H2CO3 czy CO2 + H2O?

Tym razem krótko będzie. Nie po raz pierwszy spotkałem się z pytaniem: kiedy należy pisać kwas węglowy, a kiedy CO2 + H2O? Oczywiście na pewno wtedy, gdy pytają nas o reakcję jego powstawania lub dysocjacji.

Ale szerzej odpowiem w ten sposób, tak na logikę: tam gdzie trzeba wykazać istnienie cząsteczki H2CO3 – można go zapisywać, np. w hydrolizie soli tego kwasu. Natomiast w innych przypadkach, gdzie udział cząsteczek H2CO3 jest zaniedbywalnie mały, to nie ma sensu go pisać w równaniu sumarycznym. Bo podczas wypierania kwasu węglowego namacalnym i wizualnym efektem jest wydzielanie się CO2, który można wydzielić w stechiometrycznej ilości (całkowicie usunąć z środowiska reakcji), więc w równaniu sumarycznym jaki byłby sens go pisać? Albo gdy nasycamy wodny roztwór dwutlenkiem węgla, to używamy gazowego CO2, a nie H2CO3. Przecież chyba nie powiemy, że dmuchając przez wodę wapienną strąca się CaCO3 bo mamy kwas węglowy w wydychanym powietrzu. Ale trochę co innego, jeśli pisać równanie sumaryczne, a co innego jeśli rozpatrywać mechanizm reakcji czy ustalające się równowagi w środowisku reakcji. Dlatego też np. w równaniu hydrolizy jest H2CO3, bo to ustalająca się równowaga w r-rze, ale już w wypieraniu przez inne kwasy można go zapisać w równaniach jako produkt przejściowy, np:

1) NaHCO3 + HCl ↔ NaCl + H2CO3,

2) H2CO3 ↔ H2O + CO2

O, i jeszcze jedna równowaga warta uwzględnienia:

3) CO2(r-r) ↔ CO2(gaz)

A sumarycznie otrzymamy:

NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

Pierwsze 3 równania: ustalające się równowagi, a trzecie to sumaryczne, w końcu co zaobserwujemy? Musowanie od powstającego CO2, a reakcję da się przeprowadzić w 100% w prawo (dlatego też użyłem strzałki w prawo, ale dopiero w równaniu sumarycznym). Równanie sumaryczne mówi nam o stechiometri procesu, ale nie uwzględnia mechanizmów i równowag ustalających się w układzie. A zresztą niech każdy weźmie trochę sody czy skorupki z jajka i zaleje octem, sokiem z cytryny czy rozpuści w wodzie trochę kwasku cytrynowego i tym potraktuje sodę, skorupki z jaja – może to wam też pozwoli zrozumieć, dlatego CO2 + H2O a nie H2CO3 w równaniu sumarycznym.

Tymczasem zobaczmy co można znaleźć o kwasie węglowym w polskiej Wikipedii (http://pl.wikipedia.org/wiki/Kwas_w%C4%99glowy). W otrzymaniu kwasu węglowego jest równanie:

powstawanie

Podczas gdy przy dysocjacji:

dysocjacja

i jak te równania dysocjacji mają się ma do tego równania otrzymywania? Ten pierwszy zapis jego otrzymywania jest zapisem skróconym. W rzeczywistości w roztworze ustalają się następujące równowagi:

H2O ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO2 ↔ H+ + CO22-

I każdą równowagę można opisać odpowiednią stałą (Kh, Ka1, Ka2). Czego tutaj brakuje? Równowagi pomiędzy CO2 rozpuszczonym w wodzie a jego ciśnieniem nad roztworem. Ale wracamy do tego co napisałem wyżej – można iść na skróty i ułożyć sobie równowagę takową:

H2O + CO2 ↔ H+ + HCO3

czyli z pominięciem etapu przejściowego w postaci H2CO3 i zapisać dla niej nową stałą K, która będzie iloczynem Kh i Ka1, czyli K=Kh*Ka1. Moc kwasu węglowego możemy rozpatrywać jako H2CO3  ↔ H+ + HCO3, lub w przeliczeniu na CO2 wprowadzony do wody. Kliknijcie sobie na angielską Wiki i porównajcie stałe dysocjacji. Na polskiej jest podana tylko w przeliczeniu na CO2 rozpuszczony w wodzie (pKa1=6,37). Na angielskiej już nie tylko: stała pierwszej reakcji wynosi 1,7*10^-3, (pKh=2,77), a drugiej, czyli rzeczywista stała dysocjacji ma pKa1=3,6. Ponieważ pK jest ujemnym logarytmem dziesiętnym stałej równowagi, to wykorzystując własności logarytmów możemy dodać te wartości i po dodaniu do siebie wartości pK otrzymujemy 6,37, co jest zgodne z tym co podaje polska Wikipedia. A czym jest owe 6,37 lub 6,35? jest to pK tej równowagi:

powstawanie

Możemy sobie na ten zabieg pozwolić, bo z jednej strony CO2 tylko nieznacznie reaguje w wodą (1 na 590 cząsteczek) a z tych całkiem przywoita ilość może dysocjować (moc kwasu węglowego liczona na rzeczywistą cząsteczkę H2CO3 jest praktycznie identyczna jak moc kwasu mrówkowego, ponadto ze względu na duże rozcieńczenie stopień dysocjaji jest znaczny). A więc układając taką stałą możemy sobie obliczyć, na ile efektywnie taki CO2 zakwasi środowisko.

Mam nadzieję, że pomogło 🙂

PS dane tablicowe nieco się różnią, stąd drobne różnice pomiędzy polską a angielską wikipedią, oraz wynikami moich obliczeń.

CZY TEN ARTYKUŁ OKAZAŁ SIĘ POMOCNY? MASZ DODATKOWE SUGESTIE ALBO PYTANIA? NAPISZ DO NAS! A MOŻE CHCESZ TEŻ O CZYMŚ NAPISAĆ I OPUBLIKOWAĆ? DOŁĄCZ DO NAS! REDAKCJA@BIOMIST.PL 

Print Friendly, PDF & Email

Kategorie: Chemia,Chemia Matura,Ciekawostki chemiczne

Pozostaw odpowiedź