Hvis du tilføjer AlCl3 til vand, hvorfor falder pH?

En mere afklaret reaktion ud over Berry Holmes “svar :

$$ \ ce {AlCl3 + 4H2O < = > [Al (OH) 4] – + 3Cl- + 4H +} $$

Årsagen til dette sker er Lewis-surhed på $ \ ce {Al ^ 3 +} $ såvel som den højere affinitet for $ \ ce {OH -} $ ioner sammenlignet med $ \ ce {Cl -} $.

Kommentarer

• Ligevægt for dissociation af kompleks vinder ‘ t kommer så langt her, husk det ‘ s sure opløsning Daniel ‘ s svar får dette rigtigt.
• Hej tillyboy, tak for dit svar! Lige nu har jeg 2 svar, og jeg er ikke sikker på, om de er i konflikt. Kunne du tydeliggør således følgende tanke: Danner aluminium direkte Al (OH) 4-komplekset, eller danner det først Al (H2O) 4, som derefter frigiver H + til dannelse af A l (H2O) 3 (OH) og så videre, indtil 4 protoner frigives? Mange tak igen.
• @Mithoron: Nå, det er den generelle ligning af den komplette reaktion. Naturligvis består denne reaktion af mange individuelle trin med deres egen ligevægtskonstant. Man kunne ved hjælp af termodynamiske beregninger bestemme, hvor ligevægten i de enkelte bestanddele er, selv om jeg er doven til at foretage de nævnte beregninger: P (Faktisk efter at have genlæst spørgsmålet to gange, hvor siges det, at løsningen er sur? )
• @KT Jeg er ikke helt sikker på mekanismen her, men mit bedste gæt er faktisk, at det er en blanding af begge dele: Hydroxylionerne fra dissocierede $ \ ce {H2O} $ -molekyler fæstner sig til aluminiumet og skifter ligevægten af auto-dissociation, mens andre vandmolekyler binder sig til aluminiumet og gradvist kaster deres protoner væk. Bemærk dog, at ligningen ovenfor er en ligning, der opsummerer mange reaktioner, men ikke ‘ t giver nogen information om ligevægtstilstanden. I sidste ende vil du have en løsning på $ \ ce {[Al (H2O) 4] ^ {3 +}} $, $ \ ce {[Al (H2O) 3OH] ^ {2 +}} $
• $ \ ce {[Al (H2O) 2 (OH) 2] ^ +} $, $ \ ce {[Al (H2O) (OH) 3]} $ og $ \ ce {[Al (OH ) 4] -} $ samt din $ \ ce {Cl -} $, $ \ ce {H +} $ -ioner.

Når du tilføjer $ \ ce {AlCl3} $ til vand, finder en reaktion sted:

$$ \ ce {AlCl3 + H2O < = > Al (OH) 3 + HCl} $$

Men vent, nu har jeg en syre, dvs. saltsyre ($ \ ce {HCl} $) og sandsynligvis en base ($ \ ce {Al (OH) 3} $). Tæt nok, men $ \ ce {Al (OH) 3} $ er faktisk amfoterisk i naturen, hvilket betyder, at den kan opføre sig både som en syre og en base.

Tænk på det som en tenniskamp, på den ene side har du en stærk spiller (Novak Djokovic, Roger Federer eller Rafael Nadal – du hedder det) og på den anden side har du en teenager, der næppe har kendt tennis i en måned. Den stærke spiller vinder helt sikkert. Men hvilken af de to er den stærke spiller i vores sag?

Hvis du gætter på, at det er $ \ ce {HCl} $, giver jeg dig point. Jeg tror, $ \ ce {Al (OH) 3} $ er dobbeltindstillet , det ved det ikke helt sikkert, om det vil fungere som en syre eller en base.$ \ ce {HCl} $ på den anden side ved at det er en stærk syre. $ \ ce {HCl} $ vinder spillet og gør løsningen sur, og pH falder derefter.

Kommentarer

• Hej Berry, tak for dit meget sjove at læse og pædagogiske svar! Faktisk var min tankeproces ens (selvom jeg ikke sagde dette i indlægget): Tilføjelse af AlCl3 til vand danner HCl, som er en syre. Men da det er en stærk syre, adskilles den fuldstændigt i opløsning, så jeg forstår ikke ‘ hvorfor tilstedeværelsen af Cl gør en forskel for pH? Med andre ord, før der blev tilføjet AlCl3, var der et bestemt antal H + -ioner, og efter at der stadig er så mange ioner tilbage. Hvorfor ændres pH?
• @berryholmes Faktisk godt svar, nogen journalhenvisning til denne opførsel af AlCl3? Hvad ‘ er din mening om LaCl3 i vand (aq) og dets pH? Kan du kommentere pH i LaCl3 i vand og pKa i La (OH) 3? Fordi LaCl3 (aq) hurtigt danner La (OH) 3 percipient.

Først og fremmest $ \ ce {Al ^ 3 +} $ adskiller sig fra $ \ ce {Cl ^ -} $ i vand på grund af saltets natur (ved ikke hvorfor, de andre svar har inkluderet dette tror jeg).

Fordi i vand omgiver $ \ ce {Al ^ 3 +} $ ion sig med $ \ ce {H2O} $ -molekyler, hvor de delvist positivt ladede H-atomer er vendt mod $ \ ce {Al ^ 3 +} $.

Med tilstrækkelig elektrisk kraft, der trækker alle $ \ ce {H2O} $ -atomer ind, vil der være så mange H2O-molekyler, der omgiver $ \ ce {Al ^ 3 +} $, alt sammen trækkes ind af den positive ladning, at molekylerne er for tæt på hinanden, og til sidst piskes en af $ \ ce {H ^ +} $ -ionerne ud af denne “$ \ ce {H2O} $ -cirkel”.

Så $ \ ce {[Al (H2O) 6] ^ 3 +} $ bliver $ \ ce {[Al (H2O) 5 (OH)] ^ 2 +} $ + $ \ ce {H ^ +} $

Ikke alle $ \ ce {[Al (H2O) 6] ^ 3 +} $ “s udfører denne handling, og derfor er den, ligesom alle metal aquo-komplekser, en svag syre. For eksempel fungerer det også med $ \ ce {Fe ^ 3 +} $.

Kommentarer

• Hej, tak for dit svar. Jeg har dog nogle spørgsmål: 1) Hvordan ændrer Al, der danner et kompleks med H2O-ligander, pH? 2) Jeg forstår ikke ‘ hvad du mener med ” metaller er alle svage syrer “. Tak for dit svar, min viden er også på ungdomsskoleniveau.
• @ K.T. 1) fordi der er så mange H2O-molekyler, der omgiver Al3 +, som alle trækkes ind af den positive ladning, at molekylerne er for tæt sammen, og til sidst piskes en af H + -ionerne ud (vil redigere denne bit i) 2) alle positive metalioner er svage syrer, det ‘ er bare en kendsgerning, og det ‘ er en forklaring på ” gør nogle gange ” bit før parenteserne.
• @airhuff ty til redigering, havn ‘ t fik en anelse om, hvordan man laver abonnement og overskrift.
• Intet problem. Se dette for en diskussion / vejledning om, hvordan du bruger MathJax-formatering til kemiske og matematiske ligninger og lignende. Det ‘ er en ret lille læringskurve;)
• ” don ‘ t ved hvorfor, de andre svar har inkluderet dette, jeg tror ” Svarer du ud fra andre svar på spørgsmålet? Se dette for hvorfor ioner splittes: en.m.wikipedia.org/wiki/Dissociation_(chemistry)