Kiselina

Izvor: Wikipedia
Cink, tipični metal, reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom, tipičnom kiselinom

Kiselina (engl. acid od latinskog acidus/acēre sa značenjem kiselo[1]) je jedna od osnovnih kategorija hemijskih jedinjenja. Kiselina je hemijska supstanca čiji vodeni rastvori imaju karakteristični kiseli ukus, sposobnost da pretvore plavi lakmus u srveni, sposobnost da reaguju sa bazama i pojedinim metalima (kao što je kalcijum) čime se formiraju soli. Vodeni rastvori kiselina imaju pH vrednost manju od 7. Nevodene kiseline se obično formiraju kad anjon (negativni jon) reaguje sa jednim ili više pozitivno naelektrisanih vodoničnih katjona. Što je niža pH vrednost to je veća kiselost, i stoga je veća koncentracija pozitivnih vodoničnih jona u rastvoru.[2] Za hemikalije ili supstance koje imaju svojstva kiseline se kaže da su kisele.

Postoje tri široko prizvaćene definicije kiseline: Arenijusova definicija, Bronsted-Lorijeva definicija,[3][4][5] i Luisova definicija.[6] Arenijusova definicija formuliše kiseline kao supstance koje povećavaju koncentraciju vodonikovih jona (H+), ili preciznije, hidronijum jona (H3O+), kad su rastvorene u vodi. Bronsted-Lorijeva definicija je ekspanzija: kiselina je supstanca koja može da deluje kao protonski donor. Po toj definiciji, svako jedinjenje koje se može lako deprotonisati se može smatrati kiselinom. Primeri obuhvataju alkohole i amine koji sadrže O-H ili N-H fragmente. Luisova kiselina je supstanca koja može da primi par elektrona i da formira kovalentnu vezu. Primeri Luisovih kiselina obuhvataju sve metalne katjone, i molekule deficitarne u elektronima kao što su bor trifluorid i aluminijum trihlorid.

Primeri poznatih kiselina su hlorovodonična kiselina (rastvor hlorovodonika, koja je prisutna u gastričnoj kiselini u želucu, gde aktivira enzime varenja), sirćetna kiselina (sirće je razblaženi rastvor te tečnosti), sumporna kiselina (koristi se u automobilskim baterijama), i tartarna kiselina (čvrsta materija koja se koristi pri pečenju). Kao što ovi primeri pokazuju, kiseline mogu da budu rastvori ili čiste supstance, i mogu da budu izvedene iz čvrstih materija, tečnosti ili gasova. Jake kiseline i neke koncentrovane slabe kiseline su korozivne, mada postoje izuzeci kao što su karborani i borna kiselina.

Definicije i koncepti[uredi - уреди]

Glavni članak: Teorije kiselina i baza

Moderne definicije se bave fundamentalnim hemijskim reakcijama koje su zajedničke za sve kiseline. Većina kiselina koje se sreću u svakodnevnom životu su vodeni rastvori, ili se mogu rastvoriti u vodi, tako da su Arenijusova i Bronsted-Lorijeva definicija najrelevantnije.[7]

Bronsted-Lorijeva definija je najšire korištena definicija; ukoliko drugačije nije specificirano, pretpostavlja se da u kiselinsko-baznim reakcijama dolazi do transfera protona (H+) sa kiseline na bazu. Sve tri definicije smatraju hidronijum jone kiselinom. Interesantno je da, mada alkoholi i amini mogu da budu Bronsted-Lorijeve kiseline, oni isto tako mogu da deluju ka Luisove baze usled prisustva slobodnih parova elektrona na njihovim atomima kiseonika i azota.

Lavoazijeova definicija[uredi - уреди]

Prvu naučnu definiciju kiseline dao je francuski hemičar Antoan Lavoazje u XVIII veku.[8]

Lavozjeov pionirski rad na sistematizaciji dotadašnjih hemijskih saznanja obuhvatio je i rad na klasifikaciji jedinjenja i uspostavljanju hemijskih zakonitosti. Međutim, njegova znanja o kiselinama bila su ograničena na do tada poznate kiseline, pretežno jake kiseline sa oksidacionim svojstvima, dok struktura halogenovodoničnih kiselina u to vreme nije bila poznata. U tom smislu, Lavoazje je dao definiciju kiselina usko povezanu sa njihovim sadržanjem kiseonika o sebi. Šta više, naziv koji je on dao kiseoniku potiče od grčke reči „onaj koji gradi kiseline“.[9]

Arenijusove kiseline[uredi - уреди]

Švedski hemičar Svante Arrhenius je 1884. godine smatrao da su za svojstvo kiselosti odgovorni vodonični joni (H+) ili protoni.[10] Arenijusova kiselina je supstanca koja, kad se doda u vodu, povišava koncentraciju H+ jona u vodi. Hemičari obično pišu H+(aq) i govore o vodoničnom jonu pri opisivanju kiselinsko-baznih reakcija, mada slobodno vodonično jezgro, proton, ne postoji samostalno u vodi, ono se javlja kao hidronijum jon, H3O+. Stoga se Arenijusova kiselina isto tako može opisati kao supstanca koja povišava koncentraciju hidronijum jona kad se doda u vodu. Ta definicija proističe iz ekvilibrijuma disocijacije vode u hidronijumske i hidroksidne (OH) jone:[11][12][13]

H2O(l) + H2O(l) u ekvilibrujumu sa H3O+(aq) + OH(aq)

U čistoj vodi većina molekula su H2O, mada se molekuli konstantno disociraju i reasociraju, i u bilo kom vremenu mali broj molekula su hidronijum joni, sa jednakim brojem hidroksida. Pošto su brojevi jednaki, čista voda je neutralna (nije kisela ili bazna).

Arenijusova baza, s druge strane, je supstanca koja povećava koncentraciju hidroksidnih jona kad se rastvori u vodi, i stoga smanjuje koncentraciju hidronijum jona.

Konstantna asocijacija i disasocijacija H2O molekula formira ekvilibrijum u kome je svako povećanje koncentracije hidronijuma praćeno smanjenjem koncentracije hidroksida, tako da se za Arenijusovu kiselinu takođe može reći da smanjuje koncentraciju hidroksida, koji Arenijusova baza povećava.

U kiselini je koncentracija hidronijum jona veća od 10−7 mola po litri. Pošto je pH vrednost definisana kao negativni logaritam koncentracije hidronijum jona, kiseline imaju pH manji od 7.

Bronsted-Lorijeve kiseline [uredi - уреди]

Acetic acid, CH3COOH, is composed of a methyl group, CH3, bound chemically to a carboxylate group, COOH. The carboxylate group can lose a proton and donate it to a water molecule, H20, leaving behind an acetate anion CH3COO- and creating a hydronium cation H3O . This is an equilibrium reaction, so the reverse process can also take place.
Sirćetna kiselina, slaba kiselina, donira proton (hidrogen jon, označen zeleno) vodi u ravnotežnoj reakciji čime se formira acetatni jon i hidronijumski jon. Crveno: kiseonik, crno: ugljenik, belo: vodonik.

Mada je Arenijusov koncept koristan za opisivanje mnogih reakcija, on isto tako ima sasvim ograničen opseg. Godine 1923. su hemičari Johannes Nicolaus Brønsted i Thomas Martin Lowry nezavisno uočili da kiselinsko-bazne reakcije obuhvataju transfer protona. Bronsted-Lorijeva kiselina (ili jednostavno Bronstedova kiselina) je vrsta koja donira proton Bronsted-Lorijevoj bazi.[11][14] Bronsted-Lorijeva kiselinsko-bazna teorija ima nekoliko prednosti u odnosu na Arenijusovu teoriju. Razmotrimo sledeće reakcije sirćetne kiseline (CH3COOH), organske kiseline koja daje sirćetu karakteristični ukus:

CH3COOH + H2O u ekvilibrujumu sa CH3COO + H3O
CH3COOH + NH3 u ekvilibrujumu sa CH3COO + NH4+

Obe teorije lako opisuju prvu reakciju: CH3COOH deluje kao Arenijusova kiselina zato što deluje kao izvor H3O+ kad je rastvorena u vodi, i ona deluje kao Bronstedova kiselina putem doniranja protona vodi. U drugom primeru CH3COOH podleže istoj transformaciji, u tom slučaju donirajući proton amonijaku (NH3), ali se ne može opisati koristeći Arenijusovu definiciju kiseline, zato što reakcija ne proizvodi hidronijum.

Bronsted-Lorijeva teorija se isto tako može koristiti za opisivanje molekulskih jedinjenja, dok Arenijusove kiseline moraju da budu jonska jedinjenja. Hlorovodonik (HCl) i amonijak se kombinuju u nekoliko različitih okolnosti da formiraju amonijum hlorid, NH4Cl. Vodeni rastvor HCl se ponaša kao hlorovodonična kiselina i sastoji se od hidronijum i hloridnih jona. Sledeće reakcije ilustruju ograničenja Arenijusovih definicija:

  1. H3O+(aq) + Cl(aq) + NH3 → Cl(aq) + NH4+(aq) + H2O
  2. HCl(benzene) + NH3(benzene) → NH4Cl(s)
  3. HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)

Kao i kod reakcija sirćetne kiseline, obe definicije se mogu primeniti na prvi primer, gde je voda rastvarač i hidronijum jon se formira iz HCl rastvorka. Sledeće dve reakcije ne obuhvataju formiranje jona, ali su još uvek reakcije transfera protona. U drugoj reakciji hlorovodonik i amonijak (rastvoreni u benzenu) reaguju i formiraju čvrsti amonijum hlorid u benzenskom rastvaraču, i u trećoj se gasoviti HCl i NH3 kombinuju da formiraju čvrstu materiju.

Luisove kiseline[uredi - уреди]

Treći koncept, koji je postulirao Gilbert N. Lewis 1923. godine, obuhvata reakcije sa kiselinsko-baznim karakteristikama u kojima ne dolazi do protonskog transfera. Luisova kiselina je vrsta koja prima par elektrona sa druge vrste; drugim rečima, ona je primalac elektronskog para.[11] Bronstedove kiselinsko-bazne reakcije su opisuju protonski transfer, dok u Luisovim kiselinsko-baznim reakcijama dolazi do trafera elektronskog para. Sve Bronstedove kiseline su isto tako Luisove kiseline, dok sve Luisove kiseline nisu Bronstedove kiseline. Uporedite kako su sledeće reakcije opisane u pogledu kiselinsko-bazne hemije.

LewisAcid.png

U prvoj reakciji fluoridni jon, F, daje elektronski par bor trifluoridu, čime se formira produkt tetrafluoroborat. Fluorid „gubi“ par valentnih elektrona pošto su elektroni koji se dele u B—F vezi locirani u prostornom regionu između dva atomska jezgra, i stoga su udaljeniji od fluorovog jezgra, nego što su u slobodnim fluoridim jonima. BF3 je Luisova kiselina, zato što prima elektronski par od fluorida.[15] Ova reakcija se ne može opisati Bronstedovom teorijom, zato što ovde nema protonskog transfera. Druga reakcija se može opisati koristeći bilo koju teoriju. Proton se prenosi sa nespecificirane Bronstedove kiseline na amonijak, Bronstedovu bazu; alternativno, amonijak deluje kao Luisova baza i prenosi slobodni par elektrona čime se formira veza sa vodoničnim jonom. Vrsta koja stiče elektronski par je Luisova kiselina; na primer, atom kiseonika u H3O+ stiče par elektrona kad se jedna od H—O veza raskine i elektroni te veze postanu lokalizovani na kiseoniku. U zavisnosti od konteksta, Luisova kiselina se takođe može opisati kao oksidans ili elektrofil.

Disocijacija i ekvilibrijum[uredi - уреди]

Reakcije kiselina se često generalizuju u obliku HA u ekvilibrujumu sa H+ + A, gde HA predstavlja kiselinu, a A je konjugovana baza. Članovi kiselinsko-baznog konjugatnog para se razlikuje za jedan proton, i mogu se interkonvertovati adicijom ili uklanjanjem protona (protonacijom i deprotonacijom, respektivno). Kiselina može da bude naelektrisana vrsta i konjugovana baza može da bude neutralna, u kom slučaju se generalizova reakciona šema može napisati kao HA+ u ekvilibrujumu sa H+ + A. U rastvoru postoji ekvilibrijum između kiseline i njene konjugovane baze. Konstanta ravnoteže K je izraz ravnotežnih koncentracija molekula ili jona u rastvoru. Zagrade označavaju koncentraciju, tako da [H2O] označava koncentraciju H2O. Konstanta disocijacije kiseline Ka se generalno koristi u kontekstu kiselinsko-baznih reakcija. Numerička vrednost Ka je jednaka produktu koncentracija produkata podeljenom sa koncentracijom reaktanata, pri čemu je reaktant kiselina (HA), a produkti su konjugovana baza i H+.

K_a = \frac{[\mbox{H}^+] [\mbox{A}^-]}{[\mbox{HA}]}

Jača od dve kiseline će imati veću Ka vrednost od slabije kiseline; odnos vodoničnih jona kiseline će biti vići kod jače kiseline pošto ona ima jaču tendenciju da izgubi svoj proton. Pošto opseg mogućih vrednosti za Ka pokriva veliki broj redova veličine, oblik konstante koji je jednostavniji za primenu, pKa se češće koristi, pri čemu je pKa = -log10 Ka. Jače kiseline imaju manju vrednost pKa od slabijih kiselina. Eksperimentalno određene pKa vrednosti na 25 °C u vodenom rastvoru se često navode u udžbenicima i referentnom materijalu.

Nomenklatura[uredi - уреди]

U klasičnom imenskom sistemu, kiseline se imenuju u skladu da njihovim anjonima. Taj jonski sufiks se omašuje i zamenjuje novim sufiksom (a ponekad prefiksom), na način opisan u sledećoj tabeli. Na prime, HCl ima hlorid kao svoj anjon, tako da je -id sufiks čini da poprimi formu hlorovodonična kiselina. U IUPAC sistemu imenovanja, „vodeni“ („aqueous“) se jednostavno dodaje na ime jonskog jedinjenja. Tako, za vodonik hlorid, IUPAC ime bi bilo vodeni vodonik hlorid. Prefiks "hidro-" se dodaje ako je kiselina sačinjena od samo vodonika i jednog drugog elementa.

Klasični sistem imenovanja:

Prefix anjona Sufiks anjona Prefiks kiseline Sufiks kiseline Primer
per at per na kiselina Perhlorna kiselina (HClO4)
at na kiselina Hlorna kiselina (HClO3)
it asta kiselina Hlorasta kiselina (HClO2)
hipo it hipo asta kiselina hipohlorasta kiselina (HClO)
id hidro na kiselina hidrohlorna kiselina (HCl)

Jačina kiseline[uredi - уреди]

Glavni članak: Jačina kiseline

Jačina kiseline odražava njenu sposobnosti ili tendenciju da izgubi proton. Jaka kiselina je ona koja se kompletno disocira u vodi; drugim rečima, jedan mol jake kiseline HA se rastvara u vodi i daje jedan mol H+ i jedan mol konjugovane baze, A. U kontrastu s tim, slaba kiselina se samo parcijalno disocira i u ekvilibrijumu su prisutne kiselina i konjugovana baza u rastvoru. Primeri jakih kiselina su hlorovodonična kiselina (HCl), jodovodonična kiselina (HI), bromovodonična kiselina (HBr), perhlorna kiselina (HClO4), azotna kiselina (HNO3) i sumporna kiselina (H2SO4). U vodi svaka od njih se esencijalno jonizuje 100%. Što je jača kiselina, to lakše ona gubi proton, H+. Dva ključna faktora koji doprinose lakoći deprotonacije su polarnost H—A veze i veličina atoma A, što određuje jačinu H—A veze. Jačine kiseline se isto tako često razmatraju u smislu stabilnosti konjugovane baze.

Jače kiseline imaju veće Ka vrednosti i negativnije pKa vrednosti od slabih kiselina.

Sulfonske kiseline, koje su organske oksikiseline, su klasa jakih kiselina. Poznati primer takive kiseline je toluensulfonska kiselina (tozilna kiselina). Za razliku od same sumporne kiseline, sulfonske kiseline mogu da budu čvrste materije. Zapravo, polistiren funkcionalizovan u polistiren sulfonat je čvrsta jako kisela plastika koja se može izfiltrirati.

Superkiseline su kiseline koje su jače od 100% sumporne kiseline. Primeri superkiselina su fluoroantimonska kiselina, magična kiselina i perhlorna kiselina. Superkiseline mogu permanentno da protoniraju vodu dajući jonske, kristalne hidronijumske „soli“. One takođe modu da kvantitativno stabilizuju karbokatjone.

Dod Ka vrednost određuje jačinu kiselog jedinjenja, jačina vodenog rastvora se izražava pH vrednošću, koja je indikator koncentracije hidronijuma u rastvoru. pH vrednost jednostavnog rastvora kiselog jedinjenja u vodi se određuje razblaživanjem jedinjenja i iz Ka vrednosti jedinjenja.

Hemijske karakteristike[uredi - уреди]

Monoprotične kiseline[uredi - уреди]

Monoprotične kiseline su one kiseline koje imaju sposobnost doniranja jednog protona po molekulu tokom procesa disocijacije (koji se ponekad naziva jonizacijom), kao što je prikazano ispod (kiselina je označena sa HA):

HA(aq) + H2O(l) u ekvilibrujumu sa H3O+(aq) + A(aq)         Ka

Poznati primeri monoprotičnih kiselina među mineralnim kiselinama su hlorovodonična kiselina (HCl) i azotna kiselina (HNO3). S druge strane, kod organskih kiselina termin uglavnom označava prisustvo jedne karboksilne grupe, te se ponekad te kiseline nazivaju monokarboksilnim kiselinama. Primeri organskih kiselina su mravlja kiselina (HCOOH), sirćetna kiselina (CH3COOH) i benzojeva kiselina (C6H5COOH).

V. također: Konstanta disocijacije kiseline

Poliprotične kiseline[uredi - уреди]

Poliprotične kiseline, takođe poznate kao polibazne kiseline, imaju sposobnost doniranja više od jednog protona po molekulu kiseline, u kontrastu sa monoprotičnim kiselinama koje mogu da doniraju samo jedan proton po molekulu. Specifični tipovi poliprotičnih kiselina imaju specifičnija imena, kao što su diprotična kiselina (potencijalno može da donira dva protona) i triprotična kiselina (potencijalno može da donira tri protona).

Diprotična kiselina (ovde označena sa H2A) može da podlegne jednoj ili dvema disocijacijama u zavisnosti od pH vrednosti. Svaka disocijacija ima svoju sopstvenu konstantu disocijacije, Ka1 and Ka2.

H2A(aq) + H2O(l) u ekvilibrujumu sa H3O+(aq) + HA(aq)       Ka1
HA(aq) + H2O(l) u ekvilibrujumu sa H3O+(aq) + A2−(aq)       Ka2

Prva konstanta disocijacije je tipično veća od druge; i.e., Ka1 > Ka2. Na primer, sumporna kiselina (H2SO4) može da donira jedan proton čime se formira bisulfatni anjon (HSO4), za koji je Ka1 veoma velika; zatim ona može da donira drugi proton da formira sulfatni anjon (SO42−), pri čemu je Ka2 srednje jačine. Velika Ka1 vrednost prve disocijacije čini sumpornu kiselinu jakom. U sličnom maniru, slaba nestabilna ugljena kiselina (H2CO3) može da izguvi jedan proton do formira bikarbonatni anjon (HCO3) i da izgubi drugi da formira karbonatni anjon (CO32−). Obe Ka vrednosti su male, ali je Ka1 > Ka2 .

Triprotična kiselina (H3A) može da podlegne jednoj, dvema, ili trima disocijacijama i ima tri konstante disocijacije, pri čemu je Ka1 > Ka2 > Ka3.

H3A(aq) + H2O(l) u ekvilibrujumu sa H3O+(aq) + H2A(aq)         Ka1
H2A(aq) + H2O(l) u ekvilibrujumu sa H3O+(aq) + HA2−(aq)       Ka2
HA2−(aq) + H2O(l) u ekvilibrujumu sa H3O+(aq) + A3−(aq)         Ka3

Neorganski primer triprotične kiseline je ortofosforna kiselina (H3PO4), koja se obično naziva fosfornom kiselinom. Sva tri protona se mogu sukcesivno izgubiti i pri tome nastaje H2PO4, zatim HPO42−, i konačno PO43−, ortofosfatni jon, koji se obično naziva fosfatom. Mada su pozicije tri protona na originalnom molekulu fosforne kiseline ekvivalentne, sukcesivne Ka vrednosti se razlikuju, pošto je energetski manje povoljno da se izgubi proton ako je njegova konjugovana baza negativnije naelektrisana. Organski primer triprotične kiseline je limunska kiselina, koja može sukcesivno da izguvi tri protona da bi se konačno formirao citratni jon.

Mada je naknadni gubitak svakog vodonikovog jona manje povoljan, sve konjugovane baze su prisutne u rastvoru. Frakciona koncentracija, α (alfa), svake vrste se može izračunati. Na primer, generična diprotična kiselina će proizvesti 3 vrste u rastvoru: H2A, HA, and A2−. Frakcione koncentracije se mogu izračunati kao što je dato dole kad je data pH vrednost (koja se može konvertovati u [H+]) ili koncentracije kiseline sa svim njenim konjugovanim bazama:


\alpha_{H_2 A}={{[H^+]^2} \over {[H^+]^2 + [H^+]K_1 + K_1 K_2}}= {{[H_2 A]} \over {[H_2 A]+[HA^-]+[A^{2-} ]}}

\alpha_{HA^- }={{[H^+]K_1} \over {[H^+]^2 + [H^+]K_1 + K_1 K_2}}= {{[HA^-]} \over {[H_2 A]+[HA^-]+[A^{2-} ]}}

\alpha_{A^{2-}}={{K_1 K_2} \over {[H^+]^2 + [H^+]K_1 + K_1 K_2}}= {{[A^{2-} ]} \over {[H_2 A]+[HA^-]+[A^{2-} ]}}

Grafik tih frakcionih koncentracija nasuprot pH, za datu K1 i K2 vrednost, je poznat kao Bjerumov dijagram. Patern se može uočiti u gornjim jednačinama i može se proširiti na generalnu n -protičnu kiselinu koja je bila deprotonisana i -puta:


\alpha_{H_{n-i} A^{i-} }= {{[H^+ ]^{n-i} \displaystyle \prod_{j=0}^{i}K_j} \over { \displaystyle \sum_{i=0}^n \Big[ [H^+ ]^{n-i} \displaystyle \prod_{j=0}^{i}K_j} \Big] }

gde je K0 = 1 i drugi K-članovi su konstante disocijacije kiseline.

Neutralizacija[uredi - уреди]

Hlorovodonična kiselina (u sudu) reaguje sa amonijakom i proizvodi amonijum hlorid (beli dim).

Neutralizacija je reakcija između kiseline i baze, kojom se proizvodi so i neutralizovana baza; na primer, hlorovodonična kiselina i natrijum hidroksid formiraju natrijum hlorid i vodu:

HCl(aq) + NaOH(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)

Neutralizacija je osnova titracije, pri čemu pH indikator pokazuje tačku ekvivalencije kad se ekvivalentni broj molova baze doda u kiselinu. Često se pogrešno pretpostavlja da neutralizacije treba da rezultira rastvorom sa pH 7.0, što je jedino slučaj kod reakcije kiseline i baze sličnih jačina.

Neutralizacija sa bazom slabijom od kiseline dovodi do slabo kisele soli. Primer je slabo kiseli amonijum hlorid, koji se formira iz jake hlorovodonične kiseline i slabe baze amonijaka. Suportno tome, neutralizacija slabe kiseline jakom bazom proizvodi slabo baznu so, e.g. natrijum fluorid iz fluorovodonične kiseline i natrijum hidroksida.

Ravnoteža slabe kiseline i slabe baze[uredi - уреди]

Da bi protonisana kiselina izgubila proton, pH sistema mora da bude iznad pKa vrednosti kiseline. Snižena koncentracija H+ u baznom rastvoru pomera ravnotežu ka konjugovanoj baznoj formi (deprotonisanoj formi kiseline). U rastvorima sa nižom pH vrednošću (većom kiselosti), postoji dovoljno visoka H+ koncentracija u rastvoru da uzrokuje da kiselina ostane u svojoj protonisanoj formi.

Rastvori slabih kiselina i soli njihovih konjugovanih baza formiraju puferske rastvore.

Primene kiselina[uredi - уреди]

Postoje brojne primene kiselina. Kiseline se često koriste za uklanjanje rđe i druge korozije sa metala u procesu poznatom kao pikling. One nalaze primernu kao elektroliti u vlažnim ćelijskim baterijama, kao što je sumporna kiselina u automobilskim baterijama.

Jake kiseline, pogotovu sumporna kiselina, su u širokoj upotrebi u obradi minerala. Na primer, fosfatni minerali reaguju sa sumpornom kiselinom čime se formira fosforna kiselina za produkciju fosfatnih đubriva, i cink se proizvodi rastvaranjem cink oksida u sumpornoj kiselini, i rastvor se zatim elektrolitički prečišćava.

U hemijskoj industriji, kiseline reaguju u reakcijama neutralizacije čime se formiraju soli. Na primer, azotna kiselina reaguje sa amonijakom i time nastaje amonijum nitrat, veštačko đubrivo. Dodatno, karboksilne kiseline se mogu esterifikovati sa alkoholima, čime se fromiraju estri.

Kiseline se koriste kao aditivi pićima i hrani, pošto one menjaju ukus i služe kao prezervativi. Fosforna kiselina, na primer, je komponenta cola piča. Sirćetna kiselina se koristi u svakodnevnom životu kao sirće. Ugljena kiselina je važan deo brojnih kola pića i soda. Limunska kiselina se koristi kao prezervativ u sosevima i ukiseljenom povrću.

Vinska kiselina je važna komponenta nekih često korišćenih tipova hrane, kao što je nezrelo mango i tamarinda voće. Voće i povrće isto tako sadrži kiseline. Limunska kiselina je prisutna u pomorandžama, limunu i drugom citrusnom voću. Oksalna kiselina je prisutna u paradajzu i španaću. Askorbinska kiselina (Vitamin C) je esencijalni vitamin ljudskog tela i prisutna je u brojnim namirnicama.

Pojedine kiseline se koriste kao lekovi. Acetilsalicilna kiselina (Aspirin) se koristi kao lek protiv bolova i za snižavanje povišene telesne temperature.

Kiseline imaju važne uloge u ljudskom telu. Hlorovodonična kiselina je prisutna u želucu gde pomaže u varenju putem razlaganja velikih i kompleksnih molekula hrane. Aminokiseline se neophodne za sintezu proteina neophodnih za rast i popravku telesnih tkiva. Masne kiseline su takođe neophodne za rast i popravku telesnih tkiva. Nukleinske kiseline su važne za formiranje DNK i RNK molekula, i za prenos naslednih osobina na potomstvo putem gena. Ugljena kiselina je važna za održavanje pH ekvilibrijuma u telu.

Kiselinska kataliza[uredi - уреди]

Glavni članak: Kiselinska kataliza

Kiseline se koriste kao katalizatori u industrijskoj i organskoj hemiji; na primer, sumporna kiselina se koristi u veoma velikim količinama u proceu alkilacije pri produkciji goriva. Jake kiseline, kao što su sumporna, fosforna i hlorovodonična kiselina takođe utiču na reakcije dehidratacije i kondenzacije. U biohemiji, mnogi enzimi koriste kiselu katalizu.[16]

Važnije kiseline[uredi - уреди]

Najvažnije kiseonične neorganske kiseline su:

Najvažnije nekiseonične neorganske kiseline su:

Kiseline su spojevi koji sadrže vodik (H) i kiselinski ostatak. Kiselinski ostatak obavezno sadrži element nemetal, a veoma često i kiseonik.

  • H2SO4 - sumporna/sulfatna
  • H2SO3 - sumporasta/sulfitna
  • HNO3 - azotna/nitratna
  • HNO2 - azotasta/nitritna
  • H2CO3 - ugljična/karbonatna
  • H3PO4 - fosforna/fosfatna
  • HCl - hlorovodična/hloridna

Kiseline dobijaju naziv po nemetalu iz kiselinskog ostatka, npr. H2S - sumporovodična.

Dobijanje kiselina[uredi - уреди]

Oksid nemetala + voda ---> kiselina
SO2 + H2O ----> H2SO3 (sulfitna/sumporasta kiselina)
C + O2 ---> CO2
P2O5 + 3H2O ---> 2 H3PO4
CO2 + H2O ---> H2CO3
H2CO3 ---> H2O + CO2

Vidite još[uredi - уреди]

Reference[uredi - уреди]

  1. Merriam-Webster's Online Dictionary: acid
  2. LeMay, Eugene (2002). Chemistry. Upper Saddle River, New Jersey: Prentice-Hall. str. 602. ISBN 0-13-054383-7. 
  3. Masterton, William; Hurley, Cecile; Neth, Edward (2011). Chemistry: Principles and Reactions. Cengage Learning. str. 433. ISBN 1-133-38694-6. http://books.google.com/books?id=udUIAAAAQBAJ&pg=PT433. 
  4. Ebbing, Darrell; Gammon, Steven D. (2010). General Chemistry, Enhanced Edition. Cengage Learning. str. 644–645. ISBN 0-538-49752-1. http://books.google.com/books?id=8_7iGj4QLR4C&pg=PA644. 
  5. Whitten, Kenneth; Davis, Raymond; Peck, Larry; Stanley, George (2013). Chemistry. Cengage Learning. str. 350. ISBN 1-133-61066-8. http://books.google.com/books?id=XQiu_E72llkC&pg=PA350. 
  6. Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. ISBN 0-7506-3365-4.
  7. Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M.J.K.; Denney, R. C.; Thomas, M. J. K. (2000). Vogel's Quantitative Chemical Analysis (6th izd.). New York: Prentice Hall. ISBN 0-582-22628-7. 
  8. Miessler, G.L., Tarr, D. A., "Inorganic Chemistry" (1991), pp. 166 – Table of discoveries attributes Antoine Lavoisier as the first to posit a scientific theory in relation to oxyacids.
  9. Hall, Norris F. (March 1940). "Systems of Acids and Bases". J. Chem. Educ. 17 (3): 124–128. doi:10.1021/ed017p124. 
  10. "On the Influence of Carbonic Acid in the Air Upon the Temperature of the Ground" (PDF). Philosophical Magazine and Journal of Science 41 (5): 237–276. 1896. 
  11. 11.0 11.1 11.2 Ebbing, D.D., & Gammon, S. D. (2005). General chemistry (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin. ISBN 0-618-51177-6
  12. Murray, K. K., Boyd, R. K., et al. (2006) "Standard definition of terms relating to mass spectrometry recommendations" International Union of Pure and Applied Chemistry. – Please note that, in this document, there is no reference to deprecation of "oxonium", which is also still accepted as it remains in the IUPAC Gold book, but rather reveals preference for the term "Hydronium".
  13. International Union of Pure and Applied Chemistry (2006) IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic version Retrieved from International Union of Pure and Applied Chemistry on 9 May 2007 on URL http://goldbook.iupac.org/O04379.html "Oxonium Ions"
  14. Myers, Richard (2003). The Basics of Chemistry. Greenwood Publishing Group. str. 157-161. ISBN 978-0-313-31664-7. http://books.google.com/books?id=oS50J3-IfZsC&pg=PA157. 
  15. March, J. “Advanced Organic Chemistry” 4th Ed. J. Wiley and Sons, 1992: New York. ISBN 0-471-60180-2.
  16. Voet, Judith G.; Voet, Donald (2004). Biochemistry. New York: J. Wiley & Sons. str. 496–500. ISBN 978-0-471-19350-0. 

Literatura[uredi - уреди]

  • Claus Priesner, Karin Figala: Alchemie: Lexikon einer hermetischen Wissenschaft. Beck, München 1998, ISBN 3-406-44106-8
  • V. Karpenko, J. A. Norris: Vitriol in the History of Chemistry. Chem. Listy, Band 96, 2002, Seiten: 997–1005, PDF
  • Geber in Britannica

Vanjske veze[uredi - уреди]