Löslichkeit von Aluminiumhydroxid

[K€M1X]

ich habe da mal eine frage an euch.
wieviel mol aluminiumhydroxid lösen sich in einem liter wässriger lösung mit pH 4 und 25°C? ein lösungsweg wäre auch ganz nett
schonmal danke für eine antwort
mfg Kemix

[iTim]

Ich habe zwar ein Rechenergebnis aber ich weis nicht wirklich ob es stimmt.
Hast du denn schon etwas berechnet?
Mein Ergebnis: 0,0000522mol Al(OH)₃

mfg. Tim

[K€M1X]

nee ich habs eben noch nich berechnet.
irgendwie steh ich auf dem schlauch. wie ist denn dein lösungsweg?

[worldmaker]

Aus was besteht die "wässrige Lösung"?

Dann kannst es dir ausrechnen indem du schaust wieviel Gramm Aluminiumhydroxid in einem Liter Wasser sich löst.

Dann einfach das Wasser deiner Lösung bestimmen, Dreisatz und mithilfe vom Molekulargewicht das Mol ausrechnen

[K€M1X]

aus der aufgabenstellung ist das leider nicht zu entnehmen.
ich schätze einfach mal wasser, dass auf pH 4 angesäuert wurde.
aluminiumhydroxid is ja in wasser unlöslich (laut wiki 1,5 mg·l^-1)
es löst sich ja nur bei zugabe von säure oder lauge und da ist mein problem. ich habe keine ahnung wie ich das pH 4 in die rechnung mit einbaue.

[worldmaker]

Du bekommst durch den niedriegen pH-Wert mehr H⁺-Ionen und dadurch wird die Löslichkeit verbessert.

Anhand des pH-Wertes kannst du die Konzentration der H⁺ berechnen, frag mich jetzt aber bitte nicht wie, ich weiß es nimmer genau.


Es kann aber auch sein, dass ich vollkommen auf dem Holzweg bin [/sub]

[Bariumchlorid]

Ja worldmaker, das geht natürlich. Der pH-Wert ist der negative, dekadische Logarithmus der H⁺ Konzentration. Das heißt also 1 / 10^pH = c ( H⁺) .
In diesem Falle haben wir also 0,0001 mol/l Oxoniumionen in unserer Lösung. Das K__L__ von Aluminiumhydroxid ist laut Mortimer 5*10^-33 .
Nun würde ich sagen, dass das Aluminiumhydroxid quantitativ mit der Säure reagiert und dann noch in der neutralen Lösung sich das Aluminiumhydroxid normal löst.
Dabei sollte man zuerst berechnen, wie viel Aluminiumchlorid sich bildet : Al(OH)₃ + 3 H⁺ ---> Al³⁺ + 3 H₂O . Also haben wir nachher 0,0000333333... mol Aluminiumionen in der Lösung schwimmen. Deren Säurewirkung vernachlässigen wir mal.
Die schon gelösten Aluminiumionen beeinflussen natürlich auch die Löslichkeit des Aluminiumhydroxids. Da das Löslichkeitsprodukt, ausgehend vom Aluminium sich so berechnet :
KL = A * 3 A³ = 3 A⁴ . Man zieht nun die vierte Wurzel um auf die Konzentration von Aluminiumionen zu kommen, wobei 8*10^-9 rauskommt, das Ionenprodukt ist also überschritten und es lösen sich eben nur diese 0,003 mmol Aluminiumhydroxid.
Ob ich damit nun richtig liege bezweifle ich aber .

[K€M1X]

Also...ich hätte da vllt. nen Weg, aber ob der richtig ist weiß ich nicht.
Aluminiumhydroxid liegt ja in neutraler Lösung wie folgt vor: Al[(H₂O)₃(OH)₃]
Wenn nun H⁺-Ionen in sie Lösung gegeben werden, reagieren die ja mit dem Aluminiumhydroxid in der Lösung nach folgener Reaktionsgleichung

Al[(H₂O)₃(OH)₃] + H⁺ ---> Al[(H₂O)₄(OH)₂]⁺

Al[(H₂O)₄(OH)₂]⁺ ist ja löslich, aufgrund der echten Ladung. Da die Reaktion im Verhältnis 1:1 abläuft hätte ich jetzt gesagt, dass man die Stoffmenge der H⁺-Ionen ausrechnet und die dann mit dem gelösten Aluminiumhydroxid gleichsetzt.

Kann man das so rechnen?

[Bariumchlorid]

Unsere beiden Lösungswege gehen ja jeweils von zwei Extremen aus. Die Frage ist nun was bei pH4 vorliegt und ob das Aluminiumhydroxid neutralisiert...

[K€M1X]

Also gibs zu dieser Frage keine Antwort ^^