Ugljična kiselina

**Ugljična kiselina** je hemijski spoj sa hemijskom formulom  (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:
:CO2 + H2O  H2CO3
Hidratacijska konstanta ravnoteže na 25&nbsp; °C naziva se Kh, 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&nbsp; s−1 za reakciju naprijed (CO2&nbsp; + &nbsp;H2 Onbsp; → H2CO3 ) i 23&nbsp; s−1 za obrnutu reakciju (H2CO3&nbsp; → CO2&nbsp; + 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.&nbsp; 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−:

:H2CO3  HCO3^- + H+
:*K*a1 = 2.5×10−4; p*K*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; p*K*(app) = 6,35 na 25&nbsp;°C i ionska snaga = 0,0.
Dok se očigledni p*K*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−:
:HCO3^-CO3^{2-}{} + H+
:*K*a2 = 4,69×10−11; p*K*a2 = 10,329 na 25&nbsp;°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 \textstyle \frac{[\text{CO}_2]_{aq}}{p_{\text{CO}_2}} = \frac{1}{k_\text{H}}, 
gdje where 
*kH = 29,76 atm/(mol/L) (Henryjeva konstanta) na 25&nbsp;°C
::\Leftrightarrow [\text{CO}_2]_{aq} = p_{\text{CO}_2} / k_\text{H}
* ravnoteža hidratacije između otopljenih CO2 i H2CO3 sa konstantom K_h = \tfrac{[\text{H}_2\text{CO}_3]_{aq}}{[\text{CO}_2]_{aq}} (vidi gore)
::\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)
::\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: [\text{H}^+][\text{OH}^-] = 10^{-14}
* uvjet neutralnosti naboja: [\text{H}^+]=[\text{OH}^-]+[\text{HCO}_3^-]+2[\text{CO}_3^{2-}]
Pri izolaciji [HCO3&minus;] u prvoj disocijacijskoj ravnoteži, [HCO32&minus;] u drugoj didocijacijskoj ravnoteži i [OH&minus;]  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.)

* U ukupnom opsegu pritiska, pH je uvijek mnogo niži od p*K*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&minus;.
* 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 p*K*a12CO3] &gt; [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

## Reference 
## Dopunska literatura
*
*
*
* 
* 

## 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

Kategorija:Alkani
Kategorija:Karbonati
Kategorija:Mineralne kiseline
Kategorija:Neorganska hemija
Kategorija:Karboksilne kiseline