade Oxidationszahlen & Beispiel Korrosion von Eisen

3 Definition Grundwasser
Meteorisches Wasser, das auf dem Festland in den Boden eindringt Die Grundwasseroberfläche variiert je nach Region und Bodenbeschaffenheit Grundwasser macht 22% der Süßwasserreservoire der Erde aus Grundwasserleiter (Aquifere) sind Gesteinsschichten bzw. Gesteinskörper, in denen Grundwasser zirkulieren kann. Lockere Gesteinsschichten ermöglichen ein freies Fließen des Grundwassers, in festen Gesteinsschichten hingegen kann das Wasser nicht frei fließen und so hoch aufsteigen wie es seinem hydrostatischen Druck entsprechen würde --> unterschiedliche Grundwasseroberfläche (Grundwasserspiegel)

4 Elektrochemische Spannungsreihe
Durch das Auflisten von Redox- Paaren nach ihrem Standardelektronenpotential entsteht die elektrochemische Spannungsreihe Das Redoxpotential zeigt, wie viel Elektronen die Ionen bereit sind aufzunehmen bzw. abzugeben Edle Metalle -> positves Potential Unedle Metalle -> negatives Potential Bei einer chemischen Reaktion würde z.B. das Kupfer reduziert und das Eisen oxidiert (Mortimer & Müller - Chemie (S. 361, gekürzte Version))

5 Elektrochemische Spannungsreihe
Durch Oxidation- und Reduktionsvorgänge wird die Löslichkeit vieler Stoffe im Wasser beeinflusst Redoxpotentiale sind nicht messbar, daher wurde die Wasserstoffelektrode als E°=0,00V festgelegt Die Vorzeichen geben an, ob eine Reaktion der Elektrode im Vergleich zur Wasserstoffelektrode freiwillig ablaufen würde (bei +) oder nicht (bei -); freiwillig = exergonisch unfreiwillig = endergonisch Je größer die Differenz zwischen den Normalpotentialen der verschiedenen Elemente ist, desto schneller läuft die Reaktion ab (

6 Nernst-Gleichung Formel: E=Elektrodenpotential (Redoxpotential)
E°=Standardelektrodenpotential R=Universelle oder molare Gaskonstante = 8,31447 J mol−1 K−1 T=absolute Temperatur (=Temperatur in Kelvin) ze =Anzahl der übertragenen Elektronen (auch Äquivalentzahl) F=Faraday-Konstante = 96485,34 C mol−1 c=Konzentration Mit Hilfe der Nernst-Gleichung ist es möglich, die elektromotorische Kraft einer beliebigen Zelle zu berechnen, wenn die beteiligten Stoffe nicht in ihren Standardzuständen vorliegen. Die verschiedenen Redoxsysteme zeigen unterschiedlich starkes Reduktions- und Oxidationsvermögen, dessen Maß das Redoxpotential E ist. Wenn cOx = cRed ist folglich E=E°

7 pH-Abhängigkeit von Redoxpotentialen
Der pH-Wert ist ein Maß für die Anzahl der H⁺-Ion in der Lösung Die pH-Abhängigkeit kann mit Hilfe der Formel [EH=E°H+(0,059:2) lg • C²(H₃O⁺) : p(H₂)] ermittelt werden Das Redoxpotential von H₂ : H₃O⁺ ist ungefähr Null Die Potentiale der Redox-Prozesse bzw. Redox-Reaktionen werden vom pH-Wert beeinflusst, da neben den Elektronen auch Protonen ausgetauscht werden. (

8 Wasserhärte Wasserhärte = Äquivalentkonzentration der im Wasser gelösten Erdalkali- Ionen (Härtebildung hauptsächlich durch Calcium und Magnesium) Hartes Wasser kommt daher in Regionen vor, in denen es große Sand- und Kalksteinvorkommen gibt Hauptnachteile von hartem Wasser: Entstehung von Kalkablagerungen -> Verkalkung von Haushaltsgeräten (z.B. Spül/Waschmaschine – unten z.B. ein verkalkter Heizstab) sowie erhöhter Verbrauch von Wasch- bzw. Spülmitteln durch Entstehung von Kalkseifen, welche sich bei Gläsern z.B. als Schlieren bemerkbar machen. (

9 Härte-Anteile 1.: Gesamthärte – Summe der einzelnen Kationenkonzentrationen der Erdalkalimetalle (also hauptsächlich Mg2+ & Ca2+-Ionen) im Wasser 2.: temporäre Härte (Carbonathärte) – Konzentration der Hydrogencarbonat-Anionen (also HCO3−-Ionen) -> wichtig für das sogenannte Kalk-Kohlensäure-Gleichgewicht. Dies ist erreicht, wenn der CO2-Gehalt des Wassers genau so hoch ist, dass sich keine Kalkablagerungen bilden, aber auch kein Kalk gelöst werden kann. Bei Entzug von CO2 aus dem Wasser bilden sich Kalke (Dolomit, Calcit). Formel für das Kalk-Kohlensäure-Gleichgewicht: 3.: permanente Härte (Nichtcarbonathärte) – Differenz der einzelnen Konzentrationen von der Gesamthärte und der temporären Härte (an Anionen wie Chloride oder Sulfate- nicht an Carbonate gebunden!).

10 Härtegrade Früher regelrechtes Einheitenchaos : Deutschland hatte die Einheit °dH (Grad deutscher Härte -> 1 °dH = 10 mg CaO pro Liter Wasser). Später wurde auch die Stoffmengen-Äquivalenzeinheit Millival pro Liter (mval/l) verwendet. Nach der Umstellung auf SI-Einheiten gilt bis heute für die Wasserhärte: Die Gesamthärte (also der Gehalt der Erdalkali-Ionen) wird in MilliMol pro Liter (mmol/l) angegeben. Es gibt keine weltweit einheitliche Klassifizierung von Härtegraden; aktuell gibt es in Deutschland seit Mai 2007 folgende Aufteilung basierend auf SI-Einheiten (abhängig vom Calciumcarbonatgehalt): a) weich (weniger als 1,5 mmol CaCO3/Liter), b) mittel (1,5 bis 2,5 mmol CaCO3/Liter), c) hart (mehr als 2,5 mmol CaCO3/Liter)

11 Oxidationszahlen Oxidationszahl = Elementarladungen, die ein Atom bei einer Verbindung aufgenommen bzw. abgegeben hat Regeln für die Bestimmung der Oxidationszahl: Elemente & gleiche Atome gebunden = Null. Bei Ionenverbindungen: Oxidationszahl eines Elementes = Ionenladung. Die Summe der Oxidationszahlen aller Atome einer mehratomigen Verbindung = Ladung der Verbindung. Die meisten Elemente treten in mehreren Oxidationsstufen auf. Alkalimetalle = +I; Erdalkalimetalle = +II. Ein Wasserstoffatom hat im Normalfall die Oxidationszahl +I. Ein Sauerstoffatom hat im Normalfall die Oxidationszahl -II; in Peroxiden -I. Halogene haben im Allgemeinen die Oxidationszahl –I, das Fluoratom hat immer die Oxidationszahl -I.

12 Beispiel einer Redoxreaktion
Reaktionsgleichung gegeben (stöchiometrisch nicht korrekt): Fe₂+IIIO₃-II + C+IIO-II → Fe0 + C+IIO₂-II 1. Teilgleichungen aufstellen: a) Reduktion: Fe+III + 3e⁻ → Fe0 b) Oxdidation: C+II → C+IV + 2e⁻ 2. Ladungen ausgleichen, dazu Teilgleichung a) mit 2 multiplizieren, Teilgleichung b) mit 3: 3. Stöchiometrisch korrekte Reaktionsgleichung aufstellen: Fe₂+IIIO₃-II+ 3C+IIO-II → 2Fe0 + 3C+IVO₂-II

13 Korrosion von Eisen Im Fall einer Säure- oder Wasserstoffkorrosion entziehen die Protonen (Wasserstoffionen) der Säure dem Metall Elektronen: Eisen reagiert mit Wasserstoff-Ionen im Wasser zu Eisen-II-Kationen. Die Wasserstoffionen (Oxidationsmittel) reagieren hierbei zu Wasserstoffgas (Redoxreaktion) , da sie die Elektronen des Metalles aufnehmen. Im Fall einer Sauerstoffkorrosion (Verwitterung des Eisens zu Rost) ist der Sauerstoff das Oxidationsmittel: Er nimmt Elektronen auf. Die negative Aufladung des Metalles und die Grenzschicht aus positiv geladenen Eisenionen über der Eisenoberfläche verhindert jedoch im Allgemeinen eine schnelle Umsetzung mit Protonen: Sauerstoff- und luftfreies Wasser greift das Eisenmetall nicht an. Ist jedoch Sauerstoff vorhanden, kann er den Transport der Elektronen übernehmen. Er diffundiert von außen in den Wassertropfen. Klassische Edelmetalle korrodieren nicht oder nur langsam, werden nicht von Salzsäure angegriffen und sind in Verbindungen thermisch nicht stabil.

14 Quellenverzeichnis Internet:
Bücher: Chemie von Mortimer & Müller (S. 349ff) Hydrogeologische Aspekte zur Grundwasserchemie Allgemeine Geologie von Press & Siever (S.467f) Allgemeine Chemie von Riedel (S.334f)

15 Keywords Elektromotorische Kraft Elektronenpotential Oxidationszahl
Redox-Reaktion pH-Wert Wasserhärte Elektrochemische Spannungsreihe Härtegrade Nernst-Gleichung Korrosion