Ugljična kiselina

Šablon:Infokutija hemijski spoj Ugljična kiselina je hemijski spoj sa hemijskom formulom Šablon:Chem (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:

$\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3$

Hidratacijska konstanta ravnoteže na 25  °C naziva se K_h, što je u slučaju ugljične kiseline [H₂CO₃]/[CO₂] ≈ 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⁻:

$\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$

K_a1 = 2.5×10⁻⁴; pK_a1 = 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⁺

K_a(app) = 4,47×10⁻⁷; pK(app) = 6,35 na 25 °C i ionska snaga = 0,0.

Dok se očigledni pK_a 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⁻:

$\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{2-}+\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$

K_a2 = 4,69×10⁻¹¹; pK_a2 = 10,329 na 25 °C a ionska snaga = 0,0.

Tri kiselinske konstantr definitrane su kako slijedi:

$K_{a1}=\frac{[{\text{H}}^{+}][{\text{HCO}}_3^{-}]}{[{\text{H}}_2{\text{CO}}_3]},$

$K_a\text{(app)}=\frac{[{\text{H}}^{+}][{\text{HCO}}_3^{-}]}{[{\text{H}}_2{\text{CO}}_3]+[{\text{CO}}_2\text{(aq)}]},$

$K_{a2}=\frac{[{\text{H}}^{+}][{\text{CO}}_3^{2-}]}{[{\text{HCO}}_3^{-}]}.$

pH i sastav rastvora ugljične kiseline

Sastav rastvora ugljične kiseline u potpunosti se određuje parcijalnim pritiskom $p_{{\text{CO}}_2}$ 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 $\frac{[{\text{CO}}_2{]}_{aq}}{p_{{\text{CO}}_2}}=\frac{1}{k_{\text{H}}},$

gdje where

• k_H = 29,76 atm/(mol/L) (Henryjeva konstanta) na 25 °C

$\iff [{\text{CO}}_2{]}_{aq}=p_{{\text{CO}}_2}/k_{\text{H}}$

• ravnoteža hidratacije između otopljenih CO₂ i H₂CO₃ sa konstantom $K_h=\frac{[{\text{H}}_2{\text{CO}}_3{]}_{aq}}{[{\text{CO}}_2{]}_{aq}}$ (vidi gore)

$\iff [{\text{H}}_2{\text{CO}}_3{]}_{aq}=K_h[{\text{CO}}_2{]}_{aq}=\frac{K_h}{k_{\text{H}}}{p}_{{\text{CO}}_2}$

• prva ravnoteža disocijacije ugljične kiseline (vidi gore K_a1)

$\iff [{\text{H}}^{+}][{\text{HCO}}_3^{-}]=K_{a1}[{\text{H}}_2{\text{CO}}_3]=\frac{K_h{K}_{a1}}{k_{\text{H}}}{p}_{{\text{CO}}_2}$

• druga ravnoteža disocijacije ugljične kiseline (vidi gote K_a2)
• disocijacijska ravnotrža vode: $[{\text{H}}^{+}][{\text{OH}}^{-}]=10^{-14}$
• uvjet neutralnosti naboja: $[{\text{H}}^{+}]=[{\text{OH}}^{-}]+[{\text{HCO}}_3^{-}]+2[{\text{CO}}_3^{2-}]$

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.)

$p_{{\text{CO}}_2}$ (atm)	pH	[CO2] (mol/L)	[H2CO3] (mol/L)	[HCO3−] (mol/L)	[CO32−] (mol/L)
Šablon:0 10−8	7,00	3,36 × 10−10	5,71 × 10−13	1,42 × 10−Šablon:09	7,90 × 10−13
Šablon:0 10−7	6,94	3,36 × 10−Šablon:09	5,71 × 10−12	5,90 × 10−Šablon:09	1,90 × 10−12
Šablon:0 10−6	6,81	3,36 × 10−Šablon:08	5,71 × 10−11	9,16 × 10−Šablon:08	3,30 × 10−11
Šablon:0 10−5	6,42	3,36 × 10−Šablon:07	5,71 × 10−10	3,78 × 10−Šablon:07	4,53 × 10−11
Šablon:0 10−4	5,92	3,36 × 10−Šablon:06	5,71 × 10−Šablon:09	1,19 × 10−Šablon:06	5,57 × 10−11
Šablon:03.5 × 10−4	5,65	1,18 × 10−Šablon:05	2,00 × 10−Šablon:08	2,23 × 10−Šablon:06	5,60 × 10−11
Šablon:0 10−3	5,42	3,36 × 10−Šablon:05	5,71 × 10−Šablon:08	3,78 × 10−Šablon:06	5,61 × 10−11
Šablon:0 10−2	4,92	3,36 × 10−Šablon:04	5,71 × 10−Šablon:07	1,19 × 10−Šablon:05	5,61 × 10−11
Šablon:0 10−1	4,42	3,36 × 10−Šablon:03	5,71 × 10−Šablon:06	3,78 × 10−Šablon:05	5,61 × 10−11
Šablon:0 10Šablon:00	3,92	3,36 × 10−Šablon:02	5,71 × 10−Šablon:05	1,20 × 10−Šablon:04	5,61 × 10−11
Šablon:02.5 × 10Šablon:00	3,72	8,40 × 10−Šablon:02	1,43 × 10−Šablon:04	1,89 × 10−Šablon:04	5,61 × 10−11
Šablon:0 10Šablon:01	3,42	3,36 × 10−Šablon:01	5,71 × 10−Šablon:04	3,78 × 10−Šablon:04	5,61 × 10−11

• U ukupnom opsegu pritiska, pH je uvijek mnogo niži od pK_a2 (= 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 $p_{{\text{CO}}_2}$, pH je sličan onom kod čiste vode (pH = 7), a rastvoreni ugljik je u osnovi u obliku HCO₃⁻.
• Pri normalnim atmosferskim prilikama ($p_{{\text{CO}}_2}=3.5\times 10^{-4}$ 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 ($p_{{\text{CO}}_2}$ ~ 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 pK_{a1</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

• Kiselina
• Karbonat
• Bikarbonat

Dopunska literatura

• Šablon:Cite journal
• Šablon:Cite book
• Šablon:Cite journal
• Šablon:Cite journal
• Šablon:Cite journal

Vanjski linkovi

• Ask a Scientist: Carbonic Acid Decomposition (archive)
• Why was the existence of carbonic acid unfairly doubted for so long?
• Carbonic acid/bicarbonate/carbonate equilibrium in water: pH of solutions, buffer capacity, titration and species distribution vs. pH computed with a free spreadsheet
• How to calculate concentration of Carbonic Acid in Water