Dans quoi l'aluminium est-il soluble ? solubilité de l'aluminium. Corrosion de l'aluminium dans l'acide chlorhydrique

Les coquilles d'aluminium sont dissoutes dans de l'alcali ou de l'acide nitrique et, dans ce dernier cas, une dissolution partielle ou complète du noyau d'uranium métallique est possible.

La dissolution de l'aluminium dans une solution de soude caustique se déroule selon la réaction :

Al+ NaOH+H 2 0  Na AlO 2 + 1,5H 2 , (3.1)

coulant avec dégagement de chaleur 7000 kcal/kg d'aluminium dissous. Avec une augmentation de la concentration de NaOH de 2 à 5 M, la vitesse de dissolution de l'aluminium augmente d'environ sept fois. Les pertes d'uranium lors de l'utilisation de solutions de NaOH avec des concentrations allant jusqu'à 30% sont très faibles, mais dans une solution à 50%, le taux de dissolution de l'uranium devient perceptible. L'inconvénient de ce processus est la libération d'un gaz explosif - l'hydrogène. Pour supprimer la réaction de dégagement d'hydrogène, des agents oxydants sont introduits dans le mélange réactionnel : nitrite ou nitrate de sodium. Dans ce cas, les réactions de dissolution de l'aluminium se déroulent selon les équations :

Al + 0,5NaOH + 0,5NaNO 3 + 0,5H 2 O = NaAlO 2 + 0,5NH 2 (3.2)

Al + 0,625NaOH + 0,375NaNO 3 + 0,25H 2 O = NaAlO 2 + 0,375NH 3; (3.3)

Al + 0,85NaOH + 1,05NaNO 3 = NaAlO 2 + 0,9NaNO 2 + 0,15NH 3 + 0,2H 2 O (3.4)

La libération minimale d'hydrogène se produit aux rapports stoechiométriques de la dernière réaction. La vitesse de dissolution de l'aluminium augmente avec l'augmentation de la température et de la concentration d'hydroxyde de sodium. Par exemple, pour une solution contenant 10 % de NaOH et 20 % de NaNO 3 , lorsque la température augmente de 60 à 100°C, la vitesse de dissolution linéaire de l'aluminium augmente d'environ 3 fois. La cristallisation de l'aluminate de sodium dépend de la concentration de ce sel dans l'alcali et peut être empêchée si le rapport molaire de l'hydroxyde de sodium et de l'aluminium en solution est de 1,65:1.

HNO 3 passive la surface de l'aluminium et, par conséquent, la dissolution est effectuée en présence d'un catalyseur - le nitrate de mercure. Les réactions possibles sont :

Al + 6HNO 3 \u003d Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O; (3.5)

Al + 4HNO 3 \u003d Al(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O; (3.6)

8Al + 30HNO 3 \u003d 8Al (NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O 4 (3,7)

2Al + 6HNO 3 = 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 (3.8)

Comme HNO3 se forme lors de l'hydrolyse du nitrate d'aluminium et interagit avec Al, on obtient des solutions déficientes en acide :

Al (NO 3) 3 + 3H 2 O \u003d Al (OH) (NO 3) 2 + HNO 3; (3.9)

HNO 3 + Al + H 2 O \u003d Al (OH) 2 (NO 3) 3 + composés azotés. (3.10)

Pour décrire le processus de dissolution d'Al dans 4 M HNO3, la réaction suivante est appliquée :

Al+3,75HNO3=Al(NO3)3+0,225NO+0,15N2O+0,1125N2+1,875H2O. (3.11)

Cependant, certaines données ne confirment pas la présence d'azote dans les produits de réaction. La teneur en hydrogène dans les gaz d'échappement après le condenseur est de 2 à 8% à une concentration d'acide de 1 à 2 M et augmente rapidement pour les solutions présentant une carence en acide, atteignant un maximum de 23% à une carence de 2 M. Cela indique que , au fur et à mesure du processus, la stoechiométrie de la solution fait que la réaction avec formation de dioxyde d'azote décroît progressivement au profit d'autres réactions. La consommation d'acide pour dissoudre les tiges coulées et embouties est la même. En moyenne, il est de 4 à 4,1 M HNO3 pour 1 M d'Al dissous. La plus faible consommation d'acide de 3,8M a été obtenue en dissolvant la tige emboutie avec un déficit en acide de 2M.

La solubilité des hydroxydes A1 dans les milieux acides est directement proportionnelle à la troisième puissance de la concentration en ions hydrogène, et dans les milieux alcalins, elle lui est inversement proportionnelle. Au point isoélectrique, l'hydroxyde d'aluminium a une solubilité minimale. Selon Kolthoff pour A1(OH)3, ce point se situe dans la plage de pH 6,5-7,5. Pour la vitesse d'hydrolyse des sels d'aluminium, il existe également une certaine valeur de pH optimale, qui pour des concentrations en A BO h de 400 à 100 mg/l varie de 4,95 à 5,40, et des valeurs de pH limites. à laquelle l'hydrolyse se poursuit, sont 3 et 6,8.[ ...]

La relation entre la solubilité et l'interaction chimique se manifeste particulièrement clairement dans les systèmes à formation complexe. On peut rappeler ici le fait bien connu d'une forte augmentation de la solubilité de l'iode moléculaire dans l'eau en présence d'iodure de potassium due à la formation de polyiodure: N-K1 \u003d K13- Le chlorure de sodium, par exemple, est pratiquement insoluble dans le nitrobenzène, mais en présence de chlorure d'aluminium, sa solubilité augmente fortement en raison de la formation d'un sel complexe Nyayuts, qui se dissout parfaitement dans ce solvant.[ ...]

La solubilité minimale de l'hydroxyde d'aluminium se situe dans la région de pH = 6,5 + 7,5. La précipitation de l'hydroxyde d'aluminium commence à pH = 3,0 et atteint un maximum à pH = 7. Avec une nouvelle augmentation du pH, le précipité commence à se dissoudre, ce qui devient perceptible à pH = 9.[ ...]

Le sulfate d'aluminium est utilisé pour purifier les eaux troubles et colorées : purifiées - avec une turbidité élevée, non purifiées ou contenant des matériaux argileux et silicatés comme ingrédients - avec une faible turbidité de l'eau. Ce coagulant est efficace dans la plage de pH de 5 à 7,5, et plus la dureté de l'eau est élevée et plus sa couleur est faible, plus les valeurs de pH optimales du milieu sont élevées. Un coût relativement faible, une bonne solubilité, aucune exigence particulière pour la manipulation de produits secs et dissous ont fait du sulfate d'aluminium le coagulant le plus courant.[ ...]

Le produit de solubilité du HgS dans l'eau distillée est de 1,6XIu 52, ce qui correspond à une concentration résiduelle en ions mercure en solution égale à 2,5X10-21 mg/l. Dans les eaux usées industrielles, le produit de solubilité du HgS est un peu plus grand, tandis que la majeure partie du sulfure de mercure se trouve dans l'eau sous la forme de particules colloïdales finement dispersées, qui peuvent être précipitées en coagulant les eaux usées avec du sulfate d'aluminium aqueux Al2 (S04) 3-I8H2O , du sulfate de fer aqueux FeS04-7H20, de la chaux CaO, un mélange de ces coagulants, etc.[ ...]

Ainsi, la solubilité de l'hydroxyde d'aluminium en milieu alcalin est inversement proportionnelle à la concentration en ions hydrogène au premier degré.[ ...]

Lors de l'utilisation d'électrodes solubles (généralement en fer ou en aluminium), une dissolution anodique du métal se produit à l'anode, à la suite de quoi des cations de fer ou d'aluminium passent dans l'eau, entraînant la formation de flocons d'hydroxyde. La formation simultanée de flocons de coagulant et de bulles de gaz dans les conditions exiguës de l'espace interélectrode crée les conditions préalables à une fixation fiable des bulles de gaz sur les flocons et à une agulation intensive de la pollution, ce qui garantit l'efficacité du processus de flottation. De telles installations sont appelées électrocoagulation-flottation. À bande passante jusqu'à 10-15 m3/h, les unités peuvent être à chambre unique, et avec un débit plus élevé - type horizontal ou vertical à deux chambres.[ ...]

Certains colorants difficilement solubles sont dissous avec de la soude et traités d'abord avec une solution de sulfate d'aluminium, puis avec du chlorure de baryum.[ ...]

En plus des impuretés solubles répertoriées, les eaux naturelles contiennent des substances insolubles en suspension - des suspensions grossières aux composés dissous de manière colloïdale. Ils sont représentés par des particules de sable, de loess, de limon et de roches carbonatées, des oxydes aqueux d'aluminium, de fer, de manganèse, ainsi que des substances humiques de haut poids moléculaire.[ ...]

Lors de l'hydrolyse, les ions aluminium hydratés cèdent un proton d'une molécule d'eau coordonnée, formant successivement des ions complexes [A1 (H20) 5 (OH)] 2+ et [A1 (H20) 4 (OH) 2] +, restant en solution. Lorsque le dernier complexe neutre [A1(H20)3(OH)3] perd de l'eau, de l'hydroxyde d'aluminium peu soluble se forme. Les sels de fer (III) sont également hydrolysés par étapes. Mais, contrairement aux sels d'aluminium, en plus des hydroxydes de fer, des hydroxosels peu solubles peuvent également se former.[ ...]

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Dans l'acide dilué, la solubilité de Al2(SO4)3 est plus élevée que dans l'eau pure, mais avec une nouvelle augmentation de la concentration de H2SO4, la solubilité diminue fortement, atteignant 1 % dans l'acide sulfurique à 60 %. Dans un acide plus fort, la solubilité du sulfate d'aluminium augmente à nouveau.[ ...]

Les phosphates d'aluminium et de fer fraîchement précipités peuvent être assimilés par les plantes, mais avec le vieillissement des sédiments, ils cristallisent et deviennent moins solubles et difficilement assimilables par les plantes. Par conséquent, l'acide phosphorique dans les krasnozems et les sols sodo-podzoliques est fixé très fermement et beaucoup plus fortement que dans les sérozems et les chernozems.[ ...]

On peut voir d'après ce qui précède que la solubilité de l'hydroxyde d'aluminium dans un milieu acide est directement proportionnelle à la troisième puissance de la concentration en ions hydrogène [Н+]3, et dans un milieu alcalin, elle est inversement proportionnelle à [Н+] .[ ...]

Dans les solutions acides avec un excès d'aluminium, la phase solide la plus stable est le phosphate d'aluminium basique. Si la valeur du pH est supérieure au pH correspondant à la solubilité minimale du phosphate (pH = 6), alors le sel basique est hydrolysé en hydroxyde d'aluminium, à la surface duquel le phosphate est sorbé. À forte concentration de phosphate, la taranakite est précipitée, qui se transforme en un sel moyen si le pH du système augmente.[ ...]

Le polyacrylamide est une substance blanche amorphe et soluble dans l'eau contenant des groupes ionogènes; lors de l'hydrolyse, il forme de l'acide acrylique et ses sels. Le mécanisme d'action du PAA repose sur l'adsorption de ses molécules sur des particules d'impuretés de l'eau, hydroxydes d'aluminium ou de fer (III), formées lors de l'hydrolyse de sels coagulants. En raison de la forme allongée de la molécule, l'adsorption se produit dans différents lieux avec plusieurs particules d'hydroxyde, à la suite de quoi ces dernières sont liées par des ponts polymères en agrégats lourds, gros et solides (globules).[ ...]

Seuls les échantillons dont la solubilité dans l'eau est limitée (y=38) sont retenus par la pâte de bois à hauteur de 60 %. L'ajout de sulfate d'aluminium provoque une rétention complète de l'α-CMC, qui est indépendante du rapport stoechiométrique entre la quantité d'A13+ nécessaire pour une rétention complète de l'α-CMC et la quantité de groupes OCH2COO présents dans la CMC. En d'autres termes, la rétention de -CMC est déterminée non seulement par la production d'un sel d'aluminium insoluble, mais également par adsorption électrostatique entre l'A1-CMC chargée positivement et les fibres de cellulose chargées négativement.[ ...]

Développé nouvelle technologie utilisant des quantités solubles de chlorure d'aluminium dans le processus à haute température d'alkylation du benzène avec du propylène.[ ...]

Ce chapitre traite de l'interaction entre l'aluminium (III) et le phosphate sur une large gamme de concentrations et de pH. Afin de caractériser les réactions entre les particules dissoutes et les phases solubles, la solubilité des précipités de phosphate d'aluminium a été étudiée. De plus, les produits de réaction solubles et insolubles entre l'aluminium (III) et le phosphate ont été identifiés, et leur distribution de concentration sur une large gamme de pH et de concentrations de P et Al a été déterminée. Ces études ont été réalisées à l'aide de solutions pures de phosphates d'aluminium d'une certaine composition. Il n'y avait pas d'autres phases solides dispersées dans le système étudié, à l'exception de celles qui se sont précipitées lors de l'interaction entre l'aluminium et le phosphate ou à la suite d'un changement de pH.[ ...]

Sous une forme simplifiée, on peut considérer que la précipitation par le fer et l'aluminium est très similaire à bien des égards, et que les facteurs déterminants dans les deux cas sont la solubilité et le rapport des concentrations de l'ion métallique ajouté Me et de l'orthophosphate présent . Le processus de précipitation par les ions calcium dépend fortement du pH, par conséquent, lors du calcul de la quantité requise de sel de calcium, il est nécessaire de prendre en compte l'alcalinité des eaux usées.[ ...]

Les sels de fer en tant que coagulants présentent un certain nombre d'avantages par rapport aux sels d'aluminium : meilleure action à basse température de l'eau ; Suite large zone valeurs de pH optimales du milieu; haute résistance et finesse hydraulique des flocons; la possibilité d'utiliser des eaux avec une plus large gamme de composition de sel ; la capacité d'éliminer les odeurs et les goûts nocifs dus à la présence de sulfure d'hydrogène. Cependant, il existe également des inconvénients : la formation de complexes solubles fortement colorants lors de la réaction des cations de fer avec certains composés organiques ; propriétés acides fortes qui augmentent la corrosion des équipements; surface écaillée moins développée.[ ...]

Avec une teneur importante en ions hydrogène et aluminium absorbés par échange dans le sol (par exemple, dans les sols soddy-podzoliques et les krasnozems), bon nombre de ses propriétés se détériorent également. Les ions hydrogène ne dispersent pas les colloïdes du sol, mais, entrant dans l'état absorbé, provoquent une destruction progressive des minéraux qui composent le complexe absorbant du sol. En conséquence, le sol est appauvri de la fraction colloïdale, sa structure se détériore et la capacité d'absorption diminue. De plus, les ions aluminium et hydrogène sont déplacés de l'état absorbé dans la solution en échange de cations de sels solubles. Une forte concentration d'ions hydrogène et aluminium dans une solution a un effet néfaste sur le développement des plantes.[ ...]

Depuis quelques années, on commence à utiliser une méthode d'obtention de coagulants dans des électrolyseurs à électrodes solubles, dite méthode d'électrocoagulation. L'essence de la méthode réside dans la dissolution anodique des métaux, principalement l'aluminium et le fer, dans des milieux aqueux sous l'influence de courant électrique suivie de la formation d'hydroxydes. Cette méthode permet une purification efficace de l'eau à partir de suspensions d'origine minérale, organique et biologique, de colloïdes et de substances à l'état moléculaire ou ionique. L'électrocoagulation présente des avantages significatifs par rapport aux méthodes réactives : compacité de l'installation, facilité de maintenance et possibilité d'automatisation complète. Cette méthode est prometteuse pour une utilisation sur de petits objets autonomes (sur les navires de la flotte fluviale, pour les petites agglomérations, etc.).[ ...]

L'effet négatif d'une acidité élevée est largement associé à une augmentation de la solubilité des composés d'aluminium et de manganèse dans le sol. Leur teneur accrue en solution nuit encore plus au développement des plantes qu'un excès d'ions hydrogène.[ ...]

L'équation (4.17) a été résolue par essais et erreurs pour une valeur de pH correspondant à la solubilité minimale du phosphate, environ 6. A pH [ ...]

Dans l'étude de l'hydrolyse dans le système Fe2(504)s-A1203-H20 à 100 °C, il a été constaté qu'avec une augmentation de la quantité d'oxyde d'aluminium dans le système, le rendement en fer dans le précipité du sel basique augmente, atteignant 98 % à un rapport massique de Al203/Fe2(504)3 = 0,111 et 90 % HgO. En solution, l'oxyde d'aluminium est converti en sulfates d'aluminium basiques solubles à la suite d'une interaction chimique. Avec une augmentation de la teneur en sulfate de fer(III) dans le système, la quantité d'alumine ayant réagi augmente et à un rapport massique de Al203/Fe2(804)3 = 3 et 40 % H20 atteint 91 %.[ ...]

Le déroulement du processus de coagulation dépend largement du pH du milieu. Lorsqu'une solution coagulante de sulfate d'aluminium est ajoutée à l'eau, une hydrolyse se produit avec la formation d'hydroxyde d'aluminium colloïdal. La valeur optimale pour les eaux usées de cette production de catalyseur est pH = 7,5-8,5. La figure 1 montre la dépendance du degré de traitement des eaux usées avec une teneur en solides en suspension de 1200 mg/l sur le pH.[ ...]

Avec une augmentation de la dose d'acide sulfurique à 50 % entre 80 et 100 % de la quantité stoechiométrique à une température de 120°C et une durée de traitement de 1,5 heure, le degré de décomposition de l'hydroxyde d'aluminium augmente. Ainsi, pour une dose d'acide de 83,3 % (rapport molaire 503/A1203 = lo = 2,5), le degré de décomposition de l'hydroxyde d'aluminium est de 92,4 %, tandis que pour une dose de 90 % (zo = 2,7) dans les conditions indiquées, l'hydroxyde complètement décomposé. La décomposition de l'hydroxyde d'aluminium à une dose incomplète d'acide sulfurique peut s'expliquer par l'interaction de l'hydroxyde avec le sulfate d'aluminium pour former des sels d'aluminium basiques solubles, qui est discuté plus en détail ci-dessous.[ ...]

La méthode électrochimique présente les avantages suivants par rapport à la méthode des réactifs: réduction de la charge sur les usines de dessalement, car lors de son utilisation, les sels solubles ne pénètrent pas dans l'eau et l'aluminium dosé est complètement éliminé de l'eau lors de sa purification préliminaire. La méthode de désiliciisation de l'eau dans les électrolyseurs à anode en aluminium peut être recommandée pour pré-formation l'eau dans les systèmes de traitement des eaux des centrales thermiques et autres entreprises industrielles.[ ...]

Pour l'activation, des solutions à 1,5% (calculées en Sig) de silicate de sodium sont généralement utilisées avec un degré de neutralisation de l'alcalinité de 80 à 85%. Dans le cas de l'utilisation de chlore actif, le degré de neutralisation du verre soluble est porté à 100% et même un certain excès est introduit. Après mélange des réactifs, le sol "mûrit" pendant un certain temps, puis il est dilué avec de l'eau jusqu'à une teneur en SiO2 inférieure à 1%. La manière la plus prometteuse de préparer de l'acide silicique actif consiste à traiter le verre liquide avec du chlore et du sulfate d'aluminium, couramment utilisés dans les procédés de purification de l'eau.[ ...]

Lors de l'interaction avec la couverture du sol, les processus de lessivage des biogènes s'intensifient. A pH [ ...]

Les scories de haut fourneau et à foyer ouvert sont obtenues comme déchets lors de la fusion du fer et de l'acier et ont une composition différente : CaO - 30-50 % ; Si02-12-37 ; A1203-U-15 ; MgO-2-10; MnO-0,4-5,6 ; P205 - 0,1-3,5 ; S - 0,1 - 4,5 %. Dans la plupart des cas, ils nécessitent un pré-broyage. La majeure partie du calcium dans le laitier se présente sous la forme de composés siliciques moins solubles (CaSiO3 et Ca2Si04), de sorte que la finesse de leur broyage doit être plus fine que celle de la farine de chaux. En termes de pouvoir neutralisant, les scories basiques (avec une teneur en CaO + MgO supérieure à 40 %) sont proches de la chaux carbonique. Leur efficacité est souvent supérieure à la chaux. Cela est dû à la présence de magnésium, de phosphore, de manganèse, de soufre et d'autres nutriments végétaux dans les scories. De plus, l'acide silicique qu'ils contiennent peut réduire la quantité d'aluminium mobile dans les sols et contribuer à une meilleure absorption du phosphore par les plantes. Pour les sols sodo-podzoliques des zones proches des usines métallurgiques, le laitier de haut-fourneau, riche en chaux, est un engrais précieux.[ ...]

Les composés fluorés constituent un autre groupe de substances spécifiques dont la présence dans l'air atmosphérique d'un certain nombre de zones peuplées et qui peuvent avoir un impact significatif sur la santé humaine. Dans l'air atmosphérique, divers composés fluorés ont été trouvés - de relativement bien solubles dans les milieux liquides du corps à complètement insolubles; du fluorure d'hydrogène hautement irritant et corrosif aux composés relativement inertes. Les principaux processus industriels qui s'accompagnent de l'émission de composés fluorés dans l'atmosphère sont la production d'engrais artificiels, la production d'aluminium et certaines méthodes de production d'acier.[ ...]

L'augmentation du rendement de la chaux et des engrais minéraux lorsqu'ils sont appliqués ensemble dans la plupart des cas est beaucoup plus élevée que la somme des augmentations résultant de l'utilisation séparée de ces engrais. L'efficacité des engrais physiologiquement acides à base d'ammoniac et de potasse augmente particulièrement fortement pendant le chaulage. Ces engrais, lorsqu'ils sont systématiquement appliqués sur des sols acides soddy-podzoliques à faible tampon, provoquent leur fertilisation supplémentaire. Par conséquent, avec l'application systématique de tels engrais sur un sol non chaulé, l'augmentation du rendement diminue progressivement et, les années suivantes, en raison d'une forte acidification du sol, le rendement peut être inférieur à celui du témoin. L'effet positif de la chaux sur l'efficacité des formes physiologiquement acides des engrais minéraux est plus prononcé lorsqu'ils sont appliqués sous des cultures sensibles à une forte acidité (betterave, maïs, blé), et moins ou pas du tout lorsque ; application dans des cultures résistantes à la réaction acide. L'effet du chaulage sur l'efficacité des engrais phosphatés dépend des propriétés du sol et des formes de ces engrais. L'efficacité des engrais phosphorés solubles [par exemple, le superphosphate de Ca(H2PO4)2] sur des sols fortement acides avec une teneur importante en composés mobiles d'aluminium et de fer est sensiblement augmentée par le chaulage. Lorsque la chaux est appliquée à une dose normale, les composés mobiles d'aluminium et de fer passent sous des formes insolubles, par conséquent, la fixation chimique du phosphore superphosphate par eux diminue et son utilisation par les plantes augmente.

Lors de la détermination de la concentration d'impuretés dans l'eau potable et naturelle, une attention particulière est portée au volume de nitrates, sulfates, nitrites, chlorures, en oubliant l'aluminium, le métal le plus répandu dans la nature. Dans des conditions normales, l'aluminium se dissout dans l'eau avec formation de divers composés qui réagissent activement avec d'autres impuretés. En conséquence, la substance est saturée de chlorhydrate d'aluminium, de sels et d'autres composés. Et cela entraîne une modification de la qualité de l'eau - une détérioration de la composition chimique, des propriétés organoleptiques, des indicateurs microbiologiques et bactériens.
Le MPC officiel pour l'aluminium dans l'eau potable et les masses d'eau naturelles est calculé par l'OMS et les organisations environnementales. Mais ce paramètre ne tient pas compte des nombreuses voies par lesquelles le métal pénètre dans les sources naturelles et le corps humain. Par conséquent, la détermination exacte de l'aluminium dans l'eau est importante.

Aluminium dans les eaux naturelles

La saturation naturelle de l'eau en métal est due à la pénétration d'aluminosilicates et de certains types d'argile. Après leur dissolution, l'interaction de l'aluminium avec l'eau commence, qui dépend directement de son pH. La dissolution dans des conditions naturelles est lente, mais toujours avec la libération d'hydroxyde, de bauxite, de chlorhydrate et d'autres composés. Les substances et l'aluminium lui-même sont contenus à la fois dans l'eau de mer et dans l'eau des rivières. Mais c'est dans des conditions normales.

Le métal pénètre dans les eaux naturelles à partir de :

• canalisations d'eaux techniques et domestiques;
• draine industries chimiques(toute production augmente la concentration d'aluminium dans Eaux usées 2-5 fois);
• les drains et les émissions des bâtiments.

Chaque année, ces émissions en environnement devient de plus en plus, et le contrôle sur le degré de leur contamination est de plus en plus faible. Dans les effluents sales à forte teneur en impuretés et suspensions, la solubilité de l'aluminium dans l'eau passe plus rapidement. Il pénètre dans les masses d'eau sous forme de formes en suspension, d'ions et de colloïdes. Ce sont les ions et les oxydes qui ont une toxicité accrue. Ils ont un effet néfaste sur la plupart des organismes vivants vivant dans des sources naturelles. Selon les normes, la concentration d'aluminium dans les eaux naturelles ne doit pas dépasser 0,5 mg/dm3.

Aluminium dans l'eau potable

Le métal le plus répandu sur la planète sera certainement contenu dans boire de l'eau. Selon les normes et exigences de GOST, l'aluminium dans l'eau doit contenir en volume :

• pas plus de 0,5 mg/l dans une substance aqueuse ;
• entre 0,2 et 0,3 mg/l dans l'eau en bouteille ;
• entre 0,1 et 0,2 mg/l dans de l'eau filtrée.

Chaque jour, pas plus de 90 mg de métal doivent pénétrer dans le corps humain. Mais une fois la réaction de l'aluminium avec l'eau terminée, des impuretés toxiques y apparaissent également. Par conséquent, la plomberie, ainsi que la substance du trou de forage, doivent être vérifiées pour la concentration d'impuretés et de composants dangereux. Vous trouverez ci-dessous un tableau des CMA pour l'aluminium dans l'eau potable et d'autres substances importantes pour la santé humaine.

Pourquoi devriez-vous boire de l'eau avec une concentration minimale d'aluminium?

Après avoir découvert où l'aluminium apparaît dans l'eau, il convient de s'attarder sur les autres voies par lesquelles il pénètre dans le corps. Cela aidera à contrôler le taux quotidien du métal. La majeure partie de l'élément chimique provient de la nourriture.
Le métal se trouve également dans :

• préparations cosmétiques;
• plats en métal du même nom;
• médicaments;
• déodorants, etc...

Avec la teneur standard en aluminium dans l'eau, il n'y aura aucun effet sur le corps. Avec une concentration excessive, le système nerveux souffre, la mémoire diminue, la dépression et l'irritabilité apparaissent. Les conséquences ne viennent pas immédiatement. Cela est dû au fait que tout le volume du métal n'est pas absorbé par le corps. Les scientifiques ont également prouvé qu'une teneur élevée en aluminium dans l'eau entraîne des maladies neurologiques et une perturbation du métabolisme calcium-phosphore, qui inhibe la production d'hémoglobine. Par conséquent, il est recommandé d'utiliser une substance à boire avec un volume de métal ne dépassant pas 0,3 mg / l. Avec une telle teneur en aluminium dissous dans l'eau, l'apport journalier ne dépassera pas 50 mg/l. Pour le nettoyage, des systèmes de filtration domestiques sont utilisés.

Purification de l'eau par coagulation

Pour que du liquide propre à la consommation ou aux besoins techniques s'écoule des robinets, il doit d'abord être nettoyé. Cette procédure doit passer par les eaux souterraines et les eaux de surface avant toute utilisation. Ce qui précède décrit ce qui se passe lorsque l'aluminium interagit avec l'eau - une odeur désagréable se forme, des impuretés indésirables, la substance devient trouble et un précipité apparaît. Détériorant les qualités organoleptiques du liquide, certains composés métalliques peuvent agir comme d'excellents coagulants - des éléments qui lient les particules dangereuses et inutiles dans la substance. Ils sont efficacement utilisés pour améliorer la qualité des fluides dans les systèmes de traitement de l'eau.

Le sulfate d'aluminium est le plus souvent utilisé pour purifier l'eau pour tout besoin. Le coagulat est le plus actif dans un environnement avec une acidité de 4,4 à 6,1 pH. Mais elles s'appliquent également aux substances ayant un pH de 7 à 8. La procédure de traitement de l'eau est la suivante :

• ajouter du sulfate d'aluminium au liquide ;
• mélange des milieux - le mélange complet se produit en 1 à 3 minutes ;
• la coagulation, dans laquelle le milieu passe d'un réservoir à un autre (le processus dure de 30 minutes à 1 heure) ;
• décantation des sédiments liés ;
• filtration du milieu purifié.

À l'heure actuelle, la purification de l'eau avec de l'aluminium est abordable et méthode efficaceélimination des particules en suspension des liquides. Au cours de la coagulation, on observe également l'élimination des bicarbonates et des carbonates de sodium et de calcium. À la fin de la procédure de traitement de l'eau, le consommateur reçoit une eau propre et agréablement odorante.

Pour la première fois, l'aluminium n'a été obtenu qu'au début du XIXe siècle. Cela a été fait par le physicien Hans Oersted. Il a mené son expérience avec de l'amalgame de potassium, du chlorure d'aluminium et.

D'ailleurs, le nom de ce matériau argenté vient du mot latin "alun", car cet élément en est extrait.

Alun

L'alun est un minéral naturel à base de métal qui combine des sels d'acide sulfurique dans sa composition.

Auparavant, il était considéré comme un métal précieux et coûtait un ordre de grandeur plus cher que l'or. Cela s'expliquait par le fait que le métal était assez difficile à séparer des impuretés. Ainsi, seules les personnes riches et influentes pouvaient s'offrir des bijoux en aluminium.

décoration japonaise en aluminium

Mais en 1886, Charles Hall a mis au point une méthode d'extraction de l'aluminium à l'échelle industrielle, qui a considérablement réduit le coût de ce métal et lui a permis d'être utilisé dans production métallurgique. La méthode industrielle consistait en l'électrolyse d'une masse fondue de cryolithe dans laquelle était dissous de l'oxyde d'aluminium.

L'aluminium est un métal très populaire, car beaucoup de choses qu'une personne utilise dans la vie quotidienne en sont faites.

Application de l'aluminium

En raison de sa malléabilité et de sa légèreté, ainsi que de sa résistance à la corrosion, l'aluminium est un métal précieux dans l'industrie moderne. L'aluminium n'est pas seulement utilisé pour les ustensiles de cuisine - il est largement utilisé dans la construction automobile et aéronautique.

De plus, l'aluminium est l'un des matériaux les moins chers et les plus économiques, car il peut être utilisé indéfiniment en faisant fondre des articles en aluminium inutiles, tels que des canettes.

canettes en aluminium

L'aluminium métallique est sûr, mais ses composés peuvent être toxiques pour les humains et les animaux (en particulier le chlorure d'aluminium, l'acétate et le sulfate d'aluminium).

Propriétés physiques de l'aluminium

L'aluminium est un métal argenté assez léger qui peut former des alliages avec la plupart des métaux, en particulier le cuivre et le silicium. Il est également très plastique, il peut facilement être transformé en une fine plaque ou une feuille. Le point de fusion de l'aluminium = 660 °C et le point d'ébullition est de 2470 °C.

Propriétés chimiques de l'aluminium

A température ambiante, le métal est recouvert d'un solide film d'oxyde d'aluminium Al₂O₃, qui le protège de la corrosion.

L'aluminium ne réagit pratiquement pas avec les agents oxydants grâce au film d'oxyde qui le protège. Cependant, il peut être facilement détruit de sorte que le métal présente des propriétés réductrices actives. détruire film d'oxyde l'aluminium peut être une solution ou une fusion d'alcalis, d'acides ou à l'aide de chlorure de mercure.

En raison de ses propriétés réductrices, l'aluminium a trouvé une application dans l'industrie - pour la production d'autres métaux. Ce processus s'appelle l'aluminothermie. Cette caractéristique de l'aluminium réside dans l'interaction avec les oxydes d'autres métaux.

Réaction aluminothermique impliquant l'oxyde de fer (III)

Par exemple, considérons la réaction avec l'oxyde de chrome :

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr.

L'aluminium réagit bien avec des substances simples. Par exemple, avec les halogènes (à l'exception du fluor), l'aluminium peut former de l'iodure, du chlorure ou du bromure d'aluminium :

2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

Avec d'autres non-métaux tels que le fluor, le soufre, l'azote, le carbone, etc. l'aluminium ne peut réagir que lorsqu'il est chauffé.

L'argent métal réagit également avec des produits chimiques complexes. Par exemple, avec les alcalis, il forme des aluminates, c'est-à-dire des composés complexes qui sont activement utilisés dans le papier et industrie textile. De plus, il réagit comme l'hydroxyde d'aluminium

Al(OH)₃ + NaOH = Na),

et aluminium métallique ou oxyde d'aluminium :

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na + ЗН₂.

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na

Avec des acides agressifs (par exemple, sulfurique et chlorhydrique), l'aluminium réagit assez calmement, sans inflammation.

Si vous abaissez un morceau de métal dans de l'acide chlorhydrique, une réaction lente commencera - au début, le film d'oxyde se dissoudra - mais ensuite il s'accélérera. L'aluminium se dissout dans l'acide chlorhydrique avec dégagement de mercure pendant deux minutes, puis rincez-le bien. Le résultat est un amalgame, un alliage de mercure et d'aluminium :

3HgCI₂ + 2Al = 2AlCI₃ + 3Hg

De plus, il n'est pas maintenu à la surface du métal. Or, en plongeant le métal purifié dans l'eau, on peut observer une réaction lente, qui s'accompagne d'un dégagement d'hydrogène et de la formation d'hydroxyde d'aluminium :

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂.

Aluminium - destruction du métal sous l'influence de l'environnement.

Pour la réaction Al 3+ + 3e → Al, le potentiel d'électrode standard de l'aluminium est de -1,66 V.

Le point de fusion de l'aluminium est de 660 °C.

La masse volumique de l'aluminium est de 2,6989 g/cm 3 (dans des conditions normales).

L'aluminium, bien qu'il soit un métal actif, possède d'assez bons propriétés corrosives. Cela peut s'expliquer par la possibilité d'être passivé dans de nombreux environnements agressifs.

La résistance à la corrosion de l'aluminium dépend de nombreux facteurs : la pureté du métal, l'environnement corrosif, la concentration d'impuretés agressives dans l'environnement, la température, etc. Le pH des solutions a une forte influence. L'oxyde d'aluminium à la surface du métal ne se forme que dans la plage de pH de 3 à 9 !

Sa pureté affecte grandement la résistance à la corrosion de Al. Pour la fabrication d'agrégats chimiques, d'équipements, seul un métal de haute pureté (sans impuretés) est utilisé, par exemple les nuances d'aluminium AB1 et AB2.

La corrosion de l'aluminium n'est pas observée uniquement dans les environnements où un film d'oxyde protecteur se forme sur la surface métallique.

Lorsqu'il est chauffé, l'aluminium peut réagir avec certains non-métaux :

2Al + N 2 → 2AlN - interaction de l'aluminium et de l'azote avec formation de nitrure d'aluminium;

4Al + 3С → Al 4 С 3 - réaction d'interaction de l'aluminium avec le carbone avec formation de carbure d'aluminium;

2Al + 3S → Al 2 S 3 - l'interaction de l'aluminium et du soufre avec la formation de sulfure d'aluminium.

Corrosion de l'aluminium dans l'air (corrosion atmosphérique de l'aluminium)

L'aluminium, lorsqu'il interagit avec l'air, passe dans un état passif. Lorsque le métal pur entre en contact avec l'air, un mince film protecteur d'oxyde d'aluminium apparaît instantanément sur la surface de l'aluminium. De plus, la croissance du film ralentit. La formule de l'oxyde d'aluminium est Al 2 O 3 ou Al 2 O 3 H 2 O.

La réaction d'interaction de l'aluminium avec l'oxygène:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

L'épaisseur de ce film d'oxyde est comprise entre 5 et 100 nm (selon les conditions opératoires). L'oxyde d'aluminium a une bonne adhérence à la surface, satisfait la condition de continuité des films d'oxyde. Lorsqu'il est stocké dans un entrepôt, l'épaisseur d'oxyde d'aluminium sur la surface métallique est d'environ 0,01 à 0,02 microns. Lors de l'interaction avec l'oxygène sec - 0,02 - 0,04 microns. Lors du traitement thermique de l'aluminium, l'épaisseur du film d'oxyde peut atteindre 0,1 µm.

L'aluminium est assez résistant à la fois dans l'air rural propre et dans une atmosphère industrielle (contenant de la vapeur de soufre, du sulfure d'hydrogène, de l'ammoniac gazeux, du chlorure d'hydrogène sec, etc.). Car la corrosion de l'aluminium dans les milieux gazeux n'est pas affectée par les composés soufrés - elle est utilisée pour la fabrication d'usines de traitement d'huile acide, de dispositifs de vulcanisation du caoutchouc.

Corrosion de l'aluminium dans l'eau

La corrosion de l'aluminium n'est presque pas observée lors de l'interaction avec de l'eau distillée fraîche et propre. L'augmentation de la température à 180 °C n'a aucun effet particulier. La vapeur d'eau chaude n'a également aucun effet sur la corrosion de l'aluminium. Si un peu d'alcali est ajouté à l'eau, même à température ambiante, le taux de corrosion de l'aluminium dans un tel environnement augmentera légèrement.

L'interaction de l'aluminium pur (non recouvert d'un film d'oxyde) avec l'eau peut être décrite à l'aide de l'équation de réaction :

2Al + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2.

Lors de l'interaction avec l'eau de mer, l'aluminium pur commence à se corroder, car. sensible aux sels dissous. Pour exploiter l'aluminium dans l'eau de mer, une petite quantité de magnésium et de silicium est introduite dans sa composition. La résistance à la corrosion de l'aluminium et de ses alliages, lorsqu'ils sont exposés à l'eau de mer, est considérablement réduite si le cuivre est inclus dans la composition du métal.

Corrosion de l'aluminium dans les acides

À mesure que la pureté de l'aluminium augmente, sa résistance aux acides augmente.

Corrosion de l'aluminium dans l'acide sulfurique

Pour l'aluminium et ses alliages est très dangereux acide sulfurique(possède des propriétés oxydantes) concentrations moyennes. La réaction avec l'acide sulfurique dilué est décrite par l'équation :

2Al + 3H 2 SO 4 (razb) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

L'acide sulfurique froid concentré n'a aucun effet. Et lorsqu'il est chauffé, l'aluminium se corrode :

2Al + 6H 2 SO 4 (conc) → Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

Cela forme un sel soluble - sulfate d'aluminium.

Al est stable dans l'oléum (acide sulfurique fumant) à des températures allant jusqu'à 200 °C. Pour cette raison, il est utilisé pour la production d'acide chlorosulfonique (HSO 3 Cl) et d'oléum.

Corrosion de l'aluminium dans l'acide chlorhydrique

Dans l'acide chlorhydrique, l'aluminium ou ses alliages se dissolvent rapidement (surtout lorsque la température augmente). Équation de corrosion :

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 .

Les solutions d'acides bromhydriques (HBr) et fluorhydriques (HF) agissent de la même manière.

Corrosion de l'aluminium dans l'acide nitrique

Une solution concentrée d'acide nitrique a des propriétés oxydantes élevées. L'aluminium dans l'acide nitrique à température normale est exceptionnellement stable (résistance supérieure à l'inox 12X18H9). Il est même utilisé pour produire de l'acide nitrique concentré par synthèse directe.

Lorsqu'il est chauffé, la corrosion de l'aluminium dans l'acide nitrique se déroule selon la réaction :

Al + 6HNO 3 (conc) → Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Corrosion de l'aluminium dans l'acide acétique

L'aluminium a une résistance assez élevée aux chocs acide acétique n'importe quelle concentration, mais seulement si la température ne dépasse pas 65 °C. Il est utilisé pour la production de formaldéhyde et d'acide acétique. À des températures plus élevées, l'aluminium se dissout (à l'exception des concentrations d'acide de 98 à 99,8 %).

Dans le brome, des solutions faibles d'acides chromiques (jusqu'à 10%), phosphoriques (jusqu'à 1%) à température ambiante, l'aluminium est stable.

Les acides citrique, butyrique, malique, tartrique, propionique, le vin, les jus de fruits ont un faible effet sur l'aluminium et ses alliages.

Les acides oxalique, formique, organochloré détruisent le métal.

La résistance à la corrosion de l'aluminium est fortement affectée par le mercure sous forme de vapeur et de gouttelettes. Après un court contact, le métal et ses alliages se corrodent intensément, formant des amalgames.

Corrosion de l'aluminium dans les alcalis

Les alcalis dissolvent facilement le film d'oxyde protecteur à la surface de l'aluminium, il commence à réagir avec l'eau, à la suite de quoi le métal se dissout avec la libération d'hydrogène (corrosion de l'aluminium avec dépolarisation de l'hydrogène).

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2;

2(NaOH H 2 O) + 2Al → 2NaAlO 2 + 3H 2.

des aluminates se forment.

De plus, le film d'oxyde est détruit par les sels de mercure, de cuivre et d'ions chlorure.