Khi mới bắt đầu học hóa vô cơ, một trong những chủ đề quan trọng là tính axit của các ion phức kim loại, đặc biệt là các ion hexaaqua như $ce{[Fe(H2O)6]^2+}$, $ce{[Fe(H2O)6]^3+}$, $ce{[Cu(H2O)6]^2+}$, $ce{[Co(H2O)6]^2+}$, $ce{[Ni(H2O)6]^2+}$, $ce{[V(H2O)6]^2+}$, v.v. Điều thú vị là độ axit (pH) của dung dịch các ion hexaaqua này, ngay cả khi có nồng độ bằng nhau, lại khác nhau đáng kể, phụ thuộc nhiều vào điện tích và bán kính ion của kim loại.
Ví dụ, dung dịch chứa ion sắt (II) hexaaqua $ce{[Fe(H2O)6]^2+}$ sẽ có độ axit khác so với dung dịch chứa ion sắt (III) hexaaqua $ce{[Fe(H2O)6]^3+}$. Sự khác biệt này liên quan mật thiết đến khả năng phân cực liên kết O-H của các phân tử nước phối trí xung quanh ion kim loại trung tâm.
Biểu đồ trên minh họa mối quan hệ giữa pKa (đại diện cho độ axit) và bán kính ion của các ion hexaaqua kim loại khác nhau. Có thể thấy, bán kính ion càng nhỏ và điện tích càng lớn, tính axit của ion phức càng mạnh (pKa càng thấp).
Để hiểu rõ hơn, hãy xem xét ion hexaaquairon(III) $ce{[Fe(H2O)6]^3+}$ như một ví dụ điển hình. Ion này có cấu trúc bát diện, trong đó ion $ce{Fe^3+}$ nằm ở trung tâm và được bao quanh bởi sáu phân tử $ce{H2O}$.
Điện tích 3+ của ion sắt tập trung ở trung tâm, ảnh hưởng đến các cặp electron đơn độc trên oxy của các phân tử nước phối trí. Khi các cặp electron này tạo liên kết phối trí với sắt, chúng bị hút về phía $ce{Fe^3+}$, làm tăng mật độ điện tích dương cục bộ trên các nguyên tử oxy. Điều này dẫn đến việc các electron trong liên kết O-H bị kéo về phía oxy mạnh hơn, khiến cho các nguyên tử hydro trở nên dương hơn so với trong phân tử nước tự do. Kết quả là, điện tích 3+ không còn tập trung hoàn toàn trên $ce{Fe^3+}$ mà được phân tán ra toàn bộ ion, đặc biệt là trên các nguyên tử hydro của nước phối trí.
Các nguyên tử hydro này trở nên đủ dương để có thể hoạt động như một axit Bronsted và bị loại bỏ trong phản ứng axit-bazơ với các phân tử $ce{H2O}$ trong dung dịch, theo các phương trình sau:
$ce{[Fe(H2O)6]^3+ + H2O <=> [Fe(H2O)5(OH)]^2+ + H3O+}$
$ce{[Fe(H2O)5(OH)]^2+ + H2O <=> [Fe(H2O)4(OH)4]^+ + H3O+}$
$ce{[Fe(H2O)4(OH)2]^+ + H2O <=> [Fe(H2O)3(OH)3] + H3O+}$
Quá trình này tiếp tục cho đến khi tạo ra một phức chất trung hòa, không còn điện tích. Do không mang điện, phức chất này không tan trong nước và kết tủa.
Hình ảnh trên minh họa phản ứng của $ce{NaOH}$ với $ce{[Fe(H2O)6]^2+}$ và $ce{[Fe(H2O)6]^3+}$, tạo ra các kết tủa hydroxit có màu sắc khác nhau. Điều này cho thấy rõ sự khác biệt về tính chất hóa học của các ion sắt có số oxy hóa khác nhau trong dung dịch. Sự hình thành các hydroxit kim loại không tan cũng là một minh chứng cho quá trình khử proton của các phân tử nước phối trí và tính axit của các ion phức kim loại.
