Bartosz Puchalski 18.V.2005

Ćwiczenie nr 14

KINETYKA HYDROLIZY ESTRÓW W ŚRODOWISKU

KWAŚNYM

Termostat był już nastawiony na 303 K. Przygotowałem roztwory kwasów, które będą katalizować reakcję hydrolizy estru: wlałem do jednej erlenmayerki 40 cm³ kwasu siarkowego o stężeniu ok. 0,25 mol/dm³, do drugiej 40 cm³ kwasu solnego o stężeniu ok. 0,5 mol/dm³. Obie erlenmayerki wstawiłem do termostatu. Po upływie ok. 20 min. do każdej z tych erlenmayerek dodałem po 2 cm³ estru i energicznie wstrząsnąłem. Zanotowałem czas zegarowy (z dokładnością do 1min.) rozpoczęcia reakcji hydrolizy. Wyznaczyłem dokładne stężenie używanych kwasów. W tym celu, w oddzielnych dwóch kolbach stożkowych przygotowałem roztwory o składzie: 20 cm³ kwasu (odpowiednio siarkowego i solnego) oraz 1 cm³ wody destylowanej. Po sporządzeniu tych roztworów pobrałem z nich po 3 próbki po 2 cm³ i oznaczyłem stężenie początkowe kwasów c_0,1 i c_0,2 (1 - H₂SO₄, 2 - HCl), miareczkując mianowanym roztworem NaOH wobec fenoloftaleiny. Objętość zasady zużyta podczas tych miareczkowań: V_0,1, V_0,2.

Do dwóch oddzielnych naczyń (w których będzie oznaczane stężenie kwasu po hydrolizie) odmierzyłem takie ilości zasady, które są równoważne 2 cm³ roztworów kwasów: siarkowego i solnego (tj. V_0,1 i V_0,2).

Po ok. 15 min. od rozpoczęcia reakcji hydrolizy, pobrałem z termostatowanych erlenmayerek za pomocą pipety po 2 cm³ roztworów, które następnie przeniosłem do odpowiednich kolbek zawierających zasadę. Następnie zmiareczkowałem kwas powstały podczas hydrolizy przy pomocy mianowanego roztworu NaOH wobec fenoloftaleiny. Objętość zasady zużyta podczas miareczkowania: V_i,1 i V_i,2 (i - numer kolejny pomiaru). Po upływie kolejnych 8 -12 min. pobrałem następne 2 cm³ roztworu podlegającego hydrolizie. Każdorazowo pobrany roztwór wprowadzałem do kolbek zawierających zasadę w ilościach równoważnych stężeniom początkowym kwasów (tj. V_0,1 i V_0,2).

1. Obliczam stężenia katalizatorów hydrolizy octanu metylu i ich stężenia H₃O⁺.

• pierwszy z katalizatorów H₂SO₄:

w 1000 ml NaOH było - 0,11 moli tej zasady

to w objętości która zeszła podczas miareczkowania 8,45 ml - było x moli

x = 0,0009295 mola NaOH

• ponieważ kwas siarkowy jest dwuprotonowy to ilość cząsteczek zobojętnionych jest równa:

0,0009295/2 = 0,00046475 mola H₂SO₄

ponieważ w 2 ml było - 0,0046475 mola H₂SO₄

to w 1000 ml jest - x moli tego kwasu

x = 0,2324 mola H₂SO₄

• drugi z katalizatorów HCl:

w 1000 ml NaOH było - 0,11 moli tej zasady

to w 8,4 ml było - x moli NaOH

x = 0,000924 mola NaOH

jeżeli w 2 ml było - 0,000924 mola HCl

to w 1000 ml było - x moli tego kwasu

x = 0,462 moli HCl

• cząsteczka H₂SO₄, kwasu dwuprotonowego, dysocjuje na dwie cząsteczki H₃O⁺:

C_{jonów hydroniowych} = 2*C_{kw.siarkowego} = 0,4648 [mol/l]

• stężenie jonów hydroniowych w HCl jest praktycznie równa jego stężeniu mianowanemu:

C_{jonów hydroniowych} = C_HCl = 0,462 [mol/l]

2. Obliczam stężenie końcowe kwasu octowego (C_k) powstającego podczas hydrolizy równe stężeniu estru przy założeniu, że reakcja przebiegnie całkowicie:

d_{octanu metylu} = 0,7818 [g/ml]

m_estru = V_{octanu metylu} * d_{octanu metylu} = 2 * 0,7818 = 1,5636 [g]

n_estru = m_estru/M_estru = 1,5636/74,08 = 0,021107 mola octanu metylu

0,021107 mola estru znajduje się w - 42 ml roztworu

to x moli estru jest w - 1000 ml roztworu

x = 0,50255 mola octanu metylu = C_k

3. Wyniki obliczeń zbieram w tabelach.

Dla HCl jako katalizatora hydrolizy:

Lp.	t [min]	VNaOH [ml]	Ct [mol/l]
1	0	0	0	1	0
2	26	1,55	0,08525	1,204291	0,185891
3	40	1,7	0,0935	1,22858	0,205859
4	48	2,3	0,1265	1,336394	0,289975
5	58	2,7	0,1485	1,419435	0,350259
6	65	2,95	0,16225	1,476789	0,38987
7	72	3,25	0,17875	1,552042	0,439572
8	81	3,8	0,209	1,71198	0,537651
9	89	3,95	0,21725	1,761485	0,566157
10	99	4,3	0,2365	1,888939	0,636015
11	∞	-	0,502548	-	-

Dla H₂SO₄ jako katalizatora hydrolizy:

Lp.	t [min]	VNaOH [ml]	Ct [mol/l]
1	0	0	0	1	0
2	26	0,9	0,0495	1,10926	0,103693
3	40	1,2	0,066	1,151186	0,140793
4	48	1,75	0,09625	1,236895	0,212604
5	58	1,85	0,10175	1,253869	0,226234
6	65	2,1	0,1155	1,298413	0,261143
7	72	2,25	0,12375	1,326692	0,282688
8	81	2,65	0,14575	1,408495	0,342522
9	89	2,75	0,15125	1,430547	0,358057
10	99	3	0,165	1,48882	0,397984
11	∞	-	0,502548	-	-

4. Na podstawie wykresu
   wyznaczam stałe szybkości reakcji hydrolizy.

• ponieważ
  czyli biorąc pod uwagę, że w powyższym wykresie t jest nasza zmienna x to posługując się równaniem linii trendu dla odpowiedniego katalizatora y = ax + b współczynnik a będzie równy do wartości stałej szybkości reakcji hydrolizy k:

Równanie linii trendu dla kwasu solnego:

y = 0,0066x - 0,0253

r= 0,9904

k = 0,0066 [1/min]

Równanie linii trendu dla kwasu siarkowego:

y = 0,0041x - 0,0066

r = 0,9928

k = 0,0041 [1/min]

Wnioski.

Wykres
ma liniowy przebieg (współczynnik korelacji r = 0,99) co prezentuje pierwszorzędowy charakter reakcji hydrolizy estrów jak został założony. Jak można łatwo zauważyć wpływ katalizatora, jest znaczny ponieważ stała szybkości reakcji jest niższa dla kwasu siarkowego o około 1/3 w stosunku do kwasu solnego. Może to być spowodowane tym, że kwas siarkowy jest kwasem dwuprotonowym, a co za tym idzie ma dwie stałe dysocjacji na jony hydroniowe. Co prawda wyliczone stężenia jonów hydroniowych są bardzo podobne dla obu kwasów, jednak nie została w tych wyliczeniach uwzględniona szybkość dysocjacji obu kwasów, która ma tu duże znaczenie.

---