Ugljična kiselina

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na navigaciju Idi na pretragu
Ugljična kiselina
Carbonic-acid-2D.svg Carbonic-acid-3D-balls.png
Općenito
Hemijski spoj Ugljična kiselina
Druga imena Rastrvor ugljik-dioksida
Dihidrogen karbonat
Vodik-bikarbonat
Zračna kiselina
Hidroksimetanska kiselina
IUPAC ime: Karbonska kiselina[1]
Molekularna formula CH2O3
/H2CO3
CAS registarski broj 463-79-6
SMILES O=C(O)O
InChI 1/H2O3/c2-1(3)4/h(H2,2,3,4)
Osobine1
Gustoća 1,668 g/cm3
Rastvorljivost Stabilna 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.[2] 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.[3]

Hemijska ravnoteža[uredi | uredi izvor]

Kada se ugljik-dioksid otopi u vodi, on postoji u hemijskoj ravnoteži sa ugljičnom kiselinom:[4]

Hidratacijska konstanta ravnoteže na 25  °C naziva se Kh, što je u slučaju ugljične kiseline [H2CO3]/[CO2] ≈ 1,7 × 10 −3, u ćistoj vodi.[5] 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[uredi | uredi izvor]

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.[6] 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.[7] Teorijski izvještaj iz 2016. sugerira da ugljična kiselina u krvnom serumu može imati ključnu ulogu u protoniranju različitih dušičnih baza.[8]

Uloga ugljične kiseline u hemiji okeana[uredi | uredi izvor]

Okeani svijeta apsorbirali su gotovo polovinu CO2 koju ljudi emituju izgaranjem fosilnih goriva.[9]  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.[10]

Kiselost ugljične kiseline[uredi | uredi izvor]

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;[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: [4]

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[uredi | uredi izvor]

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 [HCO3] u prvoj disocijacijskoj ravnoteži, [HCO32−] u drugoj didocijacijskoj ravnoteži i [OH] u disocijacijskoj ravnoteži vode, zatim zamjenom sve tri naboja u uvjetima neutralnosti, dobija se kubna jednadžba u [H+], 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 [CO2]
(mol/L)
[H2CO3]
(mol/L)
[HCO3]
(mol/L)
[CO32−]
(mol/L)
1,0 × 10−8 7,00 3,36 × 10−10 5,71 × 10−13 1,42 × 1009 7,90 × 10−13
1.0 × 10−7 6,94 3,36 × 1009 5,71 × 10−12 5,90 × 1009 1,90 × 10−12
1.0 × 10−6 6,81 3,36 × 1008 5,71 × 10−11 9,16 × 1008 3,30 × 10−11
1.0 × 10−5 6,42 3,36 × 1007 5,71 × 10−10 3,78 × 1007 4,53 × 10−11
1.0 × 10−4 5,92 3,36 × 1006 5,71 × 1009 1,19 × 1006 5,57 × 10−11
3.5 × 10−4 5,65 1,18 × 1005 2,00 × 1008 2,23 × 1006 5,60 × 10−11
1.0 × 10−3 5,42 3,36 × 1005 5,71 × 1008 3,78 × 1006 5,61 × 10−11
1.0 × 10−2 4,92 3,36 × 1004 5,71 × 1007 1,19 × 1005 5,61 × 10−11
1.0 × 10−1 4,42 3,36 × 1003 5,71 × 1006 3,78 × 1005 5,61 × 10−11
1.0 × 10+0 3,92 3,36 × 1002 5,71 × 1005 1,20 × 1004 5,61 × 10−11
2.5 × 10+0 3,72 8,40 × 1002 1,43 × 1004 1,89 × 1004 5,61 × 10−11
1.0 × 10+1 3,42 3,36 × 1001 5,71 × 1004 3,78 × 1004 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 [H2CO3] > [HCO3], 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[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  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: koristi se parametar 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.
  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[uredi | uredi izvor]

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]

Šablon:Spojevi ugljika