Om du lägger till AlCl3 i vatten, varför minskar pH?

En tydligare reaktion förutom Berry Holmes ”svar :

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

Anledningen till att detta händer är Lewis-surhet på $ \ ce {Al ^ 3 +} $ samt högre affinitet för $ \ ce {OH -} $ joner jämfört med $ \ ce {Cl -} $.

Kommentarer

• Jämvikt mellan dissociation av komplexa kommer ’ t så långt här, kom ihåg det ’ s sur lösning Daniel ’ s svar får detta rätt.
• Hej tillyboy, tack för ditt svar! Just nu har jag två svar och jag är inte säker på om de strider. du klargör således följande tanke: Bildar aluminium direkt Al (OH) 4-komplexet eller bildar det först Al (H2O) 4 som sedan släpper ut H + för att bilda A l (H2O) 3 (OH) och så vidare tills 4 protoner släpps? Tack så mycket igen.
• @Mithoron: Det är den allmänna ekvationen för den fullständiga reaktionen. Naturligtvis består den reaktionen av många enskilda steg med sin egen jämviktskonstant. Du kan genom termodynamiska beräkningar avgöra var jämvikten i de enskilda ingående reaktionerna är, även om jag är lat för att göra nämnda beräkningar: P (Egentligen efter att ha läst igen frågan två gånger, där sägs det, att lösningen är sur? )
• @KT Jag är inte helt säker på mekanismen här, men min bästa gissning är faktiskt att det är en blandning av båda: Hydroxyljonerna från dissocierade $ \ ce {H2O} $ -molekyler fäster vid aluminiumet och förskjuter jämvikten mellan autodissociation, medan andra vattenmolekyler fäster vid aluminium och slänger gradvis bort sina protoner. Observera dock att ekvationen ovan är en ekvation som sammanfattar många reaktioner men inte ’ t ger någon information om jämviktstillståndet. Till slut kommer du att ha en lösning på $ \ ce {[Al (H2O) 4] ^ {3 +}} $, $ \ ce {[Al (H2O) 3OH] ^ {2 +}} $
• $ \ ce {[Al (H2O) 2 (OH) 2] ^ +} $, $ \ ce {[Al (H2O) (OH) 3]} $ och $ \ ce {[Al (OH ) 4] -} $, liksom din $ \ ce {Cl -} $, $ \ ce {H +} $ -joner.

När du lägger till $ \ ce {AlCl3} $ till vatten sker en reaktion:

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

Men vänta, nu har jag en syra, dvs saltsyra ($ \ ce {HCl} $) och troligen en bas ($ \ ce {Al (OH) 3} $). Nära nog, men $ \ ce {Al (OH) 3} $ är faktiskt amfoter i naturen, vilket betyder att den kan bete sig både som en syra och en bas.

Tänk på det som en tennismatch, på ena sidan har du en stark spelare (Novak Djokovic, Roger Federer eller Rafael Nadal – du heter det) och på andra sidan har du en tonåring som knappt har känt tennis på en månad. Visst kommer den starka spelaren att vinna. Men vilken av de två är den starkaste spelaren i vårt fall?

Om du gissar att det är $ \ ce {HCl} $, ger jag dig poäng. Jag tror att $ \ ce {Al (OH) 3} $ är dubbelsynt , det vet inte säkert om det kommer att fungera som en syra eller en bas.$ \ ce {HCl} $ å andra sidan vet att det är en stark syra. $ \ ce {HCl} $ vinner spelet, gör lösningen sur och så sjunker pH.

Kommentarer

• Hej Berry, tack för ditt mycket roliga att läsa och pedagogiska svar! Faktum är att min tankeprocess var liknande (även om jag inte angav detta i inlägget): Tillsats av AlCl3 till vatten bildar HCl, som är en syra. Eftersom det är en stark syra, dissocieras den dock helt i lösning, så jag förstår inte ’ varför närvaron av Cl gör skillnad på pH? Med andra ord, innan AlCl3 tillsattes fanns det ett visst antal H + -joner, och efter att det fortfarande finns så många joner kvar. Varför ändras pH?
• @berryholmes Faktiskt bra svar, någon journalreferens till detta beteende hos AlCl3? Vad ’ är din åsikt om LaCl3 i vatten (aq) och dess pH? Kan du kommentera pH i LaCl3 i vatten och pKa i La (OH) 3? Eftersom LaCl3 (aq) snabbt bildar La (OH) 3 percipient.

Först och främst $ \ ce {Al ^ 3 +} $ skiljer sig från $ \ ce {Cl ^ -} $ i vatten på grund av saltets natur (vet inte varför, de andra svaren har inkluderat detta tror jag).

Eftersom $ \ ce {Al ^ 3 +} $ ion i vatten omger sig med $ \ ce {H2O} $ -molekyler, med de delvis positivt laddade H-atomerna vända mot $ \ ce {Al ^ 3 +} $.

Med tillräcklig elektrisk kraft som drar in alla $ \ ce {H2O} $ -atomerna kommer det att finnas så många H2O-molekyler som omger $ \ ce {Al ^ 3 +} $, alla dras in av den positiva laddningen, att molekylerna är för nära varandra, och så småningom piskas en av $ \ ce {H ^ +} $ -jonerna ut ur denna ”$ \ ce {H2O} $ -cirkel”.

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

Inte alla $ \ ce {[Al (H2O) 6] ^ 3 +} $ ”s kommer att utföra denna åtgärd, och därför är den, liksom alla metall aquo-komplex, en svag syra. Det fungerar till exempel också med $ \ ce {Fe ^ 3 +} $.

Kommentarer

• Hej, tack för ditt svar. Men jag har några frågor: 1) Hur ändrar Al som bildar ett komplex med H2O-ligander pH? 2) Jag förstår inte ’ vad du menar med ” metaller är alla svaga syror ”. Tack för ditt svar, min kunskap är ungefär ungdomsnivå.
• @ K.T. 1) eftersom det finns så många H2O-molekyler som omger Al3 +, alla dras in av den positiva laddningen, att molekylerna är för nära varandra och så småningom piskas ut en av H + -jonerna (kommer att redigera denna bit i) 2) positiva metalljoner är svaga syror, det ’ är bara ett faktum, och det ’ är en förklaring till ” gör ibland ” bit innan parenteserna.
• @airhuff ty för redigeringen, har ’ t fick en aning om hur man gör prenumeration och superscript.
• Inga problem. Se detta för en diskussion / handledning om hur man använder MathJax-formatering för kemiska och matematiska ekvationer och liknande. Det ’ är en ganska liten inlärningskurva;)
• ” don ’ t vet varför, de andra svaren har inkluderat detta tror jag ” Svarar du baserat på andra svar på frågan? Se detta för varför joner delas upp: en.m.wikipedia.org/wiki/Dissociation_(chemistry)