Т а б л и ц а 3. Свойства некоторых карбонильных комплексов 1 страница

Краткая характеристика элементов.

 

 

В главную подгруппу IV группы периодической системы входят элементы: углерод, кремний, германий, олово и свинец. Углерод и кремний являются типичными неметаллами, а олово и свинец – типичными металлами. Германий занимает промежуточное положение. При обычных температурах он полупроводник, имеет атомную кристаллическую решётку и очень хрупок, проявляет неметаллические свойства. Однако при повышенных температурах германий приобретает характерные металлические свойства, такие как пластичность и высокую электропроводность.

Атомы углерода, кремния, германия, олова и свинца в основном состоянии имеют сходную структуру внешнего электронного слоя и относятся к р-элементам:

C [He] 2s²2p²

Si [Ne] 3s²3p²3d⁰

Ge [Ar]3d¹⁰ 4s²4p²4d⁰

Sn [Kr]4d¹⁰ 5s²5p²5d⁰

Pb [Xe]4f¹⁴5d¹⁰ 6s²6p²6d⁰

Однако полными электронными аналогами являются только германий, олово и свинец – у них одинаковая электронная конфигурация и внешнего уровня и предыдущего подуровня. Они обладают близкими химическими свойствами.

Так как число неспаренных электронов в основном состоянии – 2, а в валентно-возбуждённом – 4, то основные валентности всех элементов II и IV. Начиная с кремния, р-элементы IV группы имеют вакантные d-орбитали. Это определяет возможность образования связей по донорно-акцепторному механизму и приводит к увеличению валентности в координационных соединениях до VI. Ввиду отсутствия d-подуровня у атома углерода его валентность в соединениях не может быть более IV, и углерод, в отличие от Si, Ge, Sn и Pb, не способен образовывать комплексные соединения. Это обстоятельство, а также самый маленький размер атома и наибольшая электроотрицательность углерода объясняют, почему химические свойства этого элемента существенно отличаются не только от химических свойств германия, олова и свинца, но и от химических свойств кремния.

Благодаря своему электронному строению и средним значениям электроотрицательности все элементы имеют характерные степени окисления -4, +2, +4. Как и у всех элементов главных подгрупп периодической системы, при движении сверху вниз устойчивость соединений «крайних» степеней окисления (-4 и +4) уменьшается, а степени окисления +2 увеличивается.

В таблице 1 приведены наиболее важные физико-химические свойства элементов IV-А подгруппы периодической системы.

 

Т а б л и ц а 1. Свойства углерода, кремния, германия, олова и свинца.

Свойство	C	Si	Ge	Sn	Pb
Атомный радиус, нм	0,077	0,118	0,139	0,158	0,175
Плотность, г/см3	3,51 (алмаз)	2,33	5,35	b-Sn 7,29 a-Sn 5,85	11,34
Относительная электроотрицательность по шкале Полинга (по шкале Олдреда-Рохова)	2,55 (2,50)	1,90 (1,74)	2,01 (2,02)	1,96 (1,72)	2,33 (1,55)
Твёрдость по шкале Мооса*			6,3	1,8	1,5
Температура плавления, 0С			958,5	231,8	327,4
Температура кипения, 0С
Сравнительная электропроводность (Hg=1)	-	полупро- водник	полупро- водник	7,2	4,6
Потенциал ионизации, эВ: Э0 Þ Э+ + е- Э+ Þ Э2+ + е- Э2+ Þ Э3+ + е- Э3+ Þ Э4+ + е-	11,26 24,38 47,87 64,19	8,15 16,34 33,46 45,13	8,13 15,95 34,20 45,70	7,30 14,56 30,70 39,40	7,42 14,91 31,97 42,10
Стандартные ОВ потенциалы, В Э2+ + 2е- Þ Э0 ЭО2 + 4Н+ + 4е- Þ Э0 + 2Н2О ЭО2 + 4Н+ + 2е- Þ Э2+ + 2Н2О	- +0,169 -	- -0,86 -	+0,247 -0,15 -0,3	-0,14 -1,06 +0,125	-0,125 +0,666 +1,47
Валентность	(II),(III), IV	(II), IV, VI	(II), IV, VI	II, IV, VI	II, (IV), (VI)
Содержание в земной коре, мас.%	0,48	27,6	7,0×10-4	8,0×10-3	1,6×10-3
Массовые числа природных изотопов	12, 13	28, 29,	74, 72, 70, 73, 76	120, 118, 116, 119, 117, 124, 122, 112, 114, 115	208, 206, 207, 204

^* Шкала твёрдости минералов предложенная немецким учёным Фридрихом Моосом. В ней минералы группируются в соответствии с относительной твёрдостью по десятибалльной шкале. Каждый минерал, занимающий определённое место на шкале, царапается минералами, стоящими выше него, т.е. более твёрдыми. Так алмаз (твёрдость 10) царапает рубин (9), рубин царапает топаз (8), топаз царапает кварц (7) и т.д.. Минералы с твёрдостью 1 и 2 считаются мягкими, 3–6 – средней твёрдости, выше 6 – твёрдыми.

 

 

УГЛЕРОД

 

Углерод (латинское Carboneum), C, элемент IV группы главной подгруппы II-го периода периодической системы Д.И.Менделеева, атомный номер 6, атомная масса 12,011. Углерод открыт, как элемент, А.Лавуазье в 1787 г. Известны два стабильных изотопа ¹²С (98,89 %) и ¹³С (1,11 %). Из радиоактивных изотопов наиболее важен ¹⁴С с периодом полураспада Т_1/2= 5,6 ^.10³ лет. Небольшие количества ¹⁴С (около 2^.10^-10 % по массе) постоянно образуются в верхних слоях атмосферы при действии нейтронов космического излучения на изотоп азота ¹⁴N. По удельной активности изотопа ¹⁴С в остатках биогенного происхождения определяют их возраст. И в научных исследованиях изотоп ¹⁴С широко используется в качестве изотопного индикатора. Углерод – типичный неметалл.

Среднее содержание углерода в земной коре составляет 0,48 % по массе. Углерод накапливается в верхней части земной коры – атмосфере и биосфере: его содержание в живом веществе - 18 %, древесине - 50 %, каменном угле - 80 %, нефти - 85 %, антраците - 96 %. Значительная часть углерода литосферы сосредоточена в известняках (СаСО₃), доломитах (MgCO₃^.CaCO₃) и других карбонатных породах. Огромное количество СО₂ выделяется при сжигании топлива. Свыше 90 % потребляемой в мире энергии вырабатывается из органического топлива.

Электронографические формулы валентного слоя углерода в основном и валентно-возбужденном состояниях имеют следующий вид

В атоме углерода, в отличие от всех других элементов (кроме водорода), число валентных электронов равно числу валентных орбиталей. Такое электронное строение атома и значение электроотрицательности ОЭО = 2,55 обуславливают уникальные свойства данного элемента. Углерод образует ковалентные связи со многими элементами, как с электроположительными, так и электроотрицательными. Углерод может проявлять валентность равную II и IV, характерные степени окисления –4, 0, +2, +4 (органических соединениях возможны другие степени окисления).

Важной особенностью углерода является то, что р-орбитали его атома перекрываясь с р-орбиталями атомов, имеющих близкие размеры (атомы С, N и О), способны образовывать прочные p-связи. Поэтому для углерода характерно образование гибридных орбиталей с разным числом р-электронов. Так sp-гибридизация (2 s- и 2 p-связи) реализуется у атомов углерода в молекулах C₂H₂, HCN и СО₂, sp²-гибридизация (3 s- и 1 p-связь) – в молекулах C₂H₄ и COCl₂, sp³-гибридизация (4s-сязи) – в молекулах CH₄ и CCl₄. При этом координационное число атома углерода меняется в пределах от 2 до 4. Атомный радиус С – 0,077 нм, ковалентные радиусы составляют в соединениях соответственно с одинарной, двойной и тройной связями - 0,077 нм, 0,067 нм, 0,060 нм.

Довольно прочная ковалентная связь С-С (энтальпия связи –347 кДж/моль) способствует образованию длинных цепей атомов углерода, связанных друг с другом одинарными, двойными или тройными связями, и, наряду с циклическими структурами, обуславливает многочисленность органических соединений (более 3,5 миллионов), изучаемых в курсе «Органическая химия». Однако, химия «органических» и «неорганических» соединений основывается на одних и тех же подходах, эти дисциплины неразрывно связаны между собой.

При обычных условиях углерод химически инертен, при высоких температурах он реагирует со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства.

 

Аллотропные модификации углерода. Известно пять аллотропных модификаций углерода: алмаз, графит, карбин, нанотрубки и фуллерены. Графит и алмаз были обнаружены в природе давно, а карбины, нанотрубки и фуллерены впервые синтезированы в лабораториях и сведения об их наличии в природе получены в последние десятилетия. Алмаз, графит и карбин являются бесконечными системами с регулярной структурой. Фуллерены, в отличие от них, - семейство индивидуальных, полиэдрических молекул, имеющих замкнутую структуру. Внешний вид, физические и химические свойства этих модификаций резко отличаются (таблица 2), что определяется разным типом связей, соединяющих атомы углерода в молекулах этих веществ.

 

Т а б л и ц а 2. Свойства основных аллотропных модификаций углерода

Модификация	Гибридизация	Длина связи, нм	Плотность, г/см3
Алмаз	sp3	0,148	3,515
Графит	sp2	0,142 (0,335)*	1,848
Фуллерен	sp2	0,144	1,651
Карбин	sp	0,125, 0,138 0,149**	1,917

^* Межслоевое расстояние. ^**Тройные, двойные и одинарные связи

.

 

Рис. 1. Кристаллические решетки аллотропных модификаций углерода.

 

 

Алмаз. В алмазе каждый атом углерода находится в состоянии sp³ гибридизации и образует четыре ковалентные связи с соседними атомами углерода, расположенными по вершинам тетраэдра (рис.1). Валентный угол между любыми связями составляет 109,28 градуса. В природе алмаз встречается в виде отдельных кристаллов, прозрачных в видимой области спектра, характеризующихся высокими коэффициентом преломления и твердостью.

Алмаз стабилен при высоких давлениях и метастабилен при нормальных условиях, хотя и может при них существовать неопределенно долго. При нагревании он переходит в графит при температурах 600¸700 ^оС, а при 800¸900 ^oС сгорает.

В настоящее время разработан синтез алмазов из графита при давлениях 4-10 ГПа и температурах 1000¸2500 ^оС в присутствии катализаторов.

Прозрачные кристаллы алмаза, после специальной огранки, называются бриллиантами. Они отличаются удивительной красотой, изумительной игрой света на гранях и поэтому являются самыми дорогими драгоценными камнями.

Алмазы применяют в различных инструментах для обработки твердых металлов и сплавов, минералов, стекол, в буровой технике, ювелирной промышленности при обработке драгоценных камней. При обычных условиях алмаз – диэлектрик, полупроводниковые свойства проявляет при высоких давлениях.

Графит. В слоистой структуре графита атомы углерода (sp²-гибридизация орбиталей) связаны в бесконечные плоскости, состоящие из правильных шестиугольников - гексагонов (рис.1). Расстояние между любыми соседними атомами углерода в плоскости слоя равно 0,142 нм, а между соседними слоями 0,335 нм. Каждый атом в слое связан с тремя соседними и углы между связями составляют 120⁰. В связях участвуют три неспаренных электрона из четырех. Оставшиеся электроны на негибридных перпендикулярных р-орбиталях образуют общую систему p-связей, которая делокализована в пределах всего слоя. Углеродные слои объединяются в кристаллическую решетку, в основном за счет межмолекулярных сил. Прочность химических связей в плоскости макромолекулы (716 кДж/моль) значительно больше, чем между слоями (всего 17 кДж/моль). Такое строение приводит к анизотропии физических свойств графита в направлениях, параллельном и перпендикулярном слоям. Этим определяется серый цвет, а также теплопроводность и электропроводность вдоль слоя.

Графит – один из самых мягких минералов. Эти свойства позволяют широко использовать графит в качестве материала скользящих контактов для электрических машин и в качестве твердой смазки. С химической точки зрения графит более активен, чем алмаз. Однако заметное окисление на воздухе начинается лишь при температуре выше 500^оС и даже при воздействии такого агрессивного реагента, как фтор, при комнатной температуре в течение 19 дней не наблюдается никаких изменений.

Графит может образовывать соединения включения с некоторыми атомами и молекулами (графитиды), при этом молекулы и атомы внедряются между слоями графита, которые не разрушаются и ведут себя как гигантские молекулы.

Графитовый слой может выступать как акцептор электронов при взаимодействии с сильными восстановителями и, наоборот, как донор электронов при взаимодействии с окислителями.

Наиболее легко образуются соединения графита с щелочными металлами. Для этого достаточно контакта графита с избытком жидкого или парообразного металла при температурах 300¸500 ^оС. Соединение калия с графитом КС₈ имеет вид желтой бронзы и обладает гораздо более высокой электропроводностью, чем сам графит. Реакции внедрения металла в межслоевое пространство графита экзотермичны и выделение теплоты возрастает в ряду: К (360), Rb (486), Cs (666 кДж/г.графита). Структурные исследования показали, что при внедрении атомов металла слои графита раздвигаются от 0,335 нм в графите до 0,540 нм в присутствии К, 0,565 нм - Rb, и 0,595 нм - Cs. Металл внедряется в виде катиона, отдавая свой электрон в графитовый слой. Графит, таким образом, является макроанионом.

Аналогичные соединения МС₈ непосредственно образуют щелочноземельные металлы (Ca, Sr, Ba) и лантаниды (Sm, Eu, Yb), но нагревание должно быть осторожным, т.к. перегрев ведет к образованию карбидов.

При контакте графита с газообразным или жидким бромом легко образуется соединение, состав которого отвечает формуле C₈Br. В этом соединении графит выступает в роли донора электронов. Формула указывает, на то, что в межслоевое пространство включается молекулярный бром с переносом одного электрона примерно на три молекулы брома. Аналогичное соединение с хлором крайне неустойчиво и существует при очень низких температурах (-78 ^оС). Иод вообще не образует соединений с графитом. Этот факт объясняется разницей в радиусах молекул галогенов и межслоевым расстоянием в графите. Однако существует соединение внедрения графита с молекулами IСl, у которых размер близок к размерам молекул Br₂.

фтор непосредственно не взаимодействует с графитом при обычных условиях. Но при температуре 350-400 ^оС образуется C₂F, а при 400-600 ^оС – (CF)_n – полифторуглерод. При этом цвет графита по мере увеличения содержания фтора постепенно изменяется от черного через тона коричневого и желтого к белому. В этих соединениях между фтором и углеродом образуются ковалентные связи. В результате этого графитовый слой теряет свою индивидуальность; угол С-С-С становится меньше 120 градусов, углеродный слой не плоский, а складчатый, длина связи С-С увеличивается, существенно уменьшается электропроводность. Полифторуглерод (CF)_n является изолятором.

При действии на графит сильных окислителей (KClO₃, KMnO₄ и др.) в крепких растворах серной кислоты образуются сложные соединения переменного состава (С₇О₄Н₂ – С₈О₄Н₃). В этих соединениях связь углерод-кислород также ковалентная, и межплоскостное расстояние увеличивается до 60 нм, а по мере увеличения содержания воды может достигать 120 нм. Кроме воды эти гидроксиды способны сорбировать другие полярные жидкости. Такие материалы используются для приготовления мембран, проницаемых для воды и непроницаемых для неполярных веществ.

Карбин. Путем окислительной конденсации ацетилена в 1963 г. (В.В.Коршак, А.М.Сладков, В.И.Касаточкин) получена новая модификация углерода, состоящая из ацетиленовых фрагментов …-СºС-СºС-…, в которых каждый атом углерода находится в состоянии sp-гибридизации. Ее назвали a-карбином, позднее это вещество было обнаружено в природе.

Карбин можно считать линейным полимером углерода.

a-Карбин – черный мелкокристаллический порошок, полупроводник: под действием света его электропроводность сильно возрастает. Расстояние между цепями у карбина меньше (0,295 нм), чем между слоями графита.

Получен также другой линейный полимер углерода - b-карбин:

 

…=С=С=С=…

 

Физическими и химическими методами доказано, что при действии озона a-карбин превращается в щавелевую кислоту, а b-карбин – в угольную. При нагревании до 800^о карбины превращаются в графит. В химическом отношении карбины более активны, чем графит.

Нанотрубки. Нанотрубки (или тубулены) были впервые получены в 1991 г. японским ученым Сумио Идзимо при электродуговом испарении графита в атмосфере аргона. На графитовом катоде в этом эксперименте наблюдался рост углеродных игл диаметром 4-30 нм и длиной до 2 мкм. Нанотрубки представляют собой цилиндры из «свернутого» графитового слоя. Поверхность таких трубок «выложена» правильными шестиугольниками (рис.1). Нанотрубки могут быть моно- и многослойными. Расстояние между слоями в многослойных трубках составляет 0,34 нм, что соответствует расстоянию между слоями в графите. Нанотрубки обладают рядом специфических свойств, связанных с их структурой. Так, например, при погружении в свинцовый расплав они частично заполняются свинцом за счет капиллярного эффекта.

Фуллерены. В 1990 г. получена ещё одна аллотропная модификация углерода – фуллерены. Они образуются при испарении графита в электрической дуге в вакууме или при испарении графита в атмосфере гелия при действии лазерного излучения. Фуллерены представляют собой замкнутые сферические многогранники, целиком построенные из атомов углерода в состоянии sp²-гибридизации и состоящие из 12 пентагональных и (n/2 – 10) гексагональных циклических многоугольников где n > 20 (рис.1). названия фуллеренов записываются как С₆₀, С₇₀, С₇₆ и т.д., где нижний индекс указывает число атомов углерода в одной сферической частице. Молекулы фуллеренов очень напоминают по форме футбольные или баскетбольные мячи. Доступная внутренняя полость фуллеренов имеет радиус 17 нм. Диаметр описанной вокруг фуллерена сферы – 71 нм.

Свое название фуллерены получили по фамилии архитектора Бакмистера Фуллера, разработавшего конструкцию куполообразных крыш, составленных из 5- и 6-угольников и образующих полусферу (патент 1954 г). Фуллерены обладают твердостью, термической стойкостью (С₆₀ испаряется при ~ 800 ^оС и возгоняется без разложения), устойчивостью к окислению, способностью к донорно-акцепторным взаимодействиям. Наличие внутренней полости позволяет получать новые соединения с фуллеренами, новые материалы повышенной твердости, селективные сорбенты, лекарства и др.

 

Кроме рассмотренных аллотропных модификаций существуют аморфные формы углерода: сажа, кокс, древесный уголь и животный уголь. Сажа и угли представляют собой тонкодисперсный мелкокристаллический графит. К аморфным модификациям углерода относится ещё одна форма углерода - стеклоуглерод, которую получили искусственным путём. Он состоит из связанных между собой фрагментов алмаза, графита и карбина. Стеклоуглерод – очень лёгкий, механически прочный, твердый, электропроводящий, коррозионно-устойчивый (устойчив к действию царской водки) и термостойкий материал. Он выдерживает нагревание до 3700 ^оС.

Графит и стеклоуглерод широко используются в качестве материала для электродов в процессах электролиза. Из стеклоуглерода изготавливают химическую посуду – тигли, стаканы, трубки и пр., а также рыболовные удочки, рамы спортивных велосипедов, корпуса лодок, летательных аппаратов, самолётов и ракет.

 

 

Неорганические соединения углерода с кислородом. Известны два устойчивых оксида углерода: СО и СО₂ и несколько неустойчивых оксидов, например, C₃O₂ .

Монооксид углерода СО (угарный газ) – бесцветный газ, без запаха, мало растворим в воде. Очень ядовит (предельно допустимая концентрация составляет 3 мг/см³), так как прочно связывается с гемоглобином крови (сильнее, чем О₂) и препятствует переносу О₂ в токе крови. Он образуется при горении угля в условиях недостатка кислорода.

 

С + 0,5 О₂ Þ СО ∆Н = -110,3 кДж.

 

Описание связи в молекуле СО удобно проводить по методу молекулярных орбиталей (МО) (рис.2).

 

Рис. 2. Диаграмма молекулярных орбиталей молекулы СO

 

Из схемы образования молекулярных орбиталей молекулы СО (рис.2) видно, что атомы углерода и кислорода связаны очень прочной тройной связью (одной s и двумя p связями). Кроме того, следует отметить, что электронная плотность на s_2S связывающей орбитали ориентирована ближе к атому кислорода, а электронная плотность на s_2S^* разрыхляющей орбитали (по энергии) ближе к атому углерода.

Монооксид углерода практически не растворим в воде и с ней не реагирует. Однако формально его можно рассматривать как ангидрид муравьиной кислоты, которая легко разлагается в присутствии концентрированной серной кислоты:

 

НСООН Þ Н₂О + СО.

 

Для молекулы СО наиболее характерны восстановительные свойства. Так уже при комнатной температуре СО восстанавливает соединения некоторых благородных металлов, например:

 

PdCl₂ + CO + H₂O Þ Pd + CO₂ + 2HCl

 

Однако, ввиду прочности связи в молекуле СО, ее восстановительные свойства проявляются обычно при высокой температуре. Оксид углерода как восстановитель широко используется в металлургической промышленности. Например, при получении железа протекает реакция:

 

Fe₂O₃ + 3CO Þ 2Fe + 3CO₂

 

Температуры восстановления оксидов металлов, в зависимости от их природы, варьируют от 300 до 1500 ^оС.

В присутствии катализатора (активированного угля) СО окисляется хлором при комнатной температуре с образованием дихлороксоуглерода (фосгена):

 

CO + Cl₂ Þ COCl₂.

 

При нагревании СО окисляется серой с образованием тиооксида углерода

СО + S Þ COS.

 

COS – бесцветный газ, без запаха, хорошо растворим в воде и медленно с ней реагирует, как галогенангидрид:

 

COS + 2H₂O Þ H₂S + H₂CO₃

 

При нагревании СО реагирует с О₂ с образованием диоксида углерода (углекислого газа).

СО + 0,5 О₂ Þ СО₂; ∆G⁰ = -256,9 кДж.

 

Диоксид углерода СО₂ – бесцветный газ, слегка кисловатый на вкус, в 1,5 раза тяжелее воздуха. Диоксид углерода образуется при сгорании любых углеродсодержащих веществ в избытке воздуха. При комнатной температуре СО₂ под давлением около 6000 кПа переходит в бесцветную жидкость. При ее охлаждении в результате испарения СО₂ образуется твердая снегообразная масса (сухой лед). Из рассмотрения строения молекулы СО₂ в рамках метода ВС видно, что в молекуле образуются две s-связи и две p-связи. Орбитали углерода находятся в состоянии sp-гибридизации и поэтому молекула СО₂ имеет линейную конфигурацию О=С=О.

СО₂ является составной частью воздуха (составляет ~0,03 % об.), образуется при различных процессах окисления органических веществ, в частности, при дыхании живых организмов, брожении, горении топлива, горении лесов и т.д, например,

 

С₆Н₁₂О₆ + 3О₂ Þ 6СО₂ + 6Н₂О

 

Диоксид углерода относится к «парниковым газам». Увеличение количества СО₂ в атмосфере может привести к повышению температуры атмосферы. Коротковолновое излучение Солнца нагревает Землю, а тепловое излучение Земли, более длинноволновое, способно поглощаться молекулами СО₂. В результате наблюдается повышение температуры атмосферы, а явление в целом называется «парниковым эффектом».

В промышленности СО₂ получают обжигом известняка:

 

СаСО₃ Þ СаО + СО₂

 

В лабораториях используют реакцию, проводимую в аппарате Киппа:

 

CaCO₃ + 2HCl Û CaCl₂ + CO₂ + H₂O

 

Диоксид углерода – кислотный оксид, легко реагирует со щелочами и основными оксидами

 

NaOH + CO₂ Þ NaHCO₃

 

Молекулы CО₂ – неполярны, поэтому плохо растворяются в воде, при 25 ^оС его растворимость составляет 0,03 моль/л. Процесс растворения можно представить следующим образом: сначала образуется гидрат Н₂О×СО₂, а затем идет медленное превращение его в молекулу кислоты Н₂СО₃.

Угольная кислота H₂CO₃ и её производные. Угольная кислота– очень слабый электролит. Равновесия в водном растворе, насыщенным СО₂, можно представить схемой:

 

СО₂ + Н₂О Û Н₂О×СО₂ Û Н₂СО₃ Û Н⁺ + НСО₃ Û 2Н⁺ + СО₃^2-

Равновесия смещены влево, поэтому большая часть растворенного диоксида углерода находится в растворе в виде гидрата СО₂×Н₂О, а не молекул кислоты Н₂СО₃, константы диссоциации которой равны:

 

К_a1 = = 4^.10^-7 К_a2 = = 4,8×10^-11.

Константа диссоциации К_a1 - кажущаяся, так как представленная в знаменателе [H₂CO₃] в действительности представляет сумму [H₂CO₃]+[CO₂×H₂O]. Однако применение К_a1 в представленной выше форме в практических расчётах не приводит к ошибкам. Молекулы H₂CO₃ существуют только в растворе и не выделены в виде индивидуального вещества.

Соли угольной кислоты – карбонаты обычно мало растворимы в воде, хорошо растворимы только соли щелочных металлов и аммония. Симметричный карбонат ион – СО₃^2- представляет собой плоский треугольник (sp²-гибридизация атомных орбиталей углерода), устойчив к окислительно-восстановительным превращениям в щелочных средах и в виде твёрдых солей.

При нагревании твердые карбонаты сравнительно легко разлагаются: