Als je AlCl3 aan water toevoegt, waarom daalt de pH dan?

Een meer verduidelijkte reactie naast Berry Holmes “antwoord :

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

De reden dat dit gebeurt, is de Lewis-zuurgraad van $ \ ce {Al ^ 3 +} $ evenals de hogere affiniteit voor $ \ ce {OH -} $ ionen in vergelijking met $ \ ce {Cl -} $.

Opmerkingen

• Evenwicht van dissociatie van complex zal ‘ niet zover komen, onthoud het ‘ s zure oplossing Daniel ‘ s antwoord klopt.
• Hallo tillyboy, bedankt voor je antwoord! Op dit moment heb ik twee antwoorden en ik weet niet zeker of ze conflicteren. je verduidelijkt daarmee de volgende gedachte: Vormt aluminium direct het Al (OH) 4-complex of vormt het eerst Al (H2O) 4, dat vervolgens de H + vrijgeeft om A te vormen l (H2O) 3 (OH) enzovoort tot er 4 protonen vrijkomen? Nogmaals hartelijk dank.
• @Mithoron: Nou, dat is de algemene vergelijking van de volledige reactie. Die reactie bestaat natuurlijk uit veel individuele stappen met hun eigen evenwichtsconstante. Je zou door middel van thermodynamische berekeningen kunnen bepalen waar de evenwichten van de individuele samenstellende reacties zijn, hoewel ik veel te lui ben om die berekeningen uit te voeren: P (Eigenlijk, na twee keer herlezen van de vraag, waar staat er dat de oplossing zuur is? )
• @KT Ik ben hier niet helemaal zeker van het mechanisme, maar mijn beste gok is eigenlijk dat het een combinatie is van beide: de hydroxylionen van gedissocieerde $ \ ce {H2O} $ moleculen hechten zich aan het aluminium, waardoor het evenwicht van auto-dissociatie verschuift, terwijl andere watermoleculen zich hechten aan het aluminium en geleidelijk hun protonen weggooien. Merk echter op dat de bovenstaande vergelijking een vergelijking is die veel reacties opsomt, maar ‘ geen informatie geeft over de evenwichtstoestand. Uiteindelijk blijft er een oplossing over van $ \ ce {[Al (H2O) 4] ^ {3 +}} $, $ \ ce {[Al (H2O) 3OH] ^ {2 +}} $
• $ \ ce {[Al (H2O) 2 (OH) 2] ^ +} $, $ \ ce {[Al (H2O) (OH) 3]} $ en $ \ ce {[Al (OH ) 4] -} $, evenals uw $ \ ce {Cl -} $, $ \ ce {H +} $ ionen.

Wanneer u $ \ ce {AlCl3} $ aan water toevoegt, vindt er een reactie plaats:

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

Maar wacht, nu heb ik een zuur, dwz zoutzuur ($ \ ce {HCl} $) en waarschijnlijk een basis ($ \ ce {Al (OH) 3} $). Dichtbij genoeg, maar $ \ ce {Al (OH) 3} $ is eigenlijk amfoteer van aard, wat betekent dat het zich zowel als zuur als als basis kan gedragen.

Zie het als een tenniswedstrijd, aan de ene kant heb je een sterke speler (Novak Djokovic, Roger Federer of Rafael Nadal – noem maar op) en aan de andere kant heb je een tiener die al een maand nauwelijks tennis kent. De sterke speler gaat zeker winnen. Maar wie van de twee is de sterke speler in onze zaak?

Als je denkt dat het $ \ ce {HCl} $ is, geef ik je punten. Ik denk dat $ \ ce {Al (OH) 3} $ dubbelzinnig is, het weet niet zeker of het zal werken als een zuur of een base.$ \ ce {HCl} $ aan de andere kant weet dat het een sterk zuur is. $ \ ce {HCl} $ wint het spel, waardoor de oplossing zuur wordt en dus de pH daalt.

Opmerkingen

• Hoi Berry, bedankt voor je erg leuk om te lezen en pedagogisch antwoord! In feite was mijn denkproces vergelijkbaar (hoewel ik dit niet in de post heb gezegd): door AlCl3 aan water toe te voegen, vormt HCl, wat een zuur is. Omdat het echter een sterk zuur is, is het volledig gedissocieerd in oplossing, dus ik begrijp niet ‘ waarom de aanwezigheid van Cl een verschil maakt voor de pH? Met andere woorden, voordat AlCl3 werd toegevoegd, was er een bepaald aantal H + -ionen, en daarna zijn er nog steeds zoveel ionen over. Waarom verandert de pH?
• @berryholmes Inderdaad geweldig antwoord, elke verwijzing in het tijdschrift naar dit gedrag van AlCl3? Wat is ‘ is jouw mening over LaCl3 in water (aq) en de pH ervan? Kunt u iets zeggen over de pH van LaCl3 in water en pKa van La (OH) 3? Omdat LaCl3 (aq) snel La (OH) 3-percipient vormt.

Allereerst $ \ ce {Al ^ 3 +} $ zal zichzelf scheiden van $ \ ce {Cl ^ -} $ in water, vanwege de aard van dit zout (weet niet waarom, de andere antwoorden bevatten dit geloof ik).

Omdat in water het $ \ ce {Al ^ 3 +} $ ion zichzelf omringt met $ \ ce {H2O} $ moleculen, waarbij de gedeeltelijk positief geladen H-atomen naar de $ \ ce {Al ^ 3 +} $.

Met voldoende elektrische kracht die alle $ \ ce {H2O} $ -atomen naar binnen trekt, zullen er zoveel H2O-moleculen zijn rond de $ \ ce {Al ^ 3 +} $, die allemaal naar binnen worden getrokken door de positieve lading, dat de moleculen te dicht bij elkaar staan, en uiteindelijk wordt een van de $ \ ce {H ^ +} $ -ionen uit deze “$ \ ce {H2O} $ cirkel” geslagen.

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

Niet alle $ \ ce {[Al (H2O) 6] ^ 3 +} $ “s zullen deze actie uitvoeren, en daarom is het, zoals alle metalen aquocomplexen, een zwak zuur. Het werkt bijvoorbeeld ook met $ \ ce {Fe ^ 3 +} $.

Reacties

• Hallo, bedankt voor je antwoord. Ik heb echter enkele vragen: 1) Hoe verandert Al dat een complex vormt met H2O-liganden de pH? 2) Ik begrijp niet ‘ wat je bedoelt met ” metalen zijn allemaal zwakke zuren “. Bedankt voor je antwoord, ik heb ook ongeveer een middelbare school kennis.
• @ K.T. 1) omdat er zoveel H2O-moleculen rond het Al3 + zijn, die allemaal worden aangetrokken door de positieve lading, dat de moleculen te dicht bij elkaar zijn, en uiteindelijk wordt een van de H + -ionen eruit geslagen (zal dit bit in bewerken) 2) alle positieve metaalionen zijn zwakke zuren, het ‘ is gewoon een feit, en het ‘ is een verklaring voor de ” doe soms ” bit vóór de haakjes.
• @airhuff ty voor de bewerking, plaats ‘ t heeft een idee hoe je subscript en superscript moet maken.
• Geen probleem. Zie dit voor een discussie / tutorial over het gebruik van MathJax-opmaak voor chemische en wiskundige vergelijkingen en dergelijke. Het ‘ is een vrij kleine leercurve;)
• ” don ‘ weet niet waarom, de andere antwoorden bevatten dit denk ik ” Antwoordt u op basis van andere antwoorden op de vraag? Zie dit voor de reden waarom ionen splitsen: en.m.wikipedia.org/wiki/Dissociatie_(chemie)