Ugljična kiselina

Ugljična kiselina
Općenito
Hemijski spojUgljična kiselina
Druga imenaRastrvor ugljik-dioksida
Dihidrogen karbonat
Vodik-bikarbonat
Zračna kiselina
Hidroksimetanska kiselina
IUPAC ime: Karbonska kiselina
Molekularna formulaCH2O3
/H2CO3
CAS registarski broj463-79-6
SMILESO=C(O)O
InChI1/H2O3/c2-1(3)4/h(H2,2,3,4)
Osobine1
Gustoća1,668 g/cm3
RastvorljivostStabilna samo u rastvoru
1 Gdje god je moguće korištene su SI jedinice. Ako nije drugačije naznačeno, dati podaci vrijede pri standardnim uslovima.

Ugljična kiselina je hemijski spoj sa hemijskom formulom H2CO3 (ekvivalentno: OC(OH)2). To je također naziv koji se ponekad daje rastvorima ugljik-dioksida u vodi (gazirana voda), jer takvi rastvori sadrže male količine H2CO3. U fiziologiji ugljična kiselina je opisana kao „isparljiva kiselina“ ili „respiratorna kiselina“, jer je jedina kiselina koja se plućima izlučuje kao plin. Ima važnu ulogu u bikarbonatnom puferskom sistemu za održavanje kiselinsko-bazne homeostaze.

Ugljična kiselina, koja je slaba kiselina, tvori dvije vrste soli: karbonata i bikarbonata. U geologiji, ugljična kiselina uzrokuje rastvaranje krečnjaka, proizvodeći kalcij-bikarbonat, što dovodi do mnogih krečnjačkih strukturta, kao što su stalaktiti i stalagmiti.

Dugo se vjerovalo da ugljična kiselina ne može postojati kao čisti spoj. Međutim, 1991. godine objavljeno je da su Nasini naučnici uspjeli stvoriti uzorak čvrstog materijala H2CO3.

Hemijska ravnoteža

Kada se ugljik-dioksid otopi u vodi, on postoji u hemijskoj ravnoteži sa ugljičnom kiselinom:

Hidratacijska konstanta ravnoteže na 25  °C naziva se Kh, što je u slučaju ugljične kiseline / ≈ 1,7 × 10 −3, u ćistoj vodi. Stoga se većina ugljik-dioksida ne pretvara u ugljičnu kiselinu, ostajući kao molekuli CO2. U nedostatku katalizatora, ravnoteža se postiže prilično sporo. Konstante brzine su 0,039  s−1 za reakciju naprijed (CO2  +  H2 Onbsp; → H2CO3 ) i 23  s−1 za obrnutu reakciju (H2CO3  → CO2  + H2O). Dodavanjem dva molekula vode u CO2 nastala bi ortokarbonska kiselina, C (OH)4, koja vodenom rastvoru postoji samo u malim količinama.

Dodavanjem baze suvišku ugljične kiseline dobija se bikarbonat (vodik-karbonat). Sa viškom baze, ugljiča kiselina reaguje dajući karbonatne soli.

Uloga ugljične kiseline u krvi

Bikarbonat je međuprodukt u transportu CO2 iz tijela putem razmjene respiratornih plinova. Reakcija hidratacije CO2 je općenito vrlo spora u odsustvu katalizatora, ali crvene krvne ćelije sadrže enzim zvani karboanhidraza, koji povećava brzinu reakcije za 10.000 do 1.000.000 puta , proizvodeći bikarbonat (HCO3–) rastvoren u krvnoj plazmi. Ova katalizirana reakcija obrnuta je onoj u u plućima, gdje se bikarbonat pretvara natrag u CO2 i omogućava njegovo izbacivanje. Ekvilibracija igra važnu ulogu kao pufer u krvi sisara. Teorijski izvještaj iz 2016. sugerira da ugljična kiselina u krvnom serumu može imati ključnu ulogu u protoniranju različitih dušičnih baza.

Uloga ugljične kiseline u hemiji okeana

Okeani svijeta apsorbirali su gotovo polovinu CO2 koju ljudi emituju izgaranjem fosilnih goriva.  Procjenjuje se da je dodstni rastvoreni ugljik-dioksid uzrokovao promjenu prosječnog pH površine okeana za oko &minus, 0,1 jedinica sa predindustrijskih nivoa. Ovo je poznato kao zakiseljavanje okeana, iako okean ostaje bazni.

Kiselost ugljične kiseline

Ugljična kiselina je karboksilna kiselina sa hidroksilnom grupom kao supstituentom. Također je poliprotonska kiselina: specifično je diprotonska i tako ima dva protona koji se mogu razdvojiti od matične molekule. Dakle, postoje dvije konstante disocijacije, od kojih je prva za disocijaciju u bikarbonat (koji se naziva i vodik-karbonatni) ion HCO3−:

Ka1 = 2.5×10−4; pKa1 = 3,6 na 25 °C.

Kada se navodi i koristi prva konstanta disocijacije ugljič kiseline, o tome se mora voditi računa. U vodenim rastvorima ugljična kiselina postoji u ravnoteži sa ugljik-dioksidom, a koncentracija H2CO3 je mnogo niža od koncentracije CO2. U mnogim analizama, H2CO3 uključuje otopljeni CO2 (naziva se CO2(aq)), H2CO3*, što se koristi za predstavljanje dvije vrste prilikom pisanja jednadžbe ravnoteže hemijske ravnoteže. Jednadžba se može prepisati na sljedeći način:

H2CO3*<=>HCO3− + H+
Ka(app) = 4,47×10−7; pK(app) = 6,35 na 25 °C i ionska snaga = 0,0.

Dok se očigledni pKa citira kao konstanta disocijacije ugljične kiseline, dvosmislen je i možda bi se bolje mogao nazvati konstantom kiselosti otopljenog ugljik-dioksida., kao posebno korisno za izračunavanje pH rastvora koje sadrže CO2. Slična situacija odnosi se na sumporastu kiselinu (H2SO3), koja postoji u ravnoteži sa značajnim količinama nehidriranog sumpor-dioksida. Druga konstanta je za disocijaciju bikarbonatnog u karbonatni ion CO32−:

Ka2 = 4,69×10−11; pKa2 = 10,329 na 25 °C a ionska snaga = 0,0.

Tri kiselinske konstantr definitrane su kako slijedi:

pH i sastav rastvora ugljične kiseline

Sastav rastvora ugljične kiseline u potpunosti se određuje parcijalnim pritiskom ugljik-dioksida iznad rastvora. Da bi se izračunao sastav, mora se uzeti u obzir

  • sljedeća ravnoteža između otopljenog CO2 i plinovitog CO2 iznad rastvora:
CO2(plin) <=> CO2(rastvoren) sa

gdje where

  • ravnoteža hidratacije između otopljenih CO2 i H2CO3 sa konstantom (vidi gore)
  • prva ravnoteža disocijacije ugljične kiseline (vidi gore Ka1)
  • druga ravnoteža disocijacije ugljične kiseline (vidi gote Ka2)
  • disocijacijska ravnotrža vode:
  • uvjet neutralnosti naboja:

Pri izolaciji u prvoj disocijacijskoj ravnoteži, u drugoj didocijacijskoj ravnoteži i u disocijacijskoj ravnoteži vode, zatim zamjenom sve tri naboja u uvjetima neutralnosti, dobija se kubna jednadžba u , čiji rastvor daje vrijednosti pH i koncentracije različitih vrsta u sljedećoj tabeli. (druga ravnoteža disocijacije može se zanemariti za ovaj određeni problem, smanjujući kubnu jednadžbu na jednostavan kvadratni korijen; vidi napomene ispod tabele.)


(atm) 		pH
(mol/L)
(mol/L)
(mol/L)
(mol/L)
1,0 × 10−8 7,00 3,36 × 10−10 5,71 × 10−13 1,42 × 10−09 7,90 × 10−13
1.0 × 10−7 6,94 3,36 × 10−09 5,71 × 10−12 5,90 × 10−09 1,90 × 10−12
1.0 × 10−6 6,81 3,36 × 10−08 5,71 × 10−11 9,16 × 10−08 3,30 × 10−11
1.0 × 10−5 6,42 3,36 × 10−07 5,71 × 10−10 3,78 × 10−07 4,53 × 10−11
1.0 × 10−4 5,92 3,36 × 10−06 5,71 × 10−09 1,19 × 10−06 5,57 × 10−11
3.5 × 10−4 5,65 1,18 × 10−05 2,00 × 10−08 2,23 × 10−06 5,60 × 10−11
1.0 × 10−3 5,42 3,36 × 10−05 5,71 × 10−08 3,78 × 10−06 5,61 × 10−11
1.0 × 10−2 4,92 3,36 × 10−04 5,71 × 10−07 1,19 × 10−05 5,61 × 10−11
1.0 × 10−1 4,42 3,36 × 10−03 5,71 × 10−06 3,78 × 10−05 5,61 × 10−11
1.0 × 10+0 3,92 3,36 × 10−02 5,71 × 10−05 1,20 × 10−04 5,61 × 10−11
2.5 × 10+0 3,72 8,40 × 10−02 1,43 × 10−04 1,89 × 10−04 5,61 × 10−11
1.0 × 10+1 3,42 3,36 × 10−01 5,71 × 10−04 3,78 × 10−04 5,61 × 10−11
  • U ukupnom opsegu pritiska, pH je uvijek mnogo niži od pKa2 (= 10,3) tako da je koncentracija CO 32− juvijek zanemariva s obzirom na koncentraciju HCO3–. U stvari, CO32− ne igra kvantitativnu ulogu u sadašnjem izračunu (vidi napomenu dolje).
  • Za nestajanje , pH je sličan onom kod čiste vode (pH = 7), a rastvoreni ugljik je u osnovi u obliku HCO3−.
  • Pri normalnim atmosferskim prilikama ( atm), dobija se blago kiseli rastvor (pH = 5,7), a otopljeni ugljen je sada u osnovi u obliku CO2 i HCO3−.
  • Za pritisak CO2 tipski za gazirana pića u bocama ( ~ 2.5 atm), dobija se relativno kiseliji medij (pH =3,7) sa visokom koncentracijom rtastvorenog CO2. Ove osobine doprinose kiselkastom i reskom okusu ovih pića.
  • Između 2,5 i 10 atm, pH prelazi vrijednost pKa1</sub (3,60), sa > , pod visokim pritiskom.
  • Grafikon ravnotežnih koncentracija ovih različitih oblika rastvorenog neorganskog ugljika (i koja vrsta je dominantna) u zavisnosti od pH otopine poznat je kao Bjerrumov grafikon.

Također pogledajte

Reference

  1. ^ "Front Matter". Nomenclature of Organic Chemistry: Recommendations and Preferred Names 2013 (Blue Book). Cambridge: The Royal Society of Chemistry. 2014. str. P001–P004. doi:10.1039/9781849733069-FP001. ISBN 978-0-85404-182-4.
  2. ^ Acid-Base Physiology 2.1 – Acid-Base Balance by Kerry Brandis.
  3. ^ M. H. Moore; R. K. Khanna (1990). "Infrared and mass spectral studies of proton irradiated H2O + CO2 ice: Evidence for carbonic acid". Spectrochimica Acta Part A. 47 (2): 255–262. Bibcode:1991AcSpA..47..255M. doi:10.1016/0584-8539(91)80097-3.
  4. ^ a b c Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.) p. 310. Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.CS1 održavanje: upotreba parametra authors (link)
  5. ^ Soli, A. L.; R. H. Byrne (2002). "CO2 system hydration and dehydration kinetics and the equilibrium CO2/H2CO3 ratio in aqueous NaCl solution". Marine Chemistry. 78 (2–3): 65–73. doi:10.1016/S0304-4203(02)00010-5.
  6. ^ Lindskog S (1997). "Structure and mechanism of carbonic anhydrase". Pharmacology & Therapeutics. 74 (1): 1–20. doi:10.1016/S0163-7258(96)00198-2. PMID 9336012.
  7. ^ "Excretion". Encyclopædia Britannica. Encyclopædia Britannica Ultimate Reference Suite. Chicago: Encyclopædia Britannica, 2010.
  8. ^ "Reaction Mechanism for Direct Proton Transfer from Carbonic Acid to a Strong Base in Aqueous Solution I: Acid and Base Coordinate and Charge Dynamics", S. Daschakraborty, P. M. Kiefer, Y. Miller, Y. Motro, D. Pines, E. Pines, and J. T. Hynes. J. Phys. Chem. B (2016), 120, 2271.
  9. ^ Sabine, C. L.; et al. (2004). "The Oceanic Sink for Anthropogenic CO2". Science. 305 (5682): 367–371. Bibcode:2004Sci...305..367S. doi:10.1126/science.1097403. hdl:10261/52596. PMID 15256665. Arhivirano s " originala, July 6, 2008. CS1 održavanje: nepreporučeni parametar (link)
  10. ^ National Research Council. "Summary". Ocean Acidification: A National Strategy to Meet the Challenges of a Changing Ocean. Washington, DC: The National Academies Press, 2010. 1. Print.

Dopunska literatura

Vanjski linkovi

Šablon:Spojevi ugljika