Ácido carbónico
O ácido carbónico é un composto químico coa fórmula química H
2CO
3. A molécula convértese rapidamente en auga e dióxido de carbono en presenza de auga. Porén, en ausencia de auga, é bastante estable a temperatura dunha habitación.[3][4] A interconversión do dióxido de carbono e o ácido carbónico está relacionada co ciclo respiratorio dos animais e a acidificación das augas naturais.[5]
| Ácido carbónico | |
|---|---|
 | |
 | |
ácido carbónico[1] | |
Outros nomes Ácido oxidocarboxílico | |
| Identificadores | |
| Número CAS | 463-79-6 |
| PubChem | 767 |
| ChemSpider | 747 |
| UNII | 142M471B3J |
| DrugBank | DB14531 |
| KEGG | C01353 |
| ChEBI | CHEBI:28976 |
| ChEMBL | CHEMBL1161632 |
| Referencia Gmelin | 25554 |
| Imaxes 3D Jmol | Image 1 |
| |
| |
| Propiedades | |
| Fórmula molecular | H 2CO 3 |
| Aspecto | Gas incoloro |
| Punto de fusión | −53 °C; −63 °F; 220 K |
| Punto de ebulición | 127 °C; 261 °F; 400 K |
| Solubilidade en auga | Reacciona para formar dióxido de carbono e auga |
| Acidez (pKa) | pKa1 = 3,75 (25 °C; anhidro)[2] pKa1 = 6,35 (hidro)[2] pKa2 = 10,33[2] |
| Perigosidade | |
| NFPA 704 |
 0
0
1
|
| Estrutura | |
| Estrutura cristalina | monoclínica |
| Grupo espacial | p21/c, No. 14 |
| - | |
Se non se indica outra cousa, os datos están tomados en condicións estándar de 25 °C e 100 kPa. | |
En bioquímica e fisioloxía o nome "ácido carbónico" é por veces aplicado a solucións acuosas de dióxido de carbono. Estas especies químicas xogan un importante papel no sistema tampón bicarbonato, usado para manter a homeostase ácido–base.[6]
Terminoloxía na literatura bioquímica
editarEn química, o temo "ácido carbónico" refírese estritramente ao composto químico coa fórmula H
2CO
3. Porén, algunha literatura bioquímica elimina a distinción entre ácido carbónico e dióxido de carbono disolto no fluído extracelular.
Ácido carbónico anhidro
editarA temperaturas ambientais moderadas o ácido carbónico puro é un gas estable.[4] Hai dous métodos principais para producir ácido carbónico anhidro: a reacción do cloruro de hidróxeno co bicarbonato de potasio a 100 K en metanol e a irradiación con protóns do dióxido de carbono sólido puro.[7] Quimicamente, compórtase como un ácido diprótico de Brønsted.[8][9]
Os monómeros de ácido carbónico mostran tres isómeros conformacionais: cis–cis, cis–trans e trans–trans.[10]
A baixas temperaturas e presións atmosféricas, o ácido carbónico sólido é amorfo e carece de picos de Bragg en difracción de raios X.[11] Pero a altas presións, o ácido carbónico cristaliza, e a espectroscopia analítica moderna pode medir a súa xeometría.
Segundo o observado por difracción de neutróns de ácido carbónico dideuterado (D
2CO
3) nunha cela abrazadeira híbrida (hybrid clamped cell) (aliaxe rusa/cobre-berilio) a 1,85 GPa, as moléculas son planas e forman dímeros unidos por pares de enlaces de hidróxeno. Os tres enlaces C-O son case equidistantes a 1,34 Å, iintermedios entre as distancias típicas C-O e C=O (respectivamente 1,43 e 1,23 Å). As lonxitudes pouco comúns do enlace C-O atribúense a enlaces π deslocalizados no centro da molécula e enlaces de hidróxeno extraordinariamente fortes. Os mesmos efectos tamén inducen unha separación moi curta O—O (2,13 Å), no ángulo de 136° O-H-O imposto polos aneis de 8 membros con enlaces de hidróxeno dobres.[5] Distancias O—O máis longas obsérvanse en enlaces de hidróxeno intramoleculares fortes, por exemplo no ácido oxálico, onde as distancias superan os 2,4 Å.[11]
En solución acuosa
editarIncluso en presenza de pequenas cantidades de auga, o ácido carbónico deshidrátase a dióxido de carbono e auga, e esta auga despois cataliza unha maior descomposición.[4] Por isto, o dióxido de carbono pode considerarse o anhídrido ácido carbónico.
A constante de equilibrio de hidratación a 25 °C é [H
2CO
3]/[CO
2] ≈ 1,7×10−3 en auga pura[12] e ≈ 1,2×10−3 en auga de mar.[13] Por tanto, a maioría do dióxido de carbono en interfaces aire-auga xeofísicas ou biolóxicas non se converte a ácido carbónico, permanecendo como gas CO
2 disolto. Porén, chégase ao equilibrio non catalizado bastante lentamente: as constantes de velocidade son 0,039 s−1 para a hidratación e 23 s−1 para a deshidratación.
En solucións biolóxicas
editarEn presenza do encima anhidrase carbónica, o equilibrio chega, a diferenza do caso anterior, moi rapidamente, e a seguinte reacción ten prioridade:[14]
Cando o dióxido de carbono creado excede a súa solubilidade, o gas evoluciona e debe terse en consideración un terceiro equilibrio: A constante de equilibrio defínese por esta razón pola lei de Henry.
As dúas reaccións poden combinarse para o equilibrio en solución: Cando a lei de Henry se usa para calcular o denominador cómpre ter coidado coas unidades dado que a constante da lei de Henry pode expresarse comunmente con 8 dimensionalidades diferentes.[15]
![{\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {HCO3^{-}{}+ H+{}<=> CO2(soln){}+ H2O}}&&K_{3}={\frac {[{\ce {H+}}][{\ce {HCO3^-}}]}{[{\ce {CO2(soln)}}]}}\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a3efe827e57da672cf1c617cebeddb8cf04baa81)
Baixo unha alta presión parcial de CO2
editarNa industria das bebidas, a auga "con gas" denomínase xeralmente auga carbonatda. Está feita de dióxido de carbono disolto en auga baixo unha pequena presión positiva. Moitos refrescos tratados desa maneira son efervescentes.
En solucións acuosas a presións de moitos xigapascais (decenas de miles de atmosferas) que se dan no interior dos planetas existen cantidades significativas de H
2CO
3 molecular .[16][17] Chégase a presións de 0,6–1,6 GPa a 100 K, e 0,75–1,75 GPa a 300 K nos núcleos dos grandes satélites xeados como Ganímedes, Calisto e Titán, onde están presentes a auga e o dióxido de carbono. O ácido carbónico puro, ao ser máis denso, espérase que se afunda baixo as capas de xeo e as separe dos núcleos rochosos desas lúas.[18]
Relación do bicarbonato co carbonato
editar
O ácido carbónico é o ácido conxugado de Brønsted–Lowry formal do anión bicarbonato, estable en solución alcalina. As constantes de protonación medíronse con gran precisión, pero dependen da forza iónica global I. Os dous equilibrios que se miden máis doadamente son os seguintes: onde os corchetes indican a concentración de especies químicas. A 25 °C, estes equilibrios satisfán empiricamente[19] log(β1) diminúe co incremento de I, como tamén log(β2). Nunha solución na que están ausentes outros ións (por exemplo, I = 0), estas curvas implican as seguintes constantes de disociación paso a paso: Os valores directos para estas constantes na literatura son, por exemplo, pK1 = 6,35 e pK2 - pK1 = 3,49.[20]
![{\displaystyle {\begin{aligned}{\ce {CO3^{2-}{}+ H+{}<=> HCO3^-}}&&\beta _{1}={\frac {[{\ce {HCO3^-}}]}{[{\ce {H+}}][{\ce {CO3^{2-}}}]}}\\{\ce {CO3^{2-}{}+ 2H+{}<=> H2CO3}}&&\beta _{2}={\frac {[{\ce {H2CO3}}]}{[{\ce {H+}}]^{2}[{\ce {CO3^{2-}}}]}}\end{aligned}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/09f8d396f1143f199cf1136f1ad60c7ce873b848)
Para interpretarmos estas cifras, debemos reparar en que as dúas especies químicas nun equilibrio ácido están equiconcentradas cando pK = pH. En particular, o fluído extracelular en sistemas biolóxicos presenta un pH ≈ 7,2, así que o ácido carbónico estará disociado case ao 50 % no equilibrio.
Acidificación oceánica
editar
A gráfica de Bjerrum mostra as concentracións de equilibrio típicas en solución en auga de mar de dióxido de carbono e as diversas especies derivadas del, en función do pH.[8][9] A medida que a industralización humana está facendo incrementar a proporción de dióxido de carbono na atmosfera da Terra, a proporción de dióxido de carbono disolto no mar e na auga doce como ácido carbónico tamén se espera que se incremente. Este aumento no ácido disolto tamén se espera que acidifique ditas augas, xerando un descenso do pH.[21][22] Estimouse que o incremento de dióxido de carbono disolto causou xa unha diminución media do pH superficial do océano de aproximadamente 0,1 respecto dos niveis preindustriais.
Notas
editar- ↑ "Front Matter". Nomenclature of Organic Chemistry: IUPAC Recommendations and Preferred Names 2013 (Blue Book). Cambridge: The Royal Society of Chemistry. 2014. pp. P001–4. ISBN 978-0-85404-182-4. doi:10.1039/9781849733069-FP001.
- ↑ 2,0 2,1 2,2 Perrin, D. D., ed. (1982). Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution. IUPAC Chemical Data (2ª ed.). Oxford: Pergamon (publicado o 1984). "Carbonic Acid, H2CO3" entry. ISBN 0-08-029214-3. LCCN 82-16524.
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. p. 310. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ↑ 4,0 4,1 4,2 Loerting, Thomas; Tautermann, Christofer; Kroemer, Romano T.; Kohl, Ingrid; Hallbrucker, Andreas; Mayer, Erwin; Liedl, Klaus R.; Loerting, Thomas; Tautermann, Christofer; Kohl, Ingrid; Hallbrucker, Andreas; Erwin, Mayer; Liedl, Klaus R. (2000). "On the Surprising Kinetic Stability of Carbonic Acid (H2CO3)". Angewandte Chemie International Edition 39 (5): 891–4. PMID 10760883. doi:10.1002/(SICI)1521-3773(20000303)39:5<891::AID-ANIE891>3.0.CO;2-E.
- ↑ 5,0 5,1 Benz, Sebastian; Chen, Da; Möller, Andreas; Hofmann, Michael; Schnieders, David; Dronskowski, Richard (September 2022). "The Crystal Structure of Carbonic Acid". Inorganics (en inglés) 10 (9): 132. ISSN 2304-6740. doi:10.3390/inorganics10090132.
- ↑ Acid-Base Physiology 2.1 – Acid-Base Balance by Kerry Brandis.
- ↑ 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): 1332–5. Bibcode:1998Sci...279.1332H. PMID 9478889. doi:10.1126/science.279.5355.1332.
- ↑ 8,0 8,1 Pangotra, Dhananjai; Csepei, Lénárd-István; Roth, Arne; Ponce de León, Carlos; Sieber, Volker; Vieira, Luciana (2022). "Anodic production of hydrogen peroxide using commercial carbon materials". Applied Catalysis B: Environmental 303: 120848. doi:10.1016/j.apcatb.2021.120848.
- ↑ 9,0 9,1 Andersen, C. B. (2002). "Understanding carbonate equilibria by measuring alkalinity in experimental and natural systems". Journal of Geoscience Education 50 (4): 389–403. Bibcode:2002JGeEd..50..389A. doi:10.5408/1089-9995-50.4.389.
- ↑ Loerting, Thomas; Bernard, Juergen (2010). "Aqueous Carbonic Acid (H2CO3)". ChemPhysChem (11): 2305–9. doi:10.1002/cphc.201000220.
- ↑ 11,0 11,1 Winkel, Katrin; Hage, Wolfgang; Loerting, Thomas; Price, Sarah L.; Mayer, Erwin (2007). "Carbonic Acid: From Polyamorphism to Polymorphism". Journal of the American Chemical Society 129 (45): 13863–71. PMID 17944463. doi:10.1021/ja073594f.
- ↑ Housecroft, C.E.; Sharpe, A.G. (2005). Inorganic Chemistry (2ª ed.). Prentice-Pearson-Hall. p. 368. ISBN 0-13-039913-2. OCLC 56834315.
- ↑ 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.
- ↑ Lindskog S (1997). "Structure and mechanism of carbonic anhydrase". Pharmacology & Therapeutics 74 (1): 1–20. PMID 9336012. doi:10.1016/S0163-7258(96)00198-2.
- ↑ Sander, Rolf; Acree, William E.; Visscher, Alex De; Schwartz, Stephen E.; Wallington, Timothy J. (2022-01-01). "Henry’s law constants (IUPAC Recommendations 2021)". Pure and Applied Chemistry (en inglés) 94 (1): 71–85. ISSN 1365-3075. doi:10.1515/pac-2020-0302.
- ↑ Wang, Hongbo; Zeuschner, Janek; Eremets, Mikhail; Troyan, Ivan; Williams, Jonathon (27 de xaneiro de 2016). "Stable solid and aqueous H2CO3 from CO2 and H2O at high pressure and high temperature". Scientific Reports 6 (1): 19902. Bibcode:2016NatSR...619902W. PMC 4728613. PMID 26813580. doi:10.1038/srep19902.
- ↑ Stolte, Nore; Pan, Ding (4 de xullo de 2019). "Large presence of carbonic acid in CO2-rich aqueous fluids under Earth's mantle conditions". The Journal of Physical Chemistry Letters 10 (17): 5135–41. PMID 31411889. arXiv:1907.01833. doi:10.1021/acs.jpclett.9b01919.
- ↑ G. Saleh; A. R. Oganov (2016). "Novel Stable Compounds in the C-H-O Ternary System at High Pressure". Scientific Reports 6: 32486. Bibcode:2016NatSR...632486S. PMC 5007508. PMID 27580525. doi:10.1038/srep32486.
- ↑ IUPAC (2006). "Stability constants" (database).
- ↑ Pines, Dina; Ditkovich, Julia; Mukra, Tzach; Miller, Yifat; Kiefer, Philip M.; Daschakraborty, Snehasis; Hynes, James T.; Pines, Ehud (2016). "How Acidic Is Carbonic Acid?". J Phys Chem B 120 (9): 2440–51. PMC 5747581. PMID 26862781. doi:10.1021/acs.jpcb.5b12428.
- ↑ Caldeira, K.; Wickett, M. E. (2003). "Anthropogenic carbon and ocean pH". Nature 425 (6956): 365. Bibcode:2001AGUFMOS11C0385C. PMID 14508477. doi:10.1038/425365a.
- ↑ Sabine, C. L. (2004). "The Oceanic Sink for Anthropogenic CO2". Science 305 (5682): 367–371. Bibcode:2004Sci...305..367S. PMID 15256665. doi:10.1126/science.1097403. hdl:10261/52596. Arquivado dende o orixinal o 6 de xullo de 2008. Consultado o 22 de xuño de 2021.
Véxase tamén
editarBibliografía
editar- "Climate and Carbonic Acid" en Popular Science Monthly Volume 59, xullo de 1901.
- 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 ed.). 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 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): 1332–5. Bibcode:1998Sci...279.1332H. PMID 9478889. doi:10.1126/science.279.5355.1332.
- Hage, W.; Hallbrucker, A.; Mayer, E. (1995). "A Polymorph of Carbonic Acid and Its Possible Astrophysical Relevance". J. Chem. Soc. Faraday Trans. 91 (17): 2823–6. Bibcode:1995JCSFT..91.2823H. doi:10.1039/ft9959102823.