Acide carbonique

L'acide carbonique (acide nommé antique de d'air ou acide aérien de ) a la formule H₂CO₃ de . C'est également un nom parfois donné aux solutions de l'anhydride carbonique dans l'eau , qui contiennent un peu de H₂CO₃. Les sels des acides carboniques s'appellent les bicarbonates (ou les hydrogencarbonates) et les carbonates . C'est un acide faible . L'acide carbonique ne devrait pas être confondu avec de l'acide carbolique, un nom désuet pour le phénol .

L'anhydride carbonique s'est dissous dans l'eau est dans l'équilibre avec de l'acide carbonique : de
CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ La constante d'équilibre à 25°C est K_h= 1.70×10⁻³ : par conséquent, la majorité de l'anhydride carbonique n'est pas convertie en acide carbonique et ne reste pas comme molécules de CO₂. En l'absence d'a Le catalyseur , l'équilibre est atteint tout à fait lentement. Les constantes de taux de sont 0.039 ; s⁻¹ pour la réaction vers l'avant (CO₂ ; + ; H₂O ; → H₂CO₃) et 23 ; s⁻¹ pour la réaction d'inversion (H₂CO₃ ; → CO₂ ; + H₂O).

Rôle d'acide carbonique dans le sang

L'acide carbonique joue un rôle très important dans le sang mammifère. Quand CO₂ écrit le sang de diverses cellules, il est combiné avec de l'eau pour produire l'acide carbonique. Il a alors un H⁺ emporté de lui pour devenir le bicarbonate (HCO₃^-). Afin de transporter le bicarbonate qui est dans le jet de sang hors du corps, il écrit une autre globule rouge, a H⁺ attachée à lui à l'acide carbonique de forme de nouveau, puis a H₂O emporté de lui et est expulsé de la globule rouge comme CO₂. Alors l'anhydride carbonique est autorisé pour être expulsé hors des capillaires et dans les poumons.

L'équilibre entre l'anhydride carbonique et l'acide carbonique est très important pour commander l'acidité des liquides corporels, et presque toute la matière organique a une enzyme , l'anhydrase carbonique , qui de de catalyse la conversion entre les deux composés, augmentant le taux de réaction par un facteur presque de milliard.

Acidité d'acide carbonique

L'acide carbonique est le diprotic, c'est lui a deux hydrogens qui dissocient et ainsi deux constantes de dissociation de :

H₂CO₃ ⇌ K de de HCO₃⁻ + de H⁺ mole/l _a1 = 2.5×10⁻⁴ ; K de p _a1 = 3.

HCO₃⁻ ⇌ K de de CO₃²⁻ + de H⁺ mole/l _a2 = 5.61×10⁻¹¹ ; K de p _a2 = 10.

Le soin doit être pris en citant et en employant la première constante de dissociation de l'acide carbonique. La valeur citée ci-dessus est correcte pour la molécule de H₂CO₃, et prouve que c'est un acide plus fort que l'acide acétique ou l'acide formique : ceci pourrait être prévu de l'influence du substituant électronégatif de l'oxygène du . Cependant, l'acide carbonique existe seulement jamais en solution dans l'équilibre avec de l'anhydride carbonique, et ainsi la concentration de H₂CO₃ est beaucoup inférieure à la concentration de CO₂, réduisant l'acidité mesurée. L'équation peut être récrite comme suit (acide sulfureux c. ) :

de
CO₂ + H₂O ⇌ K de de HCO₃⁻ + de H⁺ mole/l _a = 4.30×10⁻⁷ ; K de p _a = 6.

Cette figure est citée comme constante de dissociation d'acide carbonique, bien que ce soit ambiguë : elle pourrait mieux désigné sous le nom de la constante d'acidité de l'anhydride carbonique, en tant qu'elle est particulièrement utile pour calculer le pH des solutions de CO₂.

pH et composition d'une solution d'acide carbonique

À une température donnée, la composition d'une solution pure d'acide carbonique (ou d'une solution pure de CO₂) est complètement déterminée par le p_ de

\ scriptstyle de pression partielle {CO_2}

d'anhydride carbonique au-dessus de la solution. Pour calculer cette composition, le compte doit être pris des équilibres ci-dessus entre les trois formes différentes de carbonate (H₂CO₃, HCO₃⁻ et CO₃²⁻) aussi bien que de l'équilibre de hydratation entre CO₂ et H₂CO₃ dissous avec le

\ scriptstyle constants K_h= \ frac {} {}

(voir ci-dessus) et de l'équilibre suivant entre le CO₂ dissous et le CO₂ gazeux au-dessus de la solution : ↔ CO₂ du

CO₂ (gaz) de (dissous) avec = de $\ scriptstyle \ frac {} {p_ {CO_2}} \ frac {1} {k_ \ mathrm {H}}$ où 29h76 du matin de k_H= (mole/l) à 25°C ( Henry constant)

Les équations correspondantes d'équilibre ainsi que la relation de $\ scriptstyle [OH^-] =10^ {- 14}$ et le résultat du $d'état de neutralité \ scriptstyle=++2$ dans six équations pour les six inconnus, et, prouvant que la composition de la solution est entièrement déterminée par le p_ de $\ scriptstyle {CO_2}$ . L'équation obtenue pour est une cubique dont la solution numérique rapporte les valeurs suivantes pour le pH et les différentes concentrations d'espèces :

Instabilité d'acide carbonique

On l'a longtemps identifié qu'il est impossible d'obtenir le bicarbonate pur d'hydrogène aux températures ambiantes (environ 20 °C ou °F) environ 70. Cependant, à 1991 scientifiques au Goddard Space Flight Center (Etats-Unis) de la NASA a réussi à faire les premiers échantillons purs de H₂CO₃. Ils ont fait ainsi en exposant un mélange congelé de l'eau et d'anhydride carbonique au rayonnement de grande énergie, et puis en chauffant pour enlever l'exès d'eau. L'acide carbonique qui est resté a été caractérisé par la spectroscopie infrarouge. Le fait que l'acide carbonique a été préparé en irradiant un plein mélange de H₂O + de CO₂ a provoqué des suggestions que H₂CO₃ pourrait être trouvé dans l'espace extra-atmosphérique, où congelé glace de H₂O et CO₂ sont communs, de même que les rayonnements et la lumière UV, pour les aider pour réagir. Le même polymorphe d'acide carbonique (acide bêta-carbonique dénoté) a été préparé par un cryotechnique à l'université d'Innsbruck : des couches alternatives de solutés vitreux de bicarbonate et d'acide ont été chauffées sous vide, qui cause le protonation du bicarbonate, et le dissolvant a été plus tard enlevé. Un deuxième polymorphe (acide alpha-carbonique dénoté) a été préparé par la même technique à l'université d'Innsbruck using le méthanol plutôt que l'eau comme dissolvant.

Il a été depuis montré, par des calculs théoriques, que la présence même d'une molécule simple de l'eau fait retourner l'acide carbonique à l'anhydride carbonique et à l'eau assez rapidement. L'acide carbonique pur est prévu pour être stable dans la phase gaseuse, en l'absence de l'eau, avec une demi vie calculée de 180.

Il y a un acide orthocarbonique acide hypothétique du qui est bien plus hydraté, étant H₄CO₄.

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