Ugljična kiselina

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

${\displaystyle {\ce {CO2 + H2O <=> H2CO3}}}$ 

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.^[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.

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]

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]

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⁻:

${\displaystyle {\ce {H2CO3 <=> HCO3^- + H+}}}$ 

K_a1 = 2.5×10⁻⁴;^[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: ^[4]

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⁻:

${\displaystyle {\ce {HCO3^-<=>CO3^{2-}{}+ H+}}}$ 

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:

${\displaystyle K_{a1}={\frac {[{\text{H}}^{+}][{\text{HCO}}_{3}^{-}]}{[{\text{H}}_{2}{\text{CO}}_{3}]}},}$ 

${\displaystyle K_{a}{\text{(app)}}={\frac {[{\text{H}}^{+}][{\text{HCO}}_{3}^{-}]}{[{\text{H}}_{2}{\text{CO}}_{3}]+[{\text{CO}}_{2}{\text{(aq)}}]}},}$ 

${\displaystyle K_{a2}={\frac {[{\text{H}}^{+}][{\text{CO}}_{3}^{2-}]}{[{\text{HCO}}_{3}^{-}]}}.}$ 

Sastav rastvora ugljične kiseline u potpunosti se određuje parcijalnim pritiskom ${\displaystyle p_{{\text{CO}}_{2}}}$  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 ${\displaystyle \textstyle {\frac {[{\text{CO}}_{2}]_{aq}}{p_{{\text{CO}}_{2}}}}={\frac {1}{k_{\text{H}}}},}$ 

gdje where

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

${\displaystyle \Leftrightarrow [{\text{CO}}_{2}]_{aq}=p_{{\text{CO}}_{2}}/k_{\text{H}}}$ 

• ravnoteža hidratacije između otopljenih CO₂ i H₂CO₃ sa konstantom ${\displaystyle K_{h}={\tfrac {[{\text{H}}_{2}{\text{CO}}_{3}]_{aq}}{[{\text{CO}}_{2}]_{aq}}}}$  (vidi gore)

${\displaystyle \Leftrightarrow [{\text{H}}_{2}{\text{CO}}_{3}]_{aq}=K_{h}[{\text{CO}}_{2}]_{aq}={\frac {K_{h}}{k_{\text{H}}}}p_{{\text{CO}}_{2}}}$ 

• prva ravnoteža disocijacije ugljične kiseline (vidi gore K_a1)

${\displaystyle \Leftrightarrow [{\text{H}}^{+}][{\text{HCO}}_{3}^{-}]=K_{a1}[{\text{H}}_{2}{\text{CO}}_{3}]={\frac {K_{h}K_{a1}}{k_{\text{H}}}}p_{{\text{CO}}_{2}}}$ 

• druga ravnoteža disocijacije ugljične kiseline (vidi gote K_a2)
• disocijacijska ravnotrža vode: ${\displaystyle [{\text{H}}^{+}][{\text{OH}}^{-}]=10^{-14}}$ 
• uvjet neutralnosti naboja: ${\displaystyle [{\text{H}}^{+}]=[{\text{OH}}^{-}]+[{\text{HCO}}_{3}^{-}]+2[{\text{CO}}_{3}^{2-}]}$ 

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.)

${\displaystyle p_{{\text{CO}}_{2}}}$  (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 × 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 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 ${\displaystyle p_{{\text{CO}}_{2}}}$ , pH je sličan onom kod čiste vode (pH = 7), a rastvoreni ugljik je u osnovi u obliku HCO₃⁻.
• Pri normalnim atmosferskim prilikama (${\displaystyle p_{{\text{CO}}_{2}}=3.5\times 10^{-4}}$  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 (${\displaystyle p_{{\text{CO}}_{2}}}$  ~ 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.

• Kiselina
• Karbonat
• Bikarbonat

• Welch, M. J.; Lifton, J. F.; Seck, J. A. (1969). "Tracer studies with radioactive oxygen-15. Exchange between carbon dioxide and water". J. Phys. Chem. 73 (335): 3351. doi:10.1021/j100844a033.
• Jolly, W. L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (2nd Edn.). New York: McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-112651-9.
• Moore, M. H.; Khanna, R. (1991). "Infrared and Mass Spectral Studies of Proton Irradiated H2O+Co2 Ice: Evidence for Carbonic Acid Ice: Evidence for Carbonic Acid". Spectrochimica Acta Part A. 47A (2): 255–262. Bibcode:1991AcSpA..47..255M. doi:10.1016/0584-8539(91)80097-3.
• W. Hage, K. R. Liedl; Liedl, E.; Hallbrucker, A; Mayer, E (1998). "Carbonic Acid in the Gas Phase and Its Astrophysical Relevance". Science. 279 (5355): 1332–1335. Bibcode:1998Sci...279.1332H. doi:10.1126/science.279.5355.1332. PMID 9478889.
• Hage, W.; Hallbrucker, A.; Mayer, E. (1995). "A Polymorph of Carbonic Acid and Its Possible Astrophysical Relevance". J. Chem. Soc. Faraday Trans. 91 (17): 2823–2826. Bibcode:1995JCSFT..91.2823H. doi:10.1039/ft9959102823.

• 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

Šablon:Spojevi ugljika