DieWasserhärte gibt an, wie hoch die Konzentration derErdalkaliionen (v. a. der Calcium- und Magnesiumionen) ist, die in Form ihrer Salze in einem Wasser gelöst sind. Auf nationaler Ebene gibt es dazu unterschiedliche Maßeinheiten. 1 Grad Deutscher Härte (1 °dH) entspricht z. B. so vielen Calcium- oder Magnesium-Ionen pro Liter, wie in 10 Milligramm Calciumoxid (CaO) enthalten sind. 1 Grad Französischer Härte (1 °fH) hingegen entspricht einer Konzentration der genannten Ionen von 0,1 Millimol pro Liter. In anderen Ländern gelten weiter unten beschriebene Definitionen.
Die gelösten Calcium- und Magnesiumionen, die man auch als Härtebildner bezeichnet, können schwerlösliche Verbindungen bilden, darunter vor allemCarbonate und die mit Kernseifen entstehenden sog.Kalkseifen. Diese Tendenz zur Bildung von schwer löslichen Verbindungen ist der Grund, warum die Wasserhärte ein wichtiges Qualitätskriterium ist.Häufig wird dabei zwischen Carbonathärte und Gesamthärte unterschieden: Als Carbonathärte bezeichnet man die Menge der Calcium- und Magnesiumionen, die mit den im Wasser enthaltenen Anionen der Kohlensäure schwerlösliche Carbonate bilden können. Häufig gibt es aber darüber hinaus noch Calcium- und Magnesiumionen, die beim Verdampfen des Wassers an andere Anionen gebunden würden, weil nicht genug Carbonationen für alle Calcium- und Magnesiumionen vorhanden sind. Die Summe aller Calcium- und Magnesiumionen wird als Gesamthärte bezeichnet. Genaugenommen schließt die genannte Wasserhärtedefinition alle Erdalkaliionen ein, wobei die Strontium-, Barium- und Radiumionen aber meist nicht vorhanden sind.
Schon in den antikenhippokratischen Schriften wurde zwischen weichem (μαλακός) und hartem (σκληρός) Wasser unterschieden. Das harte Wasser ist unter anderem „bei Felsquellen, warmer Erde oder mineralreichen Quellen zu finden.“[1]Galenos erläutert hierzu: „DennHippokrates nennt ‚hartes Wasser‘ das raue, das beim Trinken die Zunge und beim Waschen den Körper beißt. Das weiche Wasser ist dem entgegengesetzt.“[2]
Für dasWäschewaschen von Hand wird bis heute vorzugsweise Regenwasser genutzt, welches als weich gilt. Quell- oder Brunnenwasser, die als hart gelten, werden dagegen eher gemieden, weil der hohe Anteil gelöster Mineralien im harten WasserSeife vermehrt zu wasserunlöslicherKalkseife ausflocken lässt. Der so gebundene Teil der Seife verliert seine Reinigungswirkung. Gleichzeitig lässt die entstandene Kalkseife das gewaschene Waschgut ergrauen und macht das Waschgut nach dem Trocknen auf der Wäscheleine hart und steif. Durch die Nutzung von weichem Wasser fürs Waschen können diese unerwünschten Effekte weitgehend vermieden werden.[3]
Niederschlagswasser ist „destilliertes Wasser“ und enthält von Natur aus keine Mineralien, sondern nur Luftbestandteile und Luftverunreinigungen, die beim Fall zur Erdoberfläche aus der Luft herausgewaschen wurden oder selbstkondensierten. Deswegen istRegenwasserweiches Wasser. In Regionen mit kristallinen Gesteinen im Boden, wieGranit,Gneis undBasalt, kann das Regenwasser nur wenige leichtlösliche Mineralien herauslösen, das Grundwasser ist weiches Wasser. AuchOberflächenwasser ohne viel Kontakt zu Gesteinen gilt als weich.
Weiches Wasser ist günstiger für alle Anwendungen,
Nachteilig kann jedoch starke Schaumbildung beiWaschmitteln sein und die schlechte Entfernbarkeit von Seife z. B. beim Händewaschen.
In Kontakt mitkalkhaltigen Gesteinen (wie beispielsweiseKalkstein,Marmor oderDolomit) kann Regenwasser mehr Minerale auflösen, es wird zuhartem Wasser.
Die Wasserhärte entsteht beim Durchtritt von Wasser durch carbonatgesteinhaltige Böden und Gesteine und/oderGrundwasserleiter (Aquifere) durch Lösung vonCarbonaten mithilfe vonKohlensäure unter Bildung löslicherHydrogencarbonate (HCO3−).
Sämtliche gelösten Erdalkalimetalle (die dann alsCarbonate,Sulfate,Chloride,Nitrite,Nitrate undPhosphate vorliegen) werden alsGesamthärte bezeichnet[4]. Die nur an Kohlensäure gebundenen Anteile werden alsKarbonathärte[4](auchCarbonathärte odertemporäre Härte odervorübergehende Härte) und deren beider Differenz alsNichtkarbonathärte[4] (permanente Härte oderbleibende Härte) bezeichnet.
Der überwiegende Teil der Wasserhärte entsteht als Carbonathärte und ist daher für die Wasserhärte von spezieller Bedeutung. Sie entsteht durch chemische Reaktion[5] mit carbonathaltigen Gesteinen, alsoKalk (CaCO3) bzw.Dolomit (Ca-Mg-Mischcarbonat) nach folgenden Formeln
Dieselben Reaktionen und Gleichgewichte laufen mit allen Erdalkali- und Mischcarbonaten ab: SrCO3, BaCO3, … Die Carbonathärte entspricht der Hälfte der Konzentration des AnionsHydrogencarbonat (HCO3−).
Magnesium- und Calciumionen können auch durch andere Lösungsvorgänge in das Wasser gelangen, etwa durch Auflösungen vonGips-Mineralien (CaSO4 × 2 H2O).Grundwässer aus gipshaltigen Schichten können im Extremfall die Sättigungskonzentration für Gips erreichen, die einer Härte von 78,5 °fH bzw. 44 °dH entspricht. (Für die Maßeinheiten °dH und °fH siehe unten AbschnittEinheiten und Umrechnung.)
Die in sauren Niederschlägen enthaltenenSäuren, die durch den Begriffsaurer Regen bekannt geworden sind, führen nach Reaktion mit den Carbonatgesteinen zum Anstieg der Gesamthärte. Beteiligt sind vor allem Schwefelsäure (H2SO4), die überSchwefeldioxid und die Bildung vonschwefeliger Säure bei der Verbrennung schwefelhaltiger Brennstoffe entsteht, und Salpetersäure (HNO3), die über die Zwischenstufe derStickoxide bei besonders heißen Verbrennungen gebildet wird. Durch Maßnahmen zurLuftreinhaltung (z. B.Rauchgasentschwefelung undFahrzeugkatalysatoren sowieDeNox-Anlagen in Kraftwerken) sind diese Belastungen in den vergangenen Jahrzehnten drastisch reduziert worden.
Beim Zerfall von Pflanzenmasse (tote Wurzeln, Falllaub, untergepflügte Halme) im Boden oder bei der Ausbringung landwirtschaftlichen Düngers wird der darin enthalteneStickstoff zunächst alsAmmonium (NH4+) freigesetzt. Daran schließt sich ein bakteriellerOxidationsprozess an, die sog.Nitrifikation. Das Ammonium wird zuerst zuSalpetriger Säure (HNO2) und schließlich zuSalpetersäure (HNO3) oxidiert (und könnte auch weiter zu N2denitrifiziert werden). Diese Salpetersäure löst aus Kalk – und beim Fehlen von Kalk aus Tonmineralen – Härtebildner auf, der dann den Pflanzen nicht mehr zur Verfügung steht. Deshalb drohen landwirtschaftlich genutzte kalkarme Böden zu versauern. In diesen Fällen ist eineKalkdüngung erforderlich. Die dann wieder reichlich vorhandenen Carbonate können für einen Härteanstieg in Grundwässern mitverantwortlich sein.
In Grundwässern, die durch landwirtschaftliche Aktivitäten beeinflusst sind, kann die Härte auf über 30 °fH (entspricht 17 °dH), in Einzelfällen sogar auf über 40 °fH (entspricht 23 °dH), ansteigen. Dies geht sowohl auf vermehrte Kohlensäurebildung als auch auf vermehrte Nitrifikation zurück.
Regenwasser kann nur ausnahmsweise dann Härtebildner aufnehmen, wenn die Atmosphäre kalkhaltige Staubpartikel enthält. Üblicherweise liegt deshalb die Härte von Regenwasser nahe Null. AuchTrinkwasser-Talsperren und Bergseen enthalten selbst in kalkreichen Gegenden oft Wasser von geringer Härte, wenn ihr Einzugsgebiet eine geringe geografische Fläche umfasst und das Regenwasser hauptsächlich oberflächlich zufließt.
Die Wasserhärte ist durch ein System verschiedener miteinander gekoppelterchemischer Gleichgewichtsreaktionen gekennzeichnet und davon abhängig. Neben den Reaktionsgleichgewichten gehören auch dieLöslichkeitsgleichgewichte zwischen den verschiedenen Erdalkali-Ionen und den zugehörigen Carbonat- undSulfat-Fällungsprodukten (Calcit,Dolomit,Schwerspat,Gips etc.) dazu. Gekoppelt ist auch das Lösungs- und Dissoziationsgleichgewicht des Kohlenstoffdioxid-Kohlensäure-Carbonat-Systems.
Trifft CO2 auf (Regen-)Wasser werden mehr als 99 % des Kohlenstoffdioxids nur physikalisch gelöst und weniger als 1 % reagierttemperaturabhängig in einer Gleichgewichtsreaktion (näher wird das beimDissoziationsgleichgewicht der Kohlensäure erklärt) mit den Wassermolekülen chemisch zu Kohlensäure (H2CO3), die wässrige Lösung reagiert deshalb schwach sauer.
Die gebildete Kohlensäure H2CO3 steht in einerGleichgewichtsreaktion mitHydrogencarbonat (HCO3−)-Ionen undOxonium- (H3O+)-Ionen.
Das Hydrogencarbonat-Ion HCO3−dissoziiert in Wasser weiter zumCarbonat-Ion CO32−
In Wasser liegen diese Gleichgewichtsreaktionen überwiegend auf der Seite des Kohlenstoffdioxids (das dann überwiegend physikalisch im Wasser gelöst vorliegt) und nur in geringem Umfang bilden sich Hydrogencarbonationen.
In derWasserchemie wird gelöstes CO2 mit der eigentlichen Säure H2CO3 üblicherweise alsfreie Kohlensäure zusammengefasst, deren Gleichgewichtsreaktionsprodukte, die Summe von Carbonat und Hydrogencarbonat, alsgebundene Kohlensäure.
Die Formel
beschreibt dasKalk-Kohlensäure-Gleichgewicht.[6]
Calciumcarbonat selbst ist in reinem Wasser kaum löslich. Die Löslichkeit beträgt gerade einmal 14 Milligramm pro Liter, wobei das Carbonat-Ion als Hydrogencarbonat-Ion in Lösung geht. Bei Anwesenheit von gelöstem Kohlenstoffdioxid steigt die Löslichkeit jedoch um mehr als das Hundertfache, wobei sich das leicht lösliche (dissoziiert vorliegende)Calciumhydrogencarbonat bildet.[7]
Wird nun einer dieser Gleichgewichtsreaktionspartner zusätzlich in Wasser eingebracht (oder dem Wasser entzogen), so ist imGleichgewicht ein „Überhang“ (oder „Mangel“) an einer Seite, worauf die chemischen Reaktionen in die andere (von der anderen) Richtung der Reaktionsgleichungen ablaufen bis sich mit denReaktionsprodukten wieder ein Gleichgewicht eingestellt hat (Prinzip vom kleinsten Zwang). Ebenso wenn der pH-Wert oder die Wassertemperatur verändert werden. Auch Wasserverdunstung oder Verdünnung bewirken eine Änderung der CO2-Konzentration und somit eine Gleichgewichtsverschiebung. Regenwasser nimmt temperaturabhängig CO2 aus der Atmosphäre auf. Ein Überhang (oder Mangel) auf der einen Seite der Gleichgewichtsreaktion führt zu einem Ansteigen (oder Absinken) auch auf der anderen Seite, beispielsweise
Das Wasser befindet sich in diesem Kalk-Kohlensäure-Gleichgewicht,wenn die Kalkausscheidung gleich groß ist wie die Kalkauflösung, also es genau so viel Kohlenstoffdioxid enthält, dass es gerade keinen Kalk abscheidet, aber auch keinen Kalk lösen kann. Wird einem solchen Wasser Kohlenstoffdioxid entzogen, bilden sich schwer lösliche Verbindungen wieCalcit undDolomit als besonders schwer lösliches (!) Mischcarbonat. Das Wasser ist dann mit diesen Mischcarbonatenübersättigt, worauf dieseausfallen.
Daneben existiert noch derCarbonat-Silicat-Zyklus der Gesteine, bei demSilikatgesteine gelöst und wieder abgeschieden werden. Das kohlensäurehaltige Regenwassererodiert silicatische Gesteine, indem es daraus Calcium-Silicat-Minerale (Verbindungen ausCalcium,Silicium undSauerstoff) auflöst, wodurch die freigesetzten Calcium- und Hydrogencarbonat-Ionen ins Grundwasser gelangen. Als Beispiel dient die Gleichung der Umsetzung desFeldspatsAnorthit durch Kohlensäure unter Bildung vonKaolinit:
Durch weitereBiomineralisation werden mineralischeBiominerale aus dem Wasser ausgeschieden. So fällen beispielsweiseArmleuchteralgen oder zur Photosynthese fähigeCyanobakterien („Blaualgen“) ebenfalls Calciumcarbonat aus, letztere bilden inMikrobenmatten mattenförmigeStromatolithen. Die Mikroorganismen in den Biofilmen sind dann an der Basis inaktiv und sterben ab und wachsen an der Filmoberfläche weiter. Kieselalgen (Diatomeen) fällenKieselsäure aus dem Wasser aus und bilden daraus bei Normaltemperatur und Normaldruck wasserhaltiges amorphesSiliziumdioxid.
Vermeintliche„Kalkablagerungen“ in Schwimmteichen oderSchwimmbecken bestehen daher meist aushomogenen Gemischen von Calciumcarbonat, Mischcarbonaten, Apatit, Siliziumdioxid undSilikaten und sind deswegen auch mit Säuren nur schwer lösbar. In Gewässern findetSedimentation dieser Mineralschichten statt, siehe dazuMudde-Schlammablagerungen (Mulm) undSeekreide-Kalkablagerungen.
Aufgrund der Temperaturabhängigkeit der gesamten Gleichgewichtssysteme bilden sich beispielsweise auchKesselstein-Ablagerungen bei Warmwasseranlagen, Kaffeemaschinen oder Kochtöpfen bei der Bereitung von Heißwasser aus kalkhaltigem Wasser.
Hohe Kalkgehalte und somit hohe Hydrogencarbonatgehalte im Wasser wirken zudem alschemische Puffer (mit der Kohlensäure alsSäure und dem Hydrogencarbonat-Ion alsBase).
Bei Zugabe von Säure stellt sich das chemische Gleichgewicht ein, indem CO2 freigesetzt wird. Es muss viel Säure zugegeben werden, dass sich der pH-Wert stark ändert, was zugleich eine Schutzfunktion für dieBiozönose gegen starke pH-Wert-Schwankungen darstellt.
Zur Bestimmung derPufferkapazitäten wird einerseits dieSäurekapazität bestimmt, wie vielSäurezusatz zu einer Wasserprobe nötig ist, bis der pH-Wert 4,3 erreicht ist (als Referenzwert definierter Umschlagspunkt despH-IndikatorsMethylorange), damit wird diegebundene Kohlensäure bestimmt. Diefreie Kohlensäure wird über dieBasekapazität bestimmt, wie vielLaugenzusatz zu einer Wasserprobe nötig ist, bis der pH-Wert 8,2 erreicht ist (als Referenzwert definierter Umschlagspunkt vonPhenolphthalein). Bei derSäure-Base-Titration bzw. Bestimmung der Säurekapazität wird dementsprechend der pH-Indikator Methylorange und bei der Bestimmung der Basekapazität der pH-Indikator Phenolphthalein verwendet.[9]
Wird Leitungswasser in Häusern mittelsIonenaustauscheranlagen entkalkt, kann dieses Wasser mehr Kohlensäure aufnehmen. In der Wasserchemie wird Wasser, das noch Minerale lösen kann (siehe dazuLöslichkeit undLöslichkeitsprodukt),aggressives Wasser genannt.
Kalkhaltige Werkstoffe (Beton, Asbestzement usw.) werden zudem bei überschüssigen CO2-Gehalten im Wasserkorrodiert. Auf die Korrosionswahrscheinlichkeit von Werkstoffen, und dies betrifft besonders Werkstoffe aus Eisen, hat die überschüssige Kohlensäure dann Einfluss, wenn sogenannteaggressive Kohlensäure vorhanden ist. Gleichgewichtswässer mit einer Mindesthärte von 1,5 mmol/l neigen zur Bildung einer Kalk-Rostschutzschicht. Siehe dazu auch dieTillmanssche Formel.
Aggressives Wasser mit überschüssiger Kohlensäure hat zur Folge, dass Kalkablagerungen in alten Wasserrohren wieder abgelöst werden und bei Schadstellen der innerenZinkschicht Rost entstehen kann. Um dies zu verhindern, werden nach einer Entkalkung oft Phosphate alsPhosphatierung ins Leitungswasser zudosiert, die wieder eine Beschichtung alsKorrosionsschutz hervorrufen und die Kalkablösung verhindern.
AusDolomit (CaMg(CO3)2) wird bei geringererKalkbrenntemperaturhalbgebrannter Dolomit (CaCO3·MgO; auchMagno genannt) hergestellt. Dieser hat sich in der Trinkwasseraufbereitung als kieselsäurefreies (SiO2-freies)Filtergranulat zurEntsäuerung zur Bindung von überschüssigem CO2 bewährt. Genauso wird das Material in Fisch- und Schwimmteichen zur pH-Wert-Anhebung und -stabilisierung und wirksameren Aufkalkung eingesetzt. Mit Wasser reagiert vorzugsweise die MgO-Komponente. Weiteres unterMagno (Chemikalie).
DieGesamthärte gibt die Summe der Konzentrationen derKationen vonErdalkalimetallen in Wasser an. Diese Kationen haben eine große, positivephysiologische Bedeutung, stören jedoch bei einigen Verwendungen des Wassers.
Magnesium und Calcium sind für den Organismus essentiell. Der menschliche Körper enthält 0,47 g/kg Magnesium und 15 g/kg Calcium. Für die Versorgung des Körpers mit diesen Elementen spielt das Trinkwasser jedoch eine untergeordnete Rolle. Strontium ist ebenso wie Calcium in den Knochen enthalten, hat aber keine spezielle physiologische Bedeutung.
Barium ist in gelöster Form giftig. Insulfathaltigen Wässern werden toxikologisch bedenkliche Konzentrationen aber nicht erreicht, weil das extrem schwerlöslicheBariumsulfat gebildet wird (Löslichkeit 2,2 mg·l−1 bei 18 °C[10]). Bariumsulfat ist Hauptbestandteil oral verabreichter medizinischerRöntgenkontrastmittel.
Die sehr seltenen ErdalkalimetalleBeryllium undRadium haben praktisch keine Bedeutung.
Diebleibende Härte ist nicht an Hydrogencarbonat oder Carbonat gebunden und kann daher prinzipiell nicht als Calcium- oder Magnesiumcarbonat aus dem Wasser entfernt werden. Dieser nicht entfernbare Anteil ist durch Anionen wie z. B.Chloride,Nitrate und Sulfate ausgeglichen („gebunden“). In welchen unterschiedlichen Konzentrationen diese Anionen genau vorliegen, spielt in Bezug auf die Wasserhärte keine Rolle, gibt aber Auskunft über die Herkunft dieser Anteile. Tatsächlich beeinflusst aber diese permanente Härte ganz entscheidend das Fällungsverhalten der Carbonathärte-Anteile, weil die somit erhöhten Konzentrationen an Calcium und Magnesium in die Rechnung der Ionenprodukte mit dem Carbonat eingehen und somit die Schwellenwerte z. B. der „zugehörigen Kohlensäure“ für das Eintreten der härtetypischen Fällungsreaktionen erhöhen.
Oft werden auch die Konzentrationen von Magnesium- und Calciumionen getrennt bestimmt und dann als „Magnesiumhärte“ bzw. „Calciumhärte“ bezeichnet. Ihre Summe entspricht in guter Näherung der Gesamtwasserhärte.
Nach demSI-Maßsystem wird der Gehalt der Erdalkaliionen, also dieGesamthärte, inMol proLiter bzw. angesichts der geringen Konzentrationen in Millimol pro Liter (mmol/l) angegeben.
Die Wasserhärte wurde in Deutschland und Österreich früher inGrad deutscher Härte (°dH) angegeben. Dabei war 1 °dH formal als 10 mg CaO je einem Liter Wasser definiert. Die anderen Härtebildner wie Magnesium wurden als hierzu äquivalente Menge (7,19 mg MgO pro Liter) definiert. Später wurde die Angabe der Wasserhärte in der praxisgerechten Stoffmengen-ÄquivalenzeinheitMillival pro Liter (mval/l) verwendet. Heute sind gesetzlich die oben genannten molaren Angaben gefordert, ungeachtet der praktischen Erfordernisse.
In der Schweiz sind diefranzösischen Härtegrade °fH maßgebend.
In anderen Ländern waren oder sind andere Maßeinheiten in Gebrauch, die jedoch nur eingeschränkt vergleichbar sind. Vergleichbar werden sie, wenn man ein Standard-Ionenverhältnis annimmt. Das ist möglich, weil die meisten natürlichen Wässer eine relativ ähnliche Kationenverteilung aufweisen, unabhängig vom Gesamtsalzgehalt. Nur unter dieser Voraussetzung ist die folgende Tabelle zur Umrechnung anwendbar:
| °dH | °e (°Clark) | °fH | °rH | ppm (°aH) | mval/l | mmol/l | ||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Deutsche Grad | 1 °dH = | 1 | 1,253 | 1,78 | 7,118 | 17,8 | 0,357 | 0,1783 |
| Englische Grad (Grad Clark) | 1 °e = | 0,798 | 1 | 1,43 | 5,695 | 14,3 | 0,285 | 0,142 |
| Französische Grad | 1 °fH = | 0,560 | 0,702 | 1 | 3,986 | 10 | 0,2 | 0,1 |
| Russische Grad | 1 °rH = | 0,140 | 0,176 | 0,251 | 1 | 0,146 | 0,050 | 0,025 |
| ppm CaCO3 (Amerikanische Grad) | 1 ppm = | 0,056 | 0,07 | 0,1 | 6,834 | 1 | 0,02 | 0,01 |
| mval/l Erdalkali-Ionen | 1 mval/l = | 2,8 | 3,51 | 5,00 | 20,040 | 50 | 1 | 0,50 |
| mmol/l Erdalkali-Ionen | 1 mmol/l = | 5,6 | 7,02 | 10,00 | 40,080 | 100,0 | 2,00 | 1 |
Die Einheit 1ppm wird hier entgegen dem eigentlichen Wortsinn im Sinne von 1 mg CaCO3 pro Liter Wasser verwendet. CaCO3 hat die Molmasse 100. Damit entspricht 1 ppm CaCO3 = 1/100 mmol/l und ist nicht dimensionslos.
Sind die Werte für Magnesium (Mg) und Calcium (Ca) bekannt, kann die Härte des Wassers (z. B. bei Mineralwasser) wie folgt berechnet werden:
Auf Verpackungen von Wasch- und Reinigungsmitteln, diePhosphate oder andere härtebindende Stoffe enthalten, mussten nach§ 7 Abs. 1 Satz 1 Nr. 5Wasch- und Reinigungsmittelgesetz (WRMG)[13] seit 1988 abgestufte Dosierungsempfehlungen in Millilitern für die Härtebereiche 1 bis 4 angegeben werden. Gesetzlich vorgegeben waren dabei die Angaben bezüglichMillimol Gesamthärte je Liter. Es wurden die folgenden Härtebereiche definiert:
| Härtebereich | Millimol Gesamthärte je Liter | °dH |
|---|---|---|
| 1 (weich) | bis 1,3 | bis 7,3 |
| 2 (mittel) | 1,3 bis 2,5 | 7,3 bis 14 |
| 3 (hart) | 2,5 bis 3,8 | 14 bis 21,3 |
| 4 (sehr hart) | über 3,8 | über 21,3 |
Am 1. Februar 2007 wurde vom Deutschen Bundestag die Neufassung des Wasch- und Reinigungsmittelgesetzes[14] (WRMG) beschlossen, das am 5. Mai 2007 in Kraft getreten ist. Darin wurden u. a. die Härtebereiche an europäische Standards angepasst und die AngabeMillimol Gesamthärte je Liter wird durch die (aus chemischer Sicht unsinnige) AngabeMillimol Calciumcarbonat je Liter ersetzt.Wasserversorgungsunternehmen werden wohl weiterhin auch die Gesamthärte veröffentlichen, dies ist im Gesetz aber nicht vorgeschrieben. Nach Stellungnahmen desBMU gegenüber derDVGW[15] sollMillimol Calciumcarbonat je Liter unverändert alsMillimol Gesamthärte je Liter aufgefasst werden.Die neuen Härtebereiche unterscheiden sich kaum von den bisherigen, nur werden die Bereiche 3 und 4 zum Härtebereich „hart“ zusammengelegt und die Ziffern 1, 2, 3 und 4 werden durch die – bereits gebräuchlichen – Beschreibungen „weich“, „mittel“ und „hart“ ersetzt. Die neuen Härtebereiche sind wie folgt definiert:
| Härtebereich | Millimol Calciumcarbonat je Liter | °dH |
|---|---|---|
| weich | weniger als 1,5 | weniger als 8,4 °dH |
| mittel | 1,5 bis 2,5 | 8,4 bis 14 °dH |
| hart | mehr als 2,5 | mehr als 14 °dH |
Auf Verpackungen von Waschmitteln müssen laut§ 8 Abs. 1 Satz 1 WRMG[16] empfohlene Mengen und/oder Dosierungsanleitung in Milliliter oder Gramm für eine normale Waschmaschinenfüllung bei den Wasserhärtegraden weich, mittel und hart und unter Berücksichtigung von ein oder zwei Waschgängen angegeben werden. Um Waschmittel einzusparen, muss man die örtlich vorhandene Wasserhärte kennen und liest dann auf der Packung die dazugehörende Waschmittelmenge ab. Bei härterem Trinkwasser (ab Härtebereich 3 – „hart“) sollte man bei Temperaturen ab 60 °C einen separaten, phosphatfreien Enthärter dazugeben. Die Wasserversorgungsunternehmen teilen dem Kunden die örtliche Wasserhärte mit oder verschicken Aufkleber, welche man zweckmäßigerweise auf die Waschmaschine klebt.
FürTrinkwasser bestehen Vorschriften bezüglich der Wasserhärte, siehe dort.
In Österreich kommen zwei, sich teilweise widersprechende Normen für Wasserhärte zur Anwendung. Die eine stammt aus der Trinkwasserverordnung Österreich, die zweite wird von den Wasserversorgungsunternehmen Österreichs verwendet.[17][18][19][20]
| Stufe | Härtebereich laut Trinkwasserverordnung | Härtebereich laut den Wasserversorgungsunternehmen Österreichs | °dH |
|---|---|---|---|
| I | weich bis mäßig hart | weich | 0 bis 10 |
| II | ziemlich hart | mittel | 10 bis 16 |
| III | hart | hart | über 16 |
Gemäß Lebensmittelgesetz wird das Wasser in der Schweiz in sechs Härtestufen eingeteilt, welche in Millimol pro Liter (Anzahl Kalzium- und Magnesiumteilchen pro Liter Wasser) oder in französischen Härtegraden ºfH angegeben werden.
| Härte in °fH | mmol/l | Bezeichnung |
|---|---|---|
| 0 bis 7 | 0 bis 0,7 | sehr weich |
| 7 bis 15 | 0,7 bis 1,5 | weich |
| 15 bis 25 | 1,5 bis 2,5 | mittelhart |
| 25 bis 32 | 2,5 bis 3,2 | ziemlich hart |
| 32 bis 42 | 3,2 bis 4,2 | hart |
| größer als 42 | größer 4,2 | sehr hart |
Während das Wasser in denVoralpen, in denAlpen und auf derAlpensüdseite üblicherweise sehr weich oder weich ist, ist es imJura mittelhart und imMittelland hart bis sehr hart.[21]
Entcarbonisierung: Mit dieser Maßnahme wird nur die Carbonathärte verringert. Dem Wasser wird Calciumhydroxid als „Kalkwasser“ zugegeben, das die folgende Reaktion auslöst:
Eine Entcarbonisierung wird in einigen deutschenWasserwerken an sehr harten Wässern durchgeführt.
Enthärtung durch Ionenaustausch:Ionenaustauscher, die mitKochsalz regeneriert werden, sind in der Lage, Calcium- und Magnesiumionen gegen Natriumionen auszutauschen. Dieses Prinzip wird z. B. in Spülmaschinen eingesetzt, um die Heizelemente zu schonen und „Kalkflecken“ auf dem Geschirr zu vermeiden. Wasserenthärtungsanlagen für den nicht-professionellen Gebrauch zur Enthärtung von Trinkwasser verwenden dieses Prinzip. Gelegentlich wird es auch zur Aufbereitung kleiner Wassermengen, etwa zum Blumengießen oder Teekochen, verwendet.
Vollentsalzung: Eine Vollentsalzung beseitigt nicht nur Härtebildner, sondern alle Ionen. Sie wird durch eine Kombination von Kationen- und Anionenaustauscher erreicht. Vollentsalztes Wasser wird überall da eingesetzt, wo Wasser in reiner Form benötigt wird. Die größten Mengen kommen alsKesselspeisewasser zum Einsatz. Ein ähnliches Ergebnis erzielen dieUmkehrosmose und dieDestillation, bei denen auch nichtionische gelöste Feststoffe entfernt werden.
Andere Methoden: DieKomplexbildung mitPolyphosphaten vermindert die Härte, führt jedoch zur Überdüngung von Oberflächengewässern. Waschmittel enthalten oft noch in kleinen Mengen Komplexbildner, die Enthärtung erfolgt jedoch heute im Wesentlichen durch Kationenaustauscher wieZeolith A. Damit wird die Bildung vonKalkseifen verhindert, die Stabilität der für den Waschgang notwendigenEmulsion erhöht und die Heizelemente der Waschmaschine geschont.
BeiDampflokomotiven wird auch dieInnere Speisewasseraufbereitung verwendet.
Geräte mit elektrischen oder magnetischen Feldern führen zu keiner Beseitigung der Härte, und ihre Wirkung ist umstritten. Bestenfalls ist denkbar, dass bei derKristallisation des überschüssigen Calciumcarbonates unter dem Einfluss dieser Felder die instabileAragonit-Form gebildet wird, die aus feinen nadelförmigen Kristallen besteht undsuspendiert bleibt. Die normale Kristallisation zu dem stabilerenCalcit dagegen bildet die bekannten Verkrustungen (Kesselstein). Die Wirkung dieser Art von Wasserbehandlung ist zeitlich begrenzt und geht deshalb nach einer gewissen Fließstrecke hinter dem Gerät wieder verloren. Eine Voraussetzung für die beschriebene Wirkung scheint zu sein, dass Wechselfelder benutzt werden oder dass Wasser in einem statischen Feld verwirbelt wird. Deshalb bleiben z. B. auf der Wasserleitung aufgesetzte Magnetschuhe ohne jede Wirkung.
