Hvis du tilfører AlCl3 til vann, hvorfor synker pH?

En mer avklart reaksjon i tillegg til Berry Holmes «svar :

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

Årsaken til at dette skjer er Lewis-surhet på $ \ ce {Al ^ 3 +} $ samt høyere affinitet for $ \ ce {OH -} $ ioner sammenlignet med $ \ ce {Cl -} $.

Kommentarer

• Likevekt for dissosiasjon av komplekse vant ‘ t komme så langt her, husk det ‘ s sur løsning Daniel ‘ s svar får dette riktig.
• Hei tillyboy, takk for svaret! Akkurat nå har jeg to svar, og jeg er ikke sikker på om de kommer i konflikt. du avklarer dermed følgende tanke: Danner aluminium direkte Al (OH) 4-komplekset, eller danner det først Al (H2O) 4 som deretter frigjør H + for å danne A l (H2O) 3 (OH) og så videre til 4 protoner frigjøres? Tusen takk igjen.
• @Mithoron: Vel, det er den generelle ligningen for den fullstendige reaksjonen. Den reaksjonen består selvfølgelig av mange individuelle trinn med sin egen likevektskonstant. Du kan bestemme gjennom termodynamiske beregninger hvor likevekten til de enkelte reaksjonene er, selv om jeg er lat til å utføre disse beregningene: P (Egentlig etter å ha lest spørsmålet to ganger, hvor er det sagt, at løsningen er sur? )
• @KT Jeg er ikke helt sikker på mekanismen her, men min beste gjetning er faktisk at det er en blanding av begge deler: Hydroksylionene fra dissosierte $ \ ce {H2O} $ -molekyler fester seg til aluminiumet, og forskyver likevekten av auto-dissosiasjon, mens andre vannmolekyler fester seg til aluminiumet, og kaster gradvis protonene sine. Vær imidlertid oppmerksom på at ligningen over er en ligning som oppsummerer mange reaksjoner, men ikke ‘ t gir noen informasjon om likevektstilstanden. Til slutt vil du sitte igjen med en løsning av $ \ 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 $ \ ce {Cl -} $, $ \ ce {H +} $ -ioner.

Når du legger til $ \ ce {AlCl3} $ til vann, finner en reaksjon sted:

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

Men vent, nå har jeg en syre, dvs. saltsyre ($ \ ce {HCl} $) og sannsynligvis en base ($ \ ce {Al (OH) 3} $). Nær nok, men $ \ ce {Al (OH) 3} $ er faktisk amfoterisk i naturen, noe som betyr at den kan oppføre seg både som en syre og en base.

Tenk på det som en tenniskamp, på den ene siden har du en sterk spiller (Novak Djokovic, Roger Federer eller Rafael Nadal – du heter det) og på den andre siden har du en tenåring som knapt har kjent tennis på en måned. Sikkert, den sterke spilleren kommer til å vinne. Men hvem av de to er den sterke spilleren i saken vår?

Hvis du gjetter at det er $ \ ce {HCl} $, vil jeg gi deg poeng. Jeg tror $ \ ce {Al (OH) 3} $ er dobbeltsinnet , det vet ikke sikkert om det kommer til å fungere som en syre eller en base.$ \ ce {HCl} $ derimot vet at det er en sterk syre. $ \ ce {HCl} $ vinner spillet, gjør løsningen sur og så, pH synker.

Kommentarer

• Hei Berry, takk for veldig morsomt å lese og pedagogisk svar! Faktisk var tankeprosessen min lignende (selv om jeg ikke oppga dette i innlegget): Tilsetning av AlCl3 til vann danner HCl, som er en syre. Men siden det er en sterk syre, er den fullstendig dissosiert i løsning, så jeg forstår ikke ‘ hvorfor tilstedeværelsen av Cl gjør en forskjell i pH? Med andre ord, før det ble tilsatt AlCl3, var det et visst antall H + -ioner, og etter at det fortsatt er så mange ioner igjen. Hvorfor endres pH?
• @berryholmes Faktisk godt svar, noen referanser til denne oppførselen til AlCl3? Hva ‘ er din mening om LaCl3 i vann (aq) og dets pH? Kan du kommentere pH i LaCl3 i vann og pKa i La (OH) 3? Fordi LaCl3 (aq) raskt danner La (OH) 3 percipient.

Først og fremst $ \ ce {Al ^ 3 +} $ vil skille seg fra $ \ ce {Cl ^ -} $ i vann, på grunn av naturen til dette saltet (vet ikke hvorfor, de andre svarene har inkludert dette tror jeg).

Fordi i vann omgir $ \ ce {Al ^ 3 +} $ ion seg med $ \ ce {H2O} $ molekyler, med de delvis positivt ladede H-atomene vendt mot $ \ ce {Al ^ 3 +} $.

Med nok elektrisk kraft til å trekke alle $ \ ce {H2O} $ -atomer inn vil det være så mange H2O-molekyler som omgir $ \ ce {Al ^ 3 +} $, alt blir trukket inn av den positive ladningen, at molekylene er for tett sammen, og til slutt piskes en av $ \ ce {H ^ +} $ -ionene ut av denne «$ \ ce {H2O} $ -sirkelen».

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

Ikke alle $ \ ce {[Al (H2O) 6] ^ 3 +} $ «s vil utføre denne handlingen, og derfor er den, som alle metall aquo-komplekser, en svak syre. For eksempel fungerer det også med $ \ ce {Fe ^ 3 +} $.

Kommentarer

• Hei, takk for svaret. Imidlertid har jeg noen spørsmål: 1) Hvordan endrer Al som danner et kompleks med H2O-ligander pH? 2) Jeg forstår ikke ‘ t hva du mener med » metaller er alle svake syrer «. Takk for svaret, min kunnskap er også på ungdomsskolenivå.
• @ K.T. 1) fordi det er så mange H2O-molekyler som omgir Al3 +, som alle trekkes inn av den positive ladningen, at molekylene er for tett sammen, og til slutt blir en av H + -ionene pisket ut (vil redigere denne biten i) 2) alle positive metallioner er svake syrer, det ‘ er bare et faktum, og det ‘ er en forklaring på » gjør noen ganger » litt før parentesene.
• @airhuff ty for redigeringen, har ‘ t fikk en anelse om hvordan man gjør abonnement og overskrift.
• Ikke noe problem. Se dette for en diskusjon / veiledning om hvordan du bruker MathJax-formatering for kjemiske og matematiske ligninger og slikt. Det ‘ er en ganske liten læringskurve;)
• » don ‘ t vet hvorfor, de andre svarene har tatt med dette tror jeg » Svarer du basert på andre svar på spørsmålet? Se dette for hvorfor ioner splittes: en.m.wikipedia.org/wiki/Dissociation_(chemistry)