6.8: Acidobazické vlastnosti roztoků solí

\

V závislosti na acidobazických vlastnostech jednotlivých iontů se však sůl může rozpouštět ve vodě za vzniku neutrálního, zásaditého nebo kyselého roztoku.

Při rozpuštění soli, například \(NaCl\), ve vodě vznikají ionty \(Na^+_{(aq)}\) a \(Cl^-_{(aq)}\). Podle Lewisova přístupu lze iont \(Na^+\) považovat za kyselinu, protože je akceptorem elektronového páru, ačkoli jeho nízký náboj a relativně velký poloměr z něj činí velmi slabou kyselinu. Iont \(Cl^-\) je konjugovanou zásadou silné kyseliny \(HCl\), takže v podstatě nemá zásaditý charakter. Proto nemá rozpuštění \(NaCl\) ve vodě žádný vliv na \(pH\) roztoku a roztok zůstává neutrální.

Nyní porovnejme toto chování s chováním vodných roztoků kyanidu draselného a octanu sodného. Kationty (\(K^+\) a \(Na^+\)) opět nemají v podstatě kyselý charakter, ale anionty (\(CN^-\) a \(CH_3CO_2^-\)) jsou slabé zásady, které mohou reagovat s vodou, protože jsou konjugovanými zásadami slabých kyselin \(HCN\) a kyseliny octové.

Žádná z těchto reakcí neprobíhá příliš vpravo, jak je zapsáno, protože je upřednostňována tvorba slabšího páru kyseliny a zásady. Jak \(HCN\), tak kyselina octová jsou silnější kyseliny než voda a hydroxid je silnější zásada než octan nebo kyanid, takže v obou případech leží rovnováha vlevo. Nicméně každá z těchto reakcí vytváří dostatečné množství hydroxidových iontů, aby vznikl zásaditý roztok. Například hodnota \(pH\) 0,1 M roztoku octanu sodného nebo kyanidu draselného při teplotě 25 °C je 8,8, resp. 11,1. Z tabulky \(\PageIndex{1}\) a obrázku \(\PageIndex{1}\) vidíme, že \(CN^-\) je silnější zásada (\(pK_b = 4,79\) než octan (\(pK_b = 9.24\), což odpovídá tomu, že \(KCN\) vytváří zásaditější roztok než octan sodný při stejné koncentraci.

Naopak konjugovaná kyselina slabé zásady by měla být slabou kyselinou (rovnice \(\ref{16,2}\)). Například chlorid amonný a pyridiniumchlorid jsou soli vzniklé reakcí amoniaku a pyridinu s \(HCl\). Jak již víte, chloridový iont je tak slabá báze, že nereaguje s vodou. Naproti tomu kationty obou solí jsou slabé kyseliny, které reagují s vodou takto:

Rovnice \(\ref{16.2}\) ukazuje, že \(H_3O^+\) je silnější kyselina než \(NH_4^+\) nebo \(C_5H_5NH^+\), a naopak, amoniak i pyridin jsou silnější zásady než voda. Rovnováha bude proto v obou případech ležet daleko vlevo, ve prospěch slabšího páru kyselina-látka. Koncentrace \(H_3O^+\) vznikající při reakcích je však dostatečně velká na to, aby výrazně snížila \(pH\) roztoku: \(pH\) 0,10 M roztoku chloridu amonného nebo pyridiniumchloridu při 25 °C je 5,13, resp. 3,12. To je v souladu s údaji uvedenými na obrázku 16.2, které naznačují, že pyridiniový ion je kyselejší než amonný ion.

Co se děje s vodnými roztoky soli, jako je octan amonný, kde kationt i aniont mohou samostatně reagovat s vodou za vzniku kyseliny, resp. zásady? Podle obrázku 16.10 amonný ion sníží hodnotu \(pH\), zatímco podle rovnice \(\ref{16.3}\) octanový ion zvýší hodnotu \(pH\). Tento konkrétní případ je neobvyklý, protože kationt je stejně silná kyselina jako aniont je zásada (pKa ≈ pKb). V důsledku toho se oba účinky ruší a roztok zůstává neutrální. U solí, ve kterých je kationt silnější kyselinou než aniont zásadou, má výsledný roztok hodnotu \(pH\) < 7,00. Naopak, pokud je kationt slabší kyselinou než aniont zásadou, výsledný roztok má \(pH\) > 7,00.

Roztoky jednoduchých solí kovových iontů mohou být také kyselé, i když kovový iont nemůže darovat proton přímo vodě za vzniku \(H_3O^+\). Místo toho může kovový ion působit jako Lewisova kyselina a interagovat s vodou, Lewisovou zásadou, koordinací s osamělým párem elektronů na atomu kyslíku za vzniku hydratovaného kovového iontu (část a) na obrázku \(\PageIndex{1}\)). Molekula vody koordinovaná s kovovým iontem je kyselejší než volná molekula vody ze dvou důvodů. Za prvé, odpudivé elektrostatické interakce mezi kladně nabitým kovovým iontem a částečně kladně nabitými atomy vodíku koordinované molekuly vody usnadňují koordinované vodě ztrátu protonu.

Druhé, kladný náboj iontu \(Al^{3+}\) přitahuje elektronovou hustotu z atomů kyslíku molekul vody, což snižuje elektronovou hustotu ve vazbách \(\ce{O-H}\), jak ukazuje část b) na obrázku \(\PageIndex{1}\). S menší elektronovou hustotou mezi atomy \(O\) a atomy H jsou vazby \(\ce{O-H}\) slabší než ve volné molekule \(H_2O\), což usnadňuje ztrátu iontu \(H^+\).

Velikost tohoto účinku závisí na následujících dvou faktorech (obrázek \(\PageIndex{2}\)):

1. Náboj na iontu kovu. Dvousložkový ion (\(M^{2+}\)) má přibližně dvakrát silnější vliv na elektronovou hustotu v koordinované molekule vody než jednosložkový ion (\(M^+\)) o stejném poloměru.
2. Poloměr iontu kovu. Pro ionty kovů se stejným nábojem platí, že čím menší je ion, tím kratší je mezijaderná vzdálenost k atomu kyslíku molekuly vody a tím větší je vliv kovu na rozložení elektronové hustoty v molekule vody.

Vodné roztoky malých, vysoce nabitých iontů kovů, jako jsou \(Al^{3+}\) a \(Fe^{3+}\), jsou tedy kyselé:

\^{3+}_{(aq)} \rightleftharpoons ^{2+}_{(aq)}+H^+_{(aq)} \label{16.36}\]

Iont \(^{3+}\) má \(pK_a\) 5,0, takže je téměř stejně silnou kyselinou jako kyselina octová. Vzhledem k oběma dříve popsaným faktorům je nejdůležitějším parametrem pro předpověď vlivu iontu kovu na kyselost koordinovaných molekul vody poměr náboje a poloměru iontu kovu. Řada dvojic kovových iontů, které leží na diagonální přímce periodické tabulky, například \(Li^+\) a \(Mg^{2+}\) nebo \(Ca^{2+}\) a \(Y^{3+}\), má různé velikosti a náboje, ale podobný poměr náboje k poloměru. V důsledku toho mají tyto dvojice kovových iontů podobný vliv na kyselost koordinovaných molekul vody a často vykazují i další významné chemické podobnosti.

Roztoky malých, vysoce nabitých kovových iontů ve vodě jsou kyselé.

Reakce, jako jsou ty, o kterých pojednává tento oddíl, při nichž sůl reaguje s vodou za vzniku kyselého nebo zásaditého roztoku, se často nazývají hydrolýzní reakce. Používání samostatného názvu pro tento typ reakcí je nešťastné, protože naznačuje, že jsou nějak odlišné. Ve skutečnosti jsou hydrolýzní reakce pouze acidobazické reakce, při nichž je kyselina kationtem nebo zásada aniontem; řídí se stejnými principy a pravidly jako všechny ostatní acidobazické reakce.

Hydrolýzní reakce je acidobazická reakce.

.