- Structuur
- Molecuul
- Moleculaire interacties
- Zuiver koolzuur
- Eigendommen
- Synthese
- Ontbinding
- Vloeistof-damp-evenwicht
- Pure vaste stof
- Toepassingen
- Risico's
- Referenties
Het koolzuur is een anorganische verbinding, hoewel sommige discussies eigenlijk organisch zijn, de chemische formule H 2 CO 3 . Het is daarom een diprotisch zuur, dat in staat is om twee H + -ionen af te geven aan het waterige medium om twee moleculaire kationen H 3 O + te genereren . Hieruit ontstaan de bekende bicarbonaat (HCO 3 - ) en carbonaat (CO 3 2- ) ionen .
Dit eigenaardige zuur, eenvoudig, maar tegelijkertijd betrokken in systemen waar talrijke soorten deelnemen aan een vloeistof-damp-evenwicht, wordt gevormd uit twee fundamentele anorganische moleculen: water en kooldioxide. De aanwezigheid van onopgeloste CO 2 wordt waargenomen wanneer er een borrel in het water is dat naar de oppervlakte stijgt.
Glas met koolzuurhoudend water, een van de meest voorkomende dranken die koolzuur bevatten. Bron: Pxhere.
Dit fenomeen komt zeer regelmatig voor bij koolzuurhoudende dranken en koolzuurhoudend water.
In het geval van koolzuurhoudend of belucht water (bovenste afbeelding) is een zodanige hoeveelheid CO 2 opgelost dat de dampspanning meer dan het dubbele is van de atmosferische druk. Als je de dop eraf haalt, vermindert het drukverschil in de fles en de buitenkant de oplosbaarheid van CO 2 , waardoor er bellen verschijnen die uit de vloeistof ontsnappen.
In mindere mate gebeurt hetzelfde in elke hoeveelheid zoet of zout water: bij verhitting geven ze hun opgeloste CO 2 -gehalte vrij .
Echter, CO 2 is niet alleen opgelost, maar ondergaat veranderingen in het molecuul die veranderen in H 2 CO 3 ; een zuur dat een te korte levensduur heeft, maar voldoende om een meetbare verandering in de pH van het waterige oplosmiddelmedium te merken, en ook een uniek carbonaatbuffersysteem genereert.
Structuur
Molecuul
Koolzuurmolecuul weergegeven door een bolletjes-en-staafmodel. Bron: Jynto en Ben Mills via Wikipedia.
Hierboven hebben we het H 2 CO 3 -molecuul , weergegeven door bollen en staven. De rode bollen komen overeen met de zuurstofatomen, de zwarte met het koolstofatoom en de witte met de waterstofatomen.
Merk op dat je uitgaande van de afbeelding een andere geldige formule voor dit zuur kunt schrijven: CO (OH) 2 , waarbij CO de carbonylgroep wordt, C = O, gekoppeld aan twee hydroxylgroepen, OH. Aangezien er twee OH-groepen zijn die hun waterstofatomen kunnen afstaan, wordt nu duidelijk waar de H + -ionen die in de omgeving vrijkomen vandaan komen.
Moleculaire structuur van koolzuur.
Merk ook op dat de formule CO (OH) 2 kan worden geschreven als OHCOOH; dat wil zeggen van het RCOOH-type, waarbij R in dit geval een OH-groep is.
Het is om deze reden, naast het feit dat het molecuul bestaat uit zuurstof-, waterstof- en koolstofatomen, maar al te vaak in de organische chemie, dat koolzuur door sommigen wordt beschouwd als een organische verbinding. In het synthesegedeelte zal echter worden uitgelegd waarom anderen het als anorganisch en niet-organisch van aard beschouwen.
Moleculaire interacties
Van het molecuul H 2 CO 3 kan worden opgemerkt dat de geometrie ervan een trigonaal vlak is, met de koolstof in het midden van de driehoek. In twee van zijn hoekpunten heeft het OH-groepen, die waterstofbruggen zijn; en in de andere overblijvende, een zuurstofatoom van de groep C = O, acceptor van waterstofbindingen.
H 2 CO 3 heeft dus een sterke neiging tot interactie met protische of geoxygeneerde (en stikstofhoudende) oplosmiddelen.
En toevallig voldoet water aan deze twee kenmerken, en de affiniteit van H 2 CO 3 ervoor is zodanig dat het vrijwel onmiddellijk een H + opgeeft en een hydrolyse-evenwicht begint te ontstaan waarbij de soorten HCO 3 - en H 3 O betrokken zijn. + .
Dat is de reden waarom de aanwezigheid van water koolzuur afbreekt en het te moeilijk maakt om het als een zuivere verbinding te isoleren.
Zuiver koolzuur
Terugkerend naar de H 2 CO 3 molecule , niet alleen vlak, grondslag vormen van waterstofbindingen, maar het kan ook cis-trans-isomerie; Dit betekent dat we in de afbeelding het cis-isomeer hebben, waarbij de twee H's in dezelfde richting wijzen, terwijl ze in het trans-isomeer in tegengestelde richtingen zouden wijzen.
De cis-isomeer is de meest stabiele van de twee en daarom is het de enige die gewoonlijk wordt weergegeven.
Een zuivere vaste stof van H 2 CO 3 bestaat uit een kristallijne structuur die bestaat uit lagen of vellen moleculen die in wisselwerking staan met laterale waterstofbruggen. Dit is te verwachten, aangezien het H 2 CO 3 -molecuul plat en driehoekig is. Wanneer het sublimeert, verschijnen cyclische dimeren (H 2 CO 3 ) 2 , die zijn verbonden door twee waterstofbruggen C = O-OH.
De symmetrie van de H 2 CO 3 -kristallen is op dit moment niet gedefinieerd. Men dacht dat het kristalliseerde als twee polymorfen: α-H 2 CO 3 en β-H 2 CO 3 . Echter, α-H 2 CO 3 , gesynthetiseerd uit een mengsel van CH 3 COOH-CO 2 , bleek in feite CH 3 OCOOH te zijn: een monomethylester van koolzuur.
Eigendommen
Er werd gezegd dat H 2 CO 3 een diprotisch zuur is, dus het kan twee H + -ionen afstaan aan een medium dat ze accepteert. Wanneer dit medium water is, zijn de vergelijkingen van zijn dissociatie of hydrolyse:
H 2 CO 3 (aq) + H 2 O (l) <=> HCO 3 - (aq) + H 3 O + (aq) (Ka 1 = 2.5 × 10 −4 )
HCO 3 - (aq) + H 2 O (l) <=> CO 3 2- (aq) + H 3 O + (aq) (Ka 2 = 4,69 × 10 −11 )
HCO 3 - is het bicarbonaat- of waterstofcarbonaatanion en CO 3 2- het carbonaatanion. Hun respectievelijke evenwichtsconstanten, Ka 1 en Ka 2, worden ook aangegeven . Aangezien Ka 2 vijf miljoen keer kleiner is dan Ka 1 , zijn de vorming en concentratie van CO 3 2- verwaarloosbaar.
Dus hoewel het een diprotisch zuur is, kan de tweede H + het nauwelijks merkbaar afgeven. De aanwezigheid van opgelost CO 2 in grote hoeveelheden is echter voldoende om het medium aan te zuren; in dit geval water, waarbij de pH-waarden worden verlaagd (onder 7).
Spreken van koolzuur is praktisch verwijzen naar een waterige oplossing waarin de soorten HCO 3 - en H 3 O + overheersen ; het kan niet worden geïsoleerd met conventionele methoden, aangezien de geringste poging de balans van de CO 2 -oplosbaarheid zou verschuiven naar de vorming van bellen die uit het water zouden ontsnappen.
Synthese
Ontbinding
Koolzuur is een van de gemakkelijkst te synthetiseren verbindingen. Hoe? De eenvoudigste methode is om met behulp van een rietje of rietje de lucht die we uitademen in een hoeveelheid water te laten borrelen. Omdat we in wezen CO 2 uitademen , zal het in het water borrelen en een klein deel ervan oplossen.
Wanneer we dit doen, treedt de volgende reactie op:
CO 2 (g) + H 2 O (l) <=> H 2 CO 3 (aq)
Maar op zijn beurt moet de oplosbaarheid van CO 2 in water in overweging worden genomen :
CO 2 (g) <=> CO 2 (aq)
Zowel CO 2 als H 2 O zijn anorganische moleculen, dus is H 2 CO 3 vanuit dit oogpunt anorganisch.
Vloeistof-damp-evenwicht
Hierdoor hebben we een evenwichtssysteem dat sterk afhankelijk is van de partiële CO 2 -druk en de temperatuur van de vloeistof.
Bijvoorbeeld, als de druk van CO 2 toeneemt (in het geval dat wij blaas de lucht met meer kracht door het rietje), meer H 2 CO 3 wordt gevormd en de pH wordt zuurder worden; sindsdien verschuift het eerste evenwicht naar rechts.
Anderzijds, als we verwarmen H 2 CO 3 oplossing , de oplosbaarheid van CO 2 in water zal dalen omdat het gas en het evenwicht zal dan naar links (er zal minder H 2 CO 3 ). Als we een vacuüm proberen aan te brengen, zal het vergelijkbaar zijn: de CO 2 ontsnapt net als de watermoleculen, waardoor de balans weer naar links verschuift.
Pure vaste stof
Het bovenstaande stelt ons in staat om tot een conclusie te komen: uit een H 2 CO 3- oplossing is er geen manier om dit zuur als een zuivere vaste stof te synthetiseren met een conventionele methode. Het is echter gedaan sinds de jaren 90 van de vorige eeuw, uitgaande van vaste mengsels van CO 2 en H 2 O.
Dit vast mengsel van 50% CO 2 H 2 O wordt gebombardeerd met protonen (een soort kosmische straling), zodat geen van de beide componenten ontsnappen en de vorming van H 2 CO 3 optreedt . Hiertoe CH 3 OH-CO 2 is het mengsel ook gebruikt (herinner α-H 2 CO 3 ).
Een andere methode is om hetzelfde te doen, maar direct droogijs te gebruiken, meer niet.
Op basis van de drie methoden konden NASA-wetenschappers tot één conclusie komen: puur koolzuur, vast of gasvormig, kan voorkomen in de ijzige satellieten van Jupiter, in gletsjers op Mars en in kometen, waar dergelijke vaste mengsels constant worden bestraald. door kosmische straling.
Toepassingen
Koolzuur is op zichzelf een nutteloze verbinding. Uit hun oplossingen kunnen echter bufferoplossingen op basis van de paren HCO 3 - / CO 3 2- of H 2 CO 3 / HCO 3 - worden bereid .
Dankzij deze oplossingen en de werking van het koolzuuranhydrase-enzym, dat aanwezig is in rode bloedcellen, kan de CO 2 die bij de ademhaling wordt geproduceerd in het bloed naar de longen worden getransporteerd, waar het uiteindelijk wordt afgegeven om buiten ons lichaam te worden uitgeademd.
Het borrelen van CO 2 wordt gebruikt om frisdranken het aangename en karakteristieke gevoel te geven dat ze in de keel achterlaten bij het drinken ervan.
Evenzo is de aanwezigheid van H 2 CO 3 van geologisch belang bij de vorming van kalkstenen stalactieten, omdat het ze langzaam oplost totdat ze hun puntige afwerkingen krijgen.
En aan de andere kant kunnen de oplossingen ervan worden gebruikt om sommige metallische bicarbonaten te bereiden; hoewel het hiervoor winstgevender en gemakkelijker is om direct een bicarbonaatzout te gebruiken (bijvoorbeeld NaHCO 3 ).
Risico's
Koolzuur heeft onder normale omstandigheden zo'n minimale levensduur (ze schatten ongeveer 300 nanoseconden) dat het praktisch onschadelijk is voor het milieu en voor levende wezens. Zoals eerder gezegd, betekent dat echter niet dat het geen verontrustende verandering in de pH-waarde van oceaanwater kan veroorzaken, met gevolgen voor de mariene fauna.
Aan de andere kant zit het echte "risico" in de opname van koolzuurhoudend water, aangezien de hoeveelheid CO 2 die erin wordt opgelost veel hoger is dan in gewoon water. Maar nogmaals, er zijn geen studies die hebben aangetoond dat het drinken van koolzuurhoudend water een dodelijk risico met zich meebrengt; als ze het zelfs aanbevelen om te vasten en indigestie te bestrijden.
Het enige negatieve effect dat wordt waargenomen bij degenen die dit water drinken, is het gevoel van volheid, omdat hun maag zich met gassen vult. Buiten dit (om nog maar te zwijgen van frisdranken, aangezien ze uit veel meer dan alleen koolzuur bestaan), kan worden gezegd dat deze verbinding helemaal niet giftig is.
Referenties
- Day, R., & Underwood, A. (1989). Kwantitatieve analytische chemie (vijfde ed.). PEARSON Prentice Hall.
- Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde druk). Mc Graw Hill.
- Wikipedia. (2019). Koolzuur. Hersteld van: en.wikipedia.org
- Danielle Reid. (2019). Koolzuur: video over vorming, structuur en chemische vergelijking. Studie. Hersteld van: study.com
- Götz Bucher & Wolfram Sander. (2014). Verduidelijking van de structuur van koolzuur. Vol. 346, uitgave 6209, blz. 544-545. DOI: 10.1126 / science.1260117
- Lynn Yarris. (22 oktober 2014). Nieuwe inzichten over koolzuur in water. Berkeley Lab. Hersteld van: newscenter.lbl.gov
- Claudia Hammond. (2015, 14 september). Is bruisend water echt slecht voor je? Hersteld van: bbc.com
- Jurgen Bernard. (2014). Vast en gasvormig koolzuur. Instituut voor Fysische Chemie. Universiteit van Innsbruck.