kunstbus

Ben jij de slimste mens? Test je kennisniveau op YaGooBle.com.
Dit artikel is 20 02 2018 15:58 voor het laatst bewerkt.

waterstofcarbonaat

(Mono)waterstofcarbonaat of (verouderd) bicarbonaat is een anion, een negatief geladen ion -een ion is een elektrisch geladen atoom of molecuul- met brutoformule HCO3. Het waterstofcarbonaat-ion bestaat uit een centraal koolstofatoom (C) omringd door drie zuurstofatomen (O). Op een der zuurstofatomen is nog een waterstof (H) gebonden. HCO3 is oplosbaar in water en heeft een molaire massa van 61,0168 g/mol. HCO3 is een verbinding van CO2 en hydroxyl-ionen OH-.

Een carbonaat (CO32–) is een anion van koolstof (C) en zuurstof (O), met brutoformule CO32–. Een carbonaat is de geconjugeerde base of zuurrest van diwaterstofcarbonaat oftewel koolzuur ook wel carbonzuur genoemd. Koolzuur is een anorganische verbinding met als brutoformule H2CO3 dat wordt gevormd bij het oplossen van koolstofdioxide (CO2) in water (H2O) volgens de evenwichtsreactie CO2 + H2O ⇆ H2CO3. Koolzuur (H2CO3) is slecht oplosbaar in water en er ontstaat altijd een evenwicht tussen de CO2 in oplossing (het koolzuur) en het CO2-gas boven de oplossing: CO2(aq) ⇆ CO2(g) . Koolzuur is uit zijn oplossing niet isoleerbaar, aangezien het uiterst onstabiel is.
Koolzuur is zelf niet zuur maar wel een tweewaardig zwak zuur, ofwel het kan twee verzurende waterstofionen H+ afstaan in een evenwichtsreactie. In water (H2O) splitst dit zwakke zuur zich gedeeltelijk in twee stappen: H2CO3 + H2O ⇆ H3O+ (of H+) + HCO3 ⇆ 2H+ + CO32-. Het CO32- is het carbonaat.

De vrijgekomen H+-ionen in bovenstaande reactie maken de oplossing zuurder. Een waterige oplossing wordt zuur genoemd wanneer de zuurgraad (pH) lager is dan 7 en basisch wanneer de zuurgraad (pH) hoger is dan 7. De H staat voor hydronium(waterstof)-ionen (H+).  H+ kan niet op zichzelf bestaan en (reageert niet maar) verbindt zich losjes met H2O tot het hydronium H3O+. Vandaar dat H3O+ vaak eenvoudig als H+ wordt genoteerd. Hoe meer H+ ionen hoe zuurder de waterige oplossing, dus (vanwege een ingewikkelde/logaritmische notering) hoe lager de pH-waarde. Omdat de pH schaal logaritmisch is staat een verlaging van de pH met 0,3 overigens al voor een verdubbeling van de hoeveelheid zure componenten. De pH van een waterige oplossing is direct afhankelijk van de verhouding CO2 en HCO3. Stijging van de HCO3-concentratie leidt tot een stijging van de pH. Stijging van de CO2 leidt tot een daling van de pH. Zuren en basen reageren met elkaar in een proces dat neutralisatie (richting pH = 7 (bij kamertemperatuur)) genoemd wordt.

In bovenstaande evenwichtsreactie van koolzuur naar carbonaat krijg je dus eerst hydronium (H3O+(aq))  + waterstofcarbonaat (HCO3(aq)) waardoor je een lagere pH krijgt. Zoals gezegd is koolzuur een tweewaardig zwak zuur. Het waterstofcarbonaat-ion, de geconjugeerde base van het koolzuur, zal wederom een waterstofion afstaan, waaruit meer hydronium en het carbonaat-ion (CO32-) ontstaat, de zogenaamde geconjugeerde base of zuurrest van het koolzuur. Deze chemische evenwichtsreacties waarin hydronium-ionen (H3O+ of H+) vrijkomen verklaart waarom water dat normaal een neutrale pH van 7 heeft, een zure pH van 5,5 krijgt wanneer het wordt blootgesteld aan lucht (met daarin koolstofdioxide (CO2)). De zuurgraad van de oplossing hangt uiteindelijk af van de verhoudingen in de concentraties CO2 : HCO3 : CO32- ontstaan door de evenwichtsreacties. Welke kant deze evenwichtsreacties opgaan wordt bepaald door de druk in de oplossing, de temperatuur en het zoutgehalte.

Een carbonaat is een zout. In de chemie is een zout een ionaire verbinding tussen positieve en negatieve ionen, respectievelijk kationen en anionen. In een zout zijn de positieve en negatieve ionen in een zodanige verhouding aanwezig, dat de stof als geheel neutraal van lading is. Carbonaten zijn meestal vaste stoffen doordat een ionaire binding zo sterk is dat een kristalstructuur wordt gevormd. De meeste carbonaten zijn kleur- en reukloos. Met uitzondering van de carbonaten van alkalimetalen zijn de carbonaten slecht oplosbaar in water. Het carbonaat dat het meeste voorkomt in de aardkorst is calciumcarbonaat (CaCO3). Andere voorbeelden van carbonaten zijn o.a. natriumcarbonaat/soda (Na2CO3), zilvercarbonaat (Ag2CO3), lood(II)carbonaat (PbCO3) en het in dit artikel besproken (mono)waterstofcarbonaat (HCO3) en diwaterstofcarbonaat (H2CO3).

Ook waterstofcarbonaat is dus een zout. De naam van een zout krijg je door de namen van het positieve en het negatieve ion achter elkaar te plaatsen. Bij waterstofcarbonaat heeft een positief waterstofatoom (waterstof kan zowel positief (H+) als negatief (H) geladen zijn) zich verbonden met het negatief geladen carbonaat CO32– tot het negatieve waterstofcarbonaat HCO3.

Het (mono)waterstofcarbonaat-ion is of de geconjugeerde base (zuurrest) van diwaterstofcarbonaat (koolzuur/H2CO3) of het geconjugeerd zuur van het carbonaat-anion (CO32-). Derhalve kan het opgevat worden als een amfolyt/amfoteer deeltje. Amfolyten kunnen zowel waterstofionen (H+) opnemen als afstaan. Het zijn dus stoffen die zowel als een zuur of als een base kunnen reageren. Hierop berust de bufferende/neutraliserende werking van het waterstofcarbonaat:

waterstofcarbonaat-ion reageert met een zuur tot water en koolstofdioxide: HCO3 + H+ ⇆ H2CO3 ⇆ CO2 + H2O.
waterstofcarbonaat-ion reageert met een base tot water en carbonaat: HCO3 + OH- ⇆ CO32- + H2O.

Het waterstofcarbonaat-ion speelt daarom een belangrijk rol bij het reguleren van de pH van waterige oplossingen.

In een zure bodem neutraliseert het bicarbonaat-ion aanwezige H+ ionen, zodat de grond minder zuur wordt. Hierdoor kunnen wortels van zuurminnende planten ijzer echter slecht opnemen.

Koolzuur (diwaterstofcarbonaat) is niet erg stabiel en valt gemakkelijk weer uit elkaar in kooldioxide en water, zodat bij het aanzuren van carbonaat- of bicarbonaatoplossingen het chemisch evenwicht verschuift en gasvormig koolstofdioxide ontstaat. Dit effect wordt wel gebruikt in bruistabletten. Deze worden gemaakt door een vast bicarbonaat en een vast zuur (citroenzuur bijvoorbeeld) samen te persen. In water gebracht lossen beide op en ontstaat door de aanzuring kooldioxide.

Koolzuur kan nog op een andere manier koolstofdioxide vormen: als opgelost koolzuur wordt verwarmd of de druk wordt verlaagd, ontstaat direct CO2-gas doordat het koolzuur dan minder goed oplost. Dit ziet er als volgt uit: CO32- + 2 H+ → CO2 + H2O. Ook bij verhitting van een bicarbonaat valt de stof uiteen en ontstaat kooldioxide. Dit effect wordt gebruikt in bakpoeder of cakemeel. Door het kooldioxide dat ontstaat in het deeg gaat het gebak in de oven rijzen.

De prik in frisdranken is afkomstig van het inbrengen van CO2 onder druk. Dit proces, waarbij een aanzienlijke hoeveelheid koolzuur ontstaat in de drank, noemt men carboniseren. Bij het openen van de fles frisdrank, valt de overdruk aan CO2 weg, waardoor het koolzuur in de drank langzaam uiteenvalt in CO2 en water. Bellen CO2 worden gevormd die een prikkelend gevoel geven in de mond, wat door veel mensen als aangenaam wordt ervaren.

Koolzuur is ook geologisch van belang, doordat het in staat is kalksteen op te lossen. In de gebonden vorm als calciumcarbonaat (CaCO3) komt het voor als kalksteen. Wanneer calciumcarbonaat wordt opgelost in zuur of wordt verhit zoals bij de productie van klinker en cement, komt koolstofdioxide weer vrij. De cementindustrie draagt voor ca. 5% bij aan de wereldwijde jaarlijkse uitstoot van het broeikasgas.

Oceanen
Kooldioxide (CO2) in de atmosfeer wordt geabsorbeerd door de oceanen in een evenwichtsreactie: CO2(aq) ⇆ CO2(g). In tegenstelling tot de dominante atmosferische gassen zuurstof  (O2) en stikstof (N2) lost kooldioxide niet alleen in zeewater op, maar reageert het ook met water. Het opgeloste kooldioxide CO2(aq) reageert met water en vormt het instabiele (di)waterstofcarbonaat (‘koolzuur’: H2CO3). Dit staat een proton (H+) af en vormt het bicarbonaat-ion (HCO3). Dit staat wederom een proton af en vormt het carbonaat-ion (CO32-): CO2 (aq) + H2O ⇆ H2CO3HCO3 + H+CO32- + H+. De vrijkomende protonen H+ verzuren de oceaan.

De verhoudingen in concentraties van CO2(aq), HCO3, CO32- in bovenstaande evenwichtsreactie worden bepaald door de chemische evenwichtsconstantes die afhangen van de druk in het water, de temperatuur en het zoutgehalte. Deze getallen zijn bekend en hieruit kun je afleiden dat bij een pH van 8.1 de concentraties aan CO2(aq), HCO3 en CO32- in zeewater ongeveer in de verhouding 0.5% : 86.5% : 13% horen te liggen. Dit geeft aan dat het grootste gedeelte van het opgeloste CO2 in de vorm van bicarbonaat-ionen aanwezig is en niet als CO2. Uit dezelfde bekende getallen kunnen we bijvoorbeeld voor oceaanwater ook nog afleiden: hoe meer CO2 (aq) hoe minder carbonaat-ionen, de concentratie HCO3 blijft ongeveer hetzelfde zolang de pH rond de 7-8 pH ligt.

De pH van de oceanen varieert van circa 7.8 tot 8.4 en is gemiddeld 8.1, de oceanen zijn dus licht basisch. Chemische veranderingen door meer CO2 leiden uiteindelijk tot een vermindering van de pH-waarde van het zeewater en verlaagde concentraties van carbonaat-ionen. De toename van de CO2-concentratie in de atmosfeer door humane emissies vindt plaats zonder vertraging en leidt tot globale opwarming. De verwerking van alle ‘extra’ CO2 uit de atmosfeer in de oceaan gaat echter veel minder snel. Door deze onbalans gaat het proces van verzuring nog even door tot er een nieuw evenwicht bereikt is. Ook al zouden er geen verdere CO2-emissies meer plaatsvinden.

Gewoon water
In water met kalk in de vorm van het redelijk oplosbare calciumwaterstofcarbonaat (Ca(HCO3)2), zijn in het water calcium (Ca2+) en waterstofcarbonaat HCO3-ionen aanwezig. Bij het verwarmen ontsnapt kooldioxide CO2 aan de lucht en ontstaat het vaste Calciumcarbonaat CaCO3(s):
Ca2+(aq) + 2(HCO3)(aq) ⇆ CaCO3(S) + CO2(aq) + H2O(l) ⇆ CaCO3(S) + CO2(g) + H2O(l).
Deze reactie is in feite een samenstelling van twee  evenwichtsreacties:
 De HCO3- ionen reageren met zichzelf (HCO3- is amfoteer) volgens het volgende chemisch evenwicht: HCO3- + HCO3-  ⇆ H2CO3 + CO32-.
 Het gevormde H2CO3 is onstabiel en valt uiteen in CO2 en H2O: H2CO3 + CO32- →  CO2(aq) + H2O + CO32-.
 Door het water te verwarmen neemt de oplosbaarheid van het koolzuurgas in water af en verdwijnt uit het water: CO2(aq) + H2O + CO32- ⇆  CO2(g) + H2O + CO32-.
 Het chemisch evenwicht probeert het verdwenen CO2 aan te vullen, en zorgt ervoor dat er nieuwe CO2 gevormd wordt: het chemisch evenwicht verschuift (volgens het principe van Le Châtelier) naar rechts. HCO3- gedraagt zich als een voorraadkast voor CO2.
Omdat door het aanvullen van het CO2 er ook CO32- wordt gevormd, dat niet uit de reactie verdwijnt, neemt de concentratie van de CO32- ionen toe. De aanwezige Ca2+ ionen zullen reageren met de nu in grote mate aanwezige CO32- ionen tot Calciumcarbonaat (ketelsteen): Ca2+(aq) + CO32-(aq) → CaCO3(s). Aangezien calciumcarbonaat slecht oplosbaar is in water, zal dit evenwicht sterk naar rechts liggen.

Creative Commons Bronnen:
 https://nl.wikipedia.org/wiki/Waterstofcarbonaat 
 http://natuurtijdschriften.nl/download?type=document&docid=568801
 https://klimaatverandering.wordpress.com/2015/01/12/faq-oceaanverzuring/
 https://dspace.ou.nl/bitstream/1820/6149/1/VMAB2012vj-M112-CO2-BINDING-PWAE20151002-nonedit.pdf
 https://www.knaw.nl/shared/resources/actueel/bestanden/141021minisymposiumoceanendebaar.pdf



Test je competentie op YaGooBle.com.

Pageviews vandaag: 106.