Чем больше человек узнает об окружающем его мире, тем больше осознает ограниченность и несовершенство своих знаний. Возьмем, к примеру, газированную воду. Как известно, данный напиток отличается от других тем, что в нем содержится в небольших дозах угольная кислота, которая сразу же начинает распадаться, как только мы открутим пробку на бутылке. Поэтому у нас не вызывает сомнений утверждение в учебнике химии о том, что данное вещество является крайне неустойчивым. В газовой фазе оно очень быстро превращается в смесь обычной воды и привычного углекислого газа. Однако, как показали последние исследования, с этим вполне можно поспорить. Но вначале давайте вспомним, что представляет собой данное вещество.

Что такое угольная кислота?

Формула этого химического соединения выглядит довольно просто: Н 2 СО 3 . Наличие двух атомов водорода указывает на то, что эта кислота является двухосновной, а ее неустойчивость говорит о ее слабости. Как известно, в воде происходит диссоциация кислот, и рассматриваемое соединение не подпадает под исключение. Впрочем, здесь есть одна особенность: из-за наличия двух оснований данный процесс происходит в два этапа:

H 2 СО 3 ↔ Н + + НСО 3 - ,

НСО 3 - ↔ Н + + СО3 2- .

При взаимодействии с сильным основанием угольная кислота образовывает нормальные или кислые карбонаты. Последние отличаются тем, что у них замещается не два, а всего лишь один атом водорода. Ярким примером нормального карбоната является стиральная сода (Na 2 CO 3), а роль образца гидрокарбоната может играть пищевая сода (NaHCO 3).

Что удалось обнаружить ученым?

При протонировании безводного бикарбоната калия (КНСО 3) при температуре -110 o C водород выбивает атом К. В результате получается очень чистая угольная кислота. Позже был найден еще более легкий способ - нагрев в вакууме NH 4 HCO 3 . В результате такого разложения бикарбоната аммония выделяется аммоний и формируется безводная угольная кислота. Последняя проявляет удивительную стабильность при сублимации в вакууме. Когда ученые начали исследовать данный парадокс, оказалось, что причина кроется в значении энергетического барьера. Для безводного соединения Н 2 СО 3 он составляет 44 ккал/моль, а когда есть вода, его величина оказывается почти в два раза ниже - 24 ккал/моль. Так что при соответствующих условиях угольная кислота вполне может пребывать в свободном виде. Впрочем, данное открытие интересно не только с точки зрения теории химии. Его практическая ценность в том, что оно позволило по-новому изучить процесс дыхания. Теперь ученые считают, что формирование в живом организме угольной кислоты ускоряется при помощи особого фермента, и как раз это и позволяет быстро удалять углекислый газ из клеток сначала в кровь, а затем в легкие.

Данным открытием также не преминули воспользоваться астрономы: свободное состояние углекислоты позволило им провести ее спектральный анализ, и теперь это соединение можно будет идентифицировать в атмосфере окружающих нас планет. Все это наводит на мысль о том, что в мире еще полно различных тайн и секретов. Похоже, современные учебники не раз придется переписывать, уточняя старые и открывая новые знания.

Общие сведения Угольная кислота́ слабая двухосновная кислота. В чистом виде не выделена. Образуется в малых количествах при растворении углекислого газа в воде, в том числе и углекислого газа из воздуха. Образует ряд устойчивых неорганических и органических производных: соли (карбонаты и гидрокарбонаты), сложные эфиры, амиды и др.

Разложение При повышении температуры раствора и/или понижении парциального давления диоксида углерода равновесие в системе смещается влево, что приводит к разложению части угольной кислоты на воду и диоксид углерода. При кипении раствора угольная кислота разлагается полностью:

Получение Угольная кислота образуется при растворении в воде диоксида углерода. Содержание угольной кислоты в растворе увеличивается при понижении температуры раствора и увеличении давления углекислого газа. Также угольная кислота образуется при взаимодействии её солей (карбонатов и гидрокарбонатов) с более сильной кислотой. При этом бо́льшая часть образовавшейся угольной кислоты, как правило, разлагается на воду и диоксид углерода

Применение Угольная кислота всегда присутствует в водных растворах углекислого газа (газированная вода). В биохимии используется свойство равновесной системы изменять давление газа пропорционально изменению содержания ионов оксония (кислотности) при постоянной температуре. Это позволяет регистрировать в реальном времени ход ферментативных реакций, протекающих с изменением pH раствора

Органические производные Угольную кислоту формально можно рассматривать как карбоновую кислоту с гидроксильной группой вместо углеводородного остатка. В этом качестве она может образовывать все производные, характерные для карбоновых кислот. Некоторые представители подобных соединений перечислены в таблице. Класс соединений Пример соединения Сложные эфиры поликарбонаты Хлорангидридыфосген Амидымочевина Нитрилыциановая кислота Ангидридыпироугольная кислота

Оксид углерода (IV), угольная кислота и ее соли

Диоксид углерода СО 2 (углекислый газ) - при обычных условиях это газ без цвета и запаха, слегка кисловатого вкуса, тяжелœее воздуха примерно в 1,5 раза, растворим в воде, достаточно легко сжижается (при комнатной температуре под давлением около 60 ∙ 10 5 Па его можно превратить в жидкость). При охлаждении до −56,2ºС жидкий диоксид углерода затвердевает и превращается в снегообразную массу.

Во всœех агрегатных состояниях состоит из неполярных линœейных молекул. Химическое строение молекулы СО 2 определяется sp-гибридизацией центрального атома углерода и образованием дополнительных π р-р -связей: О = С = О.

Некоторая часть растворенного в воле СО 2 взаимодействует с ней сообразованием угольной кислоты:

СО 2 + Н 2 О ↔ СО 2 ∙ Н 2 О ↔ Н 2 СО 3 .

Углекислый газ очень легко поглощается растворами щелочей с образованием карбонатов и гидрокарбонатов:

СО 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O; СО 2 + NaOH = NaHCO 3 .

Молекулы СО 2 очень устойчивы термически, распад начинается только при температуре 2000ºС. По этой причине диоксид углерода не горит и не поддерживает горения обычного топлива. Но в его атмосфере горят некоторые простые вещества, атомы которых проявляют большое сродство к кислороду, к примеру, магний при нагревании загорается в атмосфере СО 2 .

Угольная кислота H 2 CO 3 – соединœение непрочное, существует только в водных растворах. Большая часть растворенного в воде углекислого газа находится в виде гидратированных молекул CO 2 , меньшая – образует угольную кислоту.

Водные растворы, находящиеся в равновесии с CO 2 атмосферы, являются кислыми: = 0,04 М и рН ≈ 4.

Угольная кислота – двухосновная, относится к слабым электролитам, диссоциирует ступенчато (К 1 = 4, 4 ∙ 10 −7 ; К 2 = 4, 8 ∙ 10 −11). При растворении CO 2 в воде устанавливается следующее динамическое равновесие:

H 2 O + CO 2 ↔ CO 2 ∙ H 2 O ↔ H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 −

При нагревании водного раствора углекислого газа растворимость газа понижается, CO 2 выделяется из раствора, и равновесие смещается влево.

Будучи двухосновной, угольная кислота образует два ряда солей: средние соли (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты). Большинство солей угольной кислоты бесцветны. Из карбонатов растворимы в воде лишь соли щелочных металлов и аммония.

В воде карбонаты подвергаются гидролизу, и в связи с этим их растворы имеют щелочную реакцию:

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ NaHCO 3 + NaOH.

Дальнейший гидролиз с образованием угольной кислоты в обычных условиях практически не идет.

Растворение в воде гидрокарбонатов также сопровождается гидролизом, но в значительно меньшей степени, и среда создается слабощелочная (рН ≈ 8).

Карбонат аммония (NH 4) 2 CO 3 отличается большой летучестью при повышенной и даже при обычной температуре, особенно в присутствии паров воды, которые вызывают сильный гидролиз.

Сильные кислоты и даже слабая уксусная кислота вытесняют из карбонатов угольную кислоту:

K 2 CO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 .

В отличие от большинства карбонатов, всœе гидрокарбонаты в воде растворимы. Οʜᴎ менее устойчивы, чем карбонаты тех же металлов и при нагревании легко разлагаются, превращаясь в соответствующие карбонаты:

2KHCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ;

Ca(HCO 3) 2 = CaCO 3 + H 2 O + CO 2 .

Сильными кислотами гидрокарбонаты разлагаются, как и карбонаты:

KHCO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + H 2 O + CO 2

Из солей угольной кислоты наибольшее значение имеют карбонат натрия (сода), карбонат калия (поташ), карбонат кальция (мел, мрамор, известняк), гидрокарбонат натрия (питьевая сода) и основной карбонат меди (CuOH) 2 CO 3 (малахит).

Основные соли угольной кислоты в воде практически нерастворимы и при нагревании легко разлагаются:

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O.

Термическая устойчивость карбонатов зависит от поляризационных свойств ионов, входящих в состав карбоната. Чем больше поляризующее действие оказывает катион на карбонат-ион, тем ниже температура разложения соли. В случае если катион способен легко деформироваться, то карбонат-ион сам также будет оказывать поляризующее действие на катион, что приведет к резкому снижению температуры разложения соли.

Карбонаты натрия и калия плавятся без разложения, а большинство остальных карбонатов при нагревании разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

MgCO 3 = MgO + CO 2 .

Оксид углерода (II)

Молекула СО имеет следующую структуру

: С≡ О:

Две связи образованы за счёт спаривания 2р-электронов атомов углерода и кислорода, третья связь образована по донорно-акцепторному механизму за счёт свободной 2р-орбитали углерода и 2р-электронной пары атома кислорода. Дипольный момент молекулы незначителœен, при этом эффективный заряд на атоме углерода отрицательный, а на атоме кислорода – положительный.

Поскольку строение молекулы СО сходно со строением молекулы азота͵ похожи их физические свойства. СО имеет очень низкие температуры плавления (- 204ºС) и кипения (- 191,5ºС), это бесцветный, очень ядовитый газ, без запаха, совсœем немного легче воздуха. Плохо растворим в воде, и с ней не взаимодействует.

СО считается несолеобразующим оксидом, т.к. при обычных условиях не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами. Он образуется при горении угля и углеродистых соединœений при ограниченном доступе кислорода, также при взаимодействии углекислого газа с раскаленным углем: СО 2 + С = 2СО.

В лаборатории его получают из мурвьиной кислоты действием на нее концентрированной серной кислоты при нагревании:

НСООН + H 2 SO 4 (конц.) = CO + H 2 SO 4 ∙ H 2 O.

Можно использовать также и щавелœевую кислоту. Серная кислота в этих реакциях выступает как водоотнимающее средство.

В обычных условиях СО химически достаточно инœертен, но при нагревании проявляет восстановительные свойства, что широко используется в пирометаллургии для получения некоторых металлов: Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 .

На воздухе СО горит голубоватым пламенем с выделœением большого количества теплоты: 2СО + О 2 = 2СО 2 + 569 кДж.

Помимо кислорода на прямом солнечном свету или в присутствии катализатора (активного угля) СО соединяется с хлором, образуя фосген:

СО + Cl 2 = COCl 2 .

Фосген – бесцветный газ с характерным запахом. В воде он малорастворим, но как хлорангидрид угольной кислоты постепенно гидролизуется по схеме: COCl 2 + 2H 2 O = 2HCl + H 2 CO 3 . Вследствие высокой токсичности фосген применяли как боевое отравляющее средство в первую мировую войну. Обезвредить его можно с помощью гашеной извести.

При нагревании СО окисляется и серой: СО + S = COS.

Молекула СО может выступать в качестве лиганда в различных комплексных соединœениях. За счёт несвязывающей электронной пары углерода она проявляет σ-донорные свойства, а за счёт свободных π-разрыхляющих орбиталей проявляет π-акцепторные свойства. Особый интерес представляют карбонильные комплексы d-металлов, т.к. термическим разложением карбонилов получают металлы высокой чистоты.