Изворни код странице Киселина

{{Киселине и базе}}
[[Датотека:Zn reaction with HCl.JPG|мини|[[Цинк]], типични метал, реагује са [[хлороводонична киселина|хлороводоничном киселином]], типичном киселином]]

'''Киселина''' ({{јез-енг|acid}} od {{jez-lat|acidus/acēre}} са значењем ''кисело''<ref>[http://www.merriam-webster.com/dictionary/acid Merriam-Webster's Online Dictionary: ''acid'']</ref>) једна је од основних категорија [[хемијско једињење|хемијских једињења]]. Киселина је хемијска супстанца чији [[водени раствор]]и имају карактеристични кисели укус, способност да претворе плави [[лакмус]] у црвени, способност да реагују са [[База (хемија)|базама]] и појединим металима (као што је [[калцијум]]) чиме се формирају [[со]]ли. Водени раствори киселина имају [[pH вредност|пХ вредност]] мању од 7. Неводене киселине се обично формирају кад [[јон|анјон]] (негативни јон) реагује са једним или више позитивно наелектрисаних [[Водонични јон|водоничних катјона]]. Што је нижа -{pH}- вредност то је већа киселост, и стога је већа концентрација [[Хидрон (хемија)|позитивних водоничних јона]] у [[раствор]]у.<ref name="Acids, Bases, & Salts">{{Cite book|last=LeMay |first=Eugene|title=Chemistry |location=Upper Saddle River, New Jersey |publisher=Prentice-Hall |year=2002|isbn=978-0-13-054383-7|pages=602}}</ref> За хемикалије или супстанце које имају својства киселине се каже да су ''киселе''.

Постоје три широко призваћене дефиниције киселине: [[Теорије киселина и база|Аренијусова дефиниција]], [[Бренстед-Лауријева теорија киселина и база|Бренстед-Лауријева дефиниција]]<ref>{{Cite book|first=William |last=Masterton|first2=Cecile |last2=Hurley|first3=Edward |last3=Neth|title=Chemistry: Principles and Reactions|url=http://books.google.com/books?id=udUIAAAAQBAJ&pg=PT433|year=2011|publisher=Cengage Learning|isbn=978-1-133-38694-0|pages=433}}</ref><ref>{{cite book|first=Darrell |last=Ebbing|first2=Steven D. |last2=Gammon|title=General Chemistry, Enhanced Edition|url=http://books.google.com/books?id=8_7iGj4QLR4C&pg=PA644|year=2010|publisher=Cengage Learning|isbn=978-0-538-49752-7|pages=644–645}}</ref><ref>{{cite book|first=Kenneth |last=Whitten|first2=Raymond |last2=Davis|first3=Larry |last3=Peck|first4=George |last4=Stanley|title=Chemistry|url=http://books.google.com/books?id=XQiu_E72llkC&pg=PA350|year=2013|publisher=Cengage Learning|isbn=978-1-133-61066-3|pages=350}}</ref> и [[Луисове киселине и базе|Луисова дефиниција]].<ref>Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. {{page|year=1997|isbn=978-0-7506-3365-9|pages=}}</ref> Аренијусова дефиниција формулише киселине као супстанце које повећавају концентрацију водоникових јона (-{H}-<sup>+</sup>), или прецизније, [[хидронијум јон]]а (-{H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>}-), кад су растворене у води. Бронстед-Лоријева дефиниција је експанзија: киселина је супстанца која може да делује као протонски донор. По тој дефиницији, свако једињење које се може лако [[депротонација|депротонисати]] се може сматрати киселином. Примери обухватају алкохоле и амине који садрже -{O-H}- или -{N-H}- фрагменте. Луисова киселина је супстанца која може да прими [[електронски пар|пар електрона]] и да формира [[ковалентна веза|ковалентну везу]]. Примери Луисових киселина обухватају све металне [[јон|катјоне]], и молекуле дефицитарне у електронима као што су [[бор трифлуорид]] и [[Алуминијум хлорид|алуминијум трихлорид]].

Примери познатих киселина су [[хлороводонична киселина]] (раствор [[хлороводоник]]а, која је присутна у [[гастрична киселина|гастричној киселини]] у желуцу, где активира [[дигестивни ензим|ензиме варења]]), [[сирћетна киселина]] (сирће је разблажени раствор те течности), [[сумпорна киселина]] (користи се у [[аутомобилска батерија|аутомобилским батеријама]]), и [[Винска киселина|тартарна киселина]] (чврста материја која се користи при печењу). Као што ови примери показују, киселине могу да буду раствори или чисте супстанце, и могу да буду изведене из чврстих материја, течности или гасова. [[Јачина киселине|Јаке киселине]] и неке концентроване слабе киселине су [[корозивна супстанца|корозивне]], мада постоје изузеци као што су [[карборан]]и и [[борна киселина]].

== Дефиниције и концепти ==
{{main|Теорије киселина и база}}
Модерне дефиниције се баве фундаменталним хемијским реакцијама које су заједничке за све киселине. Већина киселина које се срећу у свакодневном животу су [[водени раствор]]и, или се могу растворити у води, тако да су Аренијусова и Бронстед-Лоријева дефиниција најрелевантније.<ref name="VogelQuantitative6th">{{VogelQuantitative6th}}</ref>

Бронстед-Лоријева дефиниција је најшире кориштена дефиниција; уколико другачије није специфицирано, претпоставља се да у киселинско-базним реакцијама долази до трансфера протона (-{H}-<sup>+</sup>) са киселине на базу. Све три дефиниције сматрају хидронијум јоне киселином. Интересантно је да, мада алкохоли и амини могу да буду Бронстед-Лоријеве киселине, они исто тако могу да делују ка [[Luisove kiseline i baze|Луисове базе]] услед присуства слободних парова електрона на њиховим атомима кисеоника и азота.

=== Лавоазијеова дефиниција ===
Прву научну дефиницију киселине дао је [[Француска|француски]] [[Хемија|хемичар]] [[Антоан Лавоазје]] у [[18. век|-{XVIII}- веку]].<ref name="lavoisier_1">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.</ref>

Лавозјеов пионирски рад на систематизацији дотадашњих хемијских сазнања обухватио је и рад на класификацији једињења и успостављању хемијских законитости. Међутим, његова знања о киселинама била су ограничена на до тада познате киселине, претежно јаке киселине са [[оксидо-редукција|оксидационим]] својствима, док структура [[Халогеноводоничне киселине|халогеноводоничних киселина]] у то време није била позната. У том смислу, Лавоазје је дао дефиницију киселина уско повезану са њиховим садржањем [[кисеоник]]а о себи. Шта више, назив који је он дао кисеонику потиче од грчке речи „''онај који гради киселине''“.<ref name="review1940">{{Cite journal|title=Systems of Acids and Bases|last=Hall|first=Norris F.|journal=J. Chem. Educ.|date=1940|volume=17|issue=3|doi=10.1021/ed017p124|pages=124–128}}</ref>

=== Аренијусове киселине ===
[[Датотека:Arrhenius2.jpg|мини|150п|[[Сванте Аррхениус]]]]

Шведски хемичар [[Сванте Аррхениус]] је 1884. године сматрао да су за својство киселости одговорни [[хидрон (хемија)|водонични јони]] (-{H}-<sup>+</sup>) или [[протон]]и.<ref name="CarbonicAcid">{{cite journal|url=http://www.rsc.org/images/Arrhenius1896_tcm18-173546.pdf|title=On the Influence of Carbonic Acid in the Air Upon the Temperature of the Ground|journal=Philosophical Magazine and Journal of Science|date=1896|volume=41|issue=5|pages=237–276}}</ref> '''Аренијусова киселина''' је супстанца која, кад се дода у воду, повишава концентрацију -{H}-<sup>+</sup> јона у води. Хемичари обично пишу -{H}-<sup>+</sup>(-{''aq''}-) и говоре о [[водонични јон|водоничном јону]] при описивању киселинско-базних реакција, мада слободно водонично језгро, [[протон]], не постоји самостално у води, оно се јавља као хидронијум јон, -{H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>}-. Стога се Аренијусова киселина исто тако може описати као супстанца која повишава концентрацију хидронијум јона кад се дода у воду. Та дефиниција проистиче из еквилибријума дисоцијације воде у хидронијумске и [[хидроксид]]не (-{OH}-<sup>−</sup>) јоне:<ref name="Ebbing">{{cite book|author=Ebbing, D.D., & Gammon, S. D|title=General chemistry |url=https://archive.org/details/generalchemistry0000darr|location=Boston, MA |publisher=Houghton Mifflin |year=2005 |isbn=978-0-618-51177-8|pages=|edition=8th}}</ref><ref>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".</ref><ref name="iupac_gold">{{cite book|author=International Union of Pure and Applied Chemistry|title=IUPAC Compendium of Chemical Terminology, Electronic version |location= |publisher= |year=2006}} Retrieved from International Union of Pure and Applied Chemistry on 9 May 2007 on URL http://goldbook.iupac.org/O04379.html "''Oxonium Ions''"</ref>
: -{H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + OH<sup>−</sup><sub>(aq)</sub>}-

У чистој води већина молекула су -{H<sub>2</sub>O}-, мада се молекули константно дисоцирају и реасоцирају, и у било ком времену мали број молекула су хидронијум јони, са једнаким бројем хидроксида. Пошто су бројеви једнаки, чиста вода је неутрална (није кисела или базна).

Аренијусова [[база (хемија)|база]], с друге стране, је супстанца која повећава концентрацију хидроксидних јона кад се раствори у води, и стога смањује концентрацију хидронијум јона.

Константна асоцијација и дисасоцијација -{H<sub>2</sub>O}- молекула формира еквилибријум у коме је свако повећање концентрације хидронијума праћено смањењем концентрације хидроксида, тако да се за Аренијусову киселину такође може рећи да смањује концентрацију хидроксида, који Аренијусова база повећава.

У киселини је концентрација хидронијум јона већа од 10<sup>−7</sup> [[Мол (јединица)|мола]] по литри. Пошто је -{pH}- вредност дефинисана као негативни логаритам концентрације хидронијум јона, киселине имају -{pH}- мањи од 7.

=== Бронстед-Лоријеве киселине {{анцхор|Бронстове киселине}} ===
{{Main|Бронстед-Лоријева теорија киселина и база}}

[[Датотека:Acetic-acid-dissociation-3D-balls.png|мини|350п|alt=Acetic acid, CH<sub>3</sub>COOH, is composed of a methyl group, CH<sub>3</sub>, bound chemically to a carboxylate group, COOH. The carboxylate group can lose a proton and donate it to a water molecule, H<sub>2</sub>0, leaving behind an acetate anion CH<sub>3</sub>COO- and creating a hydronium cation H<sub>3</sub>O<sup> </sup>. This is an equilibrium reaction, so the reverse process can also take place.|[[Сирћетна киселина]], [[слаба киселина]], донира протон (хидроген јон, означен зелено) води у равнотежној реакцији чиме се формира [[ацетат]]ни јон и [[хидронијум]]ски јон. Црвено: кисеоник, црно: угљеник, бело: водоник.]]

Мада је Аренијусов концепт користан за описивање многих реакција, он исто тако има сасвим ограничен опсег. Године 1923. су хемичари [[Johannes Nicolaus Brønsted|Јоханес Николас Бронстед]] и [[Thomas Martin Lowry|Томас Мартин Лори]] независно уочили да киселинско-базне реакције обухватају трансфер протона. '''Бронстед-Лоријева киселина''' (или једноставно Бронстедова киселина) је врста која донира протон Бронстед-Лоријевој бази.<ref name="Ebbing" /><ref>{{cite book|first=Richard |last=Myers|title=The Basics of Chemistry|url=http://books.google.com/books?id=oS50J3-IfZsC&pg=PA157|year=2003|publisher=Greenwood Publishing Group|isbn=978-0-313-31664-7|pages=157–161}}</ref> Бронстед-Лоријева киселинско-базна теорија има неколико предности у односу на Аренијусову теорију. Размотримо следеће реакције [[сирћетна киселина|сирћетне киселине]] (-{CH<sub>3</sub>COOH}-), [[органска киселина|органске киселине]] која даје сирћету карактеристични укус:

:{{chem|CH|3|COOH}} + {{chem|H|2|O}} {{eqm}} {{chem|CH|3|COO|−}} + {{chem|H|3|O|+}}
:{{chem|CH|3|COOH}} + {{chem|NH|3}} {{eqm}} {{chem|CH|3|COO|−}} + -{NH<sub>4</sub><sup>+</sup>}-

Обе теорије лако описују прву реакцију: -{CH<sub>3</sub>COOH}- делује као Аренијусова киселина зато што делује као извор -{H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>}- кад је растворена у води, и она делује као Бронстедова киселина путем донирања протона води. У другом примеру -{CH<sub>3</sub>COOH}- подлеже истој трансформацији, у том случају донирајући протон амонијаку (-{NH<sub>3</sub>}-), али се не може описати користећи Аренијусову дефиницију киселине, зато што реакција не производи хидронијум.

Бронстед-Лоријева теорија се исто тако може користити за описивање [[молекул|молекулских једињења]], док Аренијусове киселине морају да буду [[јон|јонска једињења]]. [[Хлороводоник]] (-{HCl}-) и амонијак се комбинују у неколико различитих околности да формирају [[амонијум хлорид]], -{NH<sub>4</sub>Cl}-. Водени раствор -{HCl}- се понаша као [[хлороводонична киселина]] и састоји се од хидронијум и хлоридних јона. Следеће реакције илуструју ограничења Аренијусових дефиниција:
# -{H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + Cl<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> + NH<sub>3</sub> → Cl<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> + NH<sub>4</sub><sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O}-
# -{HCl<sub>(benzene)</sub> + NH<sub>3(benzene)</sub> → NH<sub>4</sub>Cl<sub>(s)</sub>}-
# -{HCl<sub>(g)</sub> + NH<sub>3(g)</sub> → NH<sub>4</sub>Cl<sub>(s)</sub>}-

Као и код реакција сирћетне киселине, обе дефиниције се могу применити на први пример, где је вода растварач и хидронијум јон се формира из -{HCl}- растворка. Следеће две реакције не обухватају формирање јона, али су још увек реакције трансфера протона. У другој реакцији хлороводоник и амонијак (растворени у [[бензен]]у) реагују и формирају чврсти амонијум хлорид у бензенском растварачу, и у трећој се гасовити -{HCl}- и -{NH<sub>3</sub>}- комбинују да формирају чврсту материју.

=== Луисове киселине ===
Трећи концепт, који је постулирао [[Гилберт Њутон Луис]] 1923. године, обухвата реакције са киселинско-базним карактеристикама у којима не долази до протонског трансфера. '''Луисова киселина''' је врста која прима пар електрона са друге врсте; другим речима, она је прималац електронског пара.<ref name="Ebbing" /> Бронстедове киселинско-базне реакције су описују протонски трансфер, док у Луисовим киселинско-базним реакцијама долази до трансфера електронског пара. Све [[Brensted-Laurijeva teorija kiselina i baza|Бронстедове киселине]] су исто тако [[Луисова киселина|Луисове киселине]], док све Луисове киселине нису Бронстедове киселине. Упоредите како су следеће реакције описане у погледу киселинско-базне хемије.
:[[Датотека:LewisAcid.png|374px]]

У првој реакцији [[флуорид|флуоридни јон]], -{F}-<sup>−</sup>, даје [[Слободни електронски пар|електронски пар]] [[бор трифлуорид]]у, чиме се формира продукт [[тетрафлуороборат]]. Флуорид „губи“ пар [[валентни електрон|валентних електрона]] пошто су електрони који се деле у -{B—F}- вези лоцирани у просторном региону између два атомска [[атомско језгро|језгра]], и стога су удаљенији од флуоровог језгра, него што су у слободним флуоридним јонима. -{BF}-<sub>3</sub> је Луисова киселина, зато што прима електронски пар од флуорида.<ref name="March">March, J. “Advanced Organic Chemistry” 4th Ed. J. Wiley and Sons, 1992: New York. {{page|year=|isbn=978-0-471-60180-7|pages=}}</ref> Ова реакција се не може описати Бронстедовом теоријом, зато што овде нема протонског трансфера. Друга реакција се може описати користећи било коју теорију. Протон се преноси са неспецифициране Бронстедове киселине на амонијак, Бронстедову базу; алтернативно, амонијак делује као Луисова база и преноси слободни пар електрона чиме се формира веза са водоничним јоном. Врста која стиче електронски пар је Луисова киселина; на пример, атом кисеоника у -{H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>}- стиче пар електрона кад се једна од Х—О веза раскине и електрони те везе постану локализовани на кисеонику. У зависности од контекста, Луисова киселина се такође може описати као [[Оксидациони агенс|оксиданс]] или [[електрофил]].

== Дисоцијација и еквилибријум ==
Реакције киселина се често генерализују у облику -{HA {{eqm}} H<sup>+</sup> + A<sup>−</sup>}-, где -{HA}- представља киселину, а -{A<sup>−</sup>}- је [[коњугована киселина|коњугована база]]. Чланови киселинско-базног коњугатног пара се разликује за један протон, и могу се интерконвертовати адицијом или уклањањем протона ([[протонација|протонацијом]] и [[депротонација|депротонацијом]]). Киселина може да буде наелектрисана врста и коњугована база може да буде неутрална, у ком случају се генерализова реакциона шема може написати као -{HA<sup>+</sup> {{eqm}} H<sup>+</sup> + A}-. У раствору постоји [[хемијска равнотежа|еквилибријум]] између киселине и њене коњуговане базе. [[Константа равнотеже]] -{''K''}- је израз равнотежних концентрација молекула или јона у раствору. Заграде означавају концентрацију, тако да [-{H<sub>2</sub>O}-] означава ''концентрацију -{H<sub>2</sub>O}-''. [[Константа дисоцијације киселине]] -{''K''<sub>a</sub>}- се генерално користи у контексту киселинско-базних реакција. Нумеричка вредност -{''K''<sub>a</sub>}- је једнака продукту концентрација продуката подељеном са концентрацијом реактаната, при чему је реактант киселина (-{HA}-), а продукти су коњугована база и -{H}-<sup>+</sup>.
:<math>K_a = \frac{[\mbox{H}^+] [\mbox{A}^-]}{[\mbox{HA}]}</math>
Јача од две киселине ће имати већу -{''K''<sub>a</sub>}- вредност од слабије киселине; однос водоничних јона киселине ће бити већи код јаче киселине пошто она има јачу тенденцију да изгуби свој протон. Пошто опсег могућих вредности за -{''K''<sub>a</sub>}- покрива велики број редова величине, облик константе који је једноставнији за примену, -{p''K''<sub>a</sub>}- се чешће користи, при чему је -{p''K''<sub>a</sub> = -log<sub>10</sub> ''K''<sub>a</sub>}-. Јаче киселине имају мању вредност -{p''K''<sub>a</sub>}- од слабијих киселина. Експериментално одређене -{p''K''<sub>a</sub>}- вредности на 25&nbsp;°C у воденом раствору се често наводе у уџбеницима и референтном материјалу.

== Номенклатура ==
У класичном именском систему, киселине се именују у складу да њиховим [[јон|анјонима]]. Тај јонски суфикс се омашује и замењује новим суфиксом (а понекад префиксом), на начин описан у следећој табели.
На приме, -{HCl}- има [[хлорид]] као свој анјон, тако да је -ид суфикс чини да поприми форму [[хлороводонична киселина]]. У -{[[Међународна унија за чисту и примењену хемију|IUPAC]]}- систему именовања, „водени“ (-{„aqueous“}-) се једноставно додаје на име јонског једињења. Тако, за водоник хлорид, -{IUPAC}- име би било водени водоник хлорид. Префикс "хидро-" се додаје ако је киселина сачињена од само водоника и једног другог елемента.

Класични систем именовања:
{| class="wikitable"
|-
!Префикс анјона
!Суфикс анјона
!Префикс киселине
!Суфикс киселине
!Пример
|-
|пер
|ат
|пер
|на киселина
|[[Перхлорна киселина]] (-{HClO<sub>4</sub>}-)
|-
|
|ат
|
|на киселина
|[[Хлорна киселина]] (-{HClO<sub>3</sub>}-)
|-
|
|ит
|
|аста киселина
|[[Хлораста киселина]] (-{HClO<sub>2</sub>}-)
|-
|хипо
|ит
|хипо
|аста киселина
|[[хипохлораста киселина]] (-{HClO}-)
|-
|
|ид
|хидро
|на киселина
|[[Хлороводонична киселина|хидрохлорна киселина]] (-{HCl}-)
|}

== Јачина киселине ==
{{main|Јачина киселине}}

Јачина киселине одражава њену способности или тенденцију да изгуби протон. Јака киселина је она која се комплетно дисоцира у води; другим речима, један [[mol (jedinica)|-{mol}-]] јаке киселине ХА се раствара у води и даје један мол -{H}-<sup>+</sup> и један мол коњуговане базе, -{A}-<sup>−</sup>. У контрасту с тим, слаба киселина се само парцијално дисоцира и у еквилибријуму су присутне киселина и коњугована база у раствору. Примери [[јака киселина|јаких киселина]] су [[хлороводонична киселина]] (-{HCl}-), [[јодоводонична киселина]] (-{HI}-), [[бромоводонична киселина]] (-{HBr}-), [[перхлорна киселина]] (-{HClO<sub>4</sub>}-), [[азотна киселина]] (-{HNO<sub>3</sub>}-) и [[сумпорна киселина]] (-{H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>}-). У води свака од њих се есенцијално јонизује 100%. Што је јача киселина, то лакше она губи протон, -{H}-<sup>+</sup>. Два кључна фактора који доприносе лакоћи депротонације су [[хемијска поларност|поларност]] -{H—A}- везе и величина атома -{A}-, што одређује јачину -{H—A}- везе. Јачине киселине се исто тако често разматрају у смислу стабилности коњуговане базе.

Јаче киселине имају веће -{''K''<sub>a</sub>}- вредности и негативније -{p''K''<sub>a</sub>}- вредности од слабих киселина.

[[Сулфонска киселина|Сулфонске киселине]], које су органске оксикиселине, су класа јаких киселина. Познати пример такве киселине је [[p-Toluensulfonska kiselina|tолуенсулфонска киселина]] (тозилна киселина). За разлику од саме сумпорне киселине, сулфонске киселине могу да буду чврсте материје. Заправо, [[полистирен]] функционализован у полистирен сулфонат је чврста јако кисела пластика која се може исфилтрирати.

[[Суперкиселине]] су киселине које су јаче од 100% сумпорне киселине. Примери суперкиселина су [[флуороантимонска киселина]], [[магична киселина]] и [[перхлорна киселина]]. Суперкиселине могу перманентно да протонирају воду дајући јонске, кристалне [[хидронијум]]ске „соли“. Оне такође моду да квантитативно стабилизују [[карбокатјон]]е.

Док -{''K''<sub>a</sub>}- вредност одређује јачину киселог једињења, јачина воденог раствора се изражава -{pH}- вредношћу, која је индикатор концентрације хидронијума у раствору. -{pH}- вредност једноставног раствора киселог једињења у води се одређује разблаживањем једињења и из -{''K''<sub>a</sub>}- вредности једињења.

== Хемијске карактеристике ==

=== Монопротичне киселине ===
Монопротичне киселине су оне киселине које имају способност донирања једног [[протон]]а по молекулу током процеса [[дисоцијација (хемија)|дисоцијације]] (који се понекад назива јонизацијом), као што је приказано испод (киселина је означена са -{HA}-):
: -{HA<sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + A<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a</sub>}-

Познати примери монопротичних киселина међу [[mineralne kiseline|минералним киселинама]] су [[хлороводонична киселина]] (-{HCl}-) и [[азотна киселина]] (-{HNO<sub>3</sub>}-). С друге стране, код [[Органска киселина|органских киселина]] термин углавном означава присуство једне [[Карбоксилна киселина|карбоксилне]] групе, те се понекад те киселине називају монокарбоксилним киселинама. Примери [[органска киселина|органских киселина]] су [[мравља киселина]] (-{HCOOH}-), [[сирћетна киселина]] (-{CH<sub>3</sub>COOH}-) и [[бензојева киселина]] (-{C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>COOH}-).
{{See also|Константа дисоцијације киселине}}

=== Полипротичне киселине ===
Полипротичне киселине, такође познате као полибазне киселине, имају способност донирања више од једног протона по молекулу киселине, у контрасту са монопротичним киселинама које могу да донирају само један протон по молекулу. Специфични типови полипротичних киселина имају специфичнија имена, као што су дипротична киселина (потенцијално може да донира два протона) и трипротична киселина (потенцијално може да донира три протона).

Дипротична киселина (овде означена са -{H<sub>2</sub>A}-) може да подлегне једној или двема дисоцијацијама у зависности од пХ вредности. Свака дисоцијација има своју сопствену константу дисоцијације, -{K<sub>a1</sub>}- и -{K<sub>a2</sub>}-.
: -{H<sub>2</sub>A<sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + HA<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a1</sub>}-
: -{HA<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + A<sup>2−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp;&nbsp;&nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a2</sub>}-

Прва константа дисоцијације је типично већа од друге; i.e., -{''K''<sub>a1</sub> > ''K''<sub>a2</sub>}-. На пример, [[сумпорна киселина]] (-{H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>}-) може да донира један протон чиме се формира [[сулфат|бисулфатни]] анјон (-{HSO<sub>4</sub><sup>−</sup>}-), за који је -{''K''<sub>a1</sub>}- веома велика; затим она може да донира други протон да формира [[сулфат]]ни анјон (-{SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>}-), при чему је -{''K''<sub>a2</sub>}- средње јачине. Велика -{''K''<sub>a1</sub>}- вредност прве дисоцијације чини сумпорну киселину јаком. У сличном маниру, слаба нестабилна [[угљена киселина]] (-{H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>}-) може да изгуби један протон до формира [[бикарбонат]]ни анјон (-{HCO<sub>3</sub><sup>−</sup>}-) и да изгуби други да формира [[карбонат]]ни анјон (-{CO<sub>3</sub><sup>2−</sup>}-). Обе -{''K''<sub>a</sub>}- вредности су мале, али је -{''K''<sub>a1</sub> > ''K''<sub>a2</sub>}-.

Трипротична киселина (-{H<sub>3</sub>A}-) може да подлегне једној, двема, или трима дисоцијацијама и има три константе дисоцијације, при чему је -{''K''<sub>a1</sub> > ''K''<sub>a2</sub> > ''K''<sub>a3</sub>}-.
: -{H<sub>3</sub>A<sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>A<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a1</sub>}-
: -{H<sub>2</sub>A<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + HA<sup>2−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a2</sub>}-
: -{HA<sup>2−</sup><sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> {{eqm}} H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + A<sup>3−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; ''K''<sub>a3</sub>}-

[[Неорганско једињење|Неоргански]] пример трипротичне киселине је ортофосфорна киселина (-{H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>}-), која се обично назива [[фосфорна киселина|фосфорном киселином]]. Сва три протона се могу сукцесивно изгубити и при томе настаје -{H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>−</sup>}-, затим -{HPO<sub>4</sub><sup>2−</sup>}-, и коначно -{PO<sub>4</sub><sup>3−</sup>}-, ортофосфатни јон, који се обично назива [[фосфат]]ом. Мада су позиције три протона на оригиналном молекулу фосфорне киселине еквивалентне, сукцесивне -{''K''<sub>a</sub>}- вредности се разликују, пошто је енергетски мање повољно да се изгуби протон ако је његова коњугована база негативније наелектрисана. [[Органско једињење|Органски]] пример трипротичне киселине је [[лимунска киселина]], која може сукцесивно да изгуви три протона да би се коначно формирао [[цитрат]]ни јон.

Мада је накнадни губитак сваког водониковог јона мање повољан, све коњуговане базе су присутне у раствору. Фракциона концентрација, ''α'' (алфа), сваке врсте се може израчунати. На пример, генерична дипротична киселина ће произвести 3 врсте у раствору: -{H<sub>2</sub>A, HA<sup>−</sup>}-, и -{A<sup>2−</sup>}-. Фракционе концентрације се могу израчунати као што је дато доле кад је дата пХ вредност (која се може конвертовати у [-{H}-<sup>+</sup>]) или концентрације киселине са свим њеним коњугованим базама:
:<math>
\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-} ]}}
</math>
:<math>
\alpha_{HA^- }={{[H^+]K_1} \over {[H^+]^2 + [H^+]K_1 + K_1 K_2}}= {{[HA^-]} \over {[H_2 A]+[HA^-]+[A^{2-} ]}}
</math>
:<math>
\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-} ]}}
</math>

График тих фракционих концентрација насупрот -{pH}-, за дату -{''K''<sub>1</sub>}- и -{''K''<sub>2</sub>}- вредност, је познат као [[Бјерумов дијаграм]]. Патерн се може уочити у горњим једначинама и може се проширити на генералну -{''n''}- -протичну киселину која је била депротонисана ''и'' -пута:
:<math>
\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] }
</math>

где је -{K<sub>0</sub> = 1}- и други -{K}--чланови су константе дисоцијације киселине.

=== Неутрализација ===
[[Датотека:Hydrochloric acid ammonia.jpg|мини|[[Хлороводонична киселина]] (у суду) реагује са [[амонијак]]ом и производи [[амонијум хлорид]] (бели дим).]]
[[Неутрализација (хемија)|Неутрализација]] је реакција између киселине и базе, којом се производи [[со]] и неутрализована база; на пример, [[хлороводонична киселина]] и [[натријум-хидроксид|натријум хидроксид]] формирају [[кухињска со|натријум хлорид]] и воду:
: -{HCl<sub>(aq)</sub> + NaOH<sub>(aq)</sub> → H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> + NaCl<sub>(aq)</sub>}-

Неутрализација је основа [[титрација|титрације]], при чему [[pH indikator|-{pH}- индикатор]] показује тачку еквиваленције кад се еквивалентни број молова базе дода у киселину. Често се погрешно претпоставља да неутрализације треба да резултира раствором са -{pH}- 7.0, што је једино случај код реакције киселине и базе сличних јачина.

Неутрализација са базом слабијом од киселине доводи до слабо киселе соли. Пример је слабо кисели [[амонијум хлорид]], који се формира из јаке [[хлороводонична киселина|хлороводоничне]] киселине и слабе базе [[амонијак]]а. Супротно томе, неутрализација слабе киселине јаком базом производи слабо базну со, нпр. [[натријум флуорид]] из [[флуороводонична киселина|флуороводоничне]] киселине и [[натријум-хидроксид|натријум хидроксида]].

=== Равнотежа слабе киселине и слабе базе ===
{{main|Хендерсон-Хаселбахова једначина}}
Да би протонисана киселина изгубила протон, -{pH}- система мора да буде изнад -{p''K''<sub>a</sub>}- вредности киселине. Снижена концентрација -{H<sup>+</sup>}- у базном раствору помера равнотежу ка коњугованој базној форми (депротонисаној форми киселине). У растворима са нижом пХ вредношћу (већом киселости), постоји довољно висока -{H<sup>+</sup>}- концентрација у раствору да узрокује да киселина остане у својој протонисаној форми.

Раствори слабих киселина и соли њихових коњугованих база формирају [[Пуфер|пуферске растворе]].

== Примене киселина ==
Постоје бројне примене киселина. Киселине се често користе за уклањање рђе и друге корозије са метала у процесу познатом као [[пиклинг (метал)|пиклинг]]. Оне налазе примерну као електролити у [[влажним ћелијским батеријама]], као што је [[сумпорна киселина]] у [[аутомобилска батерија|аутомобилским батеријама]].

Јаке киселине, поготову сумпорна киселина, су у широкој употреби у обради минерала. На пример, фосфатни минерали реагују са сумпорном киселином чиме се формира [[фосфорна киселина]] за продукцију фосфатних ђубрива, и [[цинк]] се производи растварањем [[цинк оксид]]а у сумпорној киселини, и раствор се затим електролитички пречишћава.

У хемијској индустрији, киселине реагују у реакцијама неутрализације чиме се формирају соли. На пример, [[азотна киселина]] реагује са [[амонијак]]ом и тиме настаје [[амонијум нитрат]], вештачко ђубриво. Додатно, [[карбоксилна киселина|карбоксилне киселине]] се могу [[Естерификација|естерификовати]] са [[алкохол]]има, чиме се формирају [[естар|естри]].

Киселине се користе као адитиви пићима и храни, пошто оне мењају укус и служе као презервативи. [[Фосфорна киселина]], на пример, је компонента [[цол (Трст)|цола]] пича. Сирћетна киселина се користи у свакодневном животу као сирће. Угљена киселина је важан део бројних кола пића и сода. Лимунска киселина се користи као презерватив у сосевима и укисељеном поврћу.

[[Винска киселина]] је важна компонента неких често коришћених типова хране, као што је незрело манго и тамаринда воће. Воће и поврће исто тако садржи киселине. [[Лимунска киселина]] је присутна у поморанџама, лимуну и другом цитрусном воћу. [[Oksalna kiselina|Оксална киселина]] је присутна у парадајзу и спанаћу. [[Аскорбинска киселина]] ([[Витамин Ц]]) је есенцијални витамин људског тела и присутна је у бројним намирницама.

Поједине киселине се користе као лекови. [[Аспирин|Ацетилсалицилна киселина]] (Аспирин) се користи као лек против болова и за снижавање повишене телесне температуре.

Киселине имају важне улоге у људском телу. [[Хлороводонична киселина]] је присутна у желуцу где помаже у варењу путем разлагања великих и комплексних молекула хране. [[Аминокиселина|Аминокиселине]] се неопходне за синтезу протеина неопходних за раст и поправку телесних ткива. [[Масне киселине]] су такође неопходне за раст и поправку телесних ткива. [[Нуклеинске киселине]] су важне за формирање [[Дезоксирибонуклеинска киселина|ДНК]] и [[Рибонуклеинска киселина|РНК]] молекула, и за пренос наследних особина на потомство путем гена. Угљена киселина је важна за одржавање пХ еквилибријума у телу.

=== Киселинска катализа ===
{{Main|Киселинска катализа}}
Киселине се користе као [[катализа]]тори у индустријској и органској хемији; на пример, [[сумпорна киселина]] се користи у веома великим количинама у процесу [[алкилација|алкилације]] при продукцији горива. Јаке киселине, као што су сумпорна, фосфорна и хлороводонична киселина такође утичу на реакције [[Реакција дехидратације|дехидратације]] и [[реакција кондензације|кондензације]]. У биохемији, многи [[ензим]]и користе киселу катализу.<ref name="Voet acid cat">{{cite book|last=Voet|first=Judith G.|last2=Voet|first2=Donald|title=Biochemistry |url=https://archive.org/details/biochemistry00voet_1|publisher=J. Wiley & Sons |location=New York |year=2004|isbn=978-0-471-19350-0|pages=[https://archive.org/details/biochemistry00voet_1/page/496 496]–500}}</ref>

== Важније киселине ==
{{Columns-list|2|
Најважније кисеоничне неорганске киселине су:
* [[азотна киселина|азотна]]
* [[азотаста киселина|азотаста]]
* [[сумпорна киселина|сумпорна]]
* [[сумпораста киселина|сумпораста]] 
* [[фосфорна киселина|фосфорна]]
* [[угљена киселина|угљена]]
* [[хлорна киселина|хлорна]]
* [[борна киселина|борна]]

Најважније некисеоничне неорганске киселине су:
* [[хлороводонична киселина|хлороводонична]] 
* [[цијановодонична киселина|цијановодонична]] 
* [[флуороводонична киселина|флуороводонична]]
* [[бромоводонична киселина|бромоводонична]]
* [[јодоводонична киселина|јодоводонилна]]

Киселине су једињења која садрже водоник (-{H}-) и киселински остатак. Киселински остатак садржи ''неметал'', а веома често и '''кисеоник'''.
* -{H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>}- - сумпорна/сулфатна
* -{H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>}- - сумпораста/сулфитна
* -{HNO<sub>3</sub>}- - азотна/нитратна
* -{HNO<sub>2</sub>}- - азотаста/нитритна
* -{H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>}- - угљична/карбонатна
* -{H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>}- - фосфорна/фосфатна
* -{HCl}- - хлороводична/хлоридна
}}
Киселине добијају назив по неметалу из киселинског остатка, нпр. -{H<sub>2</sub>S}- - сумпороводична.

== Добијање киселина ==
: Оксид неметала + вода ---> киселина
: -{SO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O ----> H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>}- (сулфитна/сумпораста киселина)
: -{C + O<sub>2</sub> ---> CO<sub>2</sub>}-
: -{P<sub>2</sub>O<sub>5</sub> + 3H<sub>2</sub>O ---> 2 H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>}-
: -{CO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O ---> H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>}-
: -{H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> ---> H<sub>2</sub>O + CO<sub>2</sub>}-

== Види још ==
* [[pH вредност|-{pH}- вредност]]
* [[База (хемија)|база]]

== Референце ==
{{reflist|30em}}

== Литература ==
{{Литература|2}}
* {{Cite book| ref=harv|first=William |last=Masterton|first2=Cecile |last2=Hurley|first3=Edward |last3=Neth|title=Chemistry: Principles and Reactions|url=http://books.google.com/books?id=udUIAAAAQBAJ&pg=PT433|year=2011|publisher=Cengage Learning|isbn=978-1-133-38694-0|pages=433}}
* {{Cite book| ref=harv|last=LeMay |first=Eugene|title=Chemistry |location=Upper Saddle River, New Jersey |publisher=Prentice-Hall |year=2002|isbn=978-0-13-054383-7|pages=602}}
* [http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ka.htm Listing of strengths of common acids and bases] {{Wayback|url=http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ka.htm |date=20011218075412 }}
* [http://goldbook.iupac.org/A00071.html IUPAC Gold Book - acid]
* Zumdahl, Chemistry, 4th Edition.
* {{cite book|author= Ebbing, D.D., & Gammon, S. D|title=General chemistry |url= https://archive.org/details/generalchemistry0000darr|location=Boston, MA |publisher=Houghton Mifflin |year=2005|isbn=978-0-618-51177-8|pages=|edition=8th}} . 
* {{cite book|author=Pavia, D.L., Lampman, G.M., Kriz, G.S|title=Organic chemistry volume 1: Organic chemistry 351.|location=Mason, OH|publisher=Cenage Learning|year=2004|isbn=978-0-7593-4727-4|pages=}}
* {{cite book|author= Claus Priesner, Karin Figala|title=Alchemie: Lexikon einer hermetischen Wissenschaft. |location=München |publisher=Beck |year=1998|isbn=978-3-406-44106-6|pages=}}. 
* V. Karpenko, J. A. Norris: ''Vitriol in the History of Chemistry.'' Chem. Listy, Band 96, 2002, Seiten: 997–1005, [http://www.chemicke-listy.cz/docs/full/2002_12_05.pdf PDF]
* [http://www.britannica.com/eb/article-9036278/Geber ''Geber'' in Britannica]
{{Литература крај}}

== Спољашње везе ==
{{Commonscat|Acids}}
* [https://web.archive.org/web/20161227185722/http://scienceaid.co.uk/chemistry/physical/acidbases.html Science Aid: Acids and Bases] Information for High School students
* [http://www2.iq.usp.br/docente/gutz/Curtipot_.html Curtipot]: Acid-Base equilibria diagrams, pH calculation and titration curves simulation and analysis – freeware
* [https://web.archive.org/web/20070208205931/http://canadaconnects.ca/chemistry/10081/ A summary of the Properties of Acids for the beginning chemistry student]
* [http://www.unece.org/env/lrtap/ The UN ECE Convention on Long-Range Transboundary Air Pollution]

{{нормативна контрола}}

[[Категорија:Киселине|!]]
[[Категорија:Хемија киселина и база]]