Eisen & Phosphat, mit Versuch ...

[Frank2]

Hallo.

In der alten Donau wurde in den 90er Jahren auf Grund von Eutrophierung (und diese wurde bei P04-Gehalten von 0,2-0,4 mg/l festgestellt!), mit FEIIISulfat das Gewässer saniert als erster Schritt.

Das hiernach im Boden vorhandene Eisenphosphat ist bis heute die Grundlage für das jährliche Zuwuchern der Alten Donau durch (zu) schnell wachsende Stängelpflanzen. Die Wasserqualität ist jetzt zwar wieder gut, aber nun haben die das nächste Problem. Jetzt wollen sie andere Pflanzen etablieren. Das wird mehrere Jahre dauern.....

Grüße
Frank

 

[nik]

Re: Relevanz Fe(III)-Phosphat -> Versuch

Hallo Klaus,

Hallo Robert,

Interessanter Nebeneffekt: Beim Ausspülen des Glases mit der Eisensulfat-Stammlösung bildet sich ebenfalls ein Niederschlag. Eisencarbonat, nehme ich an

Ich vermute eher Eisenhydroxid, nach meiner Erinnerung ist dort das Löslichkeitsprodukt sehr tief, auch niedriger als beim Eisenphosphat.

so ich es denn richtig verstehe, braucht es zur Ausfällung von Eisenhydroxid hohe pH-Werte, hätte dann kaum eine aquaristische Relevanz. Außerdem braucht es eine reduzierende Umgebung, im Umkehrschluss ist es unter oxischen Bedingungen nicht stabil.
Sieht mir insgesamt nach einer vermeidbaren Fällung aus, die Fe dann nicht gefährdete.

Gruß, Nik

 

[Wuestenrose]

Re: Relevanz Fe(III)-Phosphat -> Versuch

Mahlzeit…

so ich es denn richtig verstehe, braucht es zur Ausfällung von Eisenhydroxid hohe pH-Werte, …

Mein Leitungswasser kommt mit etwa pH 7,2 aus dem Hahn, bei weitem kein aquaristisch unüblicher pH-Wert.

Wie war das nochmal mit dem Weltbild ?

I.d.S.
Robert

 

[moskal]

Hallo,

Ein Forenmitglied hat mich gebeten, durch Ansäuern der ?er Probe das ausgefallene Eisenphosphat wieder in Lösung zu bringen. Gesagt, getan. Ich habe Salzsäure zum Ansäuern verwendet.

ich bin platt! Und plötzlich bekommt der pH-wert im aquarium für mich wieder eine größere Bedeutung. Ich hätte nicht gedacht daß sich das Ganze ohne Energiezufuhr wieder umkehren lässt. Ich war nicht der fragende aber vielen Dank Robert.
Jetzt werde ich Versuche mit H6NO4P, Fe, Säure und den jeweiligen Dosierungen machen.

Gruß, helmut

 

[Kejoro]

Hi,

so ich es denn richtig verstehe, braucht es zur Ausfällung von Eisenhydroxid hohe pH-Werte

Ich hab das mal nachgerechnet. Löslichkeitsprodukt von Fe(III)OH liegt bei 1,1x10^-36. D.h. alles über der gleich folgenden Hydroxidkonzentration führt bei Anwesenheit von einer äquivalenten Menge Eisen aus.
K_L= [Fe³⁺] x [OH^-]³. Das steckt dahinter. [] bezeichnet die Konzentration des Einschlusses (hier Fe³⁺ oder OH^-). Ist jetzt noch mehr Eisen vorhanden, als dass es dieses Produkt konstant hält, wird so lange Eisen ausgefällt, bis es wieder konstant ist (Massenwirkungsgesetzt).
Ich komme dann auf einen pH-Wert von 5,13 (@18°C), respektive 4,38 (@25°C). Darüber fällt es aus.

Außerdem braucht es eine reduzierende Umgebung, im Umkehrschluss ist es unter anoxischen Bedingungen nicht stabil.

Das kann ich (noch) nicht einordnen ^^
Momentan sehe ich es so. Durch den pH ist die Hydroxidkonzentration definiert. Die Hydroxidionen sind dann vorhanden und zum Ausfällen freigegeben.
In wie weit wird hier die Oxidationsstufe der Elemente beeinflusst?

Grüße
Kevin

 

[nik]

Hi Kevin,

Ich komme dann auf einen pH-Wert von 5,13 (@18°C), respektive 4,38 (@25°C). Darüber fällt es aus.

muss ich mal schauen, auf die Schnelle konnte ich besagten "hohen pH-Wert" nicht finden. Den würde ich schon vorsichtig mit >7,5 ansetzen, deine Werte passen gar nicht. Vielleicht lässt sich das auflösen.

Außerdem braucht es eine reduzierende Umgebung, im Umkehrschluss ist es unter anoxischen Bedingungen nicht stabil.

Das kann ich (noch) nicht einordnen ^^
Momentan sehe ich es so. Durch den pH ist die Hydroxidkonzentration definiert. Die Hydroxidionen sind dann vorhanden und zum Ausfällen freigegeben.
In wie weit wird hier die Oxidationsstufe der Elemente beeinflusst?

Erstmal habe ich mich in meinem Quote aus Gewohnheit verschrieben. ^^ Hab 's korrigiert. Ich denke, ich weiß woran es liegt, ich habe stillschweigend Fe(II)Hydroxid vorausgesetzt, Fe(III)oxid geht natürlich auch - und darauf bezieht sich deine obige, vermutlich richtige Rechnung. Fe(II)Hydroxid ist ziemlich uninteressant. Schwamm drüber.

Gruß, Nik

 

[Fino]

Hallo Kevin,

Ich hab das mal nachgerechnet. Löslichkeitsprodukt von Fe(III)OH liegt bei 1,1x10-36. D.h. alles über der gleich folgenden Hydroxidkonzentration führt bei Anwesenheit von einer äquivalenten Menge Eisen aus.
KL= [Fe3+] x [OH-]3. Das steckt dahinter. [] bezeichnet die Konzentration des Einschlusses (hier Fe3+ oder OH-). Ist jetzt noch mehr Eisen vorhanden, als dass es dieses Produkt konstant hält, wird so lange Eisen ausgefällt, bis es wieder konstant ist (Massenwirkungsgesetzt).
Ich komme dann auf einen pH-Wert von 5,13 (@18°C), respektive 4,38 (@25°C). Darüber fällt es aus.

Danke für das Raussuchen der Angaben zum Löslichkeitsprodukt und das Nachrechnen. Demnach ist unter aquaristischen Bedingungen so gut wie kein Fe3+ lösbar. Für pH=7 habe ich das mal gerechnet und komme auf 1,6*10^-10 mg/L (25°) bzw. 5,6*10^-11 mg/L (18°), also faktisch Null.

Viele Grüße
Klaus

 

[Wuestenrose]

Re: Relevanz Fe(III)-Phosphat -> Versuch

'N Abend…

Düngen mit freiem Eisen bei anwesendem Phosphat kann man wohl vergessen.

Das ist nur die halbe Wahrheit. Wenn es nicht als Eisenphosphat ausfällt, dann halt als Eisenhydroxid oder oder Eisencarbonat, siehe den Nebeneffekt beim Ausspülen meines Stammlösungs-Glases mit Leitungswasser.

Düngen mit freiem Eisen kann man daher generell vergessen.

Grüße
Robert

 

[moskal]

Hallo,

Düngen mit freiem Eisen kann man daher generell vergessen.

wenn das Eisen über das wasser aufgenommen wird offensichtlich schon. Aber wie sieht es aus wenn es als z.B. Eisenphosphat im Boden landet? Diese Verbindung schein ja gar nicht so stabil wie ich es geglaubt habe. Beides sollten doch Pflanzen per Wurzeln nützen können?
Und gibt es da nicht auch so was wie eine kritische Masse ab der das erst so greift?

Demnach ist unter aquaristischen Bedingungen so gut wie kein Fe3+ lösbar. Für pH=7 habe ich das mal gerechnet und komme auf 1,6*10^-10 mg/L (25°) bzw. 5,6*10^-11 mg/L (18°), also faktisch Null.

Das es sich (so ähnlich) bei Kupfer verhält war mir sogar bekannt, je niedriger der pH-wert, desto besser löslich. Für pH unter 5 Aquarien ist es eine echte Gefahr. Ist die Lösbarkeit von allgemein Metallen pH abhängig?

Gruß, helmut

 

[Wuestenrose]

'N Abend…

Beides sollten doch Pflanzen per Wurzeln nützen können?

Das legt mein Ansäuerungsversuch nahe. Zumindest die Pflanzen, die unter Eisenmangelbedingungen H⁺ über die Wurzeln abgeben, sollten Eisenphosphat-Depots nutzen können.


Grüße
Robert

 

[unbekannt1984]

Hallo Helmut,

Das es sich (so ähnlich) bei Kupfer verhält war mir sogar bekannt, je niedriger der pH-wert, desto besser löslich. Für pH unter 5 Aquarien ist es eine echte Gefahr. Ist die Lösbarkeit von allgemein Metallen pH abhängig?

so wie ich es sehe gibt es da eine Abhängigkeit zwischen pH und Löslichkeit der einzelnen Metallionen. Ich habe es nicht auf Löslichkeit im Wasser gemünzt gefunden, aber auf Erdböden: Boden-pH (Wikipedia)

 

[moskal]

Hallo Torsten,

langsam dämmert da was bei mir. Eine Tabelle von wegen Nährstoffverfügbarkeit und pH habe ich schon mal gesehen. Das war ein echtes "Aha, so ist das also"-erlebnis. Alte Aquaplanta, irgendwas mit Hydroponik, ein paper das Robert verlinkt hat oder ähnliches. Von der Aussage her deckt sich das meiner Erinnerung nach mit der Wiki-Tabelle aber was ich meine waren Diagramme mit Kurven.
Und dann habe ich es wieder vergessen, wahrscheinlich weil sich die Pflanzen im allgemeinen nicht drum geschert haben. Aber da war doch auch was mit Pflanzen die ihre eigenen Chelatoren und Säuren an den Wurzeln bilden und Mykorrhiza. Letzteres funktioniert submers nicht aber ein angestellter einer großen Wasserpflanzengärtnerei hat mal Triccorr p5 TNC erwähnt.

Und jetzt bin ich doch mal versucht ein kleines Testbecken mit Aktivkohle als unterboden und dem Mikroorganismuspräperat einzuricheten.

Gruß, helmut

 

[Kejoro]

Hi,

zur pH-Abhängigkeit: es gibt verschiedene Protoylsestufen diverser Säuren (Kohlensäure, Phosphorsäure,...), die ALLE GLEICHZEITIG im Wasser sind.
Wo Oxonium-Ionen sind, sind auch Hydroxid-Ionen (wird übern pH definiert).
Dann gibt es noch solche Säuren, wie die Phosphorsäure, die in einem bestimmten Verhältnis (je nach pH) in unterschiedlichen Protolysestufen vorliegt. Die Säure kann
H₃PO₄, H₂PO₄^-, HPO₄^2- und PO₄^3-. Je basischer die Umgebung, desto mehr H⁺ werden abgegeben. Das ist so die Faustregel. Über den K_s-Wert wird die Fähigkeit der Säure definiert, ihre Protonen (H⁺) abzugeben.
Beispiel:
H₂PO₄^- und HPO₄^2- liegen im Verhältnis 1:1 (ungeachtet der absoluten Menge!!!) bei einem pH von 7,2 vor. Bei pH>7,2 sinkt der Protonendruck (Protenen können leichter abgegeben werden. Diese Modellvorstellung finde ich sehr anschaulich) und das Verhältnis verschiebt sich zu HPO₄^2-.
Das Spiel kann noch weiter getrieben werden, bis sich PO₄^3--Ionen in relevanten Mengen bilden. Und nur diese sind im Falle der Phosphorsäure kritisch.
Robert's versuch hat gezeigt, dass die Menge an reinem Phosphat durch Ansäurerung soweit reduziert werden konnte, dass es für eine komplette Rücklösung gereicht hat. Es ist toll, wenn solche Gedankenspiele auch in der Praxis funktionieren
Das gleiche lässt sich 1:1 auf die Kohlensäure, Citronensäure übertragen. Eigentlich jede schwache Säure, die dann auch ein Puffersystem bilden. Den Kohlensäurepuffer trägt bspw. jeder inne^^

Unterm Stich kann man mit dem pH die Verhältnisse der salzbildenden Stoffe beeinflussen. Wie das funktioniert steht ansatzweise oben.

Und ich würde hier ganz klar zwischen zwei Dingen unterscheiden.
1. Nährstofflöslichkeit im Wasser (oder sonstigen Medien) und
2. Nährstoffverfügbarkeit für Pflanzen.
Robert wird hier am ehesten Bescheid wissen, wie Pflanzen an ihre Stoffe auch aus ungünstigen Gegebenheiten kommen.

Grüße
Kevin