2.11 Aluminium

2.11.1 Chemische und physikalische Parameter

   Aluminium ist mit 7,57 % das dritthäufigste Element in der Erdkruste und ist auch im Erdmantel sehr häufig vertreten (Sial-Schicht: Silicium und Aluminium). In Wasser ist es dagegen mit Konzentrationen von meist < 1 mg/l nur als Neben- oder Spurenbestandteil vorhanden. Das Leichtmetall Aluminium gehört mit der Ordnungszahl 13 neben Bor, Gallium, Indium und Thallium zur III. Hauptgruppe (Borgruppe). Es hat eine Atommasse von 26,9815. In elementarer Form ist Aluminium ein silberweißes, sehr weiches und dehnbares Metall, kommt natürlich jedoch nur in gebundener Form vor, vorwiegend in Form von Alumosilikaten.

   Aluminium besitzt ca. 60% der elektrischen Leitfähigkeit von Kupfer. Der dadurch nötige, größere Leitungsquerschnitt in Freilandleitungen wird jedoch durch das geringe Gewicht des Aluminiums sowie weitere technische Vorteile ausgeglichen. Durch die Bildung einer dünnen Oxidhaut besitzt metallisches Aluminium eine hohe Widerstandsfähigkeit gegenüber vielen chemischen Substanzen. Aluminiumlegierungen können die Härte von Stahl erreichen.

   Aluminium tritt nur in +3-wertiger Form auf. Es verhält sich sehr unedel und läßt sich aus wässriger Lösung nicht elektrolytisch abscheiden.

   Aluminium bildet stabiles Aluminiumoxid Al₂O₃, das in Form sehr harter Kristalle (Korund) für technische Zwecke (Schleif- und Poliermittel) und als Katalysator eingesetzt wird.

   Aus Aluminiumsalzen bilden sich unter Zugabe von wenig Natronlauge Aluminiumhydroxid und Na-Aluminat. Die Reaktion ist durch Zugabe von Säure umkehrbar.

   Aluminium kommt in Form von nur einem natürlichen stabilen und 6 künstlichen Isotopen vor. Mit Ausnahme des ²⁶Al besitzen alle künstlichen Isotope Halbwertszeiten im Sekunden- und Minutenbereich (Tab. 2.11-2).

Tab. 2.11-2: Isotope des Aluminiums

2.11.2 Geogene Herkunft

   Aluminium kommt in fast allen Silikaten vor, so z.B. in den wichtigen gesteinsbildenden Primärmineralen wie Feldspäten, Glimmern und Hornblenden. Bei der Verwitterung von Silikaten wird das freigesetzte Aluminium meist sofort wieder ausgefällt in Form von Sekundärmineralen, in humiden Klimazonen in Form von Tonmineralen oder Aluminiumhydroxiden. In tropischen Klimaten finden sich Aluminiumoxide in den Lateritbildungen. Insgesamt kommt Aluminium in ca. 70% aller gesteinsbildenden Minerale vor.

Tab. 2.11-3: Die wichtigsten Aluminiumminerale

   Sowohl die Laterite als auch die daraus hervorgehenden Bauxite (Aluminium-Hydoxide Gibbsit (Al(OH)₃), Diaspor (AlHO₂) und andere) bilden technisch wichtige Aluminiumlagerstätten.

   Ebenfalls sekundärer Entstehung ist der Korund (Al₂O₃), der vorwiegend in metamorphen Gesteinen auftritt und in seinen Varietäten (Saphir, Rubin) als Schmuckstein und aufgrund seiner großen Härte auch technisch genutzt wird (Schleifen, Bohren).

   Die weite Verbreitung von Aluminium als Mineralbestandteil wird von der Größe des Aluminium-Ions sowie seiner Fähigkeit, das Zentralatom in oktaedrische und tetraedrische Strukturen zu stellen, begünstigt. Am häufigsten tritt es mit oktaedrischen Strukturen auf, ähnlich wie Eisen und Magnesium, und kann diese in einer Mineralstruktur ersetzen. Seine geringe Größe erlaubt es dem Aluminium jedoch auch, Silicium in seinen tetraedrischen Strukturen zu ersetzen.

   Da das Aluminium-Ion ausschließlich in 3-wertiger Form auftritt, sind solche Substitutionen auch immer mit einer Lageveränderung verbunden. Dies spielt eine Rolle bei den vor allem in tonhaltigen Substraten auftretenden Kationenaustauschvorgängen.

Der Aluminiumgehalt liegt bei magmatischen Gesteinen und sedimentären Tonsteinen bei rund 80 g/kg, in Sandsteinen bei ca. 32 g/kg, in Carbonaten bei 9 g/kg (HEM, 1985).

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2.11.3 Anthropogene Herkunft

   Feldspäte, Glimmer und Hornblenden sind wichtige Rohstoffe der Glas- und Keramikindustrie. Während früher Aluminium aus Alunit (Al-Sulfat) und Fluorit gewonnen wurde, ist heute Bauxit der wichtigste Aluminium-Rohstoff. Geogenes und künstlich hergestelltes Al₂O₃ (Korund) wird wegen seiner Härte als Schleifmittel eingesetzt. Korund wird in seinen blauen (Saphir) und roten (Rubin) Varietäten als Edelstein verarbeitet.

   Die großtechnische Herstellung von Aluminium aus Bauxit bzw. Al₂O₃ erfolgt durch elektrolytische Zersetzung bei 950 °C unter Verwendung von Kohleanoden. Jährlich werden ca. 16 Mio t Aluminium aus Rohstoffen gewonnen (MICHAELIS, 1984).

   Aluminium wird in der Luft- und Raumfahrttechnik, im Maschinenbau und Ingenieurbau (Fenster, Gerüste, Hochbau), bei Verpackungen (Großcontainer, Dosen) und Folien sowie für elektrische Leitungen verwendet. Ein Großteil des im konstruktiven Bereich verwendeten Aluminiums, zunehmend auch Aluminium aus Verpackungen, wird im Rahmen der Recycling- Bemühungen wiederverwendet. 1980 stammten 36 % der gesamten Aluminiumproduktion Deutschlands aus dieser Quelle. In den USA betrug der Anteil des wiederverwerteten Aluminiums 10 % (MICHAELIS, 1984).

   In Form von Aluminiumsulfat wird Aluminium zum Färben, Gerben und zur Papierleimung verwendet. In der Wasseraufbereitung wird Aluminium-Sulfat als Flockungsmittel zur Entfernung von Schwebeteilchen eingesetzt. Hierbei bildet sich durch die Reaktion mit dem im Wasser vorhandenen Ca(HCO₃)₂ Aluminiumhydroxid, das Schwebeteilchen einhüllt und mit ausfällt (SCHRÖTER, LAUTENSCHLÄGER & BIRBACK, 1986):

   Metallorganische Verbindungen des Aluminiums dienen z.B. als Katalysatoren für die Niederdruckpolymerisation von Olefinen. Auch aus der Verwendung in Aluminiumemail, als Aluminiumfarbe, Aluminiumfolie und Verbundwerkstoffe sowie in Form von Aluminiumlegierungen wird Aluminium in die Umwelt und den Kreislauf des Wassers eingebracht.

   Aluminiumacetat (CH₃-COO)₃Al wird in wässriger Lösung als "essigsaure Tonerde" für Umschläge bei Entzündungen verwendet.

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2.11.4 Vorkommen und Verhalten in den einzelnen Kompartimenten

   HEM und ROBERTSON (1967) konnten zeigen, daß Gibbsit-Kristalle (Al(OH)₃) mit einem Durchmesser von 0,1 µm eine recht gute physikalische und chemische Stabilität aufweisen. Somit sind Analysenergebnisse schwer zu interpretieren, da in der Wasseranalytik standardmäßig mit 0,45 bzw. neuerdings mit 0,2 µm Porenweite filtriert wird (siehe auch 2.11.4.4: Anmerkungen zur Probenahme).

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2.11.4.1 Atmosphäre

   Das in der Atmosphäre transportierte Aluminium liegt überwiegend in Form von Stäuben vor. Der Eintrag erfolgt zum großen Teil durch Ausblasen von Verwitterungsprodukten, aber auch aus vulkanischen Eruptionen. Zunehmende Einträge erfolgen durch Emissionen der Industrie sowie durch Verbrennung fossiler Brennstoffe, die nach LANTZY & MACKENZIE (1979) weltweit bereits einen Anteil von 15 % an der gesamten Aluminium-Emission ausmachen (Tab. 2.11-4 ). Luft in ländlichen Gebieten weist meist weniger als 0,5 µg/m³ Aluminium in Aerosolen auf. In Städten liegen die Werte meist deutlich höher; in der Nähe von Zementwerken werden oft Werte von mehr als 10 µg/m³ gemessen (SÖRENSON et al., 1974).

Tab. 2.11-4 : Natürliche und anthropogene Quellen der atmosphärischen Aluminium-Emission
(nach LANTZY & MACKENZIE, 1979)

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2.11.4.2 Oberirdische Gewässer

   Die mittleren Gehalte an Aluminium im Meerwasser variieren zwischen 0,013 und 0,97 µg/l bei einer mittleren Verweildauer von 150 Jahren.
In Süßwässern treten im neutralen pH-Bereich in der Regel Gehalte von Hundertstel bis wenige Zehntel mg/l auf. Höhere Gehalte treten in Wässern mit niedrigen und hohen pH-Werten auf. Problematisch sind die niedrigen pH-Werte in oberirdischen Gewässern, die ihren Zulauf aus granitischen Gebieten erhalten und deren hohe Aluminiumgehalte die Fischpopulation schwer schädigen können (STUMM & RIGHETTI, 1982).

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2.11.4.3 Ungesättigte Zone

   Der Eintrag von Aluminium in den Boden erfolgt zum weit überwiegenden Teil aus der Verwitterung des Ausgangsgesteins, vorwiegend der Silikate. Bei pH-Werten über 5 wird Aluminium durch die Neubildung von Tonmineralen und/oder Hydroxiden sehr schnell wieder festgelegt. Die Art der entstehenden Minerale wird vom pH-Wert des Bodens sowie von den Bestandteilen der Bodenlösung gesteuert. Aus der Abb. 2.11-1 läßt sich erkennen, daß sich z.B. im neutralen bis schwach alkalischen Milieu und bei hoher Konzentration von Silicium und Magnesium Smectit bildet. Im sauren Bereich und bei sehr geringer Siliciumkonzentration wird das Aluminium in Form von Gibbsit festgelegt. Diese Mineralneubildungen sind ihrerseits in Abhängigkeit von den Randbedingungen ständigen Umformungen unterworfen.

   Bis zu pH-Werten von 5 in den Böden bildet Gibbsit mit einer Löslichkeit von ca. 3 µg/l die begrenzende Phase für die Aluminiumkonzentration in der Bodenlösung. Mit pH-Wert < 4 steigt die Löslichkeit jedoch sehr stark an (SCHEFFER & SCHACHTSCHABEL, 1991). In diesen Bodenlösungen werden erhöhte Aluminiumgehalte gefunden. Aluminium liegt überwiegend als hydratisiertes Ion ([Al(OH₂)₆]³⁺) vor (Abb. 2.11-2).

   Der Sauerstoff des hydratisierten Ions wird von dem kleinen, hochgeladenen Al³⁺ so stark polarisiert, daß Protonen hydrolytisch dissoziieren und die Ladung des hydratisierten Ions sinkt. Es reagiert also sauer und wird als Kationensäure bezeichnet.

Abb. 2.11-1: Prädominanzbereich von Alumosilikaten und Gibbsit als f(H,K,H₄SiO₄)
(SCHEFFER & SCHACHTSCHABEL, 1991)

Abb. 2.11-2: Schematische Darstellung des hydratisierten Aluminium-Ions Al(OH₂)₆³⁺

   Der zunehmende Eintrag von Protonen durch den Niederschlag ("saurer Regen") beschleunigt die natürliche Abnahme der Säureneutralisationskapazität der Böden. Aluminium spielt dabei eine Rolle in den Wirkungsketten, die für das Waldsterben verantwortlich gemacht werden (BIEL et al., 1984). In Böden ohne carbonatische Pufferminerale werden pH-Werte erreicht, die das Aluminium-Puffersystem aktivieren und erhöhte Mengen an Aluminium und anderen Schwermetallen freisetzen. Gibbsit trägt zunächst durch die Bildung von basischen Aluminiumverbindungen zur Pufferung von Protonen bei.

   Bei weiterer Protonenzufuhr lösen sich diese Verbindungen unter Bildung von Kationensäure wieder auf (PRENZEL, 1982). Aluminium-Ionen sind wie andere Kationensäuren phytotoxisch. Ferner werden bei der Umwandlung von starken Säuren in schwache Kationensäuren wasserlösliche organische Säuren gebildet, die wiederum Aluminium (und Schwermetalle) komplexieren können und somit zur Erhöhung des Aluminumgehaltes in der Bodenlösung beitragen.

   Durch die Zufuhr von Basen (Kalkung) kann dieser Vorgang umgekehrt werden (Abb. 2.11-3), da bei der Neutralisation neben den Protonen auch Aluminium-Ionen und dissoziierbarer Wasserstoff an schwach sauren, funktionellen organischen und anorganischen Gruppen erfaßt werden (SCHEFFER & SCHACHTSCHABEL, 1991):

mit X=Austauscher

   Aluminium spielt auf zwei Arten eine Rolle bei den Kationenaustauschvorgängen der Böden. Der isomorphe Austausch von Zentralkationen wie Si⁴⁺ durch Al³⁺ und Al³⁺ durch Mg²⁺ in den Oktaedern und Tetraedern der Silicatschichten der Tonminerale führt zu einer permanenten negativen Überschußladung der Silicatschichten, da die Zahl der O- bzw. OH-Ionen und damit die negative Ladung fixiert ist (Abb. 2.11-4). Diese Ladung ist mineralspezifisch und unabhängig von den im Boden herrschenden Randbedingungen.

Abb. 2.11-3: Beziehung zwischen pH-Wert und Al-Gehalt im Sättigungsextrakt von Böden aus Löß
(aus SCHEFFER & SCHACHTSCHABEL, 1991)

Abb. 2.11-4: Elementarzelle des Montmorillonit
(SCHEFFER & SCHACHTSCHABEL, 1991)

   Die zweite Ladungsart entsteht, wenn durch pH-Änderungen in der Bodenlösung Protonen von den Austauscheroberflächen dissoziieren und eine negative Ladung hinterlassen, die durch ein Kation abgesättigt wird. Zu den wichtigsten dieser funktionellen Gruppen, die die pH-abhängige oder variable Ladung der Austauscher verursachen, gehören Oxide und Hydroxide des Aluminiums. Diese spalten bei höheren pH-Werten ein Proton ab und lagern bei niedrigen pH-Werten ein weiteres Proton an und beeinflussen somit pH-abhängig die Ladung der Austauscheroberflächen. Dies hat eine nicht unerhebliche Bedeutung für das Pflanzenwachstum, da durch die positiven Ladungen anionische Nährstoffe gebunden werden können. Der "point of zero charge" (pzc) beschreibt den stoffspezifischen pH-Wert, bei dem positive und negative Ladungen ausgeglichen vorliegen (Tab. 2.11-5). Bei pH-Werten > pH_pzc werden Kationen angelagert und ausgetauscht, bei pH-Werten < pH_pzc Anionen.

   Die tatsächliche Aufnahme bzw. Abgabe von H⁺ und OH^- wird von den weiteren in der Lösung vorliegenden Spezies beeinflußt. Abb. 2.11-5 zeigt einmal den Verlauf der Kurven bei verschiedenen Konzentrationen an SO₄^2- und Mg²⁺ (oberes Bild), zum anderen den Einfluß der Ionenstärke (unteres Bild).

   Die Komplexierung von Aluminium durch organische Verbindungen wie Huminstoffe, insbesondere Fulvosäuren, entzieht austauschbares Aluminium der Pflanzenverfügbarkeit.

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2.11.4.4 Grundwasser

   Im Grundwasser belegt Aluminium mit Gehalten von wenigen Hundertstel bis Zehntel mg/l seine geringe geochemische Beweglichkeit und spielt nur eine unbedeutende Rolle. HEM (1985) fand bei Analysen, die mehr als 1 ng/l Aluminium enthielten, Hinweise auf vorliegende, sehr kleine Aluminium-Hydroxid- Partikel, die bei der Probenaufbereitung nicht abgefiltert wurden und so hohe Aluminiumgehalte vortäuschen.

   Für eine Aluminium-Bestimmung ist eine Filtration durch einen 0,1 µm-Filter erforderlich (siehe Kap. 6.2: Probenbehandlung bei der Probenahme, DVWK-Regeln, 128/1992).

   Höhere gelöste Aluminiumgehalte finden sich in sauren Grundwässern, in denen Werte bis 20 mg/l gemessen wurden (WALTHER & HÖLSCHER, 1988).

Abb. 2.11-5: Aufnahme und Abgabe von H⁺ an der Oberfläche von gamma-Al₂O₃ in verschiedenen Lösungszusätzen
(STUMM & MORGAN, 1981)

   Anthropogen erhöhte Aluminium-Gehalte im Grundwasser können durch Sickerwässer von Abfalldeponien bedingt werden. Durch hohe Depositionsraten luftgetragener anthropogener Säuren sowie geringe Pufferkapazitäten der Böden werden Al-Konzentrationen im Grundwasser stark erhöht. SCHLEYER & KERNDORFF (1992) geben die folgenden Richtwerte für Aluminium an, die nicht als allgemeingültig angesehen werden können (Angaben in mg/l):

	geogener Normalbereich	Beginn anthropogen beeinflußter Bereich
Lockersedimente:	< 0,01 - 0,04	0,1
Kalk/Dolomit:	< 0,01 - 0,02	0,1
Buntsandstein:	< 0,01 - 0,02	0,05
sonstiges Festgestein:	< 0,01 - 0,06	0,1

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2.11.4.5 Biosphäre

   Aluminium wird nicht als lebensnotwendig angesehen. Es ist in allen Lebewesen in meist geringen Konzentrationen enthalten (BOWEN, 1966) und begünstigt das Wachstum einiger Pflanzen (BOWEN, 1979). Der menschliche Körper (70 kg) enthält ca. 0,1 g Aluminium.

   Die neurotoxische Wirkung von Aluminium ist seit langem bekannt (SEIBERT & WELLS, 1929). ALFREY et al. (1976) zeigte Zusammenhänge zwischen zerebralen Schäden und den Aluminiumgehalten im Trinkwasser auf, die auf die Anwendung von Aluminumverbindungen in der Wasseraufbereitung zurückgeführt werden. Die deutsche TrinkwV sieht einen Grenzwert von 0,2 mg/l für Aluminium vor. Für Dialyseapparate ist Al-armes Wasser zu verwenden. Für Tränkwasser werden 5 mg/l angegeben (WOLFF, 1988). In der Mineralwasserverordnung findet sich kein Grenzwert für Aluminium.

   Die Toxozität von Aluminium bei Tieren wird auf die Hemmung wichtiger Enzyme zurückgeführt. Schädigungen bei wildlebenden Tieren treten in erster Linie in Gewässern mit niedrigen pH_Werten auf, die erhöhte Aluminiumgehalte aufweisen. So wirken z.B. bereits 2 mg/l Aluminium auf Bergforellen tödlich.

   Die pflanzentoxische Wirkung von Aluminium ist seit langem bekannt. Sie äußert sich mit Minderwuchs, Verfärbung von Stamm und Blättern und Schädigung der Wurzeln (LEPP, 1981). Zwischen den einzelnen Pflanzenspezies bestehen erhebliche Unterschiede in der Empfindlichkeit gegen Aluminium (FOY et al., 1978).

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2.11.5 Thermodynamik

2.11.5.1 Lösungs- und Fällungsvorgänge

   Aluminium-Ionen (Al³⁺) sind im Wasser von 6 H₂O-Molekülen über schwache Bindungen umgeben (hydratisiert). Durch die positive Ladung der Al³⁺ kommt es zur Dissoziation eines Wassermoleküls der Hydrathülle (Deprotonierung). Das Aluminium-Ion wirkt somit als mittelstarke Kationensäure.

   Das Verhalten von Aluminium bei den Umsetzungsprozessen, die bei der Verwitterung von aluminiumhaltigen Mineralen stattfinden, ist dadurch gekennzeichnet, in Abhängigkeit von weiteren zur Verfügung stehenden Lösungsgenossen in Form von Sekundärmineralen unmittelbar am Ort der Freisetzung wieder festgelegt zu werden. Als limitierende Phasen des Aluminiumgehaltes treten Tonminerale wie Illit, Montmorillonit, Kaolinit sowie Gibbsit auf, wobei Gibbsit bei abnehmendem Siliciumgehalt der Lösung das Endglied der möglichen Sekundärminerale darstellt (Abb. 2.11-6; s.a. Kap. 2.4 Silicium).

Abb. 2.11-6: Prädominanzfeld für Kaolinit und Gibbsit in Abhängigkeit von pH-Wert und SI-Gehalt
(STUMM & MORGAN, 1981)

   Die Gibbsit-Struktur ist gekennzeichnet durch hexagonale Ringe von Aluminium-Ionen, die durch Hydroxid-Ionen miteinander verbunden sind und polymerisieren, bis sie als feinste Gibbsit-Kristalle ausfallen (SMITH & HEM, 1972).

   Der vollständige Einbau von Aluminium in neugebildete Festphasen führt letzendlich dazu, daß der Aluminiumgehalt in Lösung annähernd konstant bleibt, wie DAHMKE (1988) bei Labor- und Feldversuchen feststellte. Es kann von einem Gleichgewicht zwischen Mobilisierung und Demobilisierung ausgegangen werden. Merkliche Mengen von Aluminium lösen sich erst bei niedrigen pH-Werten oder hohen pH-Werten. Abb. 2.11-7 zeigt die Löslichkeit von Aluminiumhydroxiden als Funktion des pH- Wertes in einem System, das als komplexierende Spezies nur OH^--Ionen enthält. Die durchgezogene Linie zeigt die pH-Abhängigkeit von Al³⁺ und AlOH²⁺ (HEM, 1985).

Abb. 2.11-7: Löslichkeit von Aluminiumhydroxid (gestrichelt);
Aktivität von Al³⁺ und AlOH²⁺ (durchgezogen);
(HEM, 1985)

   In Lösungen, die PO₄^3- enthalten, kann auch das Aluminiumphosphat Variszit als begrenzende Phase fungieren. In sauren Wässern, die Sulfate enthalten, kann die Aluminiumlöslichkeit nach NORDSTROEM (1982) durch Aluminiumsulfate Aluminiumhydrosulfate begrenzt werden.

Tab. 2.11-5: Kenndaten zur Beschreibung der Lösungsprodukte von Al-Mineralen (Enth.=Enthalpie [kJ/mol]; logK=dekadischer Logarithmus des Löslichkeitsproduktes; Q=Quellenangabe A: STUMM & MORGAN, 1981; B: van GAANS, 1989; C: NORDSTROEM et al., 1989; D: PARKHURST et al., 1980; E: PEARSON et al., 1992)

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2.11.5.2 Komplexbildung in der wässrigen Phase

   Bei neutralen pH-Werten sind die Hauptbildungsformen Al(OH)₄^-, Al(OH)₃⁰ und Al(OH)₂⁺. Bei pH-Werten unter 4 herrscht das Kation Al³⁺ in hydratisierter Form als Al(OH₂)₆³⁺ vor. Bei steigendem pH-Wert dissoziiert eines der Wassermoleküle und die hydratisierten Ionen polymerisieren im schwach sauren Bereich (pH-Werte zwischen 4,5 und 6,5) zu mononuklearen (Al(OH₂)₆³⁺, Al(OH)_n^3-n) und polynuklearen (Al_m(OH)_n^3m-n, Al₆(OH)₁₅³⁺, Al₁₃(OH)₃₂⁷⁺) Aluminiumhydroxidkomplexen und fallen als schlecht kristallisiertes Gibbsit aus (KRAMER et al., 1983, PULFER & KRAMER, 1983). Die Anwesenheit von Silicium in der Lösung beschleunigt diesen Vorgang und führt letztendlich zur Bildung von Tonmineralen.

   Bei Anwesenheit von Fluorid bilden sich stabile Aluminium-Fluorid-Komplexe (AlF_n^3-n mit n=1 bis 6). In sulfathaltigen sauren Wässern bilden sich Aluminiumsulfatkomplexe der Form Al(SO₄)_m^3-2m mit m=1 bis 2, wobei AlSO₄⁺ vorherrscht. In Abb. 2.11-8 sind die dominanten Aluminiumspezies in der wässrigen Lösung dargestellt, so daß die erhöhte Löslichkeit von Aluminium sowohl im hohem und vor allem im niedrigen pH-Bereich deutlich wird (KÖLLING, 1990).
Organische Komplexbildner wie Fulvosäuren können gelöstes Aluminium durch Chelatbildung komplexieren.

Abb. 2.11-8: Abhängigkeit des Gibbsit-Sättigungsindexes von verschiedenen
pH-Al-Bedingungen mit Darstellung der vorherrschenden Al-Spezies
(KÖLLING, 1990)

Tab. 2.11-6: Kenndaten zur Beschreibung der Dissoziationsreaktionen von Aluminiumspezies
(Enth. = Enthalpie [kJ/mol]; logK = dekadischer Logarithmus des Löslichkeitsproduktes;
Q = Quellenangabe: A: PEARSON et al., 1992; B: STUMM & MORGAN, 1981)

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2.11.6 Kinetik

   Die sehr kleine mittlere Aufenthaltsdauer im Ozean von 100 Jahren spricht für die schnelle Kinetik der Neubildungen von Aluminiummineralen, da nur unter extremen pH-Bedingungen deutlich erhöhte Aluminiumgehalte möglich sind. Natrium hat im Vergleich eine mittlere Aufenthaltsdauer im Ozean von 0,26·10⁹ Jahren.

   Untersuchungen zur Siliciumfreisetzung, die DAHMKE (1988) mit verschiedenen Feldspäten durchführte, erbrachten im Feld eine Freisetzungsrate von 7,8·10^-15 mol/cm²·s, im Labor Werte zwischen 1,2 und 1,5·10 ^-15 mol/cm²·s. Bei Säulenversuchen mit Anorthitgestein stieg die Siliciumkonzentration nach einem anfänglichen parabolischen Verlauf annähernd linear mit der Reaktionszeit bzw. mit der Fließstrecke, während die Aluminiumkonzentration annähernd konstant blieb und nur selten über 0,2 mg/l stieg. Berechnungen der Sättigungsindizes bei den Feldspatlösungsversuchen zeigte, daß sich schon nach wenigen Stunden Reaktionszeit ein Gleichgewicht gegenüber Kaolinit einstellt (DAHMKE, 1988). Möglicherweise fällt ein Teil des aus der Feldspatlösung stammenden Aluminiums erst als Gibbsit oder amorphe Al-Si-Phase aus.
Diese metastabilen Phasen werden später bei der Bildung von Kaolinit resorbiert (PACES, 1978).