Proč Cu(NO3)2 reaguje slabě kysele v H2O?
Proč ve vodném roztoku Cu(NO3)2 reaguje kysele?
Když sám o sobě NO3- je nebazický anion?
A co si valastně můžu představit pod pojmem nebazickým aniotem?
Když sám o sobě NO3- je nebazický anion?
A co si valastně můžu představit pod pojmem nebazickým aniotem?
Odpovědi
Diskuze
Protože iont Cu(2+) hydrolyzuje podle rovnice Cu(2+) + 4H2O = Cu(OH)2 + 2H3O+.
Iont NO3- je iontem silné kyseliny, takže nehydrolyzuje.
Cu(OH)2 ve vodě disociuje ( jeho rozpustný podíl) podle rovnice:
Cu(OH)2 = Cu(2+) + 2OH-; Iont OH- je schopný vázat proton: OH- + H3O+ = 2H2O, je tedy ve smyslu Bronstedtovy teorie zásadou a společně s konjugovanou kyselinou, kterou je molekula vody, tvoří konjugovaný pár. Voda je amfolyt - chová se jako kyseliny i jako zásada:
2H2O = H3O+ + OH-; může tvořit dva konjugované páry kyselina/zásada:
H2O/OH- a H3O+/H2O.
Ale jiný příklad:
(CH3COO)2Cu - octan měďnatý:
opět ve vodě hydrolyzuje, ale tentokrát nejen iont Cu(2+), který váže z vody OH- a tím v roztoku zvyšuje koncentraci H3O+ a chová se tedy jako kyselina. Hydrolyzuje tentokrát i octanový iont:
CH3COO- + H2O = CH3COOH + OH-; octanový iont tedy, podobně jako hydroxidy, zvyšuje ve vodném roztoku koncentraci OH- tím, že váže H+, a chová se tedy jako zásada( = je bazický). Stejně se chovají všechny ionty slabých kyselin. Proto třeba roztok sody, nebo fosforečnanu trisodného reaguje silně zásaditě.
Stačí?
1) Za prvé, jak poznám že Cu(2+) bude ve vodě reagovat podle té tvojí rovnice...jak vím, že mají vzniknout ještě hydroxionové kationty? Proč (kdybych neznal měď) musím věděť ,že to nebude Cu + 2H2O => Cu(OH)2 + H2 ?...samozřejmě je to nesmysl, ale myslím to tak, že je na to pravidlo, které zjistím, a nebo jestli to prostě musím vědět, že měď ve vodě reaguje tak a ne jinak.
A další věc
2)
Jestli Cu(OH)2 disociuje na 2OH- a z předchozí rovnice nám vzniklo 2H3O+ "nepobije se to" tak že vznikne neutrální roztok? Protože z vody se pak rozštěpí hydrolýzou taky 1 H3O+ a 1 OH- , a připadne mi , že koncentraci těchto iontů je v celé rovnici vyvážená...Kde jdu na to blbě?
3)
To, že NO3- nehydrolyzuje, znamená, že se s vodou nic "nevyrobí"? Že neovlivní zásaditost/kyselost?
A SO4(2-) by taky nehydrolyzoval, když je od silné kysliny?
2: Acidobazické rovnováhy jsou vždycky souhrou dvou rovnovážných reakcí - disociace případně rozpustnosti sledované látky a disociace rozpouštědla samotného. Disociace rozpouštědla je ale významná jen v okolí jejího iontového produktu, tedy v okolí koncentrace H3O+ 10^-7 mol/dm3, tedy v rozsahu pH = 7+/-1. Mimo tento rozsah není nutné s disociací rozpouštědla uvažovat jinak, než jako zdroje iontů, potřebných pro hydrolýzu. Roztoky měďnatých solí se silnými kyselinami mají v čisté vodě pH až 2,5, samozřejmě podle koncentrace soli právě proto, že vážou ionty OH- do nerozpustného hydroxidu a zbylé ionty H3O+ pak okyselují roztok.
Hydrolýza samotná závisí na součinu rozpustnosti produktu hydrolýzy. V našem případě
Ks = c(Cu++)*c(OH-)^2 = 10^(-18,8); c(OH-)*c(H3O+) = 10^-14 ; tyto dva vztahy určují, při jakém pH se hydrolýza iontů Cu++ zastaví a tedy v roztoku budou koexistovat rovnovážné koncentrace H3O+, OH- a Cu++ nad sraženinou Cu(OH)2. Přítomnost nějaké koncentrace iontů silné kyseliny a silné zásady v roztoku tyto koncentrace ovlivní jen zprostředkovaně, přes iontovou sílu roztoku a vzájemné ovlivňování iontů elektrostatickými silami - což je vyjádřené aktivitními koeficienty a aktivitami.
3: Pojem "silná" kyselina nebo zásada znamená, že disociační konstanta kyseliny Ka> 10^-2 nebo pKa >2. Rovnovážná konstanta disociační reakce je
K = c(H+)*c(A-)/{c(HA)*c(H2O)} = c(H+)*c(A-)/{c(HA)*55,5}; pro zjednodušení výpočtů nahradíme rovnovážnou konstantu K disociační konstantou kyselin Ka:
Ka = K*55,5 = c(H+)*c(A-)/c(HA) nebo v logaritmovaném tvaru
log(c(H+)) + log(c(A-)) - log(c(HA)) = -pKa
Analogické vztahy platí pro zásady, kde reakční rovnice je B + H2O = BH+ + OH- nebo
BOH = B+ + OH-
Trochu složitější je to u vícesytných kyselin nebo zásad. Je jasné, že po odštěpení jednoho protonu získá aniont záporný náboj, který bude bránit odštěpení dalšího protonu. Proto disociační konstanta klesá se stupněm disociace, jak lze nalézt v tabulkách. Ale u H2SO4 i pKa2 < 2 (asi 1,9; pKa1 asi -3). Každopádně příspěvek ovlivnění pH hydrolýzou těchto iontů je malé, alespoň kromě nízkých pH. Tak u H2SO4 existuje významnější koncentrace HSO4- až při pH < než asi 2,5. Při vyšších pH jsou ionty SO4-- zcela netečné z hlediska hydrolýzy.