Der pH-Wert gibt den Säuregrad eines Gewässers an. Innerhalb einer Skala von 1 - 14 kennzeichnet pH 7 den Neutralpunkt. Wasser enthält positiv geladene H₃O⁺_(aq)-Ionen und negativ geladene OH ^--Ionen.¹ Der pH-Wert ist als negativer dekadischer Logarithmus der c (H₃O⁺) definiert, analog dazu der pOH-Wert als negativer dekadischer Logarithmus der c (OH^-).

Der pH-Wert des Gewässers wird allgemein von den darin enthaltenen Säuren und Laugen [ z.B. das Verhältnis der Stoffmengen an gelöstem Kohlendioxid (CO₂) und an Hydrogencarbonat (HCO₃^-)] , sowie von den darin gelösten Salzen bestimmt.²

Chemische Folgen:

Der pH-Wert ist einerseits von der pflanzlichen Produktion, andererseits von den eingeleiteten Abwässern abhängig.

Am Tag nehmen Pflanzen CO₂ aus dem Wasser auf. CO₂ bildet mit Wasser eine schwache Säure. Entsprechend steigt der pH-Wert. Analog dazu fällt er in der Nacht. Einträge von vor allem stickoxid- oder schwefeldioxidhaltigen Verbindungen können zu einem gefährlich niedrigen pH-Wert führen.¹

Man muss verstärkt darauf achten, dass industrielle Abwässer hinreichend neutralisiert sind, denn sie können, neben der Schädigungen durch die eingeleiteten Stoffe selbst auch durch eine pH-Wertänderung das ökologische Gleichgewicht stören.⁵ So kann, aufgrund eines pH- abhängigen Gleichgewichts, die Erhöhung des pH-Wertes eine starke Bildung von Ammoniak aus Ammonium-Ionen herbeiführen. Bei pH 7 liegen zu 99 % Ammonium-Ionen vor, aber bei pH 10 schon 80 % giftiges Ammoniak und nur noch zu 20 % ungiftiges Ammonium.¹ Das Ammonium-Ion gelangt als Abbauprodukt eiweißhaltiger Abwässer in die Flüsse.

Biologische Folgen:

Ammoniak ist ein starkes Fischgift. Der pH-Wert beeinflußt sowohl bei Pflanzen als auch bei Tieren den Stoffwechsel. Sinkt der pH-Wert unter 5,5 oder steigt er über 9, so ist kaum noch höheres Leben möglich.
 

Die elektrische Leitfähigkeit des Wassers beruht allgemein auf seinem Gehalt an Ionen. Sie hängt im wesentlichen ab von der Konzentration und dem Dissoziationsgrad der gelösten Elektrolyte, sowie der Beweglichkeit der einzelnen Ionen.²

Die Leitfähigkeit ist ein sogenannter Summenparameter, d. h. sie erlaubt eine pauschale Beurteilung des Ionengehaltes des Wassers, lässt jedoch keine Aussagen über die jeweilige Ionenart zu.²

Der elektrische Widerstand ist definiert als die Spannung (U) durch die Stromstärke ( I ). Der Kehrwert des Widerstandes ist der Leitwert (G). Bei konstanter Spannung ist der Leitwert also nur abhängig von der Stromstärke, respektive vom Elektronentransport. In Flüssigkeiten (Leiter 2. Ordnung) kann dieser Transport nicht direkt erfolgen, sondern es werden Ionen als Transportmittel benötigt. Je größer die Konzentration der Ionen und deren Beweglichkeit ist, desto besser kann dieser Transport stattfinden. Folglich ist auch der Strom größer, der fließt, also ist auch die elektrische Leitfähigkeit höher.

Die geringste Leitfähigkeit hat chemisch reines Wasser (destilliertes Wasser). Schon kleinste Verunreinigungen lassen diese direkt stark ansteigen. Sie ist demnach ein wichtiges Beurteilungskriterium für die Reinheit eines Wassertyps.²

Chemische Folgen:

Die Aufnahme von Gasen aus der Luft und deren Reaktion zu Ionen ist der Grund für die höhere Leitfähigkeit von Regenwasser. Es können hier Werte von etwa 60...100 m S/cm auftreten, wobei sich oft ein deutlicher Zusammenhang mit dem pH-Wert zeigt.²

Die hohe Leitfähigkeit fließender Oberflächengewässer zeigt deren hohe Salzbelastung, die in erster Linie von industriellen Abwässern, ausgewaschenen Düngemitteln und von Streusalz herrührt.

Biologische Folgen:

Der hohe Nährsalzgehalt (Phosphate, Nitrate) unserer Gewässer führt zu einem starken Algenwachstum. Die absterbende große Masse an Algen wird durch Destruenten aerob abgebaut. Ist der Sauerstoff eines Gewässers verbraucht, kommt es zum anaeroben Abbau der Biomasse. Es entstehen Faulgase (z.B. Methan, Schwefelwasserstoff, Ammoniak- bzw. Ammonium-Ionen). Durch den geringen Sauerstoffgehalt kommt es zu einem Fischsterben.
 

Eine niedrige Sauerstoffkonzentration im Gewässer ist im Wesentlichen auf aerobe Bakterien zurückzuführen, die organische Stoffe abbauen. Diese sind teils natürlicher, teils menschlicher Herkunft. Darunter sind abgestorbene Pflanzen und Tiere, Ausscheidungen von Tieren, Einleitungen und Einschwemmungen aus Industrie, Verkehr und Landwirtschaft, häusliche Abfälle, Fäkalien, belastende Niederschläge, usw.¹

Aufgrund des Abbaus durch aerobe Bakterien ist auch ein Unterschied in der Sauerstoffkonzentration, zwischen Litoral und Profundal bzw: Epilimnion und Hypolimnion vorhanden. Da die Biomasse im Wasser nach unten sinkt, wird sie hauptsächlich im Hypolimnion bzw. Litoral zersetzt, was zu einem erheblichen Sauerstoffverbrauch in diesen Schichten führt. Dagegen ist die Sauerstoffkonzentration im Epilimnion höher, da hier die photosynthesetreibenden Pflanzen Sauerstoff produzieren.

Chemische Folgen:

Fehlt in einem Gewässer der Sauerstoff, wird das organische Pflanzenmaterial anaerob, d.h. ohne Sauerstoff abgebaut, wobei Faulgase entstehen (darunter giftiger Schwefelwasserstoff). Außerdem kann das im Gewässerboden an Eisen gebundene Phosphat in sauerstofffreiem Wasser wieder frei werden und als Dünger fungieren (das wasserunlösliche Eisen-(III)-Phosphat wird zum löslichen Eisen-(II)-Phosphat reduziert).

Biologische Folgen:

Der Mangel an Sauerstoff führt bei Fischen zu verminderter Nahrungsaufnahme, sie erkranken leichter und werden leichter von Parasiten befallen. Sauerstoffmangel muss jedoch nicht in jedem Fall direkt zu einem Fischsterben führen, sondern er kann auch einen schleichenden Tod nach sich ziehen.¹ Außerdem sind praktisch alle tierischen Organismen auf Sauerstoff angewiesen.

Da die Sauerstoffkonzentration wichtig für das Überleben vieler Organismen ist, ist sie einer der stärker gewichteten Faktoren im chemischen Index (CI).
 

Der BSB₅-Wert ist die Menge an Sauerstoff, die von einer Probe, bei völliger Abdunkelung und bei 20° C, innerhalb von fünf Tagen verbraucht wird.
 

Die exakte Ermittlung der Gewässertemperatur und der umgebenden Luft ist eine grundlegende Voraussetzung, da einige der zu bestimmenden Parameter (Dazu gehören die Sauerstoffkonzentration (Anhang 3 und Anhang 4), der pH-Wert und die elektrische Leitfähigkeit.) nämlich mehr oder weniger temperaturabhängig sind.

Insbesondere wird die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen stark von der Temperatur beeinflusst. Nach der RGT-Regel verdoppelt bis verdreifacht sich die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer Temperaturzunahme um 10° C. Dies gilt grundsätzlich auch für pflanzliche und tierische Organismen, doch darf hier die Temperatur nicht zu hoch steigen (bis etwa 42° C), da sonst Proteinstrukturen zerstört werden.

Die Temperatur von Gewässern ist stark abhängig von der Sonneneinstrahlung. Außerdem werden häufig warme Industrieabwässer oder Kühlwasser aus Kraftwerken in Fließgewässer eingeleitet, die zu einer Temperaturzunahme führen. Nicht zuletzt trägt der Mensch durch die Einleitung trüber Abwässer, die Sonnenwärme absorbieren, zu einer Temperaturerhöhung bei.

Chemische Folgen:

Die Temperatur beeinflusst die Sauerstoffkonzentration eines Gewässers. Bei höheren Temperaturen kann im Wasser deutlich weniger Sauerstoff gelöst werden. Es nimmt jedoch gleichzeitig die Geschwindigkeit sauerstoffverbrauchender Vorgänge zu (RGT-Regel). Diese Tatsache kann insbesondere bei organisch stark verschmutzten Gewässern zu einer rapiden Abnahme der Sauerstoffkonzentration führen.²

Biologische Folgen:

Eine zu starke Erwärmung hat Einfluss auf die Zusammensetzung der Tier- und Pflanzenwelt eines Gewässers.³ Durch eine Veränderung des Lebensraumes (hier Zunahme der Wassertemperatur) kommt es zu interspezifischer Konkurrenz. Eine ansässige Art, die ihr Temperaturoptimmum bei einer niedrigeren Temperatur hat, kann unter Umständen durch eine andere verdrängt werden, deren Temperaturoptimum bei der höheren Temperatur liegt. Dies kann im Extremfall zu einem starken Rückgang der Artenvielfalt führen.

Durch eine geringe Sauerstoffkonzentration kann es zum Beispiel zu einem Fischsterben oder einem anaeroben Abbau der Biomasse und einem dadurch bedingten Freiwerden von Methan und giftigen Schwefelwasserstoffen kommen.
 

Ammonium (NH₄⁺) bzw. Ammoniak (NH₃) werden beim Abbau stickstoffhaltiger organischer Substanzen, vor allem Proteinen und Harnstoff, gebildet. Ammonium kann auf drei Wegen in das Gewässer gelangen:

Chemische Folgen:

In wässrigen Lösungen findet man ein vom pH-Wert abhängiges Gleichgewicht zwischen Ammonium-Ionen und freiem Ammoniak (Anhang 7). Das fischgiftige Ammoniak ist nur in alkalischem Wasser beständig. In saurem Wasser bildet sich das ungefährliche Ammonium-Ion.² Neben der Abhängigkeit vom pH-Wert ist das Gleichgewicht zwischen Ammoniak und Ammonium auch von der Temperatur abhängig. Zur Beurteilung der Fischgiftigkeit einer bestimmten Ammoniumkonzentration ist neben der pH-Messung auch eine Temperaturmessung notwendig.

Biologische Folgen:

In Oberflächengewässern kann der Eintrag von Ammonium, hauptsächlich aus Kläranlagenabläufen, infolge der einsetzenden Nitrifikation [ erst eine Nitritation (NH₄⁺ ® NO₂^-) durch Nitrosomonas, Nitrosospira, Nitrosovibri und dann eine Nitratation (NO₂^- ® NO₃^-) durch Nitrobacter, Nitrospina, Nitrococcus] - soweit es nicht unmittelbar von den Mikroorganismen und Wasserpflanzen in den Stoffwechsel einbezogen wird - zu einer erheblichen Belastung des Sauerstoffhaushalts, wenn nicht gar zu dessen Zusammenbruch führen. Für die mikrobakterielle Oxidation zu Nitrat werden für 1 mg NH₄-Stickstoff etwa 4,6 mg Sauerstoff verbraucht.²
 

Das Vorhandensein von Nitrat ist meist auf die Mineralisation von organischen Stickstoffverbindungen, beispielsweise auf den vollständigen Abbau der aus Proteinen entstehenden Aminosäuren, zurückzuführen.⁵ In zwei Stufen wird vorhandenes oder eingeleitetes Ammonium zunächst bakteriell zu Nitrit (Nitritation) und dann zu Nitrat (Nitratation) oxidiert.

Nitrat ist ein wichtiger Baustein für die Protein-Biosynthese, der von allen Lebewesen benötigt wird. In hoher Konzentration fördert Nitrat jedoch das übermäßige Wachstum von Algen und trägt zur Eutrophierung bei.¹ Wenn eine erhöhte Nitratkonzentration aber nicht mit einer erhöhten Ammonium- und Nitritkonzentration einhergeht, kann daraus gefolgert werden, dass die Selbstreinigungskraft des Gewässers zur Mineralisation organischer Stickstoffverbindungen ausreichend war.

Wenn eine hohe Nitratkonzentration nicht auf Ausschwemmungen aus natürlichen Salpeterlagern zurückzuführen ist, liegt immer eine Verschmutzung des Gewässers vor. Nitrat und Ammonium gelangen in diesem Fall durch Exkremente von Tieren, abgestorbene Pflanzenteile und Tierleichen, durch Fäkaleinleitungen, Gülle und Düngemittel, oder durch unzureichende Kläranlagen in das Gewässer.¹

Nitrat ist in fast allen Gewässern in geringer Menge nachweisbar. In natürlichen unbelasteten Oberflächengewässern sind Nitrat-Ionen meist in Konzentrationen von 0,4 - 8 mg/l vorhanden. In verunreinigten, belasteten Gewässern können Nitratkonzentrationen von 50 - 150 mg/l und mehr auftreten.²

Chemische Folgen:

Die eutrophierende Wirkung des Nitrats kann zu einer Sauerstoffarmut führen. Bei Sauerstoffmangel besteht die Gefahr das sich größere Mengen des giftigen Nitrits bilden.

Biologische Folgen:

Das Nitrit verändert den Blutfarbstoff Hämoglobin; Nitritvergiftete Tiere gehen an Atemnot zugrunde. Dieser Effekt kann auch bei zu hohen Nitratkonzentrationen auftreten, da sich Nitrat im Darmsystem teilweise zu Nitrit umbildet. Durch Reaktionen mit Aminen bilden sich krebserregende Nitrosamine. Auch wir Menschen können auf Dauer von höheren Nitratkonzentrationen geschädigt werden.¹
 

Phosphat kommt in den Gewässern in drei Fraktionen vor: Als anorganisch gelöstes Phosphat (Ortho-Phosphat oder Polyphosphat P₂O₅), als organisch gelöstes Phosphat und als organisch partikuläres Phosphat; die beiden letzten Fraktionen sind in Lebewesen gebunden.¹ Das Phosphat ist in unbelasteten Gewässern nur in geringsten Spuren vorhanden, da es relativ schnell von Pflanzen bzw. Algen gebunden wird oder als wasserunlösliches Eisen-(III)-Phosphat im Boden festgelegt wird. Damit verliert das Phosphat zunächst seine eutrophierende Wirkung.

Der natürliche Phosphateintrag spielt heute kaum noch eine Rolle. Die heutigen hohen Phosphatbelastungen sind häufig auf Verschmutzungen zurückzuführen. Dies erkennt man daran, dass die Phosphatkonzentrationen in zeitlicher Abhängigkeit starken Schwankungen unterliegen. Die heutigen Verschmutzungen stammen aus der Erosion von Ackerböden und der damit verbundenen Einschwemmung von Düngemitteln, aus der Einleitung industrieller Abwässer und nicht zuletzt aus Siedlungsabwässern [ vor allen Dingen Waschmittel und Fäkalien (etwa 4,5 g Phosphat je Tag und Mensch)] . Selbst nach mechanischer und biologischer Reinigung in Kläranlagen gelangen noch große Phosphatmengen in das Gewässer, da das Phophat in der biologischen Stufe nur zu Ortho-Phosphat abgebaut wird.¹ Deshalb sind ab 5000 EWG (Einwohnergleichwerte) chemische Stufen in den Kläranlagen vorgeschrieben.

Natürliche unbelastete Gewässer, insbesondere Gebirgsgewässer, haben Phosphatkonzentrationen unter 0,1mg/l, meist sogar weniger als 0,03 mg/l. Bei Phosphatwerten über 0,3 mg/l besteht immer ein starker Verdacht auf Verunreinigung des Gewässers.²

Chemische Folgen:

In sauerstoffreichen Wasser wird Phosphat im Sediment als wasserunlösliches Eisen (III) Phosphat gebunden. Kommt es jedoch zu einer Sauerstoffarmut (z.B. nach einer Algenblüte) am Boden des Gewässers, wird das Eisen-(III)-Phosphat zum wasserlöslichen Eisen-(II)-Phosphat reduziert. Die großen Mengen des freigewordenen Phosphats heizen noch einmal die Eutrophierung an.

Biologische Folgen:

Das Phosphat ist meistens der Minimumfaktor beim Pflanzen- und Algenwachstum. Kommt es jedoch zu ständigen Phosphateinleitungen steigert sich auch zunächst die Menge des Photo- und Zooplanktons, was letztendlich zu einem starken Anstieg abgestorbener Biomasse führt. Diese Biomasse wird von aeroben Bakterien unter Sauerstoffverbrauch zersetzt. Die Zersetzungsprozesse belasten schließlich immer mehr den Sauerstoffhaushalt, bis die abgestorbene Biomasse nur noch anaerob abgebaut werden kann und als Faulschlamm den Boden bedeckt. In dieser Situation tritt auch der in " chemische Folgen " beschriebene Vorgang auf.

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Bach verwendet einen sogenannten multiplikativen Index. Dabei werden die Indexzahlen (jeder Messwert hat eine bestimmte Indexzahl, die aus der Tabelle im Anhang zu entnehmen sind) mit den dazugehörigen Wichtungen potenziert. Die so entstandenen Zahlen werden anschließend multipliziert.

Der multiplikative Index hat zur Folge, dass sich Extremwerte stärker auf die Gesamtberechnung auswirken. Dies kommt der Situation im Gewässer sicher nah, da auch dort Extremwerte den Ausschlag für die Qualität geben können.¹

Allgemein sieht die Berechnungsformel für die Methode von Bach folgendermaßen aus:

CI = I₁^W1 • I₂^W2 • I₃^W3 • I₄^W4 • I₅^W5 • I₆^W6 • I₇^W7 • I₈^W8

wobei I₁…I₈ die Indexzahlen (Anhang 1) und W1...W8 die entsprechenden Wichtungen sind (Anhang 2).

Vergleichsskala: Chemischer Index (CI) - Gewässergüteklassifikation (GKL)