Se você adicionar AlCl3 à água, por que o pH diminui?

Uma reação mais esclarecida além de Berry Holmes “resposta :

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

A razão disso acontecer é a acidez de Lewis de $ \ ce {Al ^ 3 +} $, bem como a maior afinidade para $ \ ce {OH -} $ íons em comparação com $ \ ce {Cl -} $.

Comentários

• Equilíbrio de dissociação de complexo não ‘ ir tão longe aqui, lembre-se dele ‘ solução ácida Daniel ‘ a resposta está correta.
• Olá tillyboy, obrigado pela sua resposta! No momento, tenho 2 respostas e não tenho certeza se há conflito. Poderia você, portanto, esclarece o seguinte pensamento: O alumínio forma diretamente o complexo Al (OH) 4 ou primeiro forma Al (H2O) 4 que então libera o H + para formar A l (H2O) 3 (OH) e assim por diante até que 4 prótons sejam liberados? Muito obrigado novamente.
• @Mithoron: Bem, essa é a equação geral da reação completa. É claro que essa reação consiste em muitos passos individuais com sua própria constante de equilíbrio. Você poderia determinar através de cálculos termodinâmicos onde estão os equilíbrios das reações constituintes individuais, embora eu seja muito preguiçoso para fazer esses cálculos: P (Na verdade, depois de reler a questão duas vezes, onde está dito que a solução é ácida? )
• @KT Não estou muito certo sobre o mecanismo aqui, mas meu melhor palpite é que na verdade é uma mistura de ambos: os íons hidroxila das moléculas dissociadas de $ \ ce {H2O} $ se ligam ao alumínio, mudando o equilíbrio da autodissociação, enquanto outras moléculas de água se ligam ao alumínio, gradualmente jogando fora seus prótons. Observe, entretanto, que a equação acima é uma equação que resume várias reações, mas não ‘ não fornece nenhuma informação sobre o estado de equilíbrio. No final, você ficará com uma solução de $ \ 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] -} $, bem como seus $ \ ce {Cl -} $, $ \ ce {H +} $ íons.

Quando você adiciona $ \ ce {AlCl3} $ à água, uma reação ocorre:

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

Mas espere, agora eu tenho um ácido, isto é, ácido clorídrico ($ \ ce {HCl} $) e provavelmente uma base ($ \ ce {Al (OH) 3} $). Perto o suficiente, mas $ \ ce {Al (OH) 3} $ é na verdade anfotérico por natureza, o que significa que pode se comportar tanto como ácido quanto como base.

Pense nisso como uma partida de tênis, por um lado você é um jogador forte (Novak Djokovic, Roger Federer ou Rafael Nadal – você escolhe) e do outro lado você tem um adolescente que mal conhece o tênis há um mês. Com certeza, o jogador forte vai ganhar. Mas qual dos dois é o jogador forte nosso caso?

Se você está calculando que seja $ \ ce {HCl} $, eu lhe darei pontos. Eu acho que $ \ ce {Al (OH) 3} $ tem uma mente dupla , não sei ao certo se vai agir como um ácido ou uma base.$ \ ce {HCl} $ por outro lado sabe que é um ácido forte. $ \ ce {HCl} $ ganha o jogo, tornando a solução ácida e, portanto, o pH diminui.

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• Olá Berry, obrigado pela sua leitura muito divertida e pela sua resposta pedagógica! Na verdade, meu processo de pensamento foi semelhante (embora eu não tenha afirmado isso no post): Adicionar AlCl3 à água forma HCl, que é um ácido. No entanto, como é um ácido forte, está completamente dissociado em solução, então não ‘ não entendo por que a presença de Cl faz diferença no pH? Em outras palavras, antes de adicionar AlCl3, havia um certo número de íons H +, e depois ainda havia muitos íons restantes. Por que o pH muda?
• @berryholmes De fato, ótima resposta, alguma referência de jornal a esse comportamento de AlCl3? Qual ‘ s sua opinião sobre o LaCl3 em água (aq) e seu pH? Você pode comentar sobre o pH do LaCl3 na água e o pKa do La (OH) 3? Porque LaCl3 (aq) forma rapidamente o percipiente La (OH) 3.

Em primeiro lugar, $ \ ce {Al ^ 3 +} $ irá se separar de $ \ ce {Cl ^ -} $ na água, devido à natureza deste sal (não sei por que, as outras respostas incluíram isso eu acredito).

Porque na água, o íon $ \ ce {Al ^ 3 +} $ envolve a si mesmo com moléculas $ \ ce {H2O} $, com os átomos de H parcialmente carregados positivamente voltados para $ \ ce {Al ^ 3 +} $.

Com força elétrica suficiente puxando todos os átomos de $ \ ce {H2O} $, haverá tantas moléculas de H2O em torno de $ \ ce {Al ^ 3 +} $, tudo sendo puxado pela carga positiva, que as moléculas estão muito próximas umas das outras e, eventualmente, um dos $ \ ce {H ^ +} $ íons é arrancado deste “círculo $ \ ce {H2O} $”.

Então $ \ ce {[Al (H2O) 6] ^ 3 +} $ se tornará $ \ ce {[Al (H2O) 5 (OH)] ^ 2 +} $ + $ \ ce {H ^ +} $

Nem todos os $ \ ce {[Al (H2O) 6] ^ 3 +} $ “s realizarão esta ação e, portanto, como todos os complexos aquosos metálicos, é um ácido fraco. Por exemplo, ele funciona com $ \ ce {Fe ^ 3 +} $ também.

Comentários

• Olá, obrigado por sua resposta. No entanto, tenho algumas dúvidas: 1) Como o Al formando um complexo com ligantes H2O altera o pH? 2) Não ‘ não entendo o que você quer dizer com ” metais são todos ácidos fracos “. Obrigado pela sua resposta, meu conhecimento é aproximadamente do nível do ensino médio também.
• @ K.T. 1) porque há tantas moléculas de H2O em torno do Al3 +, todas sendo puxadas pela carga positiva, que as moléculas estão muito próximas umas das outras e, eventualmente, um dos íons H + é retirado (editará este bit em) 2) todos íons metálicos positivos são ácidos fracos, ‘ s apenas um fato e ‘ s uma explicação para o ” às vezes ” pouco antes dos colchetes.
• @airhuff ty para a edição, tendo ‘ t tenho uma pista de como fazer subscrito e sobrescrito.
• Sem problemas. Veja isto para uma discussão / tutorial sobre como usar a formatação MathJax para equações químicas e matemáticas e outros. É ‘ uma curva de aprendizado bem pequena;)
• ” don ‘ não sei por quê, as outras respostas incluíram isso, creio ” Você responde com base em outras respostas à pergunta? Veja por que os íons se dividem: en.m.wikipedia.org/wiki/Dissociation_(chemistry)