Bestimmung der Gewässergüte mit Hilfe des

chemischen Indexes nach Bach

Auszüge aus:

Nau, Jochen: Quantitative chemische Gewässeranalyse der Mosel,

"Jugend-forscht"-Arbeit, Gymnasium Konz 1998/99


 




Inhaltsverzeichnis

  1. Allgemeine Bedeutung der Messwerte für das Gewässer und

  2. die Folgen geänderter Werte
     
    1. Der pH-Wert
    2. Die elektrische Leitfähigkeit
    3. Die Sauerstoffkonzentration
    4. Der biochemische Sauerstoffbedarf (BSB)
    5. Die Gewässertemperatur
    6. Die Ammoniumkonzentration
    7. Die Nitratkonzentration
    8. Die Phosphatkonzentration
  1. Versuchsdurchführung zur Erhebung der Messparameter nach Bach
2.1. Sauerstoffmessung (elektrometrisch) bzw. Sauerstoffzehrung (BSB5-Wert)

2.2. Messung des pH-Wertes (elektrometrisch)

2.3. Messung der elektrischen Leitfähigkeit

2.4. Messung der Gewässertemperatur (elektrometrisch)

2.5. Messung der Ammoniumkonzentration (photometrisch)

2.6. Messung der Phosphatkonzentration (photometrisch)

2.7. Messung der Nitratkonzentration (photometrisch)
 

3. Berechnung der Gewässergüteindices
  1. Erläuterungen zu der Funktionsweise der Messgeräte bzw. der Messfühler

  2.  

     
     
     
     
     
     
     
     
     

    4.1. Messprinzip der Sauerstoffmessung

    4.2. Messprinzip der pH-Wert-Messung

    4.3. Messprinzip der Leitfähigkeitsmessung

    4.4. Messprinzip der elektronischen Temperaturmessung

    4.5. Messprinzip der Photometrie

    4.6. Nachweisreaktion der Ammonium-Ionen

    4.7. Nachweisreaktion von Phosphat-Ionen

    4.8. Nachweisreaktion von Nitrat-Ionen
     

  3. Anhang
Anhang 1: Tabellen der Indexwerte zu den Messparametern nach Bach

Anhang 2: Protokollblatt zur chemischen Gewässeruntersuchung nach Bach

Anhang 3: Löslichkeit von Sauerstoff in Wasser als Funktion der Temperatur

Anhang 4: Löslichkeit von Sauerstoff in Wasser als Funktion der Temperatur und des Luftdrucks

Anhang 5: Aufbau einer Sauerstoffelektrode

Anhang 6: Aufbau der Glasmembran einer pH-Elektrode

Anhang 7: Die Lage des Ammonium-/ Ammoniakgleichgewichts in Abhängigkeit von der Temperatur

Anhang 8: Aufbau eines Photometers

6. Literaturverzeichnis
 

  1. Allgemeine Bedeutung der Messwerte für das Gewässer und
die Folgen geänderter Werte
  1.1. Der pH-Wert  
Bedeutung:

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.
 

1.2. Die elektrische Leitfähigkeit  
Bedeutung:

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.
 

1.3. Die Sauerstoffkonzentration  
Sauerstoff ist für die meisten tierischen und pflanzlichen Organismen im Wasser lebensnotwendig. Dieses Gas liegt im Wasser gelöst vor und kann nur in dieser Form von Fischen, Kleintieren und Bakterien verwertet werden.2 In das Wasser gelangt der Sauerstoff auf zwei Wegen:
        1. Durch den relativ höheren Partialdruck des Sauerstoffs in der Atmosphäre diffundieren Sauerstoffmoleküle in das Wasser. Dieser Prozess wird durch kaltes Wasser und durch eine hohe Fließgeschwindigkeit und daraus bedingte Turbulenzen begünstigt.
        2. Außerdem gelangt Sauerstoff durch photosynthesetreibende Pflanzen (z.B. Algen, Wasserpflanzen oder Phytoplankton) in das Gewässer. Dieser Form des Sauerstoffeintrages muss man in langsamen Fließgewässern große Bedeutung beimessen. Sie ist außerdem lichtgebunden. Deshalb unterliegt die Sauerstoffkonzentration großen Schwankungen im Tagesrhythmus, was bei der Probennahme und Beurteilung berücksichtigt werden muss. Die kritische Zeit ist hier der frühe Morgen, da die Pflanzen während der Nacht keinen Sauerstoff produziert, sondern verbraucht haben.
Ist das Wasser mit Sauerstoff gesättigt, stehen die Partialdrücke des Sauerstoffs in der Luft und im Wasser im Gleichgewicht. Dieser Wert ist von der Wassertemperatur abhängig und nimmt mit steigender Temperatur stark ab (Anhang 3). Am Gewässer kann man eine Sauerstoffsättigung an aufsteigenden Gasbläschen erkennen. Außerdem ist die Löslichkeit von Sauerstoff im Wasser noch vom Luftdruck und vom Salzgehalt des Wassers abhängig (Anhang 4).

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).
 

1.4. Der biochemische Sauerstoffbedarf (BSB)  
Der biochemische Sauerstoffbedarf ist ein Summenparameter für die Menge von organischen Substanzen im Wasser, die von Bakterien abgebaut werden können. Für den Abbau dieser Substanzen benötigen die Bakterien Sauerstoff. Ist ein Gewässer stark mit organischen Substanzen verschmutzt, wird eine große Menge Sauerstoff verbraucht. Ist sie vorhanden, hat das Wasser eine hohe Selbstreinigungskraft. Ist diese Menge an Sauerstoff aber nicht vorhanden, werden die Substanzen, unter der Entstehung von giftigem Schwefelwasserstoff, Methan, usw., anaerob abgebaut. Der BSB5-Wert gibt also Aufschluss über die Gewässergüte bzw. die Verschmutzung des Wassers.

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.
 

1.5. Die Gewässertemperatur  
Bedeutung:

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.
 

1.6. Die Ammoniumkonzentration  
Bedeutung:

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:

        1. Als Exkremente menschlichen und tierischen Ursprungs. Deshalb muss ein positiver Ammoniumbefund auch unter hygienischen Gesichtspunkten als bedenklich angesehen werden. Deshalb sind begleitende Untersuchungen auf Escherichia Coli-Bakterien sinnvoll.
        2. Durch Düngerausschwemmungen kann Ammonium unter Umständen direkt in ein Gewässer gelangen, was meist mit einer erhöhten Sulfat- oder Chloridkonzentration einhergeht.
        3. Ammonium-Ionen entstehen auch bei verschieden Vorgängen im Wasserkörper und im Sediment. Darunter sind:
        1. Sowohl im aeroben, als auch im anaeroben Milieu die Ammonifikation, bei der PON (partikuläre organische Stickstoffverbindungen) und DON (gelöste organische Stickstoffverbindungen) durch Pilze und fakultativ anaerobe Bakterien (Pseudomonas, Bacillus, Proteus) zu Ammonium umgewandelt werden.
        2. Im anaeroben Milieu die Nitratammonifikation, bei der Nitrat durch Bakterien (Bacillus, Escherichia, Enterobacter) zu Ammonium reduziert wird.
Die Werte für die Ammoniumkonzentration können stark schwanken, meist liegen sie jedoch zwischen 0,1 und 3 mg/l. Unbelastete Oberflächengewässer sollten ganzjährig weniger als 0,1 mg/l NH4+ enthalten. In verunreinigten Gewässern lassen sich Konzentrationen bis zu 10 mg/l feststellen.2

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
 

1.7. Die Nitratkonzentration  
Bedeutung:

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
 

1.8. Die Phosphatkonzentration  
Bedeutung:

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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  1. Versuchsdurchführung zur Erhebung der Messparameter nach Bach
  2.  
    2.1.Sauerstoffmessung (elektrometrisch) bzw. Sauerstoffzehrung (BSB5-Wert)  
    Die Messung der Sauerstoffkonzentration des Wassers erfolgt elektrometrisch mit Hilfe eines Oximeters (Leybold Hand-O2-Meter) und einer Sauerstoffelektrode (Leybold).   Versuchsbeschreibung:3
      1. Kalibrieren des Oximeters
      2. Durchführung der Sauerstoffmessung aus der gerade entnommenen Probe (Wert A in Prozent)
      3. Notieren des Wertes zur Aufnahme in den Gewässergüteindex und zur Berechnung der Sauerstoffzehrung
      4. Drei Flaschen luftblasenfrei mit Probenwasser füllen
      5. Die Flaschen werden mit Alufolie abgedunkelt
      6. Bebrütung der Flaschen bei 20° C
      7. Nach 48 Stunden wird die Sauerstoffkonzentration in den Flaschen gemessen. Dieser Wert (Wert B in Prozent) dient zur Berechnung des BSB5-Wertes.
Versuchsauswertung:

Die Sauerstoffkonzentration des Wassers wird in mg / l oder in Prozent angegeben. Für die Berechnung des Gewässergüteindexes benötigt man die Angabe in Prozent, da die Indexwerte den Prozentzahlen zugeordnet sind.

Berechnung des BSB2 - bzw. BSB5 - Wertes:

Wert A - Wert B = BSB2

BSB2 x 1,85 = BSB5

Außerdem fließt Wert A auch in den Gewässergüteindex ein.
 

Zurück zur Bedeutung der Sauerstoffkonzentration.

2.2. Messung des pH-Wertes (elektrometrisch)
 

Die Messung des pH-Wertes erfolgt elektrometrisch mit Hilfe eines pH-Meters (Leybold Hand-pH-Meter [666221]), eines Temperaturfühlers (Leybold Temperaturfühler Pt 1000 [666241]) und einer Einstabmesskette (Leybold pH-Einstabmesskette [666417]).

Versuchsbeschreibung:3

      1. Kalibrieren des pH-Meters (mit Temperaturfühler und Einstabmesskette)
      2. Mit einem Becherglas etwa 50-100 ml Wasserprobe entnehmen (Becherglas vorher gut mit der Probe ausspülen)
      3. Beide Fühler in das zu untersuchende Wasser tauchen, Probenlösung oder Elektrode leicht bewegen und nach ca. 30 s den Messwert ablesen
      4. pH-Wert notieren
      5. pH-Elektrode und Temperaturfühler gut mit destiliertem Wasser abspülen
      6. Messwerte notieren
Versuchsauswertung:

Die notierten pH-Werte in der Einheit pH fließen in den Gewässergüteindex ein.

Zurück zur Bedeutung des pH-Wertes.

 
2.3. Messung der elektrischen Leitfähigkeit
  Die Messung der elektrischen Leitfähigkeit von Gewässern erfolgt elektrometrisch mit Hilfe eines Leitfähigkeitsmessgeräts (Konduktometer) (Leybold Hand-Leitfähigkeitsmessgerät [ 666222] ) und einer Leitfähigkeitsmesszelle mit integriertem Temperaturfühler (Leybold Leitfähigkeitsmesszelle mit integrierter Temperatursonde [ 666242] .

Versuchsbeschreibung:3

      1. Kalibrierung des Messgeräts
      2. Messzelle in Wasserprobe eintauchen und mit gleichmäßiger Bewegung kreisend rühren
      3. Messwert notieren
      4. Messzelle aus der Flüssigkeit nehmen und mit destilliertem Wasser abspülen
Versuchsauswertung:

Die gemessenen Werte werden in [ m S/cm ] umgerechnet und deren Indexwerte werden im Gewässergüteindex verrechnet.

 
Zurück zur Bedeutung der elektrischen Leitfähigkeit.
2.4. Messung der Gewässertemperatur (elektrometrisch)  
Zur Messung der Temperatur verwendete ich ein elektronisches Digital-Thermometer mit dem Temperaturmessfühler Pt 1000 der Firma Leybold (666241). Ein Digital-Thermometer ist im pH-Meter (Leybold Hand-pH-Meter [ 666241] ) integriert.

Versuchsdurchführung:3

      1. In den Messmodus Temperatur gehen
      2. Temperaturfühler in die Wasserprobe oder direkt in das Gewässer halten und die Temperatur nach 20 Sekunden ablesen
      3. Den Messwert notieren
      4. Den Messfühler reinigen
Versuchsauswertung:

Die Temperaturangaben haben die Einheit ° C. Die notierten Messwerte fließen in den Gewässergüteindex ein.

Zurück zur Bedeutung der Gewässertemperatur.
 

 
2.5. Messung der Ammoniumkonzentration (photometrisch)
  Versuchsbeschreibung (Spektroquant 14752):
      1. Einstellen des Photometers (WTW MPM 2010): Messbereich 0,07-1,93 mg/l, Filterposition 5, Einheit mg/l, Anzeigeform NH4-N
      2. 5 ml Ansatz (T = 20 - 30 ° C)
      3. Zugabe von 0,6 ml NH4-1B (alkalische Lösung mit Komplexierungsmitteln) mit Spritze; mischen
      4. Zugabe von einem Mikrolöffel blau NH4-2B (Dichlorisocyanursäure)
      5. 5 min stehen lassen
      6. Zugabe von 4 Tropfen NH4-3B (Natriumsalicylat und Natriumnitroprussid als Katalysator)
      7. 5 min stehen lassen
      8. Messung bei 690 nm gegen Blindprobe (Mischung der Reagenzien mit destilliertem Wasser. Die Färbung und damit die Extinktion der Blindprobe [ gelbliche Färbung] wird von der der Probe abgezogen, um die tatsächliche Extinktion, und damit die Konzentration, des Ammoniums festzustellen)
      9. Notieren der Messergebnisse
Versuchsauswertung:

Die Messergebnisse werden in mg/l angegeben und fließen in den Gewässergüteindex ein.

Zurück zur Bedeutung der Ammoniumionenkonzentration
 

2.6. Messung der Phosphatkonzentration (photometrisch)
  Versuchsbeschreibung (Spectroquant 14842):
      1. Einstellen des Photometers (WTW MPM 2010): Messbereich 0,5-25 mg/l, Filterposition 1, Einheit mg/l, Anzeigeform PO43--P
      2. 5 ml Ansatz
      3. Zugabe von einer Spritze (1,2 ml) P-AH (Reduktionsmittel, Katalysator, Ammoniumheptamolybdat in halbkonzentrierter Schwefelsäure); mischen
      4. Messung bei 690 nm gegen Blindprobe
      5. Notieren der Messergebnisse
Versuchsauswertung:

Die Messergebnisse werden in mg/l angegeben und fließen in den Gewässergüteindex ein.

Zurück zur Bedeutung der Phosphationenkonzentration.

      2.7.Messung der Nitratkonzentration (photometrisch)
Versuchsbeschreibung (Spectroquant 14773):
      1. Einstellen des Photometers (WTW MPM 2010): Messbereich 1,0-20,0 mg/l, Filterposition 6, Einheit mg/l, Anzeigeform NO3--N
      2. Zugabe von einem Mikrolöffel blau NO3-1A (Zinkzubereitung, Sulfanilsäure, 1-Naphthylamin)
      3. Zugabe von 5 ml NO3-2A mit Spritze; NO3-1A (Schwefelsäure) darin lösen
      4. Zugabe von 1,5 ml Probelösung und sofortiges Mischen (Vorsicht, Wärmeentwicklung!)
      5. 10 min stehen lassen
      6. Messung bei 515 nm
      7. Notieren der Messergebnisse
Versuchsauswertung:
Die Messergebnisse werden in mg/l angegeben und fließen in den Gewässergüteindex ein.CIBerechnung

Zurück zur Bedeutung der Nitrationenkonzentration.
 

3. Berechnung der Gewässergüteindices
  Zur Auswahl stehen, zum einen der chemische Gewässergüteindex (CI) nach Bach und der nach G.R.E.E.N. Ich habe mich aus mehreren Gründen für den ersteren entschieden. Dieser Index ist rein chemischer Natur, d.h. dass nur relativ leicht zu messende Faktoren erhoben werden. Ein weiterer Vorteil vom CI nach Bach ist, dass sich durch die Potenz in der Berechnung des Index einzelne schlechte Parameter stärker auf den CI auswirken, was zumindest für bestimmende Parameter (z.B. pH-Wert) den biologischen Auswirkungen entspricht (Fische können z.B. bei einem ph-Wert von unter 4,5 nicht überleben). Der international anerkannte Index nach Bach basiert auf umfangreichen Vorarbeiten, die in mehreren Ländern, von verschiedenen Wissenschaftlern, durchgeführt wurden. (Erfassungsbogen nach Bach: siehe Anhang 2).

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 = I1W1 I2W2 I3W3 I4W4 I5W5 I6W6 I7W7 I8W8

wobei I1I8 die Indexzahlen (Anhang 1) und W1...W8 die entsprechenden Wichtungen sind (Anhang 2).

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

CI
100...83
82...74
73...56
55...45
GKL
I
unbelastet bis gering belastet
I-II
gering belastet
II
mäßig belastet
II-III
kritisch belastet
 
44...27
26...16
17... 1
 
 
III
stark verschmutzt
III-IV
sehr stark
verschmutzt
IV
übermäßig verschmutzt
 
Zurück zum Inhaltsverzeichnis. 4. Erläuterungen zu der Funktionsweise der Messgeräte bzw. der Messfühler

4.1.Messprinzip der Sauerstoffmessung

      Im Reaktionsraum befinden sich eine Gold- (Arbeitselektrode), und eine Silberelektrode (Bezugselektrode), wobei die Au-Elektrode die Kathode (Minuspol und die Ag-Elektrode die Anode (Pluspol) bilden. Der Reaktionsraum wird durch eine semipermeable Membran, die für gelösten Sauerstoff durchlässig, für gelöste Ionen aber undurchlässig ist, vor dem Außenmedium geschützt. Der gelöste Sauerstoff kann aufgrund eines Diffusionsgefälles, von außen nach innen, durch die Membran diffundieren. An der Goldelektrode wird der Sauerstoff reduziert. Die dadurch bedingte Spannungsänderung ist direkt proportional zu der vorhandenen Menge an Sauerstoff. Die Elektronik berechnet hieraus die aktuelle Sauerstoffkonzentration (Anhang 5).

      Als Anode bezeichnet man allgemein die Elektrode, an der eine Oxidation stattfindet, als Kathode die Elektrode, an der eine Reduktion stattfindet.
       

    4.2. Messprinzip der pH-Wert-Messung
Hierbei wird die Potentialdifferenz (Spannung) zwischen zwei, in das zu untersuchende Wasser eingetauchte Elektroden, der Bezugselektrode und der Messelektrode (Indikatorelektrode) bestimmt. Oft werden auch beide Elektroden zu einer einzigen Elektrode, der Einstabmesskette, kombiniert. Als Messelektrode dient dabei eine Glaselektrode, an der ein pH - abhängiges Potential auftritt. In diese Glaselektrode ist eine Bezugselektrode eingebaut (meist eine Silber / Silberchlorid-Elektrode), die ein konstantes, vom pH-Wert der Messlösung unabhängiges Potential liefert. Die zwischen Mess- und Bezugselektrode auftretende Potentialdifferenz wird dann in einem Messverstärker mit sehr hohem Innenwiderstand, dem pH-Meter, verstärkt und zur Anzeige gebracht.3

Funktion einer Einstabmesskette

Eine Glaselektrode hat an ihrem unteren Ende eine kugelförmige Glasmembran, die aus einem dreidimensionalen Gerüst aus Si- und O-Atomen besteht, in das Kationen, wie zum Beispiel Li+ eingelagert sind.3 Beim Eintauchen der Glaselektrode in eine wässrige Lösung bildet sich an der Aussenseite der Glaselektrode, wie bereits an der Innenseite eine Quellschicht, indem Li+-Ionen, die nach Aussen diffundieren, durch H+-Ionen bzw. H3O+-Ionen ersetzt werden. Unterscheidet sich nun die Konzentration der H3O+-Ionen in der Quellschicht und Puffer- bzw. Messlösung so diffundieren H3O+-Ionen zu der Membran und bilden sowohl an der Phasengrenze Membran / Pufferlösung, als auch an der Phasengrenze Membran / Messlösung ein elektrisches Potential, wobei das erstere konstant bleibt und das zweite von der c (H3O+) abhängig ist (Anhang 6).

Mit einem pH-Schritt ändert sich das Potential um etwa 57-59 mV (bei 25° C). Diesen Wert bezeichnet man als Steilheit der Elektrode.

Das auftretende Potential ist außerdem temperaturabhängig. Für jede ganze pH-Einheit beträgt die Abweichung 0,033 pH/10° C. 3
 

4.3. Messprinzip der Leitfähigkeitsmessung  
Das Konduktometer liefert Wechselspannung einer hohen Frequenz ( 1000 Hz ) an die Messzelle, die im wesentlichen aus zwei Platinelektroden besteht. Die zwischen den Elektroden auftretende Stromstärke wird gemessen und in die Leitfähigkeit umgerechnet.3

Die Verwendung von Gleichstrom könnte die Messwerte verfälschen, da eine Polarisation der Elektroden, infolge der Abscheidung von Ionen, auftreten kann. Diese Polarisation kann aber hinreichend klein gehalten werden, wenn mit hochfrequentem Wechselstrom und einer großen effektiven Elektrodenoberfläche gearbeitet wird.

Der spezifische Widerstand (r ) eines Leiters ist: r = R q/l [ W × cm]

Der Kehrwert des Widerstands ist die Leitfähigkeit (k ):k = l/r = l/R l/q [ W -1 × cm-1]

Der Quotient l/q (l = Elektrodenabstand und q = Elektrodenoberfläche) einer Leitfähigkeitsmesszelle wird als Zellkonstante C bezeichnet. Die Abmessungen einer Messzelle werden meistens so gewählt, dass C exakt 1,00 cm-1 ist (l = 1,00 cm; q = 1,00 cm2). Damit erübrigt sich eine Eichung.3

Da man W -1 auch als S (Siemens) bezeichnet ergibt sich als Maßeinheit für die elektrische Leitfähigkeit [ S/cm ] .
 

4.4. Messprinzip der elektronischen Temperaturmessung  
Der Temperaturmessfühler besteht aus einem Platindraht dessen elektrischer Widerstand temperaturabhängig ist und bei 0° C genau 100 W beträgt. Der Widerstand des Fühlers wird vom Messgerät in die entsprechende Temperatur umgerechnet.5

Bei steigender Temperatur nimmt der Widerstand metallischer Leiter zu, da die Atomrümpfe stärker zu schwingen beginnen und deshalb den Elektronenfluss behindern. In niedrigen Temperaturbereichen kann ein linearer Zusammenhang zwischen der Temperatur und dem Widerstand angenommen werden, was die Eichung des Thermometers sehr vereinfacht.
 

4.5. Messprinzip der Photometrie  
Zur Photometrie benutzt man hauptsächlich monochromatisches Licht im sichtbaren Bereich (etwa 400 nm-700nm), da Licht dieser Wellenlängen beim Durchgang durch Materie (hier: farbige Verbindung aus Reagenzien und dem gesuchten Stoff) absorbiert wird. Die Absorption ist dadurch begründet, dass Elektronen in p -Bindungen (bei Molekülen) und d- bzw. f-Orbitalen (bei Atomen bzw. Ionen) angeregt werden.

Die Grundlage für die Photometrie ist das Lambert-Beer¢ sche Gesetz, das die Proportionalität zwischen der Konzentration einer Lösung und der Extinktion (Absorption) angibt (Anhang 17, Abb 2). Es lautet:

E = e d c oder E = -lg l / l0

e ist der molare dekadische Extinktionskoeffizient, d die Schichtdicke der Lösung (Küvettendicke), c die Konzentration des durch die Reaktion mit den zu untersuchenden Ionen entstandenen Farbstoffs und l / l0 bezeichnet man als Transmission.

Die chemischen Grundlagen der Photometrie beruhen darauf, dass der zu untersuchende Inhaltsstoff mit den zugegebenen Reagenzien eine farbige Verbindung bildet, wobei die Intensität der Färbung der Konzentration des Inhaltsstoffes entspricht. Die Bildung des Farbstoffes muss reproduzierbar sein, d.h. unter gleichen Reaktionsbedingungen muss immer die gleiche Menge Farbstoff entstehen.3 Es muss außerdem verhindert werden, dass die Reagenzien mit anderen, nicht zu bestimmenden Inhaltsstoffen auch den Farbstoff bilden. Dies geschieht durch Maskierungsmittel (" Komplexbildungsmittel "), die genauso in den Reagenziensätzen vorhanden sind, wie Pufferlösungen zum Einstellen eines konstanten pH-Wertes. Da sich viele Farbstoffe unter der Einwirkung von Licht und Sauerstoff zersetzen, muss die Messung nach der in der Versuchsbeschreibung angegebenen Zeit erfolgen.

Aufbau eines Photometers

Von einer monochromatischen Lichtquelle aus wird ein Strahlenbündel durch eine Küvette geschickt, in der sich die Probe befindet. Hinter der Küvette trifft das nicht absorbierte Licht auf eine Photodiode. Der auftretende Kurzschlussstrom ist ein Maß für die auftreffende Lichtintensität, also auch für die Konzentration des in der Probe enthaltenen Stoffes (Anhang 8).
 

4.6. Nachweisreaktion der Ammonium-Ionen  
Die Bestimmung von Ammoniak und Ammonium-Ionen erfolgt photometrisch nach der Bildung eines blauen Indophenol-Farbstoffes gemäß den deutschen Einheitsverfahren (DEV).

Der Anzeigebereich des Tests liegt bei 0,01-3,5 mg/l

Die Nachweisreaktion läuft in stark alkalischem Medium bei pH 13 ab. Bei diesem pH-Wert liegt der Ammonium-Stickstoff vollständig als NH3 vor. Ammoniak reagiert zunächst vollständig mit Hypochlorid-Ionen (ClO-), die bei der Hydrolyse von Dichlorisocyanursäure gebildet werden (a), zu Monochloramin (NH2Cl) (b). Dieses reagiert dann unter der Wirkung eines Katalysators mit Natriumsalicylat zu einem blauen Indophenolfarbstoff (Berthelot-Reaktion). Die folgenden Reaktionsschritte werden angenommen:2


 

4.7. Nachweisreaktion von Phosphat-Ionen  
Der Nachweis von Phosphat-Ionen erfolgt photometrisch nach Bildung von Phosphormolybdänblau. Das beschriebene Verfahren ermöglicht die Bestimmung von PO43--Konzentrationen im Bereich von 0,2 - 15 mg/l.

Die Nachweisreaktionen laufen in stark schwefelsaurer Lösung bei pH< 1 ab. Bei diesem pH-Wert bildet sich aus Ammoniumheptamolybdat zunächst Isopolymolybdänsäure (a), die mit Phosphaten zu Phosphormolybdänsäure reagiert (b), wobei die vier O-Atome des Phosphats durch vier (Mo3O10)-Gruppen ersetzt werden. Anschließend erfolgt die Reduktion zu Phosphormolybdänblau (c).

Dabei handelt es sich um ein Mischoxid in den Oxidationsstufen +IV bis +VI.2


 

4.8. Nachweisreaktion von Nitrat-Ionen  
Die Bestimmung von Nitrat-Ionen im Wasser erfolgt photometrisch nach Reduktion zu Nitrit und Bildung eines rot-violetten Azofarbstoffes. Das Verfahren ermöglicht die Bestimmung von NO3---Konzentrationen im Bereich von 1-140 mg/l

Die Nachweisreaktion läuft in schwefelsaurer Lösung ab. Zunächst werden die Nitrat-Ionen zu Nitrit-Ionen reduziert (a). Diese wiederum reagieren in saurer Lösung mit primären aromatischen Aminen, z.B. Sulfanilsäure, unter Bildung von Diazoniumsalzen (b). Das gebildete Diazoniumsalz kuppelt schließlich mit 1-Naphthylamin, einer aromatischen Verbindung mit Aminogruppe, zu einem rotviolett gefärbten Azofarbstoff (c).2
 
 


 
 

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5.Anhang

Anhang 1:Tabellen der Indexwerte zu den Messparametern nach Bach
 

BSB5 [ mg/l]   Sauerstoffgehalt [%]  
O2 - Zehrung Index O2 - Gehalt Index
0,0 100 0 2
0,5 99,5 5 2
1,0 98 10 3
1,5 95 15 4,5
2,0 90 20 6
2,5 84 25 9
3,0 76 30 12
3,5 68 35 15
4,0 61 40 19
4,5 54 45 24
5,0 48 50 30
5,5 42 55 36
6,0 37 60 43
7,0 28 65 53
8,0 20,5 70 63
9,0 14,5 75 71
10,0 10 80 79
15,0 4 85 86
15,0 3 90 93
    95 99
    96 100
    106 100
    110 97
    115 95
    120 90,5
    125 87
    130 83
Temperatur [oC]   Phosphatkonzentrat.  
T Index PO43- (aq) Index
<14 100 0,0 100
14 100 0,1 95
15 99 0,2 84
16 97,5 0,3 72
17 95 0,4 60
18 90 0,5 48
19 79 0,6 39
20 67,5 0,7 31,5
21 56 0,8 25
22 45 0,9 20
23 33,5 1,0 16
24 22 1,1 12,5
25 15 1,2 10
26 9 1,3 8
27 5,5 1,4 7
28 3 1,5 6
29 1,5 1,6 5,5
30 1,0 1,8 5
30 1,0 2,0 5
    2,5 4
    3,0 3
    4,0 2
    5,0 1
Ammoniumkonzentr. [mg/l]   Nitratkonzentration [mg/l]  
NH4+ (aq) Index NO3- (aq) Index
0,0 100 0 100
0,2 84 2 94
0,4 60 4 88
0,6 49 6 82
0,8 40 8 76
1,0 35 10 70,5
1,2 31 12 64,5
1,4 28,5 14 58,5
1,6 26,5 16 52,5
1,8 24,5 18 46,5
2,0 23 20 40,5
2,5 20 22 35,5
3,0 18 24 30
4,0 15,5 26 26
5,0 12 28 23
6,0 10 30 20
8,0 6,5 36 15
10,0 4,5 40 10
13,0 3,5 40 10
13,0 3    
pH - Wert   Leitfähigkeit [mS/cm]  
PH Index LF Index
3,0 1 0,000 72
3,5 2,5 0,025 85
4,0 7 0,050 91
4,5 13 0,075 95
5,0 22 0,1 97,5
5,5 34,5 0,125 99,5
6,0 56,5 0,15 100
6,5 78,5 0,175 99,5
6,6 83 0,2 98,5
6,7 87,5 0,225 97
6,8 92 0,250 95,5
6,9 96 0,275 93
7,0 98,5 0,3 91
7,1 99,5 0,35 85
7,2 100 0,4 77
7,3 100 0,45 70
7,4 99,5 0,5 63
7,5 98,5 0,55 56
7,6 96 0,6 50
7,7 92 0,7 39
7,8 87,5 0,8 31
7,9 83,5 0,9 24
8,0 78,5 1,0 19
8,5 55,5 1,1 15
9,0 33 1,2 13
9,5 18 1,3 11
10,0 10,5 1,4 10
    1,5 9
    2,0 8
    3,0 6
    4,0 4
    5,0 2
Werte übernommen aus: Amt für Schule Hamburg: Gewässer im Stadtteil. Das Umweltprojekt G.R.E.E.N., Hamburg 1994, S. 90
Anhang 2:Protokollblatt zur chemischen Gewässeruntersuchung nach Bach1

Gewässer: ____________ Messstelle: _________________ Fluss-Km: ________

Datum: __________ Uhrzeit: ________ Untersucher: ______________________

Witterung:

Lufttemperatur:____ Niederschläge am Untersuchungstag: (1) viel (2) wenig (3) keine

Niederschläge in den letzten Tagen: (1) viel (2) wenig (3) keine

Wasserkörper:

Breite: _____ m Tiefe: _____ m Fließgeschwindigkeit: _______ m/sec

Farbe: _______________ Geruch: ___________________
 
 
Beschattung: (1) fehlend (2) teilweise (3) völlig
Pflanzen: (1) Unterwasserpflanzen (2) Schwimmblattpflanz. (3) Röhricht
Sonstiges: (1) Ölfilm (2) Schaumbildung (3) Müll
  (4)    

Ufer:
 
Neigung:(1)senkr. (2) steil (3) mäßig steil (4) flach (5) sumpfig
Bewuchs: (1) kein Bewuchs (2) Gras (3) Sträucher (4) Baumbestand
Ausbau: (1) naturnah (2) Steinschüttung (3) Mauer (4) verrohrt
Einleiter: (1) Seitenbach (2) Graben (3) Rohr  

Landschaft:
 
Flussverlauf: (1) kurvenreich (2)leicht gewunden (3) gerade (4)künstl. begradigt
Umgebung: (1)Wiesen/Weiden (2) Felder (3) Brachland (4) Wald
  (5) Park (6) Ortschaft (7) Industrie (8)anders: ______

Messergebnisse:
 
Parameter (In) Wichtung (Wn) Messwert (Mittelw.) Index
Temperatur (oC) W1: 0,08   I1:
Sauerstoffg. mg/l      
entspricht in % W2: 0,2   I2:
BSB5 (mg/l) W3: 0,2   I3:
pH-Wert W4: 0,1   I4:
Nitrat (mg/l) W5: 0,1   I5:
o-Phosphat mg/l W6: 0,1   I6:
Ammonium mg/l W7: 0,15   I7:
Leitfähigkeit mS/cm W8: 0,07   I8:
       
n = 8 S Wn = 1,0    

Allgem. Berechnungsformel: CI = I1W1 I2W2 I3W3 I4W4 I5W5 I6W6 I7W7 I8W8

è CI ______________= ___0,08 ___0,2 ___0,2 ___0,1 ___0,1 ___0,1 ___0,15 ___0,07 = _____

-> GKL = _______
 
 
 

Anhang 3:Löslichkeit von Sauerstoff in Wasser als Funktion der Temperatur3

 
Temperatur [oC]
Löslichkeit von Sauerstoff in Wasser bei einem Luftdruck von 1013,25 hPa [mg/l]
0
14,62
1
14,22 
2
13,83
3
13,46
4
13,11
5
12,77
6
12,45
7
12,14
8
11,84
9
11,56
10
11,29
11
11,03
12
10, 78
13
10,54
14
10,31
15
10,08
16
9,87
17
9,66
18
9,47
19
9,28
20
9,09
21
8,91
22
8,74
23
8,58
24
8,42
25
8,26
26
8,11
27
7,97
28
7,83
29
7,69
30
7,56

 
 

Anhang 4:Löslichkeit von Sauerstoff in Wasser als Funktion der Temperatur und des Luftdrucks3
 
 
Temperatur [oC]
Luftdruck [hPa]

111,5

Luftdruck [hPa]

1013

Luftdruck [hPa]

912

0
16,09
14,62
13,14
5
14,06
12,77
11,48
10
12,43
11,29
10,15
15
11,10
10,08
9,05
20
10,02
9,09
8,14
25
9,12
8,26
7,4
30
8,35
7,56
6,76

 
 
 

Anhang 5:Aufbau einer Sauerstoffelektrode


 

Anhang 6:Aufbau der Glasmembran einer pH-Elektrode


 

Anhang 7:Die Lage des Ammonium-/ Ammoniakgleichgewichts in Abhängigkeit von der Temperatur


 

Anhang 8:Aufbau eines Photometers


 
Strahlungsquelle

kontinuierl. oder diskontinuierl. Licht

Optik u. Blende

Sammellinse, 

Parallelstrahlung

Lichtzerlegung 

Filter oder Monochromator, Wellenlänge des 

Absorptionsmax.d. gebild.Farbstoffs wird eingestellt

Blende, Küvette

mit Analysenlösung oder Vergleichslösung

Photozelle,Anzeige

Umwandlung von Lichtenergie in elektrische Energie, die angezeigt wird

 
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Inhaltsverz
 
  • Literaturverzeichnis
  • 1 Amt für Schule Hamburg (Hg.): Gewässer im Stadtteil. Das Umweltprojekt G.R.E.E.N. Hamburg. 1994.

    4 Bach, Erwin: Ein chemischer Index zur Überwachung der Wasserqualität von Fließgewässern. DGM 24. 4/5 1980.

    3 Engler, Breuer, Müller und Seithe: Ökologie. Theoretische Grundlagen und Versuche mit dem Umweltmesskoffer. Hürth. 1996.

    2 Schreiner, Andreas: Chemische Untersuchung natürlicher Fließgewässer. Staatliches Studienseminar für das Lehramt an Gymnasien. Trier. 1997.

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