Die Karbonathärte im Süßwasseraquarium erhöhen

Die Karbonathärte im Süßwasseraquarium erhöhen

Die Karbonathärte lässt sich im Süßwasseraquarium nicht nur senken, sondern auch erhöhen oder anheben. Dazu gibt es verschiedene Möglichkeiten. Die einfachste Methode ist das Verschneiden mit härterem Wasser, das in der Regel auch besser carbonatgepuffert ist. Die Karbonathärte lässt sich auch durch Zugabe von handelüblichen Aufhärtesalzen (z. B. KH/PH Plus-Produkte) anheben. Außerdem wird die Karbonathärte durch Zugabe haushaltsüblicher Salze wie Speisenatron, Waschsoda oder Pottasche gezielt angehoben, welche auch in handelsüblichen pH/KH Plus-Produkten enthalten sind.

Natriumhydrogencarbonat oder Speisenatron

Um die Karbonathärte zu erhöhen eignet sich einfaches Speisenatron (Natriumhydrogencarbonat, doppeltkohlensaures Natron, Natriumbicarbonat, NaHCO3) sehr gut. Die Zugabe von 3 Gramm Speisenatron auf 100 Liter Wasser erhöht die „Karbonathärte“ dabei um 1°d. Es ist empfehlenswert, die benötigte Menge Speisenatron zuvor in Wasser aufzulösen und diese Lösung langsam ins Aquarium oder Wechselwasser zu geben.


Chemikalien zum Anheben der Karbonathärte aus dem Supermarkt - Vorschau


Chemikalien zum Anheben der Karbonathärte aus dem Supermarkt

Eine andere Art der Anwendung von Natron ist die gesättigte Lösung. Sie stellt man durch Zugabe von 100 Gramm (zwei Tütchen à 50g) NaHCO3 auf einen Liter Wasser her. Dazu wird erst das Natron in den Behälter (z. B. skalierter Messbecher) gegeben, in etwa einem halben Liter destilliertem Wasser vorgelöst und dann bis zum 1l-Strich mit destilliertem Wasser aufgefüllt. Es bleibt ein wenig Speisenatron als weißer Bodensatz zurück, welcher sich nicht löst.
100 ml dieser Lösung enthalten etwa 0,1143 Mol Natriumhydrogencarbonat oder 317,5°dKH. 1 ml der Lösung erhöht die „Karbonathärte“ in einem Liter Wasser also um gut 3 °d. Mit 100 ml der Lösung erhöht man somit äquivalent die „Karbonathärte“ in 100 Liter Wasser um 3 ° dKH, mit 30 ml um 1° dKH

  • M NaHCO3 = 84 g/mol
  • Löslichkeit = 96 g/l @ 20°C
  • 96g NaHCO3 = 1,143 Mol = 1143 mmol
  • 0,36 mmol HCO3 = 1°dKH
  • 1143 / 0,36 = 3175° dKH
  • 3175 ° KH in 1000 ml ∝ 3,175 ° KH in 1 ml

Diese Lösung kann auch als kostengünstige Kalibrierlösung für die pH-Elektrode verwendet werden.

Natriumcarbonat oder Soda

Eine alternative Möglichkeit bietet die Verwendung von Natriumcarbonat Na2CO3. Dieses Salz der Kohlensäure ist beispielsweise als „Waschsoda“ im Supermarkt erhältlich. Hier kann man wiederum entweder die benötigte Menge in Wasser auflösen oder aber eine gesättigte Lösung verwenden. Auch hier empfielt es sich, die benötigte Menge in Wasser zu lösen und über einen längeren Zeitraum langsam dem Aquarienwasser zugzugeben oder aber auf das Wecheslwasser zu verteilen.220 Gramm Natriumcarbonat auf einen Liter vollentsalztes Wasser ergeben eine gesättigte (2,05 mol/l = 2050 mmol/l) Lösung. Dies entspricht fast 5700°dKH (2050 : 0,36 = 5694,4). Ein Milliliter der Lösung erhöht die Karbonathärte in einem Liter Wasser also um knapp 6°dKH. Um in 100 Litern Wasser die Karbonathärte um gut 10°dKH anzuheben, werden also 175 ml der gesättigten Lösung zugegeben. Das kann bedingt durch die gute Löslichkeit von Natriumcarbonat in einem kleineren, handlichen Volumen erfolgen. Mit einem Liter dieser Sodalösung kann man also gut einen Kubikmeter Wasser um 5,7°kH „aufhärten“. Ein 500g Paket Waschsoda kostet im Supermarkt um € 1,50.

Xn - Reizend
Schutzbrille ist anzuraten.
Soda ist besonders gut für Aquarien geeignet, in denen ein alkalischer pH-Wert oherhalb pH 8 erwünscht ist, beispielsweise bei einem Aquarium mit Tanganjikasee-Cichliden.
In beiden Fällen kann es, abhängig von der Höhe der Gesamthärte, zu einer geringfügigen Absenkung der Gesamthärte durch Ausfällung von Härtebildnern, insbesondere Calcium, in Form schwer löslicher Carbonate kommen:

  • Ca2+ + 2 HCO3 CaCO3 + H2O + CO2

Im Aquarium erfolgt jedoch wieder eine allmähliche Rücklösung.

Kaliumcarbonat oder Pottasche

Eine weitere Möglichkeit zur Anhebung der Pufferkapazität im Aquarium bietet Kaliumcarbonat, K2CO3. Dieses Kaliumsalz der Kohlensäure wird besonders zur Adventszeit auch in vielen Supermärkten als traditionelles Treibmittel für Lebkuchen angeboten. Zusätzlich zum Anheben der Karbonathärte eignet sich Kaliumcarbonat als Kaliumdünger für die Aquarienpflanzen.

  • M K2CO3 = 138,2 g/mol
  • Löslichkeit = 1120 g/l @ 20°C
  • 112g (in 100ml) K2CO3 = 0,81 mol = 810 mmol
  • 0,36 mmol HCO3 = 1°dKH
  • 810 / 0,36 = 2250° dKH in 100 ml

Xn - Reizend
Wegen ihres hohen pH-Wertes ist auch diese Lösung reizend – beim Umgang ist Vorsicht geboten.
Es ist anzuraten, eine Schutzbrille zu tragen.
Pottasche oder Kaliumcarbonat wird im Supermarkt (Gewürzregal oder Backwaren) in Tütchen zu 50g angeboten. Man erhält die Chemikalie aber auch in der Apotheke. Mit den Tütchen lässt sich sehr gut eine gesättigte Lösung ansetzen. Als Gefäß nehmen wir einen skalierten Behälter, die Genauigkeit eines Küchenmessbechers reicht völlig aus für unsere Zwecke. Etwa 80 ml destilliertes Wasser darin vorlegen, zwei Tütchen Pottasche lösen. Ein gehäufter Teelöffel zusätzlich ergibt nach umrühren mit einem Löffel sicher eine gesättigte Kaliumcarbonat-Lösung. Dann auf 100 ml mit destilliertem Wasser auffüllen und nochmals umrühren. Eventueller Bodensatz kann verbleiben oder auch mit einem Kaffeefilter abfiltriert werden. Die Lösung kann jetzt in eine Vorratsflasche gefüllt werden.
Mit einem Milliliter dieser Lösung kann die KH in einem Liter Wasser um etwas mehr als 3 °dKH anheben. 100 Milliliter genügen also, um die KH in 100 Litern Wasser um gut 3 °dKH anheben.

Messverfahren für den pH-Wert im Süßwasseraquarium

Zur Bestimmung des pH-Wertes bieten sich für den Aquarianer grundsätzlich drei Verfahrensweisen: Tauchtests (Teststreifen), Indikatorflüssigkeiten (Tropfentests) oder aber die Benutzung eines pH-Meters. Alle diese Methoden haben individuelle Vorteile, aber auch Nachteile.

Teststreifen

Noch eine Bemerkung vorab: Mit dem Begriff Karbonathärte ist in der Aquaristik gemeinhin die Säurekapazität oder das Säurebindevermögen bis pH 4,3 (SBV) gemeint.
Dies ist in der Praxis quasi-identisch mit der Konzentration von Carbonat-Ionen (HCO32-) und Hydrogencarbonat-Ionen (HCO3). Ich werde hier ebenso verfahren, um der in der Aquaristik gebräuchlichen Terminologie Tribut zu zollen und Verwirrungen beim Leser zu vermeiden. Der Begriff Karbonathärte (in Anführungszeichen) oder dessen Abkürzung KH ist in diesem Text gleichbedeutend mit Säurebindevermögen zu verstehen.
Aquaristische pH-Teststreifen, insbesondere Multisticks (Mehrfachtest-Streifen), sind im Vergleich zu anderen Nachweisverfahren, recht ungenau. Bei pH-Teststreifen fär den Laboreinsatz, beispielsweise von Merck oder Macherey-Nagel, sieht das anders aus. Qualitativ hochwertige pH-Teststreifen kosten allerdings auch um einiges mehr als vergleichsweise einfache Modelle. Aber auch unter den pH-Teststreifen aquaristischer Anbieter gibt es einige erfreuliche Ausreißer, die vergleichsweise gute Ergebnisse liefern.
Der pH Streifentest pH 5-10 Tauchtest von Dennerle ist beispielsweise nach meinem Dafürhalten eine Private Label Variante der pH-Indikatorstäbchen pH 5,0 – 10,0 von Merck. Generell zeigen pH-Teststreifen in gut gepuffertem Wasser mit hoher Karbonathärte genauer an als in nur schwach gepuffertem (niedrige KH, ≤ 5°d) weicherem Wasser. Um auch nach länger Zeit verlässliche Ergebnisse zu erzielen, ist die korrekte Lagerung der Testsreifen besondes wichtig. Kühl und trocken sollte es sein. Der Unterschrank des Aquariums ist nicht der Aufbewahrungsort erster Wahl.

Tropfentests

Am weitesten verbreitet sind Tropftests zur pH-Wert Bestimmung, die auf Indikatorlösungen basieren.
Säure-Base-Indikatoren, von lateinisch indicare = anzeigen, sind Farbstoffe, die abhängig vom pH-Wert ihre Farbe ändern. Ursächlich hierfür ist, dass sie selbst schwache Säuren oder Basen sind und damit Protonen oder Hydroxid-Ionen aufnehmen und abgeben können. Sie können somit jeweils in einer geladenen als auch ungeladen Form vorliegen. Diese Zustandsänderung gibt der Indikator optisch durch eine Farbänderung preis. Als Indikatoren werden beispielsweise Bromthymolblau, Methylrot und Methylorange verwandt. Es gibt aber auch vorkommende Indikatoren. So enthält der Saft des Rotkohls oder Blaukrauts den Farbstoff Cyanidin. Aus dieser Eigenschaft erklärt sich auch, warum das Gemüse regional unterschiedlich entweder Rotkohl oder Blaukraut genannt wird. Je nach Art der Zubereitung, beispielweise sauer mit Äpfeln, oder alkalisch mit Speisenatron, färbt sich der Kohl rötlich oder bläulich.
Als Indikatorlösung wird bei handeslüblichen Testreagenzien in der Regel ein Mischindikator aus verschiedenen Einzelindikatoren verwendet, um eine gute Farbabstufung über den gesamten Meßbereich zu gewährleisten. Nachdem entsprechend der Anleitung die benötigte Probenmenge in den beiligenden Messbehälter (Küvette) gegeben wurde, werden nach Anleitung einige Tropfen der Indikatorflüssigkeit dazu gegeben und durch leichtes Schwenken in der gesamten Wasserprobe gleichmäßig verteilt. Den entstehenden Farbton vergleicht man nun mit den einzelnen Werten auf der beiliegenden Farbkarte. Schwächen zeigen flüssige pH-Indikatoren bei sehr weichen und ungepuffertem Wasser (destilliertes / vollentsalztes / RO-Permeat / Regenwasser), da sie hier oft deutlich saurere Werte anzeigen als tatsächlich gegeben sind. Hervozuheben sind hier besonders die Testssets von JBL, welches durch einen Komparatorblock auch eine mögliche Eigenfärbung des Aquarienwassers berücksichtigen. Je nach Auflösung des Tests fällt die Messgenauigkeit zwischen 0,3 bis 1 pH-Stufen. Dies ist bei den abgelesenen Werten zu berücksichtigen. In der Regel sind Angaben in 0,5er Schritten die sinnvollste Angabe. Zwischenwerte lassen sich abschätzen.
Eine weitere Möglichkeit bietet die Bestimmung des Ergebnisses mit Hilfe eines Photometers.
Hier wird die Funktion des menschlichen Auges durch eine Photozelle übernommen. Die mit Indikator versehene Probe wird dabei inm Gerät mit Licht (entsprechend einer bekannten Energiemenge) durchleuchtet. Eine Photozelle wandelt das Licht, welches die Probe Passiert hat, in elektrischen Strom um. So kann die Energiemenge dargestellt werden, welche bei der Photozelle angekommen ist. Da jeder chromatische (farbige) Stoff bestimmte Teile des Lichtes zurückwirft (reflektiert) und andere absorbiert oder bei Flüssigkeiten auch durchlässt (transmittiert), kann man ihn anhand seines spezifischen Adsorptions- (ausgefiltertes Licht) und Transmissions- (durchgelassenes Licht) Spektrums sowohl identifizieren als auch seine Konzentration bestimmen. Anhand der Differenz von eingesandter Energie durch die Lichtquelle (insgesamt oder auf eine bestimmte Wellenlänge bezogen) und der Energiemenge, welche an der Photozelle angekommen ist, kann man die Energiemenge erkennen, die in der Probe absorbiert wurde. Die absorbierte Energie in einem bestimmten Wellenlängenbereich, die Extinktion bei x nm (Nanometer), ist äquivalent zur Konzentration des Indikator-Farbstoffs in der Probe. Da pH-Indikatoren abhägig vom pH-Wert unterschiedlich gefärbt sind, kann aus der Extinktion bei einer besstimmten Wellenlänge der pH-Wert in der Probe mit entsprechenden Vergleichsmustern bekanntem pH-Wertes (Pufferlösungen) bestimmt werden.

elektronische pH-Meter

Da der pH-Wert sich bereits durch die Probennahme verändert und so neben anderen Anwendungsfehlern verfälschte Ergebnisse produziert werden, ist die genaueste Methode die pH-Wert Messung direkt im Aquarium mit einem elektronischen pH-Meter. Zu bevorzugen sind solche Geräte, bei denen man die die Elektrode austauschen kann. Ich persönlich benutze das GPH014 der Firma Greisinger. Das Gerät ist relativ erschwinglich, leicht zu bedienen und für die aquaristische Praxis hinreichend genau.
Zu beachten ist bei Verwendung von pH-Metern die korrekte Behandlung und Lagerung der Elektrode sowie regelmäßiges Kalibrieren (Eichen) der Messkette. Außerdem ist auch die Haltbarkeitsdauer und korrekte Lagerung der Kalibierlösungen (Pufferlösungen) der Elektrode zu beachten.

Belegstellen, weiterführende Literatur und externe Links

  1. Sigg, L. & Stumm, W. (1995): Aquatische Chemie: eine Einführung in die Chemie wässriger Lösungen und in die Chemie natürlicher Gewässer. 3. Auflage, B.G. Teubner GmbH, Leipzig. ISBN 978-3519136514

Säuresturz im Süßwasseraquarium: Schreckgespenst oder reale Gefahr?

Unter dem Begriff Säuresturz versteht man in der Süßwasseraquaristik das Absinken des pH-Wertes in unphysiologische Bereiche deutlich unter pH 5 innerhalb eines (nicht näher definierten) kurzen Zeitraums. Aus dem Begriff „Säuresturz“ geht bereits hervor, dass es sich um eine plötzliche Absenkung des pH-Wertes in größerem Maßstab handelt. Doch ab welcher Größenordnung spricht man von einem Säuresturz und wie kommt es dazu?

Was passiert beim Säuresturz?

Bei der Nitrifikation, dem oxidativen Abbau von Ammoniak/Ammonium über Nitrit zu Nitrat durch Bakterien, entsteht salpetrige Säure (HNO2, in dissoziierter Form als H+ und NO2).
Die Säure reagiert mit Carbonat- und Hydrogencarbonat-Ionen („Karbonathärte“, KH) zu Wasser (H2O) und Kohlenstoffdioxid (CO2). Durch diesen Zwischenschritt der Nitrifikation wird die „KH“ im Wasser allmählich aufgebraucht, sofern sie nicht, beispielsweise durch Lösung aus Kalkstein, wieder aufgefrischt wird.

    2 NH3 + 3 O2 —Ammonia oxidierende Bakterien→ 2 NO2 + 2 H+ + 2 H2O
    2 H+ + 2 HCO3 → 2 H2O + 2 CO2

Entstehen durch die Nitrifikation ≈ 23 mg/l Nitrat (NO3) im Aquarium, wird die KH um etwa 1° KH reduziert. 1° KH entspricht 0,38 mmol HCO3/l , 0,38 mmol NO3 entsprechen 22,68 mg. Pro Mol Nitrat wird ein Mol Protonen (H+) frei. Gleichzeitig werden ≈ 17 mg CO2 gebildet.
Wird der verbrauchte Carbonat-Puffer nicht beispielsweise durch Frischwasser beim Teilwasserwechsel wieder aufgefüllt, so sinkt die „KH“ allmählich ab. Der pH-Wert sinkt durch die Pufferwirkung der „KH“ nur gering und allmählich ab. Ist der Carbonat-Hydrogencarbonat-Puffer verbraucht, treten, sofern vorhanden, andere Puffersysteme an seine Stelle und der pH-Wert bleibt weiter stabil, wenn auch auf niedrigerem (sprich saurerem) Niveau. Alternative Puffersysteme im Aquarium sind beispielsweise der Phosphat-Puffer, Fulvosäure-Fulvat-Puffer oder der Huminsäure-Humat-Puffer.

Die KH wird nur durch Nitrat verbraucht, welches im Aquarium selbst (autochthon) durch biologische Prozesse entsteht. Nitrat, das bereits im Ausgangswasser (meist örtliches Trinkwasser) vorhanden ist, hat keine vermindernde Wirkung auf die KH.
Erst wenn das Wasser vollkommen ungepuffert ist, sinkt der pH-Wert plötzlich und schnell in den (im aquaristischen Sinn) stark sauren Bereich unter pH 5 ab.
Bei länger laufenden Aquarien, in denen sich bereits einiges an Sediment, Mulm und Schlamm gebildet haben, die zusätzliche Pufferkapizität bereitstellen, ist die Gefahr zusätzlich verringert.
Der Säuresturz im eigentlichen Sinn hat damit im Grunde zwei Ursachen: hohe Besatzdichte und damit einhergehend auch intensive Fütterung sowie mangelnde Wasserpflege, sprich Teilwasserwechsel.

Säuresturz und niedrige Karbonathärte

Besonders bei niedriger KH wird der Säuresturz im Aquarium als drohende Gefahr betrachtet. Ein Indiz dafür sind beispielsweise diverse Empfehlungen zu Mindesthöhe der KH im Aquarium, wie man sie beispielsweise bei KH-Tests oder in der Literatur findet.
Eine Grenze, ab welcher die KH als zu niedrig betrachtet wird und somit die Gefahr des Säuresturzes drohen soll, ist nicht allgemeingültig festgelegt. Zusammengfasst lässt sich somit etwa 5°d KH als im Aquarium kritisch betrachtete Untergrenze der KH definieren. Einen unmittelbaren Zusammenhang, einen Automatismus, der durch niedrige KH zum Säuresturz führt, gibt es aber nicht. Bei regelmäßiger Wasserpflege, sprich ausreichend häufigem und umfangreichen Teilwasserwechsel, wird die Pufferkapazität im Aquarium auch bei nicht mehr nachweisbarer KH immer wieder aufgefrischt.
Hinzu kommen noch verschiedene im Aquarium stattfindende biologische Prozesse, bei denen der Kohlensäure-Hydrogencarbonat-Carbonat-Puffer wieder aufgefüllt wird.
Auch das am anderen Ende der Skala liegende Extrem eines starken Anstiegs des pH-Wertes durch eine niedrige KH ist eine zwar mögliche, aber eher unwahrscheinliche Folge. Ein realistisches Szenario, bei dem ein starker Anstieg des pH-Wertes in Fogle einer neidrigen KH auftreten kann, ist der starke Verbrauch von CO2 durch die Aquarienpflanzen bei entsprechend starker Beleuchtung. Beispielsweise, wenn das Aquarium direkte Sonneneinstrahlung erhält.

Säuresturz durch CO2-Düngung

Mitunter werden Warnhinweise geäußert, wonach es durch Zugabe von CO2 zum Säuresturz kommen könne. Dabei wird davor gewarnt, dass die beim Lösen von CO2 in Wasser entstehende Kohlensäure die KH zerstöre.
Das ist jedoch grundsätzlich unmöglich, da sich eine Säure nicht selbst aus ihren eigenen Salzen verdrängen, sprich diese „zerstören“ kann. Da Carbonate und Hydrogencarbonate Salze der Kohlensäure sind, kann Kohlensäure keine Carbonate und Hydrogencarbonte, welche die KH ausmachen, zerstören. Es findet gemäß den Regeln des Massenwirkungsgesetzes lediglich eine Verschiebung der Gleichgewichtslage statt, was sich in der Verschiebung des pH-Wertes äußert.
Beim Lösen von CO2 in Wasser reagiert zwar ein kleiner Teil davon zu Kohlensäure H2CO3.
Diese dissoziiert zum Großteil zu einem Proton H+ und einem Hydrogencarbonat-Anion HCO3.

    H2O + CO2 ⇔ H2CO3 ⇔ H+ + HCO3

Kohlensäure selbst ist aber eine sehr schwache Säure, welche gar nicht stark genug dissoziieren und damit Protonen abgeben kann, um einen so niedrigen pH-Wert zu erzielen, dass man von einem Säuresturz sprechen könnte.
In einem vollkommen ungepufferten Wasser (vollentsalzes Wasser) ist durch Kohlensäure prinzipiell ein pH-Wert von etwa 3,9 zu erreichen, wenn sich eine reine Kohlenstoffdioxid Athmosphäre darüber befindet.
Im Aquarienwasser und den im Aquarium herrschenden Rahmenbedingungen muss dehalb ein Säuresturz durch CO2-Düngung zumindest als äußerst unwahrscheinlich bis praktisch unmöglich angesehen werden.

Säuresturz durch unsachgemäße Zugabe von Mineralsäuren

Einen Säuresturz kann der Auqarianer auch selbst durch unsachgemäße Anwendung von Mineralsäuren zur Entcarbonisierung und pH-Wert-Senkung herbeiführen. Wie bei der durch die Nitrifikation entstehende salpetrige Säure zerstören auch andere Mineralsäuren (wie Salzsäure, Schwefelsäure, Phosphorsäure oder Salpetersäure) den Carbonat-Hydrocencarbonat-Puffer.

Säuresturz und biogene Entkalkung

Ein verbreiteter Irrglaube ist, dass es durch niedrige KH als Folge der biogenen Entkalkung zum Säuresturz kommen könne. Zwar sinkt durch die biogene Entkalkung die KH im Wasser, weil die Pflanzen Hydrogencarbonat als Kohlenstoffquelle nutzen, dabei in Carbonate umwandeln und diese als schwerlöslicher Calcit („Kalkstein“) ausfallen.

    H2O + CO2 ⇔ H2CO3 ⇔ H+ + HCO3 ⇔ 2 H+ + CO32- ⇔ M2+CO32-

In Folge der biogenen Entkalkung der dadurch verursachte niedrigen Pufferkapazität steigt der pH-Wert sogar stark, (bis um pH 10) an. Um jetzt einen Säuresturz auszulösen, muss das chemische Gleichgewicht also von ganz rechts wieder nach ganz links verschoben werden. Dabei erfolgt durch die Säure aber erst eine Rücklösung der ausgefällten Carbonate. Hier fungieren daher die ausgefällten Carbonate als Puffer.
Eine Säuresturz in Folge der biogenen Entkalkung ist daher ebenfalls ein Szenario, das in der aquaristischen Praxis nahezu ausgeschlossen werden kann.

Wiederauffrischung des Hydrogancarbonat-Puffers durch biologische Prozesse

Aquarienpflanzen nehmen unter anderem Nitrat als Stickstoffquelle auf.
Im Gegenzug geben sie wieder gleichermaßen Hydrogencarbonat-Ionen an das Wasser auf. Für 22,7 mg (= 0,36 mmol) aufgenommenes Nitrat wird somit wieder 1°dKH abgegeben. 1°dKH entspricht ja 0,36 mmol Hydrogencarbonat-Ionen. Auf diesem Weg wird die Pufferkapazität wieder aufgefrischt.
Auch bei der DeNitrifikation oder dissimilatorischen Nitratatmung durch Mikroorganismen, wie verschiedenen heteroroganotrophen Bakterien (z. B. Pseudomonas spp. oder Bacillus spp.), geben diese im Gegenzug zum aufgenommenen Nitrat wieder Hydrogencarbonat an das Wasser ab.
Neben der Pufferkapzität von Mulm, Schlamm und Sediment spielen diese Prozesse gerade in Altwasseraquarien eine wichtige Rolle.

Fazit und Folgerungen für die aquaristische Praxis

Der Säuresturz existiert zwar grundsätzlich als reales Problem, tritt jedoch nur unter bestimmten Voraussetzungen ein. Zusammengefasst lässt sich der Säuresturz im Süßwasserquarium als Resultat grober Pflegefehler wie

  • viel Fisch
  • viel Futter
  • zu wenig / zu selten Teilwasserwechsel

subsummieren. Die beste Gegenmaßnahme ist damit der für die Besatzdichte und Futtermenge zugeschnittene, regelmäßige und ausreichend bemessene Teilwasserwechsel. Selbst in Aquarien, welche mit reinem oder nur geringfügig verschnittenem Umkehrosmosepermeat („Osmosewasser“) befüllt werden, tritt der Säuresturz dann praktisch nicht auf.
Die verbreitete Befürchtung, eine niedrige KH im Aquarienwasser führe zum Säuresturz, ist somit in dieser Pauschalität unbegründet.

Belegstellen, weiterführende Literatur und externe Links

weiterführende Literatur:

  • Geisler, R.: Wasserkunde für die aquaristische Praxis. Alfred Kernen Verlag, Stuttgart.
  • Gonella, H. & Hieronimus, H. (2003). Perfektes Aquarienwasser. bede-Verlag, Ruhmannsfelden. ISBN: 3-89860-044-0
  • Hohl, D. (1994). Aquarienchemie. Urania Verlag, Leipzig. ISBN 3-332-00471-9
  • Hückstedt, G.: Aquarienchemie. Frank’sche Verlagshandlung, Stuttgart.
  • Kassebeer, G. (1986): Ein Analytikkurs für Aquarianer von Dr. Gerd Kassebeer. III. Die Karbonathärte des Aquariumwassers. Aquarium Heute (AH) IV. (3). 33-35
  • Horst, K. & Kipper, H. (1981): Das perfekte Aquarium. 4. Auflage, Tetra Verlag, Melle. ISBN 978-3-88244-177-2
  • Wachtel, H. (1963). Aquarienhygiene. Frank’sche Verlagshandlung, Stuttgart.
  • Kassebeer, G. (1986): Ein Analytikkurs für Aquarianer von Dr. Gerd Kassebeer. I. Die Härte des Aquarienwassers. Aquarium Heute IV. (1): 36-38
  • Kassebeer, G. (1986): Ein Analytikkurs für Aquarianer von Dr. Gerd Kassebeer. II. Der pH-Wert des Aquarienwassers. Aquarium Heute IV. (2): 36-39
  • Kassebeer, G. (1986): Ein Analytikkurs für Aquarianer von Dr. Gerd Kassebeer. III. Die KH des Aquariumwassers. Aquarium Heute (AH) IV. (3): 33-35

externe Verweise auf Diskussionsfäden in Foren und Newsgroups:

Die Karbonathärte im Süßwasseraquarium verstehen

Die Karbonathärte im Süßwasseraquarium verstehen

In der Aquaristik wird der Karbonathärte oft eine höhere Bedeutung zugeschrieben zu als der Gesamthärte. Das basiert auf ihrer Bedeutung als Puffersystem im Aquarium und dem daraus resultierenden Einfluss auf den pH-Wert.

Die Karbonathärte ist die Hydrogencarbonat-Konzentration

Mit dem Begriff Karbonathärte (KH) beschreibt man in der Aquaristik die Konzentration von Hydrogencarbonat-Ionen (H2CO3) im Wasser. Besser ist der Begriff des Säurebindevermögen bis pH 4,3 (SBV), da auch andere Ionen wie Carbonat (CO32-) und Hydrogenphosphat (HPO42-) oder Ammoniak (NH3) mit dem KH-Test erfasst werden, weil sie ebenfalls die mit der Testreagenz zugetropfte Säure binden. Diese Wasserinhaltsstoffe spielen für die Praixs aber eher eine untergeordnete Rolle und sollen nur der Vollständigkeit halber erwähnt werden.

Die Karbonathärte bestimmt den pH-Wert im Aquarium

Wie der Begriff Säurebindevermögen vermuten lässt, hat die Karbonathärte einen Einfluss auf den pH-Wert. Es handelt sich dabei um ein so genanntes Puffersystem. Der Hydrogencarbonat-Kohlensäure-Puffer bestimmt in Regelfall den im pH-Wert im Aquarium.
Will man den pH-Wert im Aquarium senken, muss die Karbonathärte also reduziert werden. Halbieren wir bei gleichbleibernder CO2-Konzentration die Karbonathärte, sinkt der pH-Wert um 0,3. Verdoppeln wir sie, so steigt der pH-Wert wiederum um 0,3. Fär pH-Werte unterhalb von 6 im Aquariumwasser muss man den Hydrogencarbonat-Kohlensäurepuffer und damit die Karbonathärte vollständig entfernen. Der Hydrogencarbonat-Kohlensäurepuffer muss dann gegen ein anderes Puffersystem ersetzt werden,
welches im sauren Bereich um pH 5 puffert. Das gelingt beispielsweise durch Zugabe von Huminstoffen mittels Torf, Laub, Moorkienholz oder Erlen;pfchen als Huminsäure-Humatpuffer.

Der Begriff Karbonathärte ist veraltet

Wie bereits im Artikel Die Wasserhärte im Süßwasseraquarium: verstehen, messen, verändern angemerkt, ist der Begriff der Karbonathärte veraltet.
Moderne Wasseranalysen geben das SBV in mmol/l (Millimol pro Liter) an. Zur Umrechnung in °dKH muss dieser Wert mit 2,8 multipliziert werden. 1 mmol/l SBV entspricht also 2,8° dKH oder 1° dKH entspricht 0,36 mmol/l SBV bis pH 4,3.

Die Karbonathärte wird nicht nur in °d angegeben

Neben der deutschen Härteskala in Grad deutscher Karbonathärte ( ° d KH) werden auch andere Skalen verwendet. In der Schweiz ist beispielsweise auch die französische Härteskala gebräuchlich. Die verschiedenen Einheiten werden mit den in der folgenden Tabelle aufgelisteten Faktoren ineinander umgerechnet:

  Säurebindungskapazität
mmol/l
Deutsche Grad
°d
Französische Grad
(TAC)
Hydrogencarbonat (mg/l)
HCO3
Säurebindungskapazität
mmol/l
1 2,78 4,94 61,00
Deutsche Grad
1 °d
0,36 1 1,78 21,8
Französische Grad
1 ° (TAC)
0,20 0,56 1 12,30
Hydrogencarbonat (mg/l)
HCO3
0,016 0,046 0,08 1

Belegstellen, weiterführende Literatur und externe Links

  1. Wiberg, E., Holleman, A. F. & Wiberg, N. (2007): Lehrbuch der anorganischen Chemie. 101. Auflage, de Gruyter, Berlin. ISBN 3-11-012641-9
    1. S. 859 – 863
  2. Krause, H.-J. (1990): Handbuch Aquarienwasser. 2. Auflage, bede-Verlag. ISBN 3927997005
    1. S. 29-33

weiterführende Literatur:

  • Kassebeer, G. (1986): Ein Analytikkurs fär Aquarianer von Dr. Gerd Kassebeer. III. Die Karbonathärte des Aquariumwassers. In: Aquarium Heute (AH) IV. (3). 33-35

chemische Grundlagen des pH-Wertes und aquarienchemische Betrachtungen

Der pH-Wert war der erste Wasserparameter, welcher vom Aquarianer leicht ermittelt werden konnte. Zuerst mit einfachem Rotkohlsaft, dann später mit Lackmuspapier. Fragen zum pH-Wert im Aquarium und seiner Veränderung gehören zu den am häufigsten gestellten bezüglich der Wasserchemie im Aquarium.
Die chemische Grundlage des pH-Wertes ist die Existenz von Säuren und Laugen (auch Basen genannt). Säuren reagieren sauer, Laugen reagieren alkalisch oder basisch. Eine Säure ist beispielsweise Essig oder Zitronensaft. Eine Base zum Beispiel Seifenlauge oder aber auch Salmiakgeist (wässrige Ammoniaklösung). Säuren und Basen können aus unterschiedlichen Stoffen entstehen. So entsteht Salzsäure aus dem Gas Chlorwasserstoff (HCl), wenn dieses in Wasser geleitet wird, Natronlauge bei der Reaktion des Metalls Natrium mit Wasser.
All diesen Verbindungen gemein ist, dass sie ihre saure oder basische Reaktion und Eigenschaft erst in Verbindung mit Wasser zeigen. Legt man einen Zitronensäurekristall auf ein Stück Lackmuspapier, geschieht nichts. Gibt man einen Tropfen Wasser darauf, färbt sich das Lackmuspapier rot. Gleichsam zeigt das Lackmuspapier keine Reaktion, wenn man etwas Speisenatron darauf gibt. Erst mit der Zugabe von etwas Wasser färbt sich das Lackmuspapier blau.
Wieso ist das so?

pH-Wert Diagramm pH 4 - 10 Vorschaubild


Konzentration von H3O+ & OH in mmol/l im Bereich von pH 4 bis 10

Erst das Wasser vermag es, die Säure oder Base aus einem Stoff herauszulösen. Dabei werden bei Säuren H+ Teilchen (Wasserstoff-Ion, Proton) frei, bei Basen OH Teilchen (Hydroxid-Ion).
Je mehr H+ Teilchen im Wasser gelöst sind, desto sauer ist die Lösung. Je mehr OH Teilchen im Wasser sind, desto basischer ist die Lösung. Der pH-Wert gibt, vereinfacht gesagt, die Menge der H+ Teilchen sowie das Verhältnis von H+ und OH Teilchen im Wasser an.
Der pH-Wert, abgeleitet von lateinisch potentia hydrogenii, die Kraft des Wasserstoffs oder auch pondus hydrogenii, das Gewicht des Wasserstoffs, ist das Maß für den Base- beziehungsweise Säuregehalt einer (wässrigen) Lösung. Je höher die Konzentration der Wasserstoff-Ionen, (genauer der Oxonium-Ionen H3O+, da die Protonen nie allein vorliegen, sondern gebunden an ein Wasser Molekül) desto saurer das Wasser, je niedriger die Konzentration, desto alkalischer. Umgekehrt gilt: Je höher die Konzentration von Hydroxid-Ionen, desto basischer, je niedriger ihre Konzentration, desto saurer.
Der pH-Wert ist definiert als der negativ dekadische Logarithmus der Wasserstoff-Ionen Aktivität, -log a(H+). Obwohl es eine gewisse Uschärfe bringt, kann die Ionen-Aktivität in der Praxis mit der Ionen-Konzentration gleichgesetzt werden.
In reinem Wasser dissoziieren (teilen) sich ständig einige wenige Wassermoleküle (H2O) in zwei Teilchen, ein Hydroxyd-Ion OH und ein Wassertstoff-Ion H+. Das Wasserstoff-Ion oder Proton bindet unmittelbar an ein weiteres Wassermolekül. Es reagiert somit zum Oxonium-Ion H3O+. Der Prozess nennt sich Autoprotolyse (selbsttätige Protonen Herauslösung beziehungsweise Übertragung). Somit liegen immer genauso viele Oxonium wie Hydroxid-Ionen in reinem Wasser vor. Diesen Zustand nennt man neutral und entspricht einem pH-Wert von exakt 7. Liegen mehr Hydroxyd-Ionen als Oxonium-Ionen vor, der pH-Wert liegt über 7, wird dies als alkalisch oder basisch bezeichnet. Im umgekehrte Fall, wo mehr H3O+ als OH vorliegen, der pH-Wert liegt unter 7, wird dies als sauer bezeichnet.
Der Vorgang ist dynamisch, so dass immer wieder neue Wasserteilchen zerfallen und andere wieder zusammengeführt werden. Die Teilchenzahl bleibt insgesamt gleich. Reines Wasser, in dem auch keine Gase (insbesondere CO2) gelöst sind, weist genau so viele H3O+ wie OH Ionen oder eine negativ dekadische Oxonium Konzentration von 10-7 oder pH 7, genauer 10-7 Mol/Liter H3O+ bei 25°C. Aus dem Zusatz „bei 25°C“ erkennt man auch, dass der pH-Wert temperaturabhängig ist. Je höher die Temperatur, desto mehr Teilchen dissoziieren, es werden mehr H3O+ frei. Der pH-Wert sinkt also mit steigender Temperatur.

pH-Wert Skala von pH 0 bis ph 10 Vorschaubild



pH-Skala im Bereich von pH 0 bis 14

Bei einem Unterschied von zwei pH-Stufen (pH 7 » pH 5) sind es schon 10×10, 102 oder 100 mal so viele, bei 3 Stufen (pH 7 » pH 4) 103 oder 10x10x10 (1000x), mal so viele H3O+-Moleküe und so weiter. Das Wasser ist also jeweils 100 beziehungsweise 1000mal saurer als Wasser mit pH 7.
Dem pH-Wert gegenüber steht die Inversion (Umkehrung) des pH-Wertes, der negativ dekadische Logarithmus der Hydroxid-Ionen OH Konzentration oder pOH-Wert. Die Summe von pH-Wert und pOH-Wert ergibt immer 14. Logarithmisch dargestellt sieht das so aus: -log [c H3O+] + -log [c OH] = 10-14. Hieraus kann man auch erkennen, dass durch die Kenntnis des einen Wertes der andere errechnet werden kann.
Bei einem pH-Wert 6 von beträgt der pOH-Wert somit 8. So ergibt sich auch, dass eine höhere Zahl auch beim pOH-Wert eine geringere Konzentration der betreffenden Teilchen angibt (Eins an n-ter Stelle hinter dem Komma).
[Riedel & Janiak (2007), Sigg & Stumm (1995), Wieland & Frenzel (1995), Wilhelm, (2003)]

Belegstellen, weiterführende Literatur und externe Links

  1. Adeyemi, S. O. (2011): Study of Some Physico-chemical Parameters and Their Effect on Potential Fish Yield in Gbedikere Lake, Bassa, Kogi State, Nigeria. In: Pakistan Journal of Nutrition 10 (5): pp. 475-479. ISBN 1680-5194
  2. Deutsche Bundesstiftung Umwelt (DBU) (2005): Nachhaltige Landnutzung im Weißenstädter Becken – Einführung eines integrierten Einzugsgebietsmanagements zum Schutz des Grundwassers und der oberirdischen Gewässer.
  3. Dunn, I. G. (1965): Diurnal Fluctuations of physicochemical Conditions in a shallow tropical Pond. In: Limnology and Oceanography 12 (1), pp. 151-154.
  4. Geisler, R.(1964): Wasserkunde für die aquaristische Praxis. 3. Auflage, Alfred Kernen Verlag, Stuttgart.
    1. S. 20-21
  5. Krause, H.-J. (1992): Handbuch Aquarienwasser. 2. Auflage, bede-Verlag, Ruhmannsfelden. ISBN 3-927-997-00-5
    1. S. 40-48
    2. S. 73-79
  6. Riedel, E. & Janiak, C. (2007): Anorganische Chemie. 7. Auflage, de Gruyter, Berlin. ISBN 978-3-11-018903-2
    1. S. 310 – 339
  7. Schreckenbach, K. (2002): Einfluss von Umwelt und Ernährung bei der Aufzucht und beim Besatz von Fischen. In: VDSF-Schriftenreihe Fischerei & Naturschutz 4, 55-73
  8. Sigg, L. & Stumm, W. (1995): Aquatische Chemie: eine Einführung in die Chemie wässriger Lösungen und in die Chemie natürlicher Gewässer. 3. Auflage, B.G. Teubner GmbH, Leipzig. ISBN 978-3519136514
  9. Wilhelm, S. (2003): Wasseraufbereitung: Chemie und chemische Verfahrenstechnik. 6. Auflage, Springer-Verlag GmbH, Heidelberg. ISBN 978-3540068488
  10. Wieland, G. & Frenzel, J. (1998): Steinmüer Taschenbuch Wasserchemie. 12. Auflage, Vulka-Verlag, Essen. ISBN 3-8027-2542-5

externe Verweise auf Diskussionsfäden in Foren und Newsgroups:

Natriumhydrogencarbonat im Süßwasseraquarium

Natriumhydrogencarbonat ist ein Natriumsalz der Kohlensäure. Es wird auch Natriumbicarbonat, doppelkohlensaures Natrium oder kurz Natron oder Speisenatron genannt. Die chemische Summenformel lautet NaHCO3. Speisenatron wird unter anderem unter den Marken „Kaisernatron“ und „Bullrichsalz“ in Supermärkten und Drogerien angeboten.
Natron wird in der Süßwasseraquaristik eingesetzt, um die Karbonathärte – genauer die Pufferkapazität oder das Säurebindevermögen – und sukzessive den pH-Wert anzuheben. In der Praxis wird es vor allem eingesetzt, wenn das Trinkwasser von Haus aus sehr weich und nur schwach gepuffert ist. Oder aber zur Pflege von Cichliden aus den ostafrikansichen Grabenseen, die einen alkalischen pH-Wert über 7,5 benötigen. Mit Natriumhydrogencarbonat allein kann aber der pH-Wert nicht über etwa 8,5 angehoben werden.
Die Zugabe von 3 Gramm Speisenatron auf 100 Liter Wasser erhöht die „Karbonathärte“ um 1°d. Es ist empfehlenswert, die benötigte Menge Speisenatron zuvor in Wasser aufzulösen und diese Lösung langsam ins Aquarium- oder Wechselwasser zu geben.
Eine andere Art der Anwendung von Natron ist die gesättigte Lösung, die man durch Zugabe von 100 Gramm (zwei Tütchen à 50g) NaHCO3 auf einen Liter destilliertes Wasser herstellt.
100 ml dieser Lösung enthalten etwa 0,1143 Mol Natriumhydrogencarbonat oder 300°dKH. 1 ml der Lösung erhöht die „Karbonathärte“ in einem Liter Wasser also um gut 3 °d. 100 ml der Lösung erhöhen somit die „Karbonathärte“ in 100 Liter Wasser um 3 ° dKH, 30 ml um 1° dKH.
Zum „Aufhärten“ von vollentsalztem Wasser oder Osmosewasser ist eine alleinige Anhebung der Pufferkapazität mit Natriumhydrogencarbonat nicht ausreichend und bewirkt ein unphysiologisches Ionenspektrum im Wasser. Zu diesem Zweck sind ausgewogenen Salzgemische notwendig, wie sie der Handel in Form von Aufhärtesalzen verschiedener Hersteller bereithält.
Für Aquarien, in denen ein höhrer pH-Wert als 8,5 erwünscht oder notwendig ist, wie bei Cichliden der Gattung Alcolapia aus den deutlich alkalischen ostafrikanischen Natron-Soda-Seen (Magadi-See, Natron-See) muss auf Alkalimetall-Carbonate wie Soda (Natriumcarbonat, Na2CO3) zurückgegriffen werden.