Wasserhärte

Als Wasserhärte wird die Konzentration der im Wasser gelösten Ionen der Erdalkalimetalle bezeichnet. Zu diesen zählen: Calcium, Magnesium, Strontium und Barium. Die Härte natürlicher Wässer wird hauptsächlich von Magnesium und Calcium gebildet, Strontium und Barium spielen eine untergeordnete Rolle. Die Erdalkalimetalle werden pauschal auch als "Härtebildner" zusammengefasst.

Die Ionen der Erdalkalimetalle können als Wasserhärte gelöst vorkommen. Sie können aber auch unlösliche Verbindungen bilden, vor allem Kalk (Calciumcarbonat, CaCO₃) und „Kalkseife“ (z. B. das Calciumsalz der Stearinsäure, Calciumstearat). Die Tendenz, unlösliche Verbindungen zu bilden, ist der Grund für die hohe Aufmerksamkeit, die der Wasserhärte üblicherweise entgegengebracht wird.

Die Wasserhärte wird als Kalkgehalt in °dH (Grad deutscher Härte) angegeben, wobei 1° dH als 1 mg CaO pro 100 ml Wasser definiert ist.

Weiches Wasser (unter 7° dH) ist günstiger für das Waschen und zum Gießen von Zimmerpflanzen. Es schont die Geräte, kann aber das Material von Wasserleitungen angreifen.
Hartes Wasser (über 14° dH) führt zur Verkalkung der Geräte, erhöht den Verbrauch von Spül- und Waschmitteln und eignet sich nicht für Zimmerpflanzen.
Weich ist Quellwasser im Urgestein (Granit, Gneis, Basalt) und Schiefer, aber auch Regenwasser. Härter ist Wasser aus Regionen, in denen Sand- und Kalkgesteine vorherrschen.
Trinkwasser sollte Werte zwischen 5 und 25° dH und auch einen Mindestanteil anderer Mineralstoffe aufweisen.

Dripping faucet 1.jpg

Historisches

Schon vor Jahrtausenden wurde verschmutzte Kleidung mit Wasser gewaschen. Dabei war zu beobachten, dass "glitschiges" Wasser eine bessere Reinigungswirkung hat als "normales" Wasser. Man erhielt glitschiges Wasser dadurch, dass man Pflanzenasche auslaugte oder (wo vorhanden) Sodaseen ausbeutete. Die ersten und über Jahrtausende hinweg auch einzigen Waschmittel der Menschheit waren daher Pottasche (Kaliumcarbonat) aus Pflanzenasche und Soda (Natriumcarbonat) aus Sodaseen oder anderen natürlichen Sodavorkommen. Es ist nicht ganz einfach, ein Wort für das Gegenteil von "glitschig" zu finden. Das Wort "hart" hat aber wohl in vielen Sprachen recht gut gepasst, und statt "glitschig" ist auch sehr früh der Ausdruck "weich" verwendet worden.

Es war zweckmäßig, Pottasche und Soda in fester Form zu gewinnen, indem man ihre Lösungen eindampfte. Mit den festen Produkten konnte man Handel treiben. Zum Waschen musste man sie in Wasser auflösen. Spontan und zwangsläufig setzte dabei eine Reaktion ein, die wir heute folgendermaßen formulieren:

Natriumcarbonat + Calciumionen $\to$ Calciumcarbonat + Natriumionen.

Dies ist eine Enthärtungsreaktion, bei der das Wasser durch das entstehende Calciumcarbonat trüb wird. Je mehr Calciumionen das Wasser enthielt, desto mehr Pottasche bzw. Soda (die man teuer bezahlt hatte) wurde verbraucht, um die Härte zu beseitigen. Das Wasser blieb so lange "hart", bis der letzte Rest Calcium ausgefällt war, erst danach wurde das Wasser "weich". Die Wasserhärte wirkte sich daher unmittelbar auf die Haushaltskasse aus.

Im 17. Jahrhundert setzte sich die Seifensiederei durch. Hierzu benötigte man Fett und "kaustifizierte" Soda (Natronlauge, NaOH):

Fett + Natronlauge $\to$ Seife + Glycerin.

Natronlauge konnte aus gelöschtem Kalk und Soda erzeugt werden, ein Prozess, der "Kaustifizierung" genannt wurde:

Ca(OH)₂ (gelöschter Kalk) + Na₂CO₃ (Soda) $\to$ 2 NaOH + CaCO₃ Waschmaschine Historisch.jpg

Soda wurde daher als Rohstoff immer wichtiger. Zunehmend hat man sich darum bemüht, die Gewinnung von Soda bzw. Pottasche zu industrialisieren. Man forschte nach Pflanzen, die eine möglichst hohe Ascheausbeute lieferten. Die Chemiker versuchten aus Kochsalz, das in beliebiger Menge zur Verfügung stand, Soda zu erzeugen. Nicolas Leblanc, einem französischen Chemiker, ist dies im Jahre 1790 als erstem gelungen. Damit stand neben Soda auch Natronlauge als preiswertes Handelsgut zur Verfügung. Auch Seife wurde billiger. Davon unabhängig legte sich mancher Landwirt einen Natronlauge-Vorrat an, um aus minderwertigem tierischem Fett ("Talg") ein paar Kilogramm Seife machen zu können.

Seife lässt sich vereinfachend als Natriumsalz von Fettsäuren definieren (das Natriumsalz der Stearinsäure ist das Natriumstearat). Bei der Nutzung der Seife setzt spontan und zwangsläufig die folgende Reaktion ein:

Natriumstearat + Calciumionen $\to$ Calciumstearat + Natriumionen.

Die Bildung von Calciumstearat („Kalkseife“) ist äußerst unerwünscht, da sie zu einem Seifenverlust führt. Außerdem kann Kalkseife Gewebefasern verkleben und Abflüsse verstopfen. Eine ganz ähnliche Reaktion kannte man von der Soda („Enthärtungsreaktion“, siehe oben). Solange die Soda teuer war und als Waschmittel genutzt wurde, war die Enthärtungsreaktion unerwünscht. Als Soda preiswerter wurde, konnte man die Enthärtung mit Soda nutzen, um die teurere Seife zu schonen und die Bildung störender Kalkseife zu verhindern. Wie viel Soda einem bestimmten Wasservolumen zugesetzt werden musste, konnte man fühlen: Das Wasser musste sich "glitschig" anfühlen.

Noch in der ersten Hälfte des vorigen Jahrhunderts war in jeder Küche üblich, dass oberhalb der Spüle ein Bord mit drei Gefäßen für Soda, Seife und Sand angebracht wurde: Soda zur Enthärtung, Seife zum Waschen und Sand zum Scheuern.

Synthetische Waschmittel: Wie die bisherigen Ausführungen zeigen, waren unsere Vorfahren jeden Tag ganz unmittelbar mit der Wasserhärte konfrontiert. Heute haben wir die synthetischen Waschmittel, die mit der Wasserhärte nicht reagieren. Sie haben das Leben einfacher gemacht. Die hohe Aufmerksamkeit, mit der man immer auf die Wasserhärte geachtet hat, ist aber bis zum heutigen Tage erhalten geblieben.

Unterteilung in Härte-Anteile

Da die Wasserhärte ein System für die Angabe äquivalenter Mengen der Verbindungen verschiedener Erdalkaliverbindungen sein soll, kann man sie begrifflich auch in die verschiedenen Bestandteile aufteilen. Das ist dann sinnvoll, wenn man das Verhalten der verschiedenen Bestandteile differenzieren will. So ist das Mischcarbonat von Calcium und Magnesium (der Dolomit) schwerer löslich als das reine Calciumcarbonat. Deshalb unterscheidet man beispielsweise nach den beteiligten Metallen ("Magnesiumhärte", „Calciumhärte“).

Eine wichtige Unterscheidung ergibt sich aus dem Verhalten beim Kochen oder unter dem Einfluss von Wasserpflanzen und Algen, die dem Wasser Kohlendioxid entziehen. Es kommt in beiden Fällen zu einer Kalkfällung. Deshalb unterscheidet man hierbei eine „bleibende oder permanente Härte“ von der durch die Fällung verloren gehenden „vorübergehenden oder temporären Härte“.

Man kann aber auch direkt nach den beteiligten Anionen unterscheiden in „Karbonathärte“, „Gips- oder Sulfathärte“, „Nitrathärte“ etc. Diese an Anionen orientierte Einteilung hat auch mit der Entstehung der Wasserhärte zu tun.

Entstehung der Wasserhärte

Die Wasserhärte entsteht beim Durchtritt von versickerndem Regen- oder Schmelzwasser durch die Bodenschichten. Deshalb hängt es stark vom geologischen Untergrund ab, welche und wie viel Härtebildner in Lösung gehen können. Dem entspricht die geografische Verteilung der Wasserhärte.

Magnesium- und Calciumionen können durch einfache Löseprozesse in das Wasser gelangen: Sulfathärte entsteht bei der Auflösung von Gips (CaSO₄ x 2 H₂O), Chloridhärte bei der Auflösung von Calciumchlorid (CaCl₂), einem Abfallprodukt der chemischen Industrie, das gelegentlich im winterlichen Streudienst eingesetzt wird. An allen anderen Auflösungsreaktionen sind Säuren beteiligt:

Auflösung von Kalk durch Kohlensäure bzw. Kohlendioxid (CO₂): Die summarische Reaktionsgleichung lautet:

CaCO₃ (Kalk) + CO₂ + H₂O $\to$ Ca²⁺ + 2 HCO₃^- (Hydrogencarbonat)

Das CO₂ stammt überwiegend aus dem Boden, in dem der mikrobielle Abbau organischer Substanz zu erhöhten CO₂-Konzentrationen führt.

Diejenige Menge an Härtebildnern, die dem Hydrogencarbonat zuzuordnen ist, wird traditionell als Karbonathärte bezeichnet. Wenn das Wasser erwärmt wird, kann das Gleichgewicht zwischen Kalk und Kohlensäure so gestört werden, dass die Reaktion in umgekehrter Richtung abläuft mit der Folge, dass sich Kalk in fester Form (als Kesselstein) abscheidet. Dieses Verhalten führte zu der erwähnten Bezeichnung „temporäre“ bzw. „vorübergehende“ Härte. Eine Kalkabscheidung tritt auch ein, wenn ein CO₂-Verlust eintritt, also wenn dem Wasser Lauge oder andere alkalisch wirkende Substanzen zugegeben werden oder wenn durch pflanzliche Photosynthese dem Wasser Kohlenstoffdioxid entzogen wird ("biogene Enthärtung").

Auflösung von Kalk durch saure Komponenten des Niederschlags: Die in den Niederschlägen enthaltenen Säuren, die durch den Begriff „saurer Regen“ bekannt geworden sind, können ebenfalls zu einem Härteanstieg führen. Beteiligt sind Schwefelsäure aus der Verbrennung schwefelhaltiger fossiler Brennstoffe und Salpetersäure, die über die Zwischenstufe „Stickoxide“ durch Blitzentladungen bei Gewittern, aber auch bei Verbrennungsprozessen gebildet wird. Durch Maßnahmen zur Luftreinhaltung (z. B. Rauchgasentschwefelung) sind diese Belastungen in den vergangenen Jahrzehnten drastisch reduziert worden.

Auflösung von Kalk durch Salpetersäure: Bei der landwirtschaftlichen Düngung oder schlicht beim Zerfall von Pflanzenmasse im Boden wird der enthaltene Stickstoff zunächst als Ammonium freigesetzt. Daran schließt sich ein bakterieller Oxidationsprozess an (die sog. Nitrifikation). Das Ammonium wird zuerst zu salpetriger Säure und schließlich zu Salpetersäure (HNO₃) oxidiert. Diese Salpetersäure löst aus Kalk – und beim Fehlen von Kalk aus Tonmineralen – Härtebildner auf. Deshalb drohen landwirtschaftlich genutzte Böden ohne Kalk zu versauern. In diesen Fällen ist eine Kalkdüngung erforderlich. Die aufgelösten Härtebildner treten als Nitrathärte in Erscheinung. Diese ist für den Härteanstieg in vielen Grundwässern mitverantwortlich.

In manchen Gebieten enthält der wasserführende Untergrund (der „Grundwasserleiter“) Eisensulfide, mit denen das Nitrat reagieren kann. Die stark vereinfachte Reaktionsgleichung lautet:

Sulfid + Nitrat $\to$ Sulfat + Stickstoff

Mit dieser Reaktion wird die Nitrathärte zur Sulfathärte. Wasser, das durch diese Reaktion geprägt ist, enthält meist auch gelöstes Eisen als Fe²⁺, das aus den Eisensulfiden stammt.

Die Härte natürlicher Wässer kann je nach Herkunft sehr unterschiedlich sein:

Regenwasser kann nur dann Härtebildner aufnehmen, wenn die Atmosphäre kalkhaltige Staubpartikel enthält. Üblicherweise liegt die Härte von Regenwasser nahe bei Null.
In Gegenden, die durch magmatische Gesteine (Granit, Gneis, Basalt) geprägt sind, sind die Wässer mit 1 bis 2 °dH ebenfalls sehr weich. Auch die meisten Trinkwasser-Talsperren enthalten Wasser mit geringer Härte. Höhere Härten beobachtet man in Regionen, in denen Sandstein, Kalkgesteine oder Gips vorherrschen.
In Grundwässern, die durch landwirtschaftliche Aktivitäten beeinflusst sind, kann die Härte auf über 30 °dH, in Einzelfällen sogar auf über 40 °dH, ansteigen.
Tiefengrundwässer aus gipshaltigen Schichten können im Extremfall die Sättigungskonzentration für Gips erreichen, die einer Härte von 78 °dH entspricht.

Physiologische Bedeutung

Magnesium und Calcium sind für den Organismus essentiell. Der menschliche Körper enthält 470 mg/kg Magnesium und 15 g/kg Calcium. Für die Versorgung des Körpers mit diesen Elementen spielt das Trinkwasser eine untergeordnete Rolle. Strontium ist ebenso wie Calcium in den Knochen enthalten, hat aber keine spezielle physiologische Bedeutung. Strontium mit der Massenzahl 90 ist ein radioaktives Spaltprodukt mit hohem Gefährdungspotential. Barium ist in gelöster Form giftig. In sulfathaltigen Wässern werden hygienisch bedenkliche Konzentrationen nicht erreicht, weil das extrem schwerlösliche Bariumsulfat gebildet wird.

Einheiten und Umrechnungsfaktoren

Die Wasserhärte wird in Grad deutscher Härte, °dH gemessen. Dabei ist 1° dH definiert als 1 mg CaO/100 ml Wasser. In anderen Ländern sind andere Maßeinheiten in Gebrauch, die jedoch nicht vergleichbar sind, da andere Messmethoden angewandt werden oder andere Stoffe gemessen werden. Vergleichbar werden sie, wenn man ein Standard-Ionenverhältnis annimmt. Das ist möglich, weil die meisten natürlichen Wässer eine erstaunlich gleichartige Ionenverteilung aufweisen, unabhängig vom Gesamtsalzgehalt. Unter dieser Voraussetzung ist die unten stehende Tabelle zur Umrechnung anwendbar. Allen diesen Einheiten gemeinsam ist, dass sie wie das °dH veraltet sind. Nach dem SI-Maßsystem ist der Gehalt an Erdalkali-Ionen in Mol pro Liter, oder beim Wasser praktischerweise in Millimol pro Liter (mMol/l) anzugeben.

Umrechnung für die Einheiten der Wasserhärte
		°dH	°e	°f	ppm	mMol/l
Deutsche Grad	1°dH =	1	1,253	1,78	17,8	0,179
Englische Grad	1°e =	0,798	1	1,43	14,3	0,142
Französische Grad	1°f =	0,560	0,702	1	10	0,1
CaCO₃ (USA)	1 ppm =	0,056	0,07	0,1	1	0,01
mMol/l	1 mMol/l =	5,6	7,02	10,00	100,0	1

Tabelle nach:

Bestimmung der Wasserhärte

Calcium_carbonate.jpg In der Ammoniumcarbonatgruppe fällt u.a. Calciumcarbonat als Niederschlag aus (Kalkpulver)]] Chemisch gesehen ist Wasserhärte ein Maß für den Calcium- und Magnesiumgehalt des Wassers. Kalk (Calciumcarbonat) ist die häufigste Ursache für Wasserhärte - nachgewiesen wird Calcium als Kalk in der Analytischen Chemie über den Kationentrenngang in der Ammoniumcarbonatgruppe. Dieses Verfahren ist aber für die Konzentrationsbereiche in natürlichen Wässern zu unempfindlich.

Die bekannteste praktikable Bestimmungsmethode für die Gesamthärte ist die komplexometrische Titration mit dem Dinatriumsalz der Ethylendiamintetraessigsäure (EDTA, Handelsname: Titriplex III), das mit den Härtebildnern einen löslichen, stabilen Chelatkomplex bildet. Zoogeschäfte mit guter Aquarienabteilung bieten preiswerte und einfach anwendbare Testsets für den privaten Nutzer an. Auch Teststreifen zum Eintauchen sind erhältlich.

Die Carbonathärte wird auch als Alkalinität bezeichnet und durch das Salzsäure-Bindungs-Vermögen (SBV) bestimmt. Hierzu werden 100 ml des Wassers mit 0,1 normaler Salzsäure bis zum pH-Wert 4,3 titriert (pH-Meter oder Umschlag von Methylorange-Indikator). Hierbei wird (nahezu) alles Carbonat und Hydrogencarbonat zu "freier Kohlensäure" umgewandelt. Der Säureverbrauch in ml entspricht deshalb der Hydrogencarbonatkonzentration in mval/l. Die Multiplikation mit 2,8 ergibt deutsche Härtegrade.

In Analytischen Labors können die Erdalkaliionen wie auch die Anionen der Säurereste mit Hilfe der Ionenchromatografie oder der Kapillarelektrophorese bestimmt werden. Calcium kann auch spektroskopisch mit Hilfe der Flammen-Atomemissionsspektrometrie bestimmt werden.

Eignung zum Waschen

Auf Verpackungen von Wasch- und Reinigungsmitteln, die Phosphate oder andere härtebindende Stoffe enthalten, müssen nach §7 Abs. 1 Satz 1 Nr. 5 WaschMG (Gesetz über die Umweltverträglichkeit von Wasch- und Reinigungsmitteln) abgestufte Dosierungsempfehlungen in Millilitern für die Härtebereiche 1 bis 4 angegeben werden. Dabei entsprechen:

Härtebereich (sehr weich): bis 3,0° dH Gesamthärte
Härtebereich 1 (weich): bis 1,3 Millimol je Liter, (0° bzw.) 3,1° bis 7,0° dH Gesamthärte
Härtebereich 2 (mittel): 1,3 bis 2,5 Millimol je Liter, 7,1° bis 14,0° dH Gesamthärte
Härtebereich 3 (hart): 2,5 bis 3,8 Millimol je Liter, 14,1° bis 21,0° dH Gesamthärte
Härtebereich 4 (sehr hart): über 3,8 Millimol je Liter, über 21° dH Gesamthärte

Um Waschmittel einzusparen muss man die örtlich vorhandene Wasserhärte kennen und liest dann auf der Packung die dazu gehörende Waschmittelmenge ab. Die Wasserversorgungsunternehmen teilen dem Kunden die örtliche Wasserhärte mit oder verschicken Aufkleber, welche man zweckmäßigerweise auf die Waschmaschine klebt.

Für Trinkwasser bestehen Vorschriften bezüglich der Wasserhärte, siehe dort.

Entfernung der Wasserhärte

Entkarbonisierung: Mit dieser Maßnahme wird nur die Karbonathärte verringert. Dem Wasser wird Calciumhydroxid als "Kalkwasser" zugegeben, das die folgende Reaktion auslöst:

+ 2 HCO₃^- ("Karbonathärte") + Ca(OH)₂ $\to$ 2 CaCO₃ + 2 H₂O

Eine Entkarbonisierung wird in einigen deutschen Wasserwerken durchgeführt, um einem Anstieg der Härte durch anthropogene Einflüsse entgegenzuwirken.

Enthärtung durch Ionenaustausch: Ionenaustauscher, die mit Kochsalz regeneriert werden, sind in der Lage, Calcium- und Magnesiumionen gegen Natriumionen auszutauschen. Dieses Prinzip wird in der Technik angewandt, um Störungen durch Kalkabscheidungen zu verhindern und in Spülmaschinen, um die Heizelemente zu schonen und "Kalkflecken" auf dem Geschirr zu vermeiden.

Vollentsalzung: Eine Vollentsalzung wird durch eine Kombination von Kationen- und Anionenaustauscher erreicht. Vollentsalztes Wasser wird überall da eingesetzt, wo Wasser in reiner Form benötigt wird. Die größten Mengen kommen als Kesselspeisewasser zum Einsatz.

Andere Methoden: Die Umkehrosmose und die Destillation haben in den Anwendungsnischen, in denen sie eingesetzt werden, eine gewisse Bedeutung. Die Komplexbildung mit Polyphosphaten ist keine Enthärtungsmaßnahme. Trotzdem können durch Zugabe von Polyphosphaten die Auswirkungen der Härte gemindert werden. Alle Waschmittel enthalten Polyphosphate oder andere Komplexbildner, um die Heizelemente der Waschmaschine zu schonen und eine Abscheidung von Kalk im Gewebe zu verhindern.

Ähnlich wie bei der Komplexierung des Calcium bewirken auch Geräte mit elektrischen oder magnetischen Feldern keine wirkliche Beseitigung der Härte. Vielmehr wird bei der Kristallisation des überschüssigen Calciumcarbonates unter dem Einfluss dieser Felder die instabile Aragonit-Form gebildet, die aus feinen nadelförmigen Kristallen besteht und suspendiert bleibt. Die normale Kristallisation zu dem stabileren Kalzit dagegen bildet die bekannten Verkrustungen (Kesselstein). Die Wirkung dieser Art von Wasserbehandlung ist zeitlich begrenzt und geht deshalb nach einer gewissen Fließstrecke nach dem Gerät wieder verloren. Eine Voraussetzung für die beschriebene Wirkung scheint zu sein, dass Wechselfelder benutzt werden oder das Wasser in einem statischen Feld verwirbelt wird. Deshalb bleiben z. B. auf die Wasserleitung aufgesetzte Magnetschuhe ohne jede Wirkung.

Wasserhärte des Trinkwassers

Es ist zu beachten, dass sich die Wasserhärte auf Grund der folgenden Einflüsse ändern kann:

Umwelteinflüsse, z. B. aus der Landwirtschaft,
Technische Maßnahmen, z. B. Änderung der Trinkwasseraufbereitung,
Unternehmerische Entscheidungen, z. B. Anschluss an eine überregionale Versorgung.

Um aktuelle Information über die Wasserhärte zu erhalten, ist grundsätzlich das zuständige Versorgungsunternehmen zu kontaktieren.

in deutschen Städten (Härtebereich)

Augsburg: 13,90° dH
Bad Homburg: bis 14° dH
Bad Lobenstein: 2,0° bis 12,0° dH
Berlin (Mitte): 14 bis 25,9° dH (Härtebereich 3-4)
Bielefeld: 7,2° bis 15,5° dH
Bochum: 7-14° dH (Härtebereich 2) (Stand Mai 2006)
Bonn: 3,8-8,1° dH (Härtebereich 1 bis 2)
Bremen: 7° dH
Brühl (Rheinland): 16° bis 19° dH (Härtebereich 3)
Chemnitz: 4,5° dH (Härtebereich 1)
Dortmund: 8,1° dH (Härtebereich 2)
Dresden: 9° dH
Essen: 7,8° dH mmol/l
Farnewinkel: 8° dH
Frankenthal (Pfalz): 13,4° dH mmol/l
Frankfurt am Main: 10° bis 13° dH
Freiburg im Breisgau: 5,1° dH (Stadtmitte und östliche Stadtteile) und 11,7° dH (westliche Stadtteile; Stand 11/2005)
Gelsenkirchen (südlich des Rhein-Herne-Kanals): 7,5° dH
Gelsenkirchen (nördlich des Rhein-Herne-Kanals): 10,8° dH
Göttingen: 7° (Härtebereich 1)
Halle/Saale: 9,9° dH
Hamburg: 10° dH
Hannover: 11,6 - 14,2° dH (Härtebereich 2)
Heilbronn: 9° bis 18° dH
Ingolstadt (Donau): 19,5° bis 25° dH
Jena: 17° dH (Härtebereich 3)
Kaiserslautern: 3,4 °dH (Härtebereich 1)
Konstanz: 9° dH (7° dH Carbonhärte, Stand Oktober 2004)
Kreuztal: 3° bis 7° dH (Wert aus 2004)
Karlsruhe: 17° bis 18° dH
Kiel: 16,3° dH (13,5° bis 19,3° dH)
Kleve: 6.2°
Köln linksrheinisch: 18.4° bis 21.6° dH
Krefeld: 20° bis 24° dH (Härtebereich 3-4)
Leipzig: 16,4° dH im größten Teil des Stadtgebiets
Mainz: 13,3° dH, 19,3° dH oder 22,9° dH (abhängig von der Versorgungszone; Mittelwerte 2004)
Magdeburg: 13,5° dH (Härtebereich 2)
Marburg: 6° bis 14° dH
Miesbach: 16° bis 22° dH (Härtebereich 3)
München: 15,7° dH
Münster: 14° bis 21° dH (Härtebereich 3)
Neuss: 14° bis 21° dH
Nürnberg: 12,4° bis 14,6° dH
Osnabrück: 11° dH (Stadtteil Voxtrup)
Potsdam: 14° bis 24° dH
Regensburg: 17.0° dH
Reinheim (Odenwald): 13° bis 16° dH
Rostock: 13° bis 16° dH
Schwandorf: 4,95° bis 6,5° dH
Speyer: 17° bis 22° dH (Härtebereich 3)
Stuttgart: BWV: 8.9° dH, Landeswasser: 13.5° dH (Härtebereich 2)
Weiden i.d.Opf.: 8.1° dH
Würzburg: 37° dH (Härtebereich 4)

in österreichischen Städten (Härtebereich)

Graz: ca. 15° dH
Innsbruck: ca. 6,5° dH
Linz: bis 25° dH
Wien: 6° bis 14° dH
Melk(Hiesberg, Rosenfeld): 20,216° dH

Literatur

Hanns-J. Krause: Handbuch Aquarienwasser bede-Verlag, Kollnburg 1993, ISBN 3-927997-00-5
Walter Kölle: Wasseranalysen - richtig beurteilt, WILEY-VCH, 2. Aufl. 2003, ISBN 3-527-30661-7