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Hallo,

Ich möchte folgende Aufgabe lösen. Ich weiß aber nicht, wie ich die weiter lösen soll...


wie groß ist die Löslichkeit in mg/L von Al(OH)3 in einer 0,1 m AlCl3-Lösung? KL(Al(OH)3)= 10^-33.

Ich habe diese Aufgabe so gerechnet:

KL(Al(OH)3) = [Al3+] * [OH]^3

Die Konzentration von Al3+ beträgt 0,1 (aus der O,1 m AlCl3-Lösung).

10^-33 = 0,1 *[OH]3

Wie kann ich das weiter machen?

Das Problem ist komplex, denn eine AlCl3 Lösung ist sauer.
Gemäß: Al[H2O]63+ + H2O -> H3O+ + Al[(H2O)5OH]2+ mit pKs = 4,85
hätte eine 0,1 molare Lösung einen pH-Wert von 2,93 und damit eine c(OH-) von 8,51*10-12 mol/l
Setzt man das alles in das Löslichkeitsprodukt ein, wobei x dann die Löslichkeit des Al(OH)3 wäre:
(0,1+x)*(8,51*10-12)3 = 10-33 (mol/l)4
erhalte ich als x = 1,52 mol/l
Aber vielleicht ist meine Überlegung ja fehlerhaft...

Auwi hat geschrieben: (0,1+x)*(8,51*10-12)3 = 10-33 (mol/l)4
erhalte ich als x = 1,52 mol/l
Aber vielleicht ist meine Überlegung ja fehlerhaft...

Jedenfalls würde eine Sättigungskonzentration von 1,5 mol/L Al(OH)3 den pH - Wert der AlCl3 - Lösung nicht unverändert lassen...

Der Einwand ist berechtigt !
o.k. habe noch mal drüber nachgedacht. Durch die Löslichkeit des Al(OH)3 erhöht sich auch die Zahl der OH- Ionen, und zwar um den Faktor 3x
Wenn ich das in die Formel mit hineinnehme, sähe die wie folgt aus:
(0,1+x)*(8,51*10-12 + 3*x)3 = 10-33(mol/l)4Dann betrüge x = 4,35*10-12 mol/l
was einer Menge von 3,4*10-7 mg/L entspräche.

Aber ob die Rechnung überhaupt so funktioniert, oder ganz anders aussieht, überlasse ich mal anderen Experten !