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Sehr gute Zusammenstellung über die Eigenschaften
des Wassers von Dr.Grimm
(Die Tabelle über Dampfdruck ist zur besseren Übersicht
etwas modifiziert). Für die Richtigkeit dieses Textes übernimmt
der Betreiber dieser Website keine Verantwortung. siehe auch
...Haftungsausschluß
Zum Originalartikel (URL) : http://www.wissenschaft-technik-ethik.de/Download/wasser.txt
Wasser
- Eigenschaften, Daten und PhänomeneAutor und (c):
Dr.-Ing.
Heiner Grimm, Clausthal-Zellerfeld
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Inhalt:
1. Wasser und Mengeneinheiten
Normalerweise wird
eine Wassermenge in Massen- oder Volumeneinheiten angegeben.
Gebräuchliche Masseneinheiten:
1 kg
1 t ("Tonne") = 1000 kg
Gebräuchliche Volumeneinheiten:
1 l ("Liter") = 1,000028 dm³ = 1000,028 cm³ =
ca. 1000 cm³
1 ml ("Milliliter") = 1/1000 l
1 m³ ("Kubikmeter") = 999,972 l = ca. 1000
l
Masseneinheiten
sind fast immer vorzuziehen, da sie unabhängig von
Temperatur und Druck sind. Bei Verwendung von Volumeneinheiten
sollte zumindest die dazu gehörende Temperatur mit
angegeben werden, wenn einigermaßen genaue Werte benötigt
werden.
1 l ist definiert
als das Volumen, das genau 1 kg Wasser bei seiner höchsten
Dichte (bei 3,98°C = ca. 4°C) bei Normaldruck einnimmt.
Die Abweichung von 1 dm³ ist so gering, dass man im
Normalfall 1 l und 1 dm³ als gleich ansehen kann.
2. Wasser und Dichte
2.1 Allgemeines
und Dichtetabelle
Die Dichte hängt
beim Wasser, wie auch bei anderen Stoffen, ab von der Temperatur
und vom Druck. Außerdem spielen gelöste Stoffe
eine Rolle: Auch in entmineralisiertem Wasser sind normalerweise
Gase gelöst, da das Wasser ja im Normalfall ständig
mit Luft in Kontakt ist.
Dichte von reinem,
luftfreiem Wasser bei Normaldruck (101300 Pa ("Pascal"),
= 1013 mbar) zwischen 0 und 100 °C in kg/m³:
Die Tabelle wurde
am 31.7.04 um einige Zwischenwerte erweitert und die bisherigen
Werte ggfs. leicht korrigiert nach aktuelleren Werten der
PTB in Braunschweig.
nach
oben
Temp.(°C) D(kg/m³)
===================
0 918 (Eis)
0 999,84
1 999,90
2 999,94
3 999,96
4 999,97
5 999,96
6 999,94
7 999,90
8 999,85
9 999,78
10 999,70
11 999,60
12 999,50
13 999,38
14 999,24
15 999,10
16 998,94
17 998,77
18 998,59
19 998,40
20 998,20
21 997,99
22 997,77
23 997,54
24 997,29
25 997,04
26 996,78
27 996,51
28 996,23
29 995,94
30 995,64
31 995,34
32 995,02
33 994,70
34 994,37
35 994,03
36 994,68
37 994,32
38 992,96
39 992,59
40 992,21
45 990,21
50 988,03
55 985,69
60 983,19
65 980,55
70 977,76
75 974,84
80 971,79
85 968,61
90 965,30
95 961,88
100 958,35
100 0,590 (Wasserdampf,
1013 mbar)
nach
oben
Die Tabellenwerte
können folgendermaßen in andere Einheiten umgerechnet
werden:
Tabellenwert /
1000 = Wert in kg/dm³
Tabellenwert * 0,001000028 = Wert in kg/l oder g/ml
(oder: Tabellenwert / 999,972 = Wert in kg/l oder g/ml)
Die Abhängigkeit
der Wasser-Dichte vom Druck ist verhältnismäßig
gering. Je 1 bar (=100000 Pa) Druckerhöhung erhöht
sich die Dichte um ca. 0,046 kg/m³
(gilt bis ca. 50 bar). Normale Luftdruckschwankungen haben
auf die Dichte des Wassers demnach praktisch keinen Einfluss.
Dichte von Wasserdampf
Eine einfache Methode,
die Dichte von Wasserdampf für eine bestimmte Temperatur
und einen bestimmten Druck annähernd zu berechnen,
beruht auf dem idealen Gasgesetz. Danach berechnet sich
das Volumen eines idealen Gases nach:
V = n * R * T /
p
V: Gasvolumen in
m³
n: Stoffmenge des Gases in Mol
R: Universelle Gaskonstante = 8,314 J/Mol/K
T: Absolute Temperatur in K
p: Druck in Pa (Normaldruck = 101300 Pa)
Die Stoffmenge
in Mol kann aus der Masse und dem Molekulargewicht errechnet
werden:
n = m / M
m: Masse in kg
M: Molekulargewicht in kg/Mol (Wasser: M = 0,018015 kg/Mol)
Die absolute Temperatur
kann aus der gewohnten Celsius-Temperatur errechnet werden:
T (in K) = Tc (in °C)
+ 273,15
Tc: Celsius-Temperatur
in °C
Damit ergibt sich
für das Gasvolumen:
V = m / M * R *
(Tc + 273,15) / p
Und da die Dichte
der Quotient aus Masse und Volumen ist, kann die Dichte
eines idealen Gases berechnet werden nach:
D = m / V = p *
M / R / (Tc + 273,15)
D: Dichte in kg/m³
Real existierende
Gase verhalten sich meist annähernd wie ideale Gase.
Als Faustregel gilt: Gemessene und nach idealem Gasgesetz
berechnete Werte stimmen bei niedrigen Drücken und
hohen Temperaturen tendenziell besser überein als bei
niedrigen Temperaturen und hohen Drücken.
In der folgenden
Tabelle sind Dichten von
Wasserdampf bei verschiedenen Temperaturen
und Drücken aufgelistet (1 bar = 100000 Pa) und als
Vergleichswerte die nach dem idealen Gasgesetz berechneten
Dichten mit aufgeführt.
Druck (bar) |
Temp. (°C) |
D(kg/m³)
gemessen |
|
1,0
1,0
1,0
1,0
1,0
1,0
1,0
10,0
10,0
10,0
10,0
10,0
100
100
100
100
|
100
150
200
250
300
400 (1)
500 (1
200
250
300
400 (1)
500 (1)
350
400 (1)
500 (1)
600 (1)
|
0,590
0,516
0,460
0,416
0,379
0,322 (1)
0,281 (1
4,86
4,30
3,88
3,26 (1)
2,83 (1)
44,6
37,9 (1)
30,5 (1)
26,1 (1)
|
0,588
0,519
0,464
0,420
0,383
0,326 (1)
0,284 (1
4,64
4,20
3,83
3,26 (1)
2,84 (1)
35,2
32,6 (1)
28,4 (1)
25,1 (1)
|
(1): Über
der kritischen Temperatur:
Wasser und Dampf sind hier ein und dasselbe
nach
oben
2.2 Die Dichteanomalie des Wassers
Was ist die Dichteanomalie
des Wassers?
Die Dichte der
verschiedenen Substanzen nimmt so gut wie immer mit steigender
Temperatur ab. Beim Schmelzen gibt es noch einmal eine sprunghafte
Abnahme der Dichte, so dass Festkörper normalerweise
spezifisch erheblich schwerer sind als ihre Schmelze und
darin untergehen.
Nicht so beim Wasser.
Zwar nimmt beim Abkühlen von heißem Wasser die
Dichte zunächst mit abnehmender Temperatur zu, so wie
bei anderen Stoffen auch. Bei etwa 4°C erreicht die
Dichte des Wassers jedoch ein Maximum und nimmt von da an
mit abnehmender Temperatur wieder ab. Beim Gefrieren gibt
es noch einmal eine sprunghafte Abnahme der Dichte, ganz
im Gegensatz zum Verhalten anderer Stoffe (s. Tabelle).
Wie ist diese Anomalie
des Wassers zu erklären?
Grundsätzlich
gilt für Wasser, wie für andere Stoffe auch, dass
mit steigender Temperatur die Moleküle sich immer heftiger
bewegen und dadurch immer mehr Platz beanspruchen. Deshalb
dehnen sich die Stoffe mit steigender Temperatur gewöhnlich
aus, ihre Dichte nimmt ab. Beim Schmelzen wird gar ein bis
dahin geordnetes Kristallgitter, in dem die Moleküle
Platz sparend angeordnet sind, aufgelöst, ein relativ
ungeordneter "Haufen"
Moleküle entsteht. Es ist ähnlich wie mit einer
Anzahl Pakete: Ordentlich gestapelt nehmen sie weit weniger
Raum in Anspruch als wenn man sie einfach auf einen Haufen
wirft. Deshalb sind die meisten Stoffe im flüssigen
Zustand spezifisch leichter als im festen.
Wenn dies beim
Wasser anders ist, dann hat das einen einfachen Grund: Im
Eis sind die Wassermoleküle eben nicht Platz sparend
angeordnet. Die Ursache hierfür sind die bei Wassermolekülen
ganz besonders stark ausgebildeten elektrostatischen Kräfte
zwischen den Wasserstoff- und den Sauerstoffatomen. Diese
Kräfte bewirken, dass ein Kristallgitter entsteht,
bei dem die Wasserstoffatome möglichst nah an den Sauerstoffatomen
(unterschiedliche elektrische Ladungen ziehen sich an) und
möglichst weit weg von anderen Wasserstoffatomen angeordnet
sind. Diese Anordnung ist aber mit einer dichten Packung
der Moleküle nicht vereinbar. Deshalb ist Eis weniger
dicht als Wasser.
Bei Temperaturen
nahe am Schmelzpunkt beginnen sich bereits (unbeständige)
Eisstrukturen zu bilden, die das Wasser insgesamt etwas "auflockern".
Ab ca. 4 °C abwärts
überwiegt Dieser Effekt gegenüber der Dichtezunahme
durch die geringer werdende Molekülbewegung und die
Dichte des Wassers nimmt wieder ab.
2.3 Messung der Dichte:
Zur Dichtemessung
mit "Hausmitteln"
benötigt man eine Waage und ein Gefäß mit
einem bestimmten Volumen. Zu beachten ist die Temperatur,
bei der gemessen werden soll.
(Ob mit einer Waage
das Gewicht oder die Masse gemessen wird, hängt von
ihrer Konstruktion ab. Der feine aber himmelweite Unterschied
zwischen Gewicht und Masse muss an dieser Stelle aber nicht
interessieren.)
1. Das Gefäß,
z.B. eine Flasche, wird am Hals mit einer Markierung versehen
("Eichstrich"). Dann wird das Gefäß leer
gewogen.
2. Gefäß,
Wasser und die zu messende Flüssigkeit werden auf gleiche
Temperatur gebracht, indem man alles ein paar Stunden lang
im gleichen Raum stehen lässt.
3. Das Gefäß wird
einmal mit Wasser (als Vergleichsstoff mit bekannter Dichte)
und einmal mit der zu messenden Flüssigkeit bis genau
zur Markierung gefüllt und beide Male gewogen. Von
den ermittelten Gewichten wird jeweils das Leergewicht des
Gefäßes abgezogen.
4. Die Berechnung
wird folgendermaßen durchgeführt:
g(Fl): Gewicht
der Flüssigkeit (ohne Gefäß)
g(Wa): Gewicht des Wassers (ohne Gefäß)
D(Wa): Dichte des Wassers bei Messtemperatur (s. Tabelle)
D(Fl): Dichte der Flüssigkeit
D(Fl) = g(Fl) /
g(Wa) * D(Wa)
Beispiel:
Flasche wiegt 345 g
Flasche mit Wasser wiegt 683 g
Flasche mit Flüssigkeit wiegt 623 g
Messtemperatur ist 20°C
g(Fl) = 623g - 345g = 278g
g(Wa) = 683g - 345g = 338g
D(Wa) = 998,21 kg/m³
D(Fl) = 278g /
338g * 998,21 kg/m³ = 821 kg/m³
Jetzt aber bloß nicht
auch noch die ganzen Nachkommastellen mit hinschreiben,
die der Taschenrechner so von sich gibt. Wenn diese Messung
mit Hausmitteln sauber und korrekt durchgeführt wurde,
kann man in diesem Beispiel davon ausgehen, dass die tatsächliche
Dichte irgendwo zwischen 810 und 830 kg/m³ liegen wird.
Abzuraten ist davon,
das Volumen der Flüssigkeit einfach mit einem Messbecher
o. Ä. zu messen und dann abzuwiegen. Sowohl Messbecher
als auch (Küchen)waage sind eher "Schätzeisen" als
genaue Messgeräte. Die so gemessenen Dichten sind dann
folglich auch bloß grobe Schätzwerte. Bei der
oben beschriebenen Methode wird dagegen ein Vergleich mit
der sehr genau bekannten Dichte des Wassers durchgeführt.
Das Volumen des verwendeten (Mess-)Gefäßes ist
dabei völlig belanglos und selbst eine ziemlich daneben
messende Waage würde Wasser und Flüssigkeit ungefähr
gleich falsch messen, so dass sich die Wägefehler bei
der Berechnung einigermaßen wieder ausgleichen werden.
Wenn nur wenig
Flüssigkeit zur Verfügung steht, kann die Dichte
auch anders bestimmt werden. Saugt man Wasser und Flüssigkeit
in 2 durch ein T-Stück o. Ä. miteinander verbundenen
(durchsichtigen) Röhren (notfalls Schläuche) ein
Stückchen hoch (Mit einer Spritze o. Ä., bloß ja
nicht mit dem Mund, wenn schädliche oder ätzende
Flüssigkeiten im Spiel sind !!!) und misst dann die
Steighöhen von der jeweiligen Flüssigkeitsoberfläche
aus, dann errechnet sich die Dichte folgendermaßen:
h(Fl): Steighöhe
Flüssigkeit
h(Wa): Steighöhe Wasser
D(Fl) = D(Wa) *
h(Wa) / h(Fl)
Ein Messfehler
kann dabei durch die Kapillarkräfte entstehen. Vor
allem bei dünnen Rohren steigen nämlich Flüssigkeit
und Wasser auch ohne dass gesaugt wird, einige mm weit hoch.
Nach der eigentlichen Messung (dann sind die Rohre innen
gut benetzt) diese Steighöhen ebenfalls messen und
von den "gesaugten"
Steighöhen abziehen.
3. Wasser und Energie
nach
oben
3.1 Energiegewinnung
aus Wasser(kraft)
Mit Hilfe von Turbinen,
Wasserrädern, Wassersäulenmaschinen u. Dgl. kann
aus Wasser Energie gewonnen werden. In früheren Jahrhunderten
wurde direkt die Antriebsenergie gewonnen (z.B. für
Mühlen), heute gewinnt man meist elektrische Energie
mit Hilfe eines angeschlossenen Generators.
Wie viel Energie
sich aus einem vorhandenen Wasserangebot höchstens
gewinnen lässt, hängt von 3 Faktoren ab:
g: Erdbeschleunigung, gemessen in m/s².
m: Wassermenge, gemessen in kg
Dh: Höhendifferenz zwischen Zu- und Ablauf, gemessen
in m
Die Erdbeschleunigung
ist überall auf der Erde ziemlich gleich und beträgt
ca. 9,81 m/s².
Die höchstens
aus Wasserkraft gewinnbare Energie (E, gemessen in J oder
kWh) lässt sich folgendermaßen berechnen:
E(in J) = m(in
kg) * g(in m/s²) * Dh(in m)
E(in kWh) = m(in
kg) * g(in m/s²) * Dh(in m) / 3600000(J/kWh)
E(in kWh) = m(in
t) * g(in m/s²) * Dh(in m) / 3600(kJ/kWh)
Mit modernen Turbinenanlagen
lassen sich bis zu ca. 90% der höchstens gewinnbaren
Energie tatsächlich als elektrische Energie gewinnen.
Beispiel: Von einem
See, dessen Oberfläche 340 m über dem Meeresspiegel
(= 340 m üNN) liegt, wird Wasser über eine Rohrleitung
(1) in ein 260 m üNN liegendes Tal geleitet und dort
durch eine Turbine in einen Fluss eingeleitet. Die Höhendifferenz
Dh beträgt also 340 m - 260 m = 80 m.
Die Wassermenge, die täglich zur Stromerzeugung aus
dem oberen See abgelassen werden kann, hängt davon ab,
wieviel Wasser über Bäche und Flüsse täglich
neu hinein gelangt. Für unser Beispiel nehmen wir an,
es seien pro Tag 35000 m³. Da 1 m³ Wasser ungefähr
1 t Masse hat, rechnen wir im Folgenden mit 35000 t/Tag.
Die täglich gewinnbare Energie beträgt dann:
E = 35000 t/Tag
* 9,81 m/s²
* 80 m / 3600 kJ/kWh = 7630 kWh/Tag.
Bei einem Wirkungsgrad
der Turbine von 85% wird aber nur ein Energiebetrag von
E(elektr.) = 7630
kWh/Tag * 85% / 100% = ca. 6490 kWh/Tag
tatsächlich
gewonnen.
Da ein Tag 24 h
hat, wird pro h eine Energie von
6490 kWh/Tag /
24 h/Tag = ca. 270 kWh/h
gewonnen.
Da 1 kWh/h = 1
kW ist, beträgt die Turbinenleistung folglich im Tagesmittel
270 kW.
(1): Es muss deshalb eine Rohrleitung sein, weil diese geschlossen
ist und somit die Ausbildung einer Wassersäule ermöglicht.
Dadurch ist die volle Höhendifferenz für die
Entstehung des hydrostatischen Druckes vor der Turbine
nutzbar. In offenen Rinnen dagegen würde ein Großteil
der gespeicherten Energie verloren gehen, bevor das Wasser
die Turbine erreicht.
nach
oben
3.2 Energiebedarf
für die Erwärmung von Wasser
Was passiert, wenn
Wasser (Wärme-)Energie zugeführt wird? Beginnen
wir mit sehr kaltem Wasser, z.B. mit einer Temperatur von
-100 °C. Dieses ist natürlich nicht mehr flüssig,
sondern liegt als festes Eis vor.
Mit zunehmender
Energiezufuhr erwärmt sich das Eis langsam aber stetig.
Um 1 kg Eis von -100 °C auf 0 °C zu erwärmen,
werden etwa 170 kJ Energie benötigt. Das Wasser liegt
aber immer noch in fester Form vor, als Eis. Nur, dass es
jetzt nur noch 0 °C kalt ist.
Wenn man nun weiter
Energie zuführt, erwärmt sich das Eis zunächst überhaupt
nicht weiter, sondern es schmilzt. Je mehr Energie zugeführt
wird, desto mehr Wasser und desto weniger Eis bekommen wir.
Doch obwohl immer mehr Wärmeenergie hineingesteckt
wird, steigt die Temperatur nicht um ein Grad. Sowohl das
Eis als auch das Wasser haben eine Temperatur von 0 °C
(2). Erst wenn das gesamte Eis geschmolzen ist, beginnt
die Temperatur wieder zu steigen.
Um 1 kg Eis mit
0 °C zu 1 kg Wasser mit 0 °C zu schmelzen, benötigt
man eine Energiemenge von 334 kJ. Das ist fast doppelt so
viel wie für das Erwärmen von -100 °C auf
0 °C gebraucht wurde.
Mit weiterer Energiezufuhr
erwärmt sich das Wasser, bis bei normalem Luftdruck
die Siedetemperatur von 100
°C erreicht ist. Wie beim Schmelzen steigt auch hier
die Temperatur so lange nicht mehr über 100 °C,
bis das Wasser vollständig verdampft ist. Für die
Verdampfung von 1 kg Wasser werden 2256 kJ Energie benötigt,
weit mehr als für das Aufheizen des Eises von -100 °C
auf 0 °C, das Schmelzen und das Aufheizen des Wassers
auf 100 °C zusammen.
Wenn der entstandene
Dampf nicht einfach in die Luft entweicht, sondern z.B.
durch eine Rohrleitung abgeführt wird, kann durch weitere
Wärmezufuhr seine Temperatur praktisch beliebig weit über
100 °C hinaus erhöht werden.
(2): Wenn schnell geheizt wird und überdies das Eis
in Form weniger kompakter Stücke vorliegt, kann das
Wasser durchaus eine erheblich höhere Temperatur als
0 °C aufweisen, weil die Wärmeenergie nicht beliebig
schnell aus dem Wasser ins Eis gelangen kann. Unterbricht
man die Wärmezufuhr für eine Weile, dann kühlt
sich das Wasser aber wieder auf 0 °C ab, wobei eine entsprechende
Menge Eis schmilzt.
Der Energiebetrag,
der benötigt wird, um 1 kg einer bestimmten Substanz
um 1 °C zu erwärmen, wird als die Wärmekapazität
(auch: Spezifische Wärme) dieser Substanz bezeichnet.
Die Wärmekapazität hängt vom Aggregatzustand
der Substanz (fest, flüssig oder gasförmig) und
auch etwas von ihrer Temperatur ab. In der Regel und auch
beim Wasser ist die Wärmekapazität im flüssigen
Zustand am größten.
Im Folgenden sind
Wärmekapazitäten von Eis, Wasser und Dampf bei
verschiedenen Temperaturen aufgelistet:
Temperatur Wärmekapazität
in °C in kJ/kg/°C
===========================
-100 1,38 (Eis)
- 60 1,64
- 32 1,86
- 25 1,93
- 15 2,00
- 5 2,06
- 2 2,10
0 4,22
(Wasser)
10 4,19
20 4,18
40 4,18
60 4,18
70 4,19
80 4,20
90 4,21
100 4,22
110 2,01
(Dampf)
120 2,00
150 1,98
200 1,96
250 1,98
300 2,00
400 2,05
500 2,12
Wasser gehört
zu den Stoffen mit den höchsten Wärmekapazitäten.
Zum Vergleich die Wärmekapazitäten einiger anderer
Stoffe bei üblichen Umgebungstemperaturen:
Material, Wärmekapazität
Substanz in kJ/kg/°C
===========================
Alkohol 2,46
Alkoholdampf 1,43
Eisen 0,45
Aluminium 0,90
Zink 0,39
Kupfer 0,39
Schwefel 0,74
Quecksilber 0,14
Eichenholz 2,4
Nadelholz 2,4
Papier 1,2
Sand, tr. 0,8
Glas 0,8
Gummi 1,4
4. Wasser
und Lösevermögen
nach
oben
Das Lösevermögen
von Wasser ist je nach Stoff unterschiedlich. Vollkommen
unlöslich in Wasser ist kein Stoff, aber es gibt viele
Substanzen, die derart wenig löslich sind, dass sie
in der Praxis als unlöslich betrachtet werden können.
Andererseits sind eine Reihe von Flüssigkeiten mit
Wasser in beliebigen Verhältnissen mischbar, z. B.
Alkohol, Methanol, Essigsäure, Schwefelsäure,
Glykol und Glycerin. Auch Gase lösen sich in Wasser.
Ihre Löslichkeit steigt mit dem Druck und mit ihrer
Konzentration in der Luft.
Die Löslichkeit
aller Stoffe ist mehr oder weniger von der Temperatur abhängig.
Bei gewöhnlichem Kochsalz (NaCl) z. B. ändert
sie sich von 0 °C bis 100 °C nur sehr wenig. Dagegen
löst sich Cäsiumaluminiumsulfat 86 mal besser
bei 100 °C als bei 0 °C. Bei Gasen nimmt die Löslichkeit
gewöhnlich mit der Temperatur ab, bei festen Stoffen
nimmt sie dagegen meist zu. Eine Ausnahme ist z. B. das
Calciumsulfat (Gips), das sich in kaltem Wasser besser löst
als in heißem.
Beim Lösen
eines Stoffes wird dessen Molekülverband zerstört
und die Moleküle "schwimmen"
voneinander losgelöst im Wasser herum. Säuren,
Alkalien und Salze zerfallen zudem ganz oder teilweise in
Ionen (jeweils positiv und negativ geladene). Beispiele:
Kochsalz (NaCl) zerfällt in Na(+) und Cl(-).
Schwefelsäure (H2SO4) zerfällt in H(+) und HSO4(-).
Das HSO4(-) zerfällt z. T. weiter in H(+) und SO4(2-).
Natriumhydroxid (NaOH) zerfällt in Na(+) und OH(-).
Auch Wasser selbst zerfällt zu einem ganz geringen Teil
(0,00000018 %) in Ionen: in H(+) und OH(-).
Andere Stoffe,
wie z. B. Zucker, zerfallen praktisch nicht in Ionen.
Wenn mehrere Stoffe gleichzeitig in Wasser gelöst werden
sollen, dann beeinflussen diese sich mehr oder weniger gegenseitig
in ihrer Löslichkeit. Besonders stark ist dieser Effekt
bei verschiedenen Salzen, die eine gemeinsame Ionenart besitzen,
z. B. Natriumchlorid und Kaliumchlorid (NaCl und KCl). Aus
beiden entsteht beim Lösen in Wasser das Cl(-)-Ion.
In einer Lösung, die KCl enthält, löst sich
weniger NaCl als in reinem Wasser und umgekehrt.
Einige Beispiele
für Löslichkeiten in Wasser bei verschiedenen
Temperaturen in Gewichts-% (Eine Löslichkeit von 15
Gew.-% bedeutet, dass sich höchstens 15 g des Stoffes
in 85 g Wasser lösen lassen (ergibt 100 g Lösung)):
Stoff Löslichkeit
in Gew.-%
20
°C 80 °C
=======================================
Kochsalz 26,5 27,5
(Natriumchlorid)
Kaliumchlorid 25,5 33,6
Ammoniumchlorid 27,0 40,0 ("Salmiak")
Kaliumsulfat 10,0 17,5
Calciumsulfat 0,199 0,10
Calciumhydroxid 0,17 0,087
Calciumcarbonat 0,0015 0,002 (100 °C)
Zinkchlorid 78,7 84,5
Löst man die maximal lösliche Menge Kaliumchlorid
bei 80 °C in Wasser und lässt die Lösung abkühlen,
dann verringert sich die Löslichkeit und der nicht mehr
lösliche Anteil an Kaliumchlorid kristallisiert wieder
aus.
Salzlösungen haben gewöhnlich höhere Dichten
als reines Wasser. Am Beispiel Natriumchlorid bei 20 °C:
Konz.(Gew.-%) Dichte(kg/m³)
============================
0 998
2 1013
4 1027
6 1041
10 1071
20 1148
25 1189
Bei Gasen ist die Löslichkeit von Temperatur und Druck
abhängig. Die folgende Tabelle zeigt die Löslichkeiten
von reinem Sauerstoff, reinem Stickstoff und reinem CO2 in
g Gas / kg Wasser bei 1 bar Druck:
Temp(°C)Sauerstoff Stickstoff
CO2
==========================================
0 0,0676 0,0281
3,26
10 0,0526 0,0226
2,28
20 0,0428 0,0190
1,67
30 0,0364 0,0166
1,28
50 0,0291
0,0137 0,82
70 0,0258
0,0129 0,59
90 0,0246 0,0125
----
Aus Luft, die ja
nur ca. 21% Sauerstoff enthält, löst sich bei
1 bar Druck nur bis zu ca. 21% der jeweils angegebenen Menge,
bei 20 °C z. B. sind es 0,00899 g in 1 kg Wasser.
Die Löslichkeit
von CO2 ist stark vom pH-Wert abhängig. Dieser wiederum
wird durch eine große Zahl von Stoffen beeinflusst,
wenn diese im Wasser gelöst sind.
5. Wasser, Lösungen
und der pH-Wert
nach
oben
Der pH-Wert ist
ein (logarithmisches) Maß für die Konzentration
von Wasserstoffionen in einer wäßrigen Lösung.
Seine Berechnung ist nicht ganz so einfach. Man benötigt
hierfür eine besondere Maßeinheit, das Mol. 1
Mol bedeutet 602300000000000000000000 Teilchen, z. B. Wassermoleküle,
Natriumionen oder auch Wasserstoffionen (H(+)). Trotz der
gewaltigen Zahl ist ein Mol meist eine Menge von weniger
als 1 kg. Das liegt daran, dass Atome und Moleküle
so unvorstellbar klein und leicht sind.
Der Chemiker rechnet
deshalb gern in Mol, weil bei chemischen Reaktionen immer
jeweils eine bestimmte Anzahl der beteiligten Molekülsorten
benötigt wird. Bei der Bildung von Wasser aus Wasserstoff
und Sauerstoff z. B. reagieren immer 2 Wasserstoffmoleküle
und 1 Sauerstoffmolekül miteinander zu 2 Wassermolekülen:
2 H2 + 1 O2 = 2
H2O
Wenn man das Ganze
602300000000000000000000 mal macht, reagieren dann 2 Mol
H2 mit 1 Mol O2 zu 2 Mol H2O. Am Ende muss man allerdings
doch wieder in Gewichtseinheiten umrechnen, dazu muss man
nur wissen, wieviel ein Mol von welcher Atomsorte wiegt.
Da es nur etwa 110 Atomsorten gibt (der größte
Teil davon spielt nur in ganz speziellen Fällen eine
Rolle), ist das leichter als es aussieht. Beispiele:
1 Mol = 602300000000000000000000
Atome wiegen:
Wasserstoff (H): ca. 1 g
Sauerstoff (O): ca. 16 g
Stickstoff (N): ca. 14 g
Kohlenstoff (C): ca. 12 g
Natrium (Na): ca. 23 g
Kalium (K): ca. 39 g
Chlor (Cl): ca. 35,5 g
Schwefel (S): ca. 32 g
Demnach wiegt 1
Mol CO2-Moleküle (Jedes von ihnen besteht aus 1 C-Atom
und 2 O-Atomen):
1 Mol C = 12 g
+ 2 Mol O = 32 g
------------------
1 Mol CO2 = 44 g
==================
1 Mol Wasserstoff-Ionen
(= H(+)) wiegen 1 g.
In reinem Wasser
sind immer gerade so viele Wassermoleküle in H(+) und
OH(-) zerfallen, dass die Konzentration von H(+) ungefähr
1/10000000 Mol/l beträgt. Das sind, anders ausgedrückt,
1/10^7 Mol/l oder 10^-7 Mol/l. Der Zehnerlogarithmus von
10^-7 ist = -7. Der pH-Wert wiederum ist der negative Zehnerlogarithmus
der H(+)-Konzentration in Mol/l und damit -(-7) = 7. In
reinem Wasser ist der pH-Wert = 7.
In Wasser gelöste
Säuren oder saure Salze zerfallen meist viel stärker
als Wasser und geben deshalb viele zusätzliche H(+)-Ionen
ab, was deren Konzentration im Wasser erhöht.
Beispiel: Salzsäure
(HCl) zerfällt in Wasser praktisch vollständig
in seine Ionen:
HCl = H(+) + Cl(-).
Aus 1 Mol HCl entsteht
also 1 Mol H(+). 0,1 Mol HCl, in 1 l Wasser gelöst,
erzeugt demnach 0,1 Mol H(+). Wie hoch ist der pH? Ganz
einfach:
1. Zehnerlogarithmus
bilden: Log(0,1) = -1
2. Vorzeichen umkehren
("negativieren"): -(-1) = 1
Der pH-Wert einer "0,1-Molaren"
Salzsäure ist 1.
Nun kann man noch
die Konzentration der Salzsäure in die üblicheren
Masseneinheiten umrechnen:
1 Mol HCl = 1 g
+ 35,5 g = 36,5 g
0,1 Mol HCl = 3,65
g
0,1 Mol/l = 3,65
g/l
nach
oben
Substanzen, die
beim Zerfall in Ionen nicht H(+)- sondern OH(-)-Ionen abgeben
("Basen"), beeinflussen den pH-Wert indirekt.
Die OH(-)-Ionen reagieren nämlich mit H(+)-Ionen wieder
zu Wasser (H2O) und senken dadurch die H(+)-Konzentration.
Das Ganze geschieht in dem Maße, dass das Produkt
aus H(+)- und OH(-)-Konzentration in Wasser immer = 1/100000000000000
Mol²/l² beträgt, also 10^-14 Mol²/l².
Wenn also 0,1 Mol NaOH in Wasser gelöst wird, zerfällt
es praktisch vollständig in Na(+) und OH(-). Die OH(-)-Konzentration
ist dann = 0,1 Mol/l und die H(+)-Konzentration folglich
= 10^-13 Mol/l und der pH = 13.
Bei "schwachen" Säuren
und Basen, die nur zum Teil in Ionen zerfallen, muss der
so genannte "Dissoziationsgrad"
berücksichtigt werden. Ihr Einfluss auf den pH ist deutlich
geringer als der von starken Säuren bzw. Basen.
Soll der pH-Wert
von 1 l reinem Wasser mit Salzsäure herabgesetzt werden,
so werden folgende Mengen Salzsäure benötigt (In
der Praxis muss aber beachtet werden, dass Salzsäure
niemals reine HCl ist, sondern eine Lösung von HCl
(HCl ist ein Gas!) in Wasser in einer Konzentration bis
zu ca. 36%):
pH-Herabsetzung
Mol HCl = g HCl = g 25%ige Salzsäure
=====================================================
Von 7 auf 5 0,00001 0,000365 0,00146
Von 7 auf 3 0,001 0,0365 0,146
Von 7 auf 1 0,1 3,65 14,6
Im pH-Bereich um
7 herum können also schon geringste Säurezugaben
zu starken pH-Änderungen führen. Deshalb ist es äußerst
schwierig, durch Dosierung von Salzsäure reines Wasser
z.B. auf einen pH von 6 bringen zu wollen.
Genau genommen
müssen bei einer pH-Berechnung auch die auf den Zerfall
des Wassers entstandenen sehr geringen Mengen H(+)-Ionen
mit berücksichtigt werden. In den meisten Fällen
können diese aber vernachlässigt werden, weil
die Säure- bzw. Basenmenge viel größer ist.
In Wasser, das
gelöste Salze enthält, muss außerdem eine
evtl. vorhandene "Pufferwirkung"
berücksichtigt werden. Ist nämlich im Wasser bereits
das Salz einer schwachen Säure gelöst (z.B. ein
Carbonat, Acetat oder Phosphat), dann reagiert die zugesetzte
(starke) Säure mit dem Salz der schwachen Säure:
Die starke Säure wird verbraucht, wobei die schwache
Säure entsteht. Diese erzeugt aber nur relativ wenige
H(+)-Ionen, so dass sich der pH kaum ändert. Analog
verhält es sich mit den Salzen schwacher Basen (z.B.
Ammoniumsalze) und zugesetzten starken Basen.
Da in Leitungswasser,
Quellwasser, Fluss- und Meerwasser fast immer nennenswerte
Mengen an Carbonaten und z.T. auch Phosphaten enthalten
sind, ist eine Berechnung der für eine pH-Einstellung
auf einen bestimmten Wert benötigten Säure- oder
Basenmenge aus dem gemessenen pH allein nicht möglich.
Liegt eine genaue Wasseranalyse vor, ist die Berechnung
der benötigten Säure- bzw. Basenmenge immer noch
keine einfache Angelegenheit.
Mehr zum pH-Wert
und seiner Berechnung für Lösungen von Säuren,
Basen und Salzen: http://www.wissenschaft-technik-ethik.de/wasser_pH.html
6. Wasser und Dampfdruck
nach
oben
6.1 Entstehung
des Dampfdrucks
Wasser kann in
den 3 Aggregatzuständen fest, flüssig und gasförmig
auftreten. Im festen Zustand haben sich die Wassermoleküle
zu einem Kristallgitter zusammengelagert, in dem jedes Wassermolekül
seinen festen Platz hat. Es kann zwar noch an seinem Platz
herumzittern, ihn aber nicht so ohne Weiteres verlassen.
Da sich die Moleküle nicht aneinander vorbei bewegen
können, behält ein Eisstück seine Form bei.
Im flüssigen Zustand dagegen sind die Moleküle
zwar noch durch ihre Anziehungskräfte zu einer zusammenhängenden
Masse miteinander verbunden, haben jedoch ihr Kristallgitter
weitgehend aufgelöst. Sie können sich zwar nicht
voneinander weg, wohl aber leicht aneinander vorbei bewegen,
so dass flüssiges Wasser keine eigene Form besitzt:
Es passt sich statt dessen dem Gefäß an, in dem
es sich gerade befindet. Im gasförmigen Zustand haben
die Wassermoleküle ihre gegenseitigen Anziehungskräfte
überwunden und flitzen im Prinzip frei in der Gegend
umher. Dabei stoßen sie dauernd mit anderen Gasmolekülen
zusammen. In reinem Wasserdampf können das natürlich
nur weitere Wassermoleküle sein, ansonsten auch andere
vorhandene Gasmoleküle. Die zusammenstoßenden
Moleküle prallen dabei voneinander ab, so dass jedes
Molekül in einer Gasphase sich in einem wilden Zickzackkurs
herumbewegt.
Die Energie der
Moleküle im Wasser (wie heftig oder schnell sie sich
bewegen) ist sehr unterschiedlich. Moleküle, die eine
bestimmte Mindestenergie überschreiten und sich gerade
an der Oberfläche befinden, können dank ihres "Schwungs"
die Anziehungskräfte zu ihren Nachbarmolekülen überwinden,
sich quasi von ihnen "losreißen" und das
flüssige Wasser verlassen. Je höher die Temperatur
ist, desto mehr Wassermoleküle besitzen diese Mindestenergie
und desto mehr verlassen in jeder Sekunde das flüssige
Wasser. Umgekehrt können aber auch Wassermoleküle,
die sich gerade im Gasraum befinden, wieder in die Wasseroberfläche
eintauchen. Je mehr von ihnen sich im Gasraum befinden, desto
mehr tauchen pro Sekunde wieder in das flüssige Wasser
ein.
Das Gleichgewicht
ist dann erreicht, wenn in jeder Sekunde genauso viele Wassermoleküle
wieder eintauchen wie aus dem Wasser herauskommen.
Eine Temperaturerhöhung
hat zur Folge:
Mehr Wassermoleküle pro Sekunde verlassen das flüssige
Wasser. Dadurch erhöht sich die Menge der Wassermoleküle
im Gasraum und damit die Anzahl derer, die pro Sekunde wieder
eintauchen, bis wieder das Gleichgewicht erreicht ist. Im
Gleichgewicht befinden sich nun mehr Wassermoleküle
in einem cm³ Gasraum als im Gleichgewicht bei der niedrigeren
Temperatur.
Der Druck in einem
Gas hängt von der Anzahl der Gasmoleküle pro cm³ und
von deren Energie ab. Deshalb ist der von den Wassermolekülen
ausgeübte Druck bei höherer Temperatur größer
als bei niedrigerer Temperatur.
Der Dampfdruck
einer Substanz lässt sich direkt messen, wenn diese
in ein gasdichtes Gefäß
hinein gegeben wird und dann mit einer Vakuumpumpe die Luft
entfernt wird. Der Druck, der sich im Gasraum in der Flasche
bei der jeweiligen Temperatur einstellt, ist der Dampfdruck.
Er kann, wenn er nicht zu gering ist, mit einem Manometer
gemessen werden.
Wird warmes Wasser
in eine Flasche gegeben, diese dicht verschlossen und dann
geschüttelt, dann bildet sich rasch das Dampfdruck-Gleichgewicht
aus. Der Dampfdruck des Wassers addiert sich zum Druck der
Luft, die ja bereits vorher in der Flasche war, so dass
der Druck in der Flasche um den Betrag des Dampfdrucks steigt.
Der höhere Druck äußert sich darin, dass
beim Öffnen der Flasche etwas von dem Luft-Wasserdampf-Gemisch
herauszischt. Wenn wieder verschlossen und geschüttelt
wird, zischt es beim zweiten Mal kaum noch. Denn nun befindet
sich ja weniger Luft in der Flasche und die Teildrücke
von Luft und Wasserdampf ergeben, wenn man sie addiert,
gemeinsam den Umgebungsdruck.
Eine ähnliche
Beobachtung macht man an einem frisch befüllten Benzinkanister.
Verschlossen und geschüttelt, bläht er sich durch
den (relativ hohen) Dampfdruck des Benzins etwas auf und
beim Öffnen entweicht hörbar etwas Benzindampf-Luft-Gemisch.
(Ohne Schütteln passiert das Ganze auch, es dauert
nur länger, weil sich das Gleichgewicht viel langsamer
einstellt.)
zurück
nach
oben
6.2 Dampfdruck
und Sieden
Wenn der Druck
des Dampfes, der versucht, eine Dampfblase auszudehnen,
größer ist als der Umgebungsdruck (Luftdruck),
der versucht, die Dampfblase zusammenzudrücken, dann
können sich Dampfblasen überhaupt erst bilden
und dann beginnt das Wasser zu sieden. Bei einem Luftdruck
von 1013 mbar siedet Wasser deshalb bei 100 °C, weil
sein Dampfdruck bei dieser Temperatur 1013 mbar beträgt.
Bei niedrigerem Luftdruck siedet Wasser folglich bei niedrigerer
Temperatur, weil dann der für eine Blasenbildung notwendige
Dampfdruck ebenfalls niedriger ist.
Alles, was bezüglich
des Dampfdrucks für das flüssige Wasser gilt,
gilt auch für das Eis. Auch Eis hat einen Dampfdruck!
Dampfdrücke
von Eis und Wasser in mbar
| Temp .(°C) |
Dampfdruck(mbar) |
|
-20
-15
-10
-5
0 |
1,03
1,65
2,60
4,02
6,10 |
Eis |
0
5
10
15
20
25
30
35
40
50
60
70
80
90
97,92
98,21
98,50
98,79
99,07
99,36
99,64
99,92
100,00
100,20
100,74
101,28
110
120
130
150
200
250
300
350
374,12 |
6,10
8,7
12,3
17,0
23,4
31,7
42,4
56,2
73,7
123
199
311
473
701
940
950
960
970
980
990
1000
1010
1013
1020
1040
1060
1433
1985
2,70 bar
4,76 bar
15,54 bar
39,7 bar
85,8 bar
165 bar
221,2 bar kritischer Punkt |
Wasser |
zurück |
Mit zunehmender
Temperatur nähern sich die Eigenschaften von flüssigem
und gasförmigem Wasser immer mehr aneinander an. Bei
374,12 °C ("kritische Temperatur") haben sich
die Eigenschaften vollkommen aneinander angeglichen, so
dass es keinerlei Unterschied mehr zwischen flüssigem
und gasförmigem Wasser gibt. Folglich kann oberhalb
dieser Temperatur weder ein Sieden noch ein Kondensieren
stattfinden.
Aus den Dampfdruckdaten
ist ersichtlich, wieviel Druck mindestens erforderlich ist,
um Wasserdampf bei einer gegebenen Temperatur zu verflüssigen
(zu kondensieren) oder umgekehrt, bei welcher Temperatur
Wasser bei einem gegebenen Druck siedet
nach
oben
6.3 Dampfdruckformel:
Die häufig
zitierte Clausius-Clapeyron'sche Gleichung ist eine theoretisch
abgeleitete Gleichung, die nicht alle Einflüsse erfasst,
und führt in der Praxis nicht zu wirklich brauchbaren
Ergebnissen.
Da die Temperatur-Dampfdruck-Kurve
sehr nichtlinear verläuft, sollten Interpolationen
und erst recht Extrapolationen mit folgender Gleichung erfolgen,
die auf der Clausius-Clapeyron'schen Gleichung basiert:
Log(p) = K1 + K2
* 1 / T
p: Dampfdruck
Log(p): Logarithmus des Dampfdrucks
T: Absolute Temperatur
K1, K2: Konstanten
T(in K) = Temperatur(in °C)
+ 273,15
Temperatur(in °C) = T(in K) - 273,15
So wird's gemacht:
Die 2 bekannten
Wertepaare (p1; T1) und (p2; T2) werden in die Gleichung
eingesetzt. Man erhält 2 Gleichungen mit K1 und K2
als die 2 Unbekannten und muss diese daraus berechnen.
Mit den berechneten
K1 und K2, in die Gleichung eingesetzt, lassen sich nun
die p-Werte für alle T-Werte zwischen T1 und T2 berechnen
(Interpolation) und auch ein Wenig darüber hinaus (Extrapolation).
Wer Probleme damit
hat, 2 Gleichungen mit 2 Unbekannten zu lösen, sollte
eigentlich erstmal das lernen und sich dann um Dampfdruckformeln
kümmern. Als Kontrolle für diejenigen, die es
immerhin mal versuchen, hier die berechneten Konstanten
für die Wertepaare (20°C; 23,4mbar) und (40°C;
73,7mbar):
K1 = 9,17059
K2 = -2286,97
und ein Vergleich
der daraus errechneten Dampfdruckwerte mit den tatsächlichen
Werten:
Temp.(°C) Dampfdruck(mbar)
berechnet gemessen
==================================
20 23,40 23,4
25 31,63
31,7
30 42,32 42,4
35 56,10 56,21
40 73,70 73,7
50 124 123
60 202 199
70 321 311
(Man sieht spätestens
an den 70°C-Werten, dass man es mit dem Extrapolieren
nicht übertreiben sollte.)
Eine Excel-Tabelle, mit der Dampfdrücke auf diese Weise
sehr leicht interpoliert und extrapoliert werden können
(enthält auch eine umfangreiche Dampfdrucktabelle für
Eis und Wasser) steht zum Download zur Verfügung unter:
http://www.wissenschaft-technik-ethik.de/Download/DampfdruckInterpolation.xls
7. Verschiedenes
zum Wasser
nach
oben
7.1 Meerwasser
(Ozeane, nicht Ostsee etc.)
Dichte: 1025 kg/m³
Gelöste Inhaltsstoffe:
Kationenbildner:
Na 10,5 g/l
K 380 mg/l
Mg 1,35 g/l
Ca 400 mg/l
Sr 8,1 mg/l
Li 0,18 mg/l
Rb 0,12 mg/l
Ba 0,03 mg/l
Al 0,01 mg/l
Fe 0,01 mg/l
In < 0,02 mg/l
Mo 0,01 mg/l
Zn 0,01 mg/l
Ni 5,4 yg/l
As 3 yg/l
Cu 3 yg/l
Sn 3 yg/l
U 3 yg/l
Mn 2 yg/l
V 2 yg/l
Ti 1 yg/l
Cs 0,5 yg/l
Ce 0,4 yg/l
Sb 0,33 yg/l
Ag 0,3 yg/l
Y 0,3 yg/l
Co 0,27 yg/l
Cd 0,11 yg/l
W 0,1 yg/l
Ge 70 ng/l
Cr 50 ng/l
Th 50 ng/l
Ga 30 ng/l
Hg 30 ng/l
Pb 30 ng/l
Zr 22 ng/l
Bi 17 ng/l
La 12 ng/l
Au 11 ng/l
Nb 10 ng/l
Tl < 10 ng/l
Hf < 8 ng/l
Ta < 2,5 ng/l
Be 0,6 ng/l
Anionenbildner:
Cl 19 g/l
S 885 mg/l
C 28 mg/l
Br 65 mg/l
F 1,3 mg/l
Si 3 mg/l
N 0,5 mg/l
P 70 yg/l
J 60 yg/l
Se 0,09 yg/l
Nichtionische Stoffe:
Ar 0,6 mg/l
Kr 2,5 yg/l
Ne 0,14 yg/l
Xe 52 ng/l
mg = Milligramm
= 1/1.000 g
yg = Mikrogramm = 1/1.000.000 g
ng = Nanogramm = 1/1.000.000.000 g
Insgesamt sind
das ca. 35 g gelöste Salze / l bzw. die Salzkonzentration
im Meerwasser beträgt ca. 3,5 Gewichts-%.
Quelle: Weast,
Handbook of Chem. and Phys., 64th Ed., CRC-Press
8. Wasser und seine
Phänomene
zurück
8.1 Die Farbe der
Gewässer
Die Farbe eines
Gewässers ist im Wesentlichen eine Folge von Lichtstreuung
und -reflexion.
Seen mit ausreichender
Tiefe und sehr sauberem Wasser erscheinen deshalb so schön
blau, weil das ins Wasser einfallende Licht je nach Wellenlänge
an den Wassermolekülen gestreut oder vom Wasser absorbiert
wird. Je kürzer die Wellenlänge, desto stärker
ist die Streuung. Deshalb wird vor Allem das blaue und violette
Licht gestreut und tritt z.T. wieder aus dem Wasser aus,
was ihm die blaue Farbe verleiht.
Bergseen, weite
Teile der Ozeane, aber auch Schwimmbäder sind meist
einigermaßen tief und enthalten sehr sauberes Wasser,
so dass sie dem entsprechend blau erscheinen. Dagegen sind
viele Binnengewässer in flacheren Regionen durch organische
Substanzen (Huminstoffe) ganz leicht braun gefärbt,
absorbieren deshalb den Großteil des blauen Streulichts
und erscheinen demzufolge weniger oder gar nicht blau.
In flachen Gewässern
wird nur wenig Licht absorbiert und gestreut, statt dessen
wird ein erheblicher Anteil vom Grund des Gewässers
reflektiert, insbesondere wenn es sich um einen hellen (Sand-)Grund
handelt. Das blaue Streulicht hat dabei nur einen geringen
Anteil und fällt daher bei der Farbwahrnehmung praktisch
nicht ins Gewicht.
Enthält ein
Gewässer aufgewirbelten Schlamm, Algen etc., dann wird
das einfallende Licht z.T. von den schwebenden Partikeln
reflektiert. Da grüne Algen vor Allem den grünen
Lichtanteil reflektieren, verleihen sie so dem Gewässer
einen mehr oder weniger deutlichen Grünstich. Schlamm
und abgestorbene Algen dagegen färben ein Gewässer
eher schmutzigbraun. In einigen Seen in Island, meist in
der Nähe von heißen Quellen, geben im Wasser
lebende Kieselalgen dem See eine wunderschöne hellblaue
Farbe (z.B. der bekannten "Blauen Lagune"). In
einigen Meeresregionen kann das Meerwasser durch bestimmte
Algensorten zeitweilig gar rot gefärbt sein.
zurück
nach
oben
8.2 Trinkbarkeit
von entmineralisiertem Wasser ("Destwasser")
Immer wieder stößt
man auf die schier unausrottbare Behauptung, durch das Trinken
von destilliertem bzw. entmineralisiertem Wasser würde
der Körper "ausgelaugt"
und der Mineralstoffverlust hätte schwere körperliche
Schäden, wenn nicht gar den Tod, zur Folge. Diese Vorstellung
hat hierzulande sogar zu einem Gesetz geführt, das zwischen
Trinkwassernetz und Wasserentmineralisierungsanlagen ein
Trennventil (Rückschlagventil genügt nicht!!!)
vorschreibt, um ein eventuelles Eindringen von entmineralisiertem
Wasser in das Trinkwassernetz mit Sicherheit auszuschließen
.
Doch wie verhält
es sich tatsächlich?
Der Körper
muss, um nicht immer schwerer zu werden oder langsam auszutrocknen,
im zeitlichen Mittel das gesamte (durch Getränke und
Nahrung) aufgenommene (und auch das durch chemische Reaktionen
im Körper entstandene) Wasser wieder ausscheiden. Ein
Teil des Wassers verdunstet in den Atemwegen und in der
Lunge, ein weiterer Teil wird als Schweiß über
die Haut abgegeben und verdunstet dort. Der Rest wird über
den Harn ausgeschieden.
Wie viel Wasser
in den Atemwegen verdunstet wird, hängt im Wesentlichen
vom Luftverbrauch (erhöht z.B. bei körperlicher
Anstrengung) und von der absoluten Luftfeuchte (im Winter
geringer) ab.
Die mit dem Schweiß abgesonderte
Wassermenge hängt hauptsächlich ab von der Temperatur,
der Luftbewegung, der Bekleidung und der körperlichen
Anstrengung: Je schlechter die Luft die Wärme abführen
kann (schlecht, wenn warm, windstill, gut isolierende Kleidung),
desto mehr muss durch Verdunstung gekühlt werden und
eine erhöhte Wärmeentwicklung erfordert natürlich
eine entsprechend höhere Kühlleistung.
Die mit dem Urin
ausgeschiedene Wassermenge ist im Normalfall das, was nach
Atmen und Schwitzen als Überschuss verbleibt. Da mit
dem Urin jedoch auch verschiedene Abfallstoffe (Harnstoff,
Kreatinin etc.) und ggfs. auch überschüssige Salze
ausgeschieden werden müssen, wird im Laufe des Tages
immer eine gewisse Mindestmenge Urin produziert.
Werden dem Körper
eine längere Zeit lang keinerlei Mineralstoffe zugeführt
(z.B. wenn jemand Tage lang nichts als Destwasser zu sich
nimmt), dann wird der Körper die Konzentration an Mineralstoffen
in Schweiß und Urin so gering wie möglich halten,
um den Mineralstoffverlust zu begrenzen. Da er nicht in
der Lage ist, diese Konzentrationen ganz auf Null abzusenken,
ist ein gewisser Mineralstoffverlust nicht zu vermeiden.
Dieser Mindest-Mineralstoffverlust wird natürlich mit
steigender Wasserzufuhr größer werden. Je nach
den äußeren Gegebenheiten wird sich dann früher
oder später der wachsende Mineralstoffmangel in körperlichen
Symptomen bemerkbar machen.
Dasselbe gilt aber
auch für Trinkwasser und Mineralwasser. Auch diese
können (abgesehen von Wässern, die besonders hohe
Konzentrationen jedes einzelnen der vom Menschen benötigten
Mineralstoffe enthalten) allein den Mineralstoffverlust
nicht ausgleichen. Die in Trink- und Mineralwasser enthaltenen
Mineralstoffmengen sind allerdings besser als gar nichts:
Das bedeutet, dass beim (ausschließlichen) Zu-sich-nehmen
von Wasser die befürchteten Mineralstoff-Mangelsymptome
natürlich um so eher auftreten werden, je weniger Mineralstoffe
das betreffende Wasser enthält. Destwasser wäre
in diesem Fall also tatsächlich die schlechteste Wahl
(ganz dicht gefolgt von gewissen Skandinavischen "Mineralwässern",
deren Mineralstoffgehalte selbst bei Na und K weit unter
1 mg/l (!) liegen).
Alle diese Überlegungen
sind jedoch gegenstandslos, wenn
neben Wasser auch andere (mineralstoffhaltige) Nahrung aufgenommen
wird. In diesem Fall werden dem Körper bei halbwegs
normaler Ernährung so viel Mineralstoffe zugeführt,
dass nicht nur die Mindest-Verluste ausgeglichen werden
können, sondern darüber hinaus weitere (überschüssige)
Mineralstoffe zusätzlich ausgeschieden werden. Im
Normalfall ist es also ziemlich unerheblich, ob ein mineralstoffreiches
Wasser oder Destwasser (oder Milch, Saft, ...) getrunken
wird.
Wird übrigens
aus Destwasser Kaffee oder Tee zubereitet, dann enthält
das Gebräu anschließend einen erheblichen Teil
der im Tee bzw. Kaffeepulver enthaltenen löslichen
Mineralstoffe, da diese natürlich mit extrahiert werden.
Da der Mindest-Mineralstoffverlust
mit der Trinkmenge ansteigt, sollte man es mit dem Trinken
allerdings auch nicht übertreiben. Mehr als 2 bis 3
Liter täglich müssen nur bei bestimmten Krankheiten,
Ausnahme- und Extremsituationen oder entsprechender körperlicher
Belastung getrunken werden.
Übrigens wird
nicht nur die Wasserabgabe, sondern auch die Wasserzufuhr
vom Körper geregelt. Dies geschieht indirekt dadurch,
dass bei Wasserbedarf im Gehirn ein Durstgefühl erzeugt
wird, das den Menschen dazu veranlasst, nach Möglichkeit
etwas zu trinken. Ist der Wasserbedarf gedeckt, verschwindet
das Durstgefühl wieder.
Es ist also normalerweise
nicht erforderlich, "bewusst" zu trinken. Bei älteren
Menschen funktioniert jedoch, wie so vieles Andere, die
Steuerung über das Durstgefühl häufig nicht
mehr so gut. In diesen Fällen sollte auf eine auseichende
Trinkmenge geachtet werden. (Andererseits ist es wohl auch
kaum sinnvoll, das Durstgefühl gewohnheitsmäßig
zu unterdrücken, bloß um aus Bequemlichkeit die
Toilette weniger häufig aufsuchen zu müssen.)
zurück
nach
oben
8.3 "Anorganische" und "organische" Mineralstoffe
Zur Zeit hört
und liest man des Öfteren die Behauptung, dass Mineralstoffe
nur "in organischer Form" (in Nahrungsmitteln)
für den Körper verwertbar seien. Die im Wasser
enthaltenen "anorganischen" Mineralien dagegen
könnten vom Körper nicht verwertet werden, "weil
sie Zellwände nicht durchdringen können" und
würden deshalb "im Körper Ablagerungen bilden" ("Adernverkalkung", "Nieren-
und Gallensteine" etc.).
Dahinter steckt
offenbar die (längst überholte) Vorstellung, es
gäbe einen prinzipiellen Unterschied zwischen organischen
und anorganischen Stoffen. Tatsächlich wird die Einteilung
in anorganische und organische Stoffe lediglich aus formalen
Gründen beibehalten. Irgendeine naturwissenschaftliche
Bedeutung hat sie nicht(!)
Die Aufnahme von
Mineralstoffen durch den Körper soll im Folgenden am
Beispiel des Elements Calcium (chem. Zeichen: Ca) erläutert
werden.
Calcium kann dem
Körper in Form verschiedener Calciumsalze zugeführt
werden. Es gibt sowohl anorganische (sprich: als "anorganisch" klassifizierte)
Ca-Salze als auch organische.
Anorganische Ca-Salze
sind z.B.:
Calciumchlorid
( CaCl2 ) ( Ca-Salz der Salzsäure )
Calciumcarbonat ( CaCO3 ) ( "Kalk" ) ( Ca-Salz
der Kohlensäure )
Calciumhydrogencarbonat ( Ca(HCO3)2 ) ( "saures" Ca-Salz
der Kohlensäure )
Calciumsulfat ( CaSO4 ) ( "Gips" ) ( Ca-Salz der
Schwefelsäure )
Organische Ca-Salze
(Ca-Salze organischer Säuren) sind z.B.:
Calciumacetat (
Ca(C2H3O2)2 ) ( Ca-Salz der Essigsäure )
Calciumoxalat ( CaC2O4 ) ( Ca-Salz der Oxalsäure )
Calciumformiat ( Ca(CHO2)2 ) ( Ca-Salz der Ameisensäure
)
Um vom Körper
aufgenommen werden zu können, muss das Calcium in gelöster
Form in den Darm gelangen. Beim Lösen eines Kristalls
eines Ca-Salzes zerfällt dieses in Ca++ -Ionen und
in eine entsprechende Anzahl Säureanionen (in den Beispielen
sind dies 2 Cl-, 2 HCO3-, 1 SO4--, 2 C2H3O2-, 1 C2O4-- bzw.
2 CHO2-).
Wenn der Zerfall
in die Ionen erst einmal stattgefunden hat, kann anschließend
nicht mehr festgestellt werden, mit welchem der gelösten
Säureanionen ein bestimmtes Ca++ -Ion einst "verbandelt" war
(auch der Körper kann es nicht und selbst wenn er es
könnte: Warum in aller Welt sollte er ein Ca++, das
aus CaCl2 stammt, verschmähen und ein genau identisches
Ca++, das aus Ca(C2H3O2)2 stammt, verwerten?).
Es gibt aber in
der Tat auch Ca-Salze, die vom Körper nicht verwertet
werden können. Das hat jedoch nicht das Geringste mit
anorganisch oder organisch zu tun, sondern es ist einfach
eine Frage der Löslichkeit: Schwer lösliche (d.h.
beinahe unlösliche) Ca-Salze können deswegen nicht
die Darmwand passieren, weil sie in Form ganzer Kristalle
vorliegen, die in jedem Fall zu groß sind um durch
Zellwände hindurch geschleust zu werden.
Von den oben genannten
Beispielen sind das Chlorid, Hydrogencarbonat, Sulfat, Acetat
und Formiat ausreichend löslich, um ohne Weiteres verwertet
werden zu können. Das Carbonat (auch das Hydrogencarbonat)
reagiert mit der Magensäure zu leicht löslichem
Calciumchlorid und Kohlendioxid (das wieder "ausgerülpst"
wird).
Probleme macht
unter den Beispielsalzen lediglich das Oxalat: Calciumoxalat
ist schwer löslich. Es wird zwar von der starken Magensäure
zunächst auch gelöst, kristallisiert aber im Darm,
in dem zuallererst die vom Mageninhalt mitgeführte
Magensäure wieder neutralisiert wird, gleich wieder
aus. Es ist in diesem Fall also gerade ein "organisches" Calciumsalz,
das vom Körper nicht aufgenommen werden kann.
Im Übrigen
entlarvt sich die o.g. Behauptung bei näherer Betrachtung
von selbst. Um im Körper irgendwelche Ablagerungen
oder gar Steine zu bilden, müssten die zitierten
"anorganischen" Mineralstoffe ja erst einmal in
den Körper hinein gelangen. Doch wie sollen sie das
anstellen, wo sie doch angeblich nicht in der Lage sind,
lebende Zellwände zu durchdringen? Da die Darmwand auch
nur aus lebenden Zellen besteht, können Stoffe, die
solche nicht passieren können, logischerweise auch da
nicht hindurch.
Im Übrigen
lagert sich zwar tatsächlich mit den Jahren etwas "Kalk" (Calciumverbindungen)
in den Wänden der Blutgefäße ab, diese sind
jedoch nach dem heutigen medizinischen Kenntnisstand bedeutungslos.
Die gefährlichen Ablagerungen (Plaques) innerhalb der
Blutgefäße bestehen hauptsächlich aus Cholesterin
(einem "organischen" Stoff). Auch Nieren- und
Blasensteine bestehen zu einem erheblichen Teil aus organischem
Material.
Der Sinn der ganzen
Märchengeschichte ist es offensichtlich, durch Erzeugung
von Angst vor den "bösen"
anorganischen Mineralstoffen im Trinkwasser, immer mehr Menschen
dazu zu bewegen, teure und für sie nutzlose Trinkwasser-Entmineralisierungsanlagen
anzuschaffen. Der verbreitete Wahn, organisch = gut, anorganisch
= schlecht kommt den betreffenden Geschäftemachern dabei
natürlich sehr gelegen.
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Quellen:
D'Ans-Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker,
Band 1: Makroskopische chem.-physikal. Eigenschaften, Springer-Verlag,
3. Auflage, 1967
Weast, Handbook of Chemistry and Physics, 64th Edition,
1983-1984, CRC Press Inc., Boca Raton, Florida
Meyer/Schiffner, Technische Thermodynamik, VEB Fachbuchverlag,
Leipzig
