Угольная кислота и ее соли

Взаимодействие углекислого газа с водой

Синтезы с участием атомов углерода активно используются в органической химии, так как углерод способен соединять различные атомы и молекулы. Ключевым неорганическим соединением выступает оксид углерода(IV), известный как углекислый газ (CO2). Это химически активное и устойчивое вещество. В биологическом плане оно незаменимо: служит базовым источником углерода для процессов фотосинтеза в растениях, а в живых клетках является конечным продуктом окисления различных органических соединений.

При контакте с водой углекислый газ демонстрирует умеренную растворимость. В процессе растворения протекает обратимая реакция, продуктом которой выступает угольная кислота (H2CO3). Важно понимать, что это крайне неустойчивое соединение, проявляющее свойства слабой кислоты. В реальных условиях в форму кислоты преобразуется не более 0,2% от всего объема растворенного газа. Именно присутствие этой кислоты придает характерный чуть кислый вкус воде, которую насыщают газом под давлением для получения «газировки».

Карбонаты и гидрокарбонаты: получение и растворимость

Химические свойства угольной кислоты позволяют ей образовывать два класса солей: средние (карбонаты) и кислые (гидрокарбонаты).

Образование средних солей происходит при поглощении углекислого газа твердыми щелочами или их растворами. Например, реакция с гидроксидом натрия дает классический карбонат натрия (Na2CO3). Получение кислых солей требует особых условий: они формируются либо при пропускании избытка CO2 через раствор, либо при постепенном, аккуратном добавлении сильной кислоты к раствору карбоната.

Правила растворимости для этих двух классов существенно различаются.

• Карбонаты в большинстве своем нерастворимы — в осадок выпадают соли многих двухзарядных катионов (кальций, магний, железо(II)). Исключение составляют лишь хорошо растворимые карбонаты аммония и щелочных металлов.
• Гидрокарбонаты растворяются в воде значительно лучше, причем это правило распространяется и на кислые соли двухзарядных металлов.

Интересный парадокс наблюдается у солей натрия: питьевая сода (NaHCO3) растворяется в воде значительно хуже, чем средняя соль (Na2CO3). На этом свойстве основан метод её получения: если через концентрированный раствор карбоната натрия пропустить углекислый газ, гидрокарбонат выпадает в осадок.

Природной иллюстрацией перехода солей из одного состояния в другое служит карст — процесс разрушения массивов известняка с образованием пещер. Нерастворимый карбонат кальция под действием воды и растворенного углекислого газа превращается в растворимый гидрокарбонат кальция и постепенно вымывается.

Гидролиз и кислотно-основное равновесие

В водных растворах соли угольной кислоты подвергаются гидролизу, но степень его протекания жестко зависит от типа соли.

Средние соли (карбонат натрия) гидролизуются в весьма значительной степени. При концентрации раствора в 0,1 моль/л степень гидролиза достигает 4%, а водородный показатель (pH) поднимается до 11,7. Вывод: в растворе эта соль функционирует как сравнительно сильное основание.

Гидрокарбонаты подвержены гидролизу в гораздо меньшей степени. Раствор питьевой соды имеет pH около 8,5, то есть основные свойства в нем выражены сильнее, чем кислотные. Главная химическая особенность кислых солей — их амфотерность. Они способны реагировать как с типичными кислотами, так и с сильными щелочами (например, KOH).

Биологическая роль гидрокарбоната натрия огромна. Он является постоянным компонентом крови человека, выполняя функцию важнейшей буферной системы. Его главная задача — быстрая нейтрализация паров агрессивных кислот, попадающих в организм из атмосферного воздуха.

Отношение к кислотам и нагреванию

Если к любой соли угольной кислоты добавить сильную кислоту в избытке, угольная кислота немедленно вытесняется и сразу разлагается на воду и углекислый газ. Выделение пузырьков CO2 служит надежным признаком реакции даже для нерастворимых в воде карбонатов при действии на них разбавленных растворов сильных кислот.

Термическая устойчивость солей подчиняется строгим закономерностям. Общее правило гласит: подавляющее большинство карбонатов при нагревании разрушается с выделением оксида углерода(IV).

• Особенно малой устойчивостью к нагреву отличается карбонат аммония.
• Уникальными свойствами обладают лишь карбонаты щелочных металлов (натрия, калия). Они способны плавиться без химического разложения (температура плавления Na2CO3 составляет 851 °C).
• Известняк (CaCO3) при нагревании подвергается термическому разложению на известь (CaO) и углекислый газ. При нагреве до 950 °C процесс идет практически полностью в прямом направлении. В температурном интервале 700–900 °C реакция является типично обратимой, а равновесие можно смещать путем изменения давления углекислого газа.

Вопросы с занятий и экзамена

Что ещё разобрать по теме

• Запись уравнений гидролиза карбоната натрия и аммония с указанием среды.
• Амфотерные свойства гидрокарбонатов: уравнения реакций с HCl и KOH.
• Влияние давления углекислого газа на смещение равновесия при обжиге известняка.
• Буферные системы крови и механизм нейтрализации кислот.

Другие темы раздела «Глава 12. Элементы группы IVA»

Материал подготовлен преподавателями Школы Сеченова по учебной программе медицинских вузов. Носит образовательный характер.