H2SO4 – więcej niż katalizator i podwójna rola?

Już od siódmej klasy szkoły podstawowej (lub pierwszej klasy gimnazjum) mogliśmy poznać H2SO4 – ściślej mieszaninę zawierającą 96% H2SO4 i wodę, czyli tzw. stężony kwas siarkowy(VI): żrącą, ciężką, oleistą ciecz, która egzotermicznie rozpuszcza się w wodzie. Ta egzotermiczność jest zresztą elementem rymowanki, którą każdy powtarza. Ale oprócz egzotermicznego mieszania się 96% H2SO4 z wodą poznajemy też jego reakcję z cukrem, który ulega zwęgleniu w jego obecności. Uczymy się, że kwas ten jest higroskopijny, czyli wiąże wodę. Dalej uczymy się także, że działa on katalitycznie na niektóre reakcje, a dzięki zdolności do wiązania wody zwiększa także ich wydajność. Sztandarowym szkolnym przykładem jest estryfikacja, w której przypadku dowiadujemy się, że kwas siarkowy przesuwa jej stan równowagi w prawo (zwiększa wydajność). Podręczniki szkolne czy zbiory zadań zawierają liczne treści tego typu: kwas siarkowy katalizuje niektóre reakcje, a także zwiększa ich wydajność „bo wiąże wodę”. Pojawiło się to także na maturze kilka lat temu. W czerwcu 2016 roku przy okazji estryfikacji:



A rok wcześniej w czerwcowym arkuszu przy okazji nitrowania:

Ale to nie tylko kwestia podręczników szkolnych i zbiorów. Tak powie nam wielu chemików, uzasadniając to właściwościami stężonego H2SO4.

Ponieważ wśród czytelników sporo jest osób zainteresowanych maturą, a także nauczycieli, którzy chcą wiedzieć „a do matury to jak ich uczyć?”, to polecam ten artykuł przeczytać do końca. Jak już napisałem, usłyszymy to od chemików i nauczycieli chemii. A dlaczego? Bo też tak ich uczono, bo tak jest napisane w podręcznikach i było napisane w starszych podręcznikach także. Tymczasem:  „Czym skorupka w szkole nasiąknie, tym później trąca”.

Przejdźmy do rzeczy. Nie ulega wątpliwości, że stężony kwas siarkowy jest higroskopijny: pochłania wilgoć z powietrza czyniąc je znacznie suchszym. Ulega przy tym rozcieńczeniu pochłoniętą wodą i po osiągnięciu odpowiedniego stężenia traci swoje higroskopijne właściwości. Higroskopijność stężonego kwasu siarkowego od dawna była wykorzystywana. Dawniej osuszano nim ropę naftową przed destylacją. Osuszanie oznacza w tym przypadku usunięcie wody z cieczy (np. z ropy). Zużyty, czyli rozcieńczony, kwas siarkowy(VI) w dawnych czasach trafiał do rzek. Do dziś pewne substancje są osuszane za pomocą st. H2SO4. Czasem to st. H2SO4 jest środkiem suszącym w eksykatorach (choć  zazwyczaj umieszcza się tam bezwodny CaCl2). Naczynie zawierające substancję, którą chcemy osuszyć umieszcza się w większym, szczelnie zamykanym naczyniu (eksykatorze) nad warstwą st. H2SO4.

Eksykator szklany z żelem krzemionkowym (fioletowy) jako środkiem suszącym

Chcąc pozbyć się wilgoci, czyli domieszek wody w wielu cieczach organicznych dodaje się do nich bezwodnych związków: zwykle Na2SO4 czy MgSO4, a czasem CaSO4 czy nawet CuSO4. Substancje te tworzą z wodą hydraty i w ten sposób usuwają ją z osuszanej cieczy. Jeśli dysponujemy bezwodnym CuSO4 (białym) i chuchniemy na niego, to substancja ta przyjmuje barwę niebieską wskutek wiązania wody (wilgoci) z powietrza. Warunkiem niezbędnym by substancja usuwała wodę jest to, żeby zarówno wprowadzana substancja (jak bezwodny Na2SO4), jak i utworzone przez nią hydraty (Na2SO4*7H2O i inne) – były praktycznie nierozpuszczalne w osuszanej cieczy. Takie Na2SO4 czy MgSO4 praktycznie nie rozpuszczają się w węglowodorach, estrach czy eterach i dlatego mogą służyć do usuwania wody z cieczy tego typu. Wystarczy wsypać odpowiedniej substancji do osuszanej cieczy, wstrząsnąć i poczekać, po tym odsączyć osuszoną ciecz od ciała stałego. Często taki zabieg wykonuje się przed destylacją jakiegoś surowego („mokrego”) produktu reakcji. Albo surowy (i „suchy”) produkt wymaga najpierw przemycia wodnym roztworem jakiejś substancji, a dopiero potem może być poddany destylacji – jeśli przemywamy go wodnym roztworem, to przy okazji wprowadziliśmy do niego wodę i trzeba ją usunąć zanim zostanie poddany destylacji. Wtedy zwykle stosujemy bezwodny MgSO4, albo Na2SO4. Zwróćmy uwagę, że usuwanie wody polega nie tylko na jej wiązaniu przez inną substancję, ale też przez inną fazę. I pozostaje ona w tej innej fazie. I tak jak na powietrzu widzimy, jak bezw. CuSO4 wiąże wodę, tak samo zobaczymy w jakiejś osuszanej cieczy zmianę barwy ciała stałego z białej na niebieską, jeśli środkiem suszącym był bezw. CuSO4. Dodawane czynniki suszące praktycznie nie mieszają się z suszoną substancją, ani nie mieszają się z nią produkty uwodnienia. Zarówno bezwodny Na2SO4 jak i jego hydraty są praktycznie nierozpuszczalne w węglowodorach, estrach czy eterach. Woda jest usuwana z jednej fazy przez jej wiązanie w innej fazie. Finalnie, nasza suszona ciecz jest praktycznie pozbawiona wody.

Ale postępując w ten sposób nie osuszymy w cieczy, w której ten Na2SO4 by się rozpuścił, a hydraty Na2SO4 także byłyby rozpuszczalne. Co byśmy otrzymali? Roztwór Na2SO4 w jakimś mokrym rozpuszczalniku. Czyli układ jednorodny (roztwór) zawierający rozpuszczalnik, który chcemy osuszyć, wodę i jeszcze dodatkowo Na2SO4. Woda w żaden sposób nie zostałaby związana – nadal byłaby w rozpuszczalniku, których chcemy osuszyć. Nie zostałaby związana.

Niczego też nie osuszymy, jeśli zamiast bezwodnego Na2SO4 wprowadzimy do osuszanej cieczy wodny roztwór MgSO4, „bo MgSO4 wiąże wodę” – nawet jeśli ten wodny roztwór nie miesza się z suszoną cieczą.

Zamiast Na2SO4 czy MgSO4 niektóre ciecze można osuszać używając st. H2SO4. Dotarliśmy do naszego bohatera. H2SO4 może być środkiem suszącym. Można przechowywać nad st. H2SO4 pewne substancje w eksykatorze, można używać go do suszenia cieczy podobnie jak bezw. Na2SO4 czy MgSO4, tyle że zamiast sączenia rozdzielamy warstwy cieczy w rozdzielaczu. Tak można osuszać węglowodory, a dawniej osuszano ropę.

Zwróćmy uwagę, że suszące (higroskopijne) działanie ma st. H2SO4 i to jest tutaj wykorzystywane. Stężony H2SO4 jest też używany w reakcji estryfikacji czy nitrowania arenów i innych reakcjach.

Weźmy tak na chwilę kwas octowy pod lupę. Możemy mieć czysty (100%) kwas octowy. W handlu znajdują się też jego mieszaniny z wodą: zawierające 6 lub 10% kwasu octowego i zwane octem winnym lub octem spirytusowym, ale jest też mieszanina zawierająca 80% kwasu octowego, zwaną esencją octową. Kwas octowy rozpuszcza się w wodzie, etanolu,  acetonie, benzenie, chlorku metylenu czy chloroformie. Oczywiście w wielu innych rozpuszczalnikach także. Mogę go sobie rozcieńczać w którymkolwiek rozpuszczalniku i czy to będzie woda, benzen, chloroform, sulfotlenek dimetylu czy jeszcze coś innego, to za każdym razem otrzymamy rozcieńczony (w czymś) kwas octowy. Za każdym razem otrzymam roztwór kwasu octowego.

Tradycyjnie stężonymi i rozcieńczonymi kwasami nazywamy mieszaniny odpowiednich związków z wodą. Jak wyjaśniam w osobnym artykule, wynika to podejścia po prostu tradycyjnego, a wręcz alchemicznego. Nazwijmy teraz na nasze potrzeby esencję octową (80% kwasu octowego) stężonym kwasem octowym. Czy ma znaczenie, którego rozpuszczalnika użyję, aby z tej esencji otrzymać 10% roztwór kwasu octowego? Przecież za każdym razem: 1) rozcieńczę ten kwas, czyli otrzymam rozcieńczony kwas octowy, 2) otrzymam 10% roztwór.

Zaplanujmy otrzymywanie octanu etylu. Prościzna:

null

Do naczynia reakcyjnego, oprócz oczywistych substratów, dodajemy także nieco stężonego H2SO4, który nam tę reakcję przyspieszy. Dodajemy go niedużo, bo przecież: to katalizator.

Ale właściwość wiązania wody ma st. H2SO4. Tymczasem stężony H2SO4 zamiast opaść na dno i utworzyć dolną warstwę, zdolną do wiązania wody – po prostu rozpuszcza się w mieszaninie reakcyjnej. Nieważne, że dodaliśmy st. H2SO4przecież go rozcieńczyliśmy! Mieszaniną reakcyjną! Mamy rozcieńczony H2SO4 w mieszaninie etanolu z kwasem octowym. Równie dobrze możemy dodać nieco st. H2SO4 do probówki z wodą, i argumentować, że otrzymany układ to kwas utleniający, bo przecież dodaliśmy st. H2SO4 – miałem okazję spotkać się z argumentacją tego typu, że przecież dodaliśmy st. H2SO4 – co z tego, że do wodnego roztworu… Tak samo jest w naszej estryfikacji. Nie mamy tam stężonego H2SO4. Bo gdzie on by miał być? Nie ma tam osobnej fazy. Dodaliśmy go, ale go tam nie mamy, bo się wmieszał. A wiązać wodę może st. H2SO4, czyli działa on odwadniająco w takich układach, w których może pozostać stężonym H2SO4 – w których nie miesza się z mieszaniną reakcyjną. Podobnie jak w przypadku MgSO4 czy Na2SO4 – działają tylko w tych układach, z którymi się praktycznie nie mieszają.

Po co te wszystkie wywody? Po to, żeby pokazać, że jesteśmy oszukiwani i oszukujemy. Powiedzmy sobie wprost: st. H2SO4 nie pełni podwójnej roli w rozpatrywanym przypadku mieszaniny kwasu octowego z etanolem.  Bo nie ma tam st. H2SO4. Jest tylko rozcieńczony H2SO4, a sama kataliza jest homogeniczna. Gdyby układ zawierał st. H2SO4 – byłaby to kataliza heterogeniczna na granicy ciecz-ciecz. Woda powstająca w reakcji nie jest wiązana w żaden sposób i ogranicza wydajność. Przy stechiometrycznym stosunku substratów wydajność (rozumiana tutaj jako stopień przereagowania) tworzenia estrów pierwszorzędowych alkoholi wynosi ok. 2/3, a w przypadku alkoholi drugorzędowych – jeszcze mniej, zaś trzeciorzędowe alkohole dają bardzo małe stopnie przereagowania.

Zastanówmy się teraz, dlaczego do estryfikacji używamy akurat st. H2SO4? Po to, żeby wraz z katalizatorem wprowadzić sobie do układu jak najmniej wody, która obniży nam wydajność estryfikacji. A dlaczego obniży? Bo w takich warunkach, o których mowa, kwas nie wiąże wody (bo jak?). Nie wiąże ani wody, razem z którą go wprowadziliśmy, ani tym bardziej tej powstającej w reakcji. Więc używamy stężonego, żeby sobie nie obniżyć wydajności z powodu wody wprowadzonej wraz z H2SO4 w takim układzie. A czy mieliśmy okazję liczyć zadania typu: „Do naczynia wprowadzono 1 mol kwasu octowego, 1 mol etanolu, 1 mol octanu etylu, 1 mol wody, i kilka kropel st. kwasu siarkowego(VI). Ustal liczbę moli wszystkich składników w stanie równowagi, jeśli stała równowagi tej reakcji wynosi 4” – część zapewne tak. W jaki sposób dojść do tych liczb moli, skoro „kwas wiąże wodę i przesuwa stan równowagi? No właśnie. Bo jak obliczyć „ile wody związał kwas”, by dojść do stanu równowagi estryfikacji?

Ponieważ reakcja estryfikacji jest odwracalna, to chcąc zwiększyć wydajność estru, dajmy na to octanu etylu, trzeba wykorzystywać regułę przekory:

1) stosować nadmiar jednego z substratów,

2) usuwać produkty, zwłaszcza wodę, bo w takim układzie sam H2SO4 tego nie robi.

No i się tę wodę usuwa. Ale zanim do tego dojdziemy w jaki sposób, to zwróćmy uwagę na jeszcze coś: skoro kwas nie usuwa wody, to znaczy, że pełni tylko katalityczną rolę. Jest katalizatorem, bo jest mocnym kwasem – a zatem czy H2SO4 jest konieczny w estryfikacji? Nie. Można go zastąpić innym mocnym kwasem. Np. można nasycić mieszaninę kwasu i alkoholu gazowym chlorowodorem i wtedy to HCl, który także dobrze dysocjuje w mieszaninie reakcyjnej jest katalizatorem. Zobaczmy na fragment książki „Preparatyka i elementy syntezy organicznej” pod redakcją J. Wróbla:

A czy słyszeliśmy kiedyś o odwadniających właściwościach HCl? Zaiste nie, a jednak stosujemy go w estryfikacji z podobnymi wynikami co H2SO4. A dlaczego, to niech już każdy sobie sam odpowie. Można także użyć kwasów sulfonowych: w przemyśle stosuje się często kwas metanosulfonowy CH3SO3H. Wreszcie nasza kataliza w reakcji kwasu octowego z etanolem nie musi być homogeniczna! Można użyć np. żywic jonowymiennych (kationitów) z kwasowymi grupami funkcyjnymi, co jest o tyle ekonomiczne, że łatwo odzyskać katalizator (np. przez sączenie lub dekantację) i użyć go wielokrotnie, a w katalizie homogenicznej odzyskanie katalizatora w przypadku estryfikacji jest praktycznie niemożliwe.

A co z wiązaniem/usuwaniem wody? Można to zrobić na kilka sposobów.

Jednym z nich destylacja azeotropowa. Polega ona na wprowadzeniu do układu substancji, która z wodą tworzy tzw. azeotrop. Woda tworzy azeotropy np. z benzenem, toluenem, chloroformem i wieloma innymi związkami, z którymi w ciekłym stanie skupienia bardzo słabo się miesza – są to tzw. heteroazeotropy. Azeotropy mają niższą temperaturę wrzenia niż czyste substancje będące osobno, np. azeotrop woda+toluen ma temp. wrzenia 84 °C, pomimo tego, że sama woda wrze pod normalnym ciśnieniem w 100 °C, a sam toluen w 111 °C. Pary azeotropu (np. para wodna + para toluenu) przechodzą do chłodnicy, gdzie się skraplają i rozdzielają na dwie fazy (woda + toluen). Składniki dobiera się tak, aby azeotrop miał w naszym układzie najniższą temperaturę wrzenia, by to on oddestylował z kolby reakcyjnej. W ten sposób woda może być usunięta z mieszaniny reakcyjnej i zebrana w odbieralniku.  Odpowiednio przystosowana aparatura do destylacji azeotropowej (z tzw. nasadką azeotropową) pozwala śledzić postęp reakcji i mierzyć objętość usuwanej wody. Pracę takiej aparatury przedstawiam w poniższym filmie.

W takiej aparaturze można więc prowadzić reakcję ta długo, aż w nasadce zbierze się stechiometryczna ilość wody. No, prawie – bo musimy uwzględnić, że w pokazanym w filmie układzie azeotropowym woda nieznacznie rozpuszcza się w toluenie (0,05%) – ta niewielka ilość wody wraz z toluenem wraca do kolby reakcyjnej. Czasem w takiej destylacji używa się czynnika celowo nasyconego wcześniej wodą (np. „mokrego” toluenu), aby dokładniej mierzyć objętość wody powstałej w reakcji (której część nie zużyje się na nasycenie rozpuszczalnika, bo jest już nią na start nasycony).

Innym typem azeotropów są homoazeotropy, których przykładami są spirytus, a także (nomen omen) st. (96%) kwas siarkowy(VI), czy st. (68%) HNO3. Homoazeotropy tworzą składniki, które w stanie ciekłym w pełni mieszają się ze sobą, więc nie da się poprzez homoazetrop usunąć wody z mieszaniny reakcyjnej stosując nasadkę azeotropową – bo skropliny nie rozdzielą się na dwie ciecze i woda w postaci mieszaniny np. z etanolem powróci jako skropliny do kolby reakcyjnej. Ale można ją w ten sposób usunąć stosując tradycyjną aparaturę do destylacji prostej – zbierając skropliny zawierające wodę w odbieralniku.

W tej metodzie estryfikacji mieszanina reakcyjna nie musi być jednorodna. Warto dodać, że czynnikiem pozwalającym usuwać wodę może być nadmiar alkoholu, gdyż wyższe alkohole (np. butanol, ale także etanol) tworzą azeotropy z wodą i można oddestylować nadmiar alkoholu wraz z wodą powstającą w reakcji. Substraty nie muszą być też specjalnie „suche”, bo wodę i tak sobie usuniemy azeotropowo. Jeśli

Innym rozwiązaniem jest destylacja ekstrakcyjna. To także układ niejednorodny, o składzie podobnym do powyższego, ale rola dodatkowego rozpuszczalnika jest nieco inna. Tutaj nie oddestylowuje się wody w postaci azeotropu. Tutaj woda pozostaje w mieszaninie reakcyjnej, ale wykorzystuje się fakt, że ester ma powinowactwo do rozpuszczania się w niepolarnym rozpuszczalniku organicznym, z kolei H2SO4 wraz z powstającą w reakcji wodą tworzą osobną (dolną) fazę. I to tutaj możemy mówić, że H2SO4 działa odwadniająco – bo może i dzięki temu nie tylko wpływa na szybkość reakcji, ale także na jej stan równowagi. I dodatkowo jest to kataliza heterogeniczna.

Mieszaniny wyższych kwasów karboksylowych z wyższymi alkoholami mogą już same z siebie tworzyć niejednorodne mieszaniny z H2SO4 i tutaj można rozpatrywać podwójną rolę tego związku. Ale nie w przypadku mieszaniny kwasu octowego z etanolem i podobnych do nich mieszanin. Octan etylu można otrzymać także tą metodą estryfikacji ekstrakcyjnej, ale to nie upoważnia nas do stwierdzenia, że st. H2SO4 pełni podwójną rolę. Bo w warunkach procesu może nie być ani stężony, ani nie działać podwójnie.

Wróćmy jeszcze do tego zadania:

Reguła przekory ma zastosowanie w przypadku reakcji odwracalnych. Tymczasem nitrowanie arenów jest reakcją nieodwracalną – nawet w układzie heterogenicznym H2SO4 nie ma wpływy na położenie stanu równowagi tej reakcji, ale tak jak mówię – chemicy są przesiąknięci mitami. Nawet w „Preparatyce organicznej” pod redakcją B. Bochwica (PWN 1969) podany jest przepis na otrzymywanie estrów, wg którego H2SO4 lub HCl są środkami wiążącymi wodę. Skoro tak, to po co jednocześnie przepis każe używać pięciokrotnie więcej alkoholu, niż wynika ze stechiometrii? Przecież kwas wiąże wodę i zwiększa wydajność, to po co czterokrotny nadmiar?

Na sam koniec, odpowiadając na pytania zarówno uczniów, jak i nauczycieli: matura nie stoi w miejscu i w ostatnich latach znikają z niej mity rozpowszechnione wśród chemików i w podręcznikach. Uczyć tak, żeby było dobrze, a nie zastanawiać się, „czy na maturze tak też jest dobrze”. Maturze jest bliżej do rzeczywistej chemii (tzn. mitycznemu kluczowi maturalnemu) niż podręcznikom, które maja do niej przygotować… Zwróćmy uwagę, że przykładowe zadania są już leciwe, jak na egzamin maturalny i nie należy oczekiwać, by takie treści ponownie się pojawiły. Zresztą zadanie 31 z maja 2021 już jest pewną wskazówką, że uważniej przyjrzano się treściom o roli H2SO4 w estryfikacji.

 

Print Friendly, PDF & Email

Kategorie: Artykuły chemiczne,Chemia,Chemia Matura,Ciekawostki chemiczne

2s Komentarzy

  1. W swoich rozważaniach pominąłeś istotny fakt, co moim zdaniem, doprowadziło Cię do błędnych wniosków. Posłużę się reakcją otrzymywania octanu etylu, która była dla Ciebie modelową reakcją estryfikacji. O czym należy pamiętać:

    1. W reakcji estryfikacji bierze udział cząsteczka kwasu octowego, a nie jon octanowy.
    2. Zwiększenie stężenia jonów hydroniowych cofa dysocjację kwasu octowego.
    3. W trakcie reakcji estryfikacji powstaje woda, w której kwas octowy dysocjuje.

    Załóżmy przez chwilę, że poprowadziliśmy reakcję estryfikacji bez dodatku kwasu (lub z pewną jego ilością). Ustalił się stan równowagi (STAN RÓWNOWAGI #1). Po ustaleniu się stanu równowagi dodajemy do mieszaniny równowagowej porcję mocnego kwasu. Jak wpłynie ten dodatek na mieszaninę równowagową? Dodatek mocnego kwasu cofnie dysocjację kwasu octowego, powstanie pewna, dodatkowa ilość niezdysocjowanego kwasu octowego, tym samym mieszanina zostanie wytrącona ze stanu równowagi. Po pewnym czasie ustali się nowy stan równowagi (STAN RÓWNOWAGI #2), w którym stężenie estru będzie wyższe (a stężenie kwasu octowego niższe) niż w STANIE RÓWNOWAGI #1. Tym samym wydajność reakcji wzrośnie. Jak widać z powyższego, wydajność reakcji wzrośnie po dodatku mocnego kwasu lub po zwiększeniu jego stężenia. Oczywiście nie dlatego, że mocny kwas zwiąże wodę, ale dlatego, że cofnie dysocjację kwasu octowego. Tym samym nie jest takie pewne, że zadanie 31. z majowej matury 2021 jest takim światełkiem w tunelu, o jakie chodziło, gdyż obie odpowiedzi (że przyspieszy reakcję jak i że zwiększy jej wydajność) są poprawne.

    • Dziękuję za komentarz, do którego zaraz się odniosę, ale dodam też, że dziwnie się czuję czytając zastrzeżenia, że nie uwzględniłem czegoś, czego nie uwzględniłby (albo nie znałby) uczeń, a nie ktoś zajmujący się nauką. Uwzględniłem, a mechanizm estryfikacji jest mi znany od wielu lat, bo od ponad 20-stu. Teraz odniosę się do komentarza – Kwas octowy ulega zarówno dysocjacji w wodzie, jak i autodysocjacji. Ulega też dysocjacji w wielu innych rozpuszczalnikach. Rozpatrzmy sytuacje w 25 oC. W wodnym środowisku, to jest w rozcieńczonych roztworach wodnych pracuje Ka z tablic: 1,75*10^-5 i w roztworze wodnym o stężeniu 1 M stopień dysocjacji wynosi koło 0,4%. W czystym kwasie octowym pracuje iloczyn jonowy tego związku, który jest rzędu 10^-12. Z kolei w roztworach tego kwasu w etanolu pracuje stała dysocjacji tego kwasu wynosząca 4,8*10^-11. W octanie etylu będzie to zbliżona wartosć. Nie rozpatrujemy tutaj wodnego rozcieńczonego roztworu, w którym stopień dysocjacji może się znacznie różnić. Mamy mieszaninę reakcyjną, w którym mamy zbliżone i duże stężenia CH3COOH i C2H5OH. Nie pracuje tutaj żadna z podanych wartosci stałych, bo to inne środowisko. Powinniśmy rozpatrzyć nie tylko dysosjację CH3COOH w etanolu, ale także autodysocjację samego etanolu, która zresztą jest cofana przez kwas octowy, do tego jeszcze autodysocjację samego kwasu octowego zachodzącą równolegle do protonowania. W równowagowej mieszaninie estru, kwasu octowego i etanolu stała dysocjacji kwasu octowego jest rzędu 10^-7, ale znowu dotyczy to rozcieńczonych roztworów CH3COOH w mieszaninie H2O-C2H5OH (przypuszczam, że obecność CH3COOC2H5 nie wpływa jakoś bardzo na tę wartość). Co zmieni w naszych obliczeniach to, że uwzględnimy, że stężenie "czynnego" CH3COOH jest niższe ze względu na dysocjację? No właśnie praktycznie nic, dlatego, że rozpatrujemy tutaj równowagę CH3COOH + C2H5OH <==> CH3COOC2H5 + H2O, czyli interesuje nas stężenie poszczególnych substancji. Załóżmy teraz, że stężenia początkowe substratów wynoszą po 8,8 mol mol/dm3, a Kc=4,59. Jeśli uwzględnić dysocjację CH3COOH, to początkowe stężenie "czynnego" CH3COOH będzie wynosić 8,8 mol/dm3, bo stopień dysocjacji będzie znacznie poniżej 0,001%. Cofnięcie dysocjacji CH3COOH dodatkiem H2SO4 zmniejszy stopień dysocjacji CH3COOH nawet tysiące razy, ale nadal nie zmieni interesującego nas stężenia "czynnego" CH3COOH – w każdym przypadku otrzymamy wartość tę samą z dokładnością co najmniej 4, jeśli nie 5, cyfr znaczących, nawet w stanie równowagi. Proszę spróbować przeliczyć jak zmieni się równowagowy stopień przemiany uwzględniając i nieuwzagledniając dysocjacji CH3COOH. Po prostu interesująca nas dysocjacja zachodzi w zbyt małym stopniu, by dodatek H2SO4 wpływał na położenie stanu równowagi. Co innego, gdyby stopień dysocjacji był znaczny, a dodatek H2SO4 w zauważalnym stopniu wpływał na stężenie "czynnego" H2SO4. PS tak pomyślałem, czy nie dodać tego wyjaśnienia do artykułu, bo prawdopodobnie przyda się osobom, które zaczną sie też nad tym zastanawiać.

Pozostaw odpowiedź

Witryna wykorzystuje Akismet, aby ograniczyć spam. Dowiedz się więcej jak przetwarzane są dane komentarzy.