Se aggiungi AlCl3 allacqua, perché il pH diminuisce?

Una reazione più chiara oltre alla Berry Holmes “risposta :

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

Il motivo per cui ciò accade è lacidità di Lewis di $ \ ce {Al ^ 3 +} $ così come la maggiore affinità per $ \ ce {OH -} $ ioni rispetto a $ \ ce {Cl -} $.

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• Lequilibrio di dissociazione del complesso ha vinto ‘ t arrivare così lontano, ricordatelo ‘ s soluzione acida Daniel La risposta di ‘ ha ragione.
• Ciao tillyboy, grazie per la tua risposta! In questo momento, ho 2 risposte e non sono sicuro che siano in conflitto. Potrebbe chiarisci così il seguente pensiero: lalluminio forma direttamente il complesso Al (OH) 4 o forma prima Al (H2O) 4 che poi rilascia lH + per formare A l (H2O) 3 (OH) e così via fino al rilascio di 4 protoni? Grazie mille ancora.
• @Mithoron: Bene, questa è lequazione generale della reazione completa. Ovviamente quella reazione consiste in molti passaggi individuali con la propria costante di equilibrio. Potresti determinare attraverso calcoli termodinamici dove sono gli equilibri delle reazioni dei singoli costituenti, anche se sono un po pigro per condurre detti calcoli: P (In realtà dopo aver riletto la domanda due volte, dove si dice, che la soluzione è acida? )
• @KT Non sono del tutto sicuro del meccanismo qui, ma la mia ipotesi migliore è in realtà che sia una miscela di entrambi: gli ioni idrossili delle molecole $ \ ce {H2O} $ dissociate si attaccano allalluminio, spostando lequilibrio dellauto-dissociazione, mentre altre molecole dacqua si attaccano allalluminio, gettando via gradualmente i loro protoni. Si noti tuttavia che lequazione precedente è unequazione che riassume molte reazioni ma ‘ non fornisce alcuna informazione sullo stato di equilibrio. Alla fine ti rimarrà una soluzione di $ \ ce {[Al (H2O) 4] ^ {3 +}} $, $ \ ce {[Al (H2O) 3OH] ^ {2 +}} $
• $ \ ce {[Al (H2O) 2 (OH) 2] ^ +} $, $ \ ce {[Al (H2O) (OH) 3]} $ e $ \ ce {[Al (OH) ) 4] -} $, così come i tuoi $ \ ce {Cl -} $, $ \ ce {H +} $ ioni.

Quando aggiungi $ \ ce {AlCl3} $ allacqua, si verifica una reazione:

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

Ma aspetta, ora ho un acido, cioè acido cloridrico ($ \ ce {HCl} $) e probabilmente una base ($ \ ce {Al (OH) 3} $). Abbastanza vicino, ma $ \ ce {Al (OH) 3} $ in realtà è anfotero in natura, il che significa che può comportarsi sia come acido che come base.

Pensalo come una partita di tennis, da un lato hai un giocatore forte (Novak Djokovic, Roger Federer o Rafael Nadal – lo chiami) e dallaltra parte hai un adolescente che conosce a malapena il tennis da un mese. Di sicuro, il giocatore forte vincerà. Ma quale dei due è il giocatore forte in il nostro caso?

Se “supponi che sia $ \ ce {HCl} $, ti darò dei punti. Penso che $ \ ce {Al (OH) 3} $ sia di mentalità doppia , non sa per certo se agirà come un acido o una base.$ \ ce {HCl} $ daltra parte sa che è un acido forte. $ \ ce {HCl} $ vince la partita, rendendo la soluzione acida e quindi il pH diminuisce.

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• Ciao Berry, grazie per la tua molto divertente lettura e risposta pedagogica! In effetti, il mio processo di pensiero era simile (anche se non lho affermato nel post): laggiunta di AlCl3 allacqua forma HCl, che è un acido. Tuttavia, essendo un acido forte, è completamente dissociato in soluzione, quindi ‘ non capisco perché la presenza di Cl fa differenza per il pH? In altre parole, prima di aggiungere AlCl3, cera un certo numero di ioni H +, e dopo sono rimasti ancora questi molti ioni. Perché il pH cambia?
• @berryholmes Davvero unottima risposta, qualsiasi riferimento di giornale a questo comportamento di AlCl3? Qual è ‘ la tua opinione su LaCl3 in acqua (aq) e il suo pH? Puoi commentare il pH di LaCl3 in acqua e pKa di La (OH) 3? Perché LaCl3 (aq) forma rapidamente il percipiente La (OH) 3.

Prima di tutto, $ \ ce {Al ^ 3 +} $ si separerà da $ \ ce {Cl ^ -} $ in acqua, a causa della natura di questo sale (non so perché, le altre risposte lo hanno incluso credo).

Perché in acqua, lo ione $ \ ce {Al ^ 3 +} $ si circonda di molecole $ \ ce {H2O} $, con gli atomi di H parzialmente caricati positivamente rivolti verso $ \ ce {Al ^ 3 +} $.

Con una forza elettrica sufficiente a trascinare tutti gli atomi di $ \ ce {H2O} $, ci saranno così tante molecole di H2O che circondano $ \ ce {Al ^ 3 +} $, tutto viene attirato dalla carica positiva, che le molecole sono troppo vicine tra loro, e alla fine uno degli $ \ ce {H ^ +} $ ioni viene tirato fuori da questo “$ \ ce {H2O} $ cerchio”.

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

Non tutti i $ \ ce {[Al (H2O) 6] ^ 3 +} $ “s eseguiranno questa azione, e quindi, come tutti gli aquo complessi metallici, è un acido debole. Ad esempio, funziona anche con $ \ ce {Fe ^ 3 +} $.

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• Ciao, grazie per la tua risposta. Tuttavia, ho alcune domande: 1) In che modo Al che forma un complesso con ligandi di H2O altera il pH? 2) Non ‘ per capire cosa intendi per ” i metalli sono tutti acidi deboli “. Grazie per la tua risposta, anche la mia conoscenza è allincirca a livello di scuola secondaria.
• @ K.T. 1) perché ci sono così tante molecole di H2O che circondano Al3 +, tutte attirate dalla carica positiva, che le molecole sono troppo vicine tra loro, e alla fine uno degli ioni H + viene estratto (modificherà questo bit in) 2) tutto Gli ioni metallici positivi sono acidi deboli, ‘ è solo un dato di fatto e ‘ è una spiegazione al ” a volte ” bit prima delle parentesi.
• @airhuff ty per la modifica, haven ‘ Non ho la più pallida idea di come fare pedice e apice.
• Nessun problema. Vedi questo per una discussione / tutorial su come usare la formattazione MathJax per equazioni chimiche e matematiche e simili. ‘ una curva di apprendimento piuttosto piccola;)
• ” don ‘ Non so perché, le altre risposte hanno incluso questo Credo ” rispondi in base ad altre risposte alla domanda? Vedi questo per capire perché gli ioni si dividono: en.m.wikipedia.org/wiki/Dissociation_(chemistry)