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3.9.3.7 Einfluss des Redoxpotenzials
auf die Löslichkeit
nach einer Vorbehandlung (z.B. Entwässerung)
auf einer Sonderabfalldeponie abgelagert werden
können, die gegen den Zutritt von Niederschlags-
wasser und den Austritt von Sickerwasser gesi-
chert und überwacht ist, ob die Stoffe in einer
Untertagedeponie abgelagert oder ob sie z.B.
thermisch (Verbrennung) behandelt werden
müssen.
Das Auftreten von schwermetallhaltigen Si-
ckerwässern im Grundwasser ist durch diese Re-
gelungen in Deutschland nur noch im Bereich
von Altablagerungen (Altlasten) zu erwarten.
Im Wasser gelöste Stoffe ändern häufig den
pH-Wert, da sich einige der dissoziierten Ionen
mit den H
+
-, andere mit den OH
-
-Ionen verbin-
den. Hydrogenkarbonathaltige Wässer verschie-
ben den pH-Wert in den basischen Bereich, da sie
H
+
-Ionen binden. In Basalten des Vogelsbergge-
biets wurden Werte pH
Die chemische Reaktionsgleichung:
CuO + H
2
→
Cu + H
2
O
stellt eine Reduktions-Oxidations-Gleichung
dar: Chemisch gesehen hat das Kupfer-Atom das
Sauerstoff-Atom verloren, das Sauerstoff-Atom
wurde dem Wasserstoffmolekül angelagert. Da
die Atome und Moleküle dieser Reaktion (wie al-
le Säuren, Basen und Salze) eine Ionenbindung
nach dem C
OULOMB
-Gesetz haben und die Elek-
tronen der Außenschalen der Atome bei den che-
mischen Reaktionen jeweils ausgetauscht wer-
den, kann der Vorgang auch folgendermaßen be-
schrieben werden:
9,8 gemessen, bedingt
durch hohe Konzentrationen an NaHCO
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aus
Na
+
-Ionen-Austausch in Tuffen. In Kalifornien
wurde in ähnlichen natürlichen Wässern pH
≥
≥
Cu
2+
O
2-
+ 2H
±0
→
Cu
±0
+ H
2
2+
0
2-
Das Kupfer-Ion wurde reduziert, indem es 2 ne-
gative Ladungseinheiten (2 e
-
) erhielt (Zufuhr
von Elektronen), der Wasserstoff wurde oxidiert,
indem er 2 negative Ladungseinheiten (2 e
-
) ab-
gab (Abgabe von Elektronen). Unter solchen Re-
duktions-Oxidations-(Redox-)Prozessen werden
heute nicht nur chemische Vorgänge unter Betei-
ligung des Sauerstoffs, sondern allgemein Wech-
sel von Elektronenladungen im Verlauf von Reak-
tionen verstanden. So überträgt z.B. Zn
±0
(Zink)
seine beiden Außenelektronen auf das Cu
2+
-
(Kupfer-)Ion:
11,6 ermittelt. Andererseits können Grundwäs-
ser auch freie Säuren enthalten, vor allem Koh-
lensäure und Huminsäuren. In vulkanischen Ge-
bieten verdanken die Wässer (meist thermale Fu-
marolenwässer) ihre niedrigen pH-Werte freien
Schwefelsäuren (in El Salvador/Mittelamerika
pH
2,3; H
ÖLTING
, 1959) oder Schwefel- und
Salzsäure (in Japan pH
≤
0,4). Aggressive, beson-
ders betonaggressive Eigenschaften werden auch
im normalen Grundwasser nicht nur durch
Kohlensäure, sondern ebenfalls durch Mineral-
säuren und deren Salze verursacht (DIN 4030-1,
4030-2).
Im Allgemeinen, insbesondere in den nicht
vulkanisch beeinflussten natürlichen Grundwäs-
sern puffern die darin enthaltenen Hydrogenkar-
bonate die Kohlensäure ab und lassen ein ange-
nähertes Säure-Base-Gleichgewicht entstehen.
Dieses Gleichgewicht führt dazu, dass die pH-
Werte in einem verhältnismäßig kleinen Bereich
schwanken, größenordnungsmäßig zwischen pH
= 5,5 und pH = 8,0.
≤
Zn
±0
+ Cu
2+
Zn
2+
+ Cu
±0
→
Formal kann auch diese Reaktion in eine Reduk-
tion und in eine Oxidation aufgespalten werden,
und es bedeuten allgemein:
Oxidation:
Zn
±0
→
Zn
2+
+ 2 e
-
= Elektronenabgabe
= Zunahme der
Oxidationszahl (bzw.
-stufe).
Reduktion:
Cu
2+
+ 2 e
-
Cu
±0
→
= Elektronenaufnahme
= Abnahme der
Oxidationszahl (bzw.
-stufe).