Киселина

Киселина (енгл. acid од латинског ацидус/ацēре са значењем кисело) је једна од основних категорија хемијских једињења. Киселина је хемијска супстанца чији водени раствори имају карактеристични кисели укус, способност да претворе плави лакмус у црвени, способност да реагују са базама и појединим металима (као што је калцијум) чиме се формирају соли. Водени раствори киселина имају пХ вредност мању од 7. Неводене киселине се обично формирају кад ањон (негативни јон) реагује са једним или више позитивно наелектрисаних водоничних катјона. Што је нижа пХ вредност то је већа киселост, и стога је већа концентрација позитивних водоничних јона у раствору. За хемикалије или супстанце које имају својства киселине се каже да су киселе.

Цинк, типични метал, реагује са хлороводоничном киселином, типичном киселином

Постоје три широко призваћене дефиниције киселине: Аренијусова дефиниција, Бронстед-Лоријева дефиниција, и Луисова дефиниција. Аренијусова дефиниција формулише киселине као супстанце које повећавају концентрацију водоникових јона (Х⁺), или прецизније, хидронијум јона (Х₃О⁺), 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 депротонисати се може сматрати киселином. Примери обухватају алкохоле и амине који садрже О-Х или Н-Х фрагменте. Луисова киселина је супстанца која може да прими пар електрона и да формира ковалентну везу. Примери Луисових киселина обухватају све металне катјоне, и молекуле дефицитарне у електронима као што су бор трифлуорид и алуминијум трихлорид.

Примери познатих киселина су хлороводонична киселина (раствор хлороводоника, која је присутна у гастричној киселини у желуцу, где активира ензиме варења), сирћетна киселина (сирће је разблажени раствор те течности), сумпорна киселина (користи се у аутомобилским батеријама), и 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. Јаке киселине и неке концентроване слабе киселине су корозивне, мада постоје изузеци као што су карборани и борна киселина.

Дефиниције и концепти

Модерне дефиниције се баве фундаменталним хемијским реакцијама које су заједничке за све киселине. Већина киселина које се срећу у свакодневном животу су водени раствори, или се могу растворити у води, тако да су Аренијусова и Бронстед-Лоријева дефиниција најрелевантније.

Бронстед-Лоријева дефинија је најшире кориштена дефиниција; уколико другачије није специфицирано, претпоставља се да у киселинско-базним реакцијама долази до трансфера протона (Х⁺) 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 Луисове базе услед присуства слободних парова електрона на њиховим атомима кисеоника и азота.

Лавоазијеова дефиниција

Прву научну дефиницију киселине дао је француски хемичар Антоан Лавоазје у XVIII веку.

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 оксидационим својствима, док структура халогеноводоничних киселина у то време није била позната. У том смислу, Лавоазје је дао дефиницију киселина уско повезану са њиховим садржањем кисеоника о себи. Шта више, назив који је он дао кисеонику потиче од грчке речи „онај који гради киселине“.

Аренијусове киселине

Сванте Аррхениус

Шведски хемичар Сванте Аррхениус је 1884. године сматрао да су за својство киселости одговорни водонични јони (Х⁺) или протони. Аренијусова киселина је супстанца која, кад се дода у воду, повишава концентрацију Х⁺ јона у води. Хемичари обично пишу Х⁺(аq) и говоре о водоничном јону при описивању киселинско-базних реакција, мада слободно водонично језгро, протон, не постоји самостално у води, оно се јавља као хидронијум јон, Х₃О⁺. 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 хидроксидне (ОХ⁻) јоне:

Х₂О_(л) + Х₂О_(л) Х₃О⁺_(аq) + ОХ⁻_(аq)

У чистој води већина молекула су Х₂О, 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, 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 Х₂О 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 10⁻⁷ мола по литри. Пошто је пХ вредност дефинисана као негативни логаритам концентрације хидронијум јона, киселине имају пХ мањи од 7.

Бронстед-Лоријеве киселине

Сирћетна киселина, слаба киселина, донира протон (хидроген јон, означен зелено) води у равнотежној реакцији чиме се формира ацетатни јон и хидронијумски 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 Јоханнес Ницолаус Брøнстед и Тхомас Мартин Лоwрy независно уочили да киселинско-базне реакције обухватају трансфер протона. Бронстед-Лоријева киселина (или једноставно Бронстедова киселина) је врста која донира протон Бронстед-Лоријевој бази. Бронстед-Лоријева киселинско-базна теорија има неколико предности у односу на Аренијусову теорију. Размотримо следеће реакције сирћетне киселине (ЦХ₃ЦООХ), органске киселине која даје сирћету карактеристични укус:

ЦХ₃ЦООХ + Х₂О ЦХ₃ЦОО₋ + Х₃О⁻

ЦХ₃ЦООХ + НХ₃ ЦХ₃ЦОО₋ + НХ₄⁺

Обе теорије лако описују прву реакцију: ЦХ₃ЦООХ делује као Аренијусова киселина зато што делује као извор Х₃О⁺ кад је растворена у води, и она делује као Бронстедова киселина путем донирања протона води. У другом примеру ЦХ₃ЦООХ подлеже истој трансформацији, у том случају донирајући протон амонијаку (НХ₃), 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 молекулских једињења, док Аренијусове киселине морају да буду јонска једињења. Хлороводоник (ХЦл) и амонијак се комбинују у неколико различитих околности да формирају амонијум хлорид, НХ₄Цл. Водени раствор ХЦл се понаша као хлороводонична киселина и састоји се од хидронијум и хлоридних јона. Следеће реакције илуструју ограничења Аренијусових дефиниција:

1. Х₃О⁺_(аq) + Цл⁻_(аq) + НХ₃ → Цл⁻_(аq) + НХ₄⁺_(аq) + Х₂О
2. ХЦл_{(бензене)} + НХ_{3(бензене)} → НХ₄Цл_(с)
3. ХЦл_(г) + НХ_3(г) → НХ₄Цл_(с)

Као и код реакција сирћетне киселине, обе дефиниције се могу применити на први пример, где је вода растварач и хидронијум јон се формира из ХЦл растворка. Следеће две реакције не обухватају формирање јона, али су још увек реакције трансфера протона. У другој реакцији хлороводоник и амонијак (растворени у бензену) реагују и формирају чврсти амонијум хлорид у бензенском растварачу, и у трећој се гасовити ХЦл и НХ₃ комбинују да формирају чврсту материју.

Луисове киселине

Трећи концепт, који је постулирао Гилберт Н. Леwис 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. Бронстедове киселинско-базне реакције су описују протонски трансфер, док у Луисовим киселинско-базним реакцијама долази до трафера електронског пара. Све Бронстедове киселине су исто тако Луисове киселине, док све Луисове киселине нису Бронстедове киселине. Упоредите како су следеће реакције описане у погледу киселинско-базне хемије.

У првој реакцији флуоридни јон, Ф⁻, даје електронски пар бор трифлуориду, чиме се формира продукт тетрафлуороборат. Флуорид „губи“ пар валентних електрона пошто су електрони који се деле у Б—Ф вези лоцирани у просторном региону између два атомска језгра, и стога су удаљенији од флуоровог језгра, него што су у слободним флуоридим јонима. БФ₃ је Луисова киселина, зато што прима електронски пар од флуорида. 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 Х₃О⁺ 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 оксиданс или електрофил.

Дисоцијација и еквилибријум

Реакције киселина се често генерализују у облику ХА Х⁺ + А⁻, где ХА представља киселину, а А⁻ је коњугована база. Чланови киселинско-базног коњугатног пара се разликује за један протон, и могу се интерконвертовати адицијом или уклањањем протона (протонацијом и депротонацијом, респективно). Киселина може да буде наелектрисана врста и коњугована база може да буде неутрална, у ком случају се генерализова реакциона шема може написати као ХА⁺ Х⁺ + А. У раствору постоји еквилибријум између киселине и њене коњуговане базе. Константа равнотеже К је израз равнотежних концентрација молекула или јона у раствору. Заграде означавају концентрацију, тако да [Х₂О] означава концентрацију Х₂О. Константа дисоцијације киселине К_а се генерално користи у контексту киселинско-базних реакција. Нумеричка вредност К_а је једнака продукту концентрација продуката подељеном са концентрацијом реактаната, при чему је реактант киселина (ХА), а продукти су коњугована база и Х⁺.

Neuspjeh pri parsiranju (SVG (MathML se može omogućiti putem plugina u pregledniku): Neispravan odgovor ("Math extension cannot connect to Restbase.") sa servera "http://localhost:6011/sh.wikipedia.org/v1/":): {\displaystyle K_a = \frac{[\mbox{H}^+] [\mbox{A}^-]}{[\mbox{HA}]}}

Јача од две киселине ће имати већу К_а вредност од слабије киселине; однос водоничних јона киселине ће бити вићи код јаче киселине пошто она има јачу тенденцију да изгуби свој протон. Пошто опсег могућих вредности за К_а покрива велики број редова величине, облик константе који је једноставнији за примену, пК_а се чешће користи, при чему је пК_а = -лог₁₀ К_а. Јаче киселине имају мању вредност пК_а од слабијих киселина. Експериментално одређене пК_а вредности на 25 °Ц у воденом раствору се често наводе у уџбеницима и референтном материјалу.

Номенклатура

У класичном именском систему, киселине се именују у складу да њиховим ањонима. Тај јонски суфикс се омашује и замењује новим суфиксом (а понекад префиксом), на начин описан у следећој табели. На приме, ХЦл има хлорид као свој ањон, тако да је -ид суфикс чини да поприми форму хлороводонична киселина. У ИУПАЦ систему именовања, „водени“ („аqуеоус“) се једноставно додаје на име јонског једињења. Тако, за водоник хлорид, ИУПАЦ име би било водени водоник хлорид. Префикс "хидро-" се додаје ако је киселина сачињена од само водоника и једног другог елемента.

Класични систем именовања:

Префиx анијона	Суфикс анијона	Префикс киселине	Суфикс киселине	Пример
пер	ат	пер	на киселина	Перхлорна киселина (ХЦлО4)
	ат		на киселина	Хлорна киселина (ХЦлО3)
	ит		аста киселина	Хлораста киселина (ХЦлО2)
хипо	ит	хипо	аста киселина	хипохлораста киселина (ХЦлО)
	ид	хидро	на киселина	хидрохлорна киселина (ХЦл)

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 мол јаке киселине ХА се раствара у води и даје један мол Х⁺ и један мол коњуговане базе, А⁻. У контрасту с тим, слаба киселина се само парцијално дисоцира и у еквилибријуму су присутне киселина и коњугована база у раствору. Примери јаких киселина су хлороводонична киселина (ХЦл), јодоводонична киселина (ХИ), бромоводонична киселина (ХБр), перхлорна киселина (ХЦлО₄), азотна киселина (ХНО₃) и сумпорна киселина (Х₂СО₄). У води свака од њих се есенцијално јонизује 100%. Што је јача киселина, то лакше она губи протон, Х⁺. Два кључна фактора који доприносе лакоћи депротонације су поларност Х—А везе и величина атома А, што одређује јачину Х—А везе. Јачине киселине се исто тако често разматрају у смислу стабилности коњуговане базе.

Јаче киселине имају веће К_а вредности и негативније пК_а вредности од слабих киселина.

Сулфонске киселине, које су органске оксикиселине, су класа јаких киселина. Познати пример такиве киселине је толуенсулфонска 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 изфилтрирати.

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 хидронијумске „соли“. Оне такође моду да квантитативно стабилизују карбокатјоне.

Дод К_а вредност одређује јачину киселог једињења, јачина воденог раствора се изражава пХ вредношћу, која је индикатор концентрације хидронијума у раствору. пХ вредност једноставног раствора киселог једињења у води се одређује разблаживањем једињења и из К_а вредности једињења.

Хемијске карактеристике

Монопротичне киселине

Монопротичне киселине су оне киселине које имају способност донирања једног протона по молекулу током процеса дисоцијације (који се понекад назива јонизацијом), као што је приказано испод (киселина је означена са ХА):

ХА_(аq) + Х₂О_(л) Х₃О⁺_(аq) + А⁻_(аq)         К_а

Познати примери монопротичних киселина међу минералним киселинама су хлороводонична киселина (ХЦл) и азотна киселина (ХНО₃). С друге стране, код органских киселина термин углавном означава присуство једне карбоксилне групе, те се понекад те киселине називају монокарбоксилним киселинама. Примери органских киселина су мравља киселина (ХЦООХ), сирћетна киселина (ЦХ₃ЦООХ) и бензојева киселина (C₆Х₅ЦООХ).

Види такође: 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 Х₂А) може да подлегне једној или двема дисоцијацијама у зависности од пХ вредности. Свака дисоцијација има своју сопствену константу дисоцијације, К_а1 анд К_а2.

Х₂А_(аq) + Х₂О_(л) Х₃О⁺_(аq) + ХА⁻_(аq)       К_а1

ХА⁻_(аq) + Х₂О_(л) Х₃О⁺_(аq) + А²⁻_(аq)       К_а2

Прва константа дисоцијације је типично већа од друге; и.е., К_а1 > К_а2. На пример, сумпорна киселина (Х₂СО₄) може да донира један протон чиме се формира бисулфатни ањон (ХСО₄⁻), за који је К_а1 веома велика; затим она може да донира други протон да формира сулфатни ањон (СО₄²⁻), при чему је К_а2 средње јачине. Велика К_а1 вредност прве дисоцијације чини сумпорну киселину јаком. У сличном маниру, слаба нестабилна угљена киселина (Х₂ЦО₃) може да изгуви један протон до формира бикарбонатни ањон (ХЦО₃⁻) и да изгуби други да формира карбонатни ањон (ЦО₃²⁻). Обе К_а вредности су мале, али је К_а1 > К_а2 .

Трипротична киселина (Х₃А) може да подлегне једној, двема, или трима дисоцијацијама и има три константе дисоцијације, при чему је К_а1 > К_а2 > К_а3.

Х₃А_(аq) + Х₂О_(л) Х₃О⁺_(аq) + Х₂А⁻_(аq)         К_а1

Х₂А⁻_(аq) + Х₂О_(л) Х₃О⁺_(аq) + ХА²⁻_(аq)       К_а2

ХА²⁻_(аq) + Х₂О_(л) Х₃О⁺_(аq) + А³⁻_(аq)         К_а3

Неоргански пример трипротичне киселине је ортофосфорна киселина (Х₃ПО₄), која се обично назива фосфорном киселином. Сва три протона се могу сукцесивно изгубити и при томе настаје Х₂ПО₄⁻, затим ХПО₄²⁻, и коначно ПО₄³⁻, ортофосфатни јон, који се обично назива фосфатом. Мада су позиције три протона на оригиналном молекулу фосфорне киселине еквивалентне, сукцесивне К_а вредности се разликују, пошто је енергетски мање повољно да се изгуби протон ако је његова коњугована база негативније наелектрисана. Органски пример трипротичне киселине је лимунска киселина, која може сукцесивно да изгуви три протона да би се коначно формирао цитратни 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: Х₂А, ХА⁻, анд А²⁻. Фракционе концентрације се могу израчунати као што је дато доле кад је дата пХ вредност (која се може конвертовати у [Х⁺]) или концентрације киселине са свим њеним коњугованим базама:

Neuspjeh pri parsiranju (SVG (MathML se može omogućiti putem plugina u pregledniku): Neispravan odgovor ("Math extension cannot connect to Restbase.") sa servera "http://localhost:6011/sh.wikipedia.org/v1/":): {\displaystyle \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-} ]}} }

Neuspjeh pri parsiranju (SVG (MathML se može omogućiti putem plugina u pregledniku): Neispravan odgovor ("Math extension cannot connect to Restbase.") sa servera "http://localhost:6011/sh.wikipedia.org/v1/":): {\displaystyle \alpha_{HA^- }={{[H^+]K_1} \over {[H^+]^2 + [H^+]K_1 + K_1 K_2}}= {{[HA^-]} \over {[H_2 A]+[HA^-]+[A^{2-} ]}} }

Neuspjeh pri parsiranju (SVG (MathML se može omogućiti putem plugina u pregledniku): Neispravan odgovor ("Math extension cannot connect to Restbase.") sa servera "http://localhost:6011/sh.wikipedia.org/v1/":): {\displaystyle \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-} ]}} }

График тих фракционих концентрација насупрот пХ, за дату К₁ и К₂ вредност, је познат као Бјерумов дијаграм. Патерн се може уочити у горњим једначинама и може се проширити на генералну н -протичну киселину која је била депротонисана и -пута:

Neuspjeh pri parsiranju (SVG (MathML se može omogućiti putem plugina u pregledniku): Neispravan odgovor ("Math extension cannot connect to Restbase.") sa servera "http://localhost:6011/sh.wikipedia.org/v1/":): {\displaystyle \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] } }

где је К₀ = 1 и други К-чланови су константе дисоцијације киселине.

Неутрализација

Хлороводонична киселина (у суду) реагује са амонијаком и производи амонијум хлорид (бели дим).

Неутрализација је реакција између киселине и базе, којом се производи со и неутрализована база; на пример, хлороводонична киселина и натријум хидроксид формирају натријум хлорид и воду:

ХЦл_(аq) + НаОХ_(аq) → Х₂О_(л) + НаЦл_(аq)

Неутрализација је основа титрације, при чему пХ индикатор показује тачку еквиваленције кад се еквивалентни број молова базе дода у киселину. Често се погрешно претпоставља да неутрализације треба да резултира раствором са пХ 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 хлороводоничне киселине и слабе базе амонијака. Супортно томе, неутрализација слабе киселине јаком базом производи слабо базну со, е.г. натријум флуорид из флуороводоничне киселине и натријум хидроксида.

Равнотежа слабе киселине и слабе базе

Да би протонисана киселина изгубила протон, пХ система мора да буде изнад пК_а вредности киселине. Снижена концентрација Х⁺ у базном раствору помера равнотежу ка коњугованој базној форми (депротонисаној форми киселине). У растворима са нижом пХ вредношћу (већом киселости), постоји довољно висока Х⁺ концентрација у раствору да узрокује да киселина остане у својој протонисаној форми.

Раствори слабих киселина и соли њихових коњугованих база формирају 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. Оне налазе примерну као електролити у влажним ћелијским батеријама, као што је сумпорна киселина у 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 оксида 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 амонијаком и тиме настаје амонијум нитрат, вештачко ђубриво. Додатно, карбоксилне киселине се могу естерификовати са алкохолима, чиме се фромирају естри.

Киселине се користе као адитиви пићима и храни, пошто оне мењају укус и служе као презервативи. Фосфорна киселина, на пример, је компонента 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. Оксална киселина је присутна у парадајзу и шпанаћу. Аскорбинска киселина (Витамин C) је есенцијални витамин људског тела и присутна је у бројним намирницама.

Поједине киселине се користе као лекови. 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. 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 ДНК и РНК молекула, и за пренос наследних особина на потомство путем гена. Угљена киселина је важна за одржавање пХ еквилибријума у телу.

Киселинска катализа

Киселине се користе као катализатори у индустријској и органској хемији; на пример, сумпорна киселина се користи у веома великим количинама у процеу алкилације при продукцији горива. Јаке киселине, као што су сумпорна, фосфорна и хлороводонична киселина такође утичу на реакције дехидратације и кондензације. У биохемији, многи ензими користе киселу катализу.

Важније киселине

Најважније кисеоничне неорганске киселине су:

• азотна киселина
• азотаста киселина
• сумпорна киселина
• сумпораста киселина
• фосфорна киселина
• угљена киселина
• хлорна киселина
• борна киселина

Најважније некисеоничне неорганске киселине су:

• хлороводонична киселина
• цијановодонична киселина
• флуороводонична киселина
• бромоводонична киселина
• јодоводонична киселина

Киселине су спојеви који садрже водик (Х) и киселински остатак. Киселински остатак обавезно садржи елемент неметал, а веома често и кисеоник.

• Х₂СО₄ - сумпорна/сулфатна
• Х₂СО₃ - сумпораста/сулфитна
• ХНО₃ - азотна/нитратна
• ХНО₂ - азотаста/нитритна
• Х₂ЦО₃ - угљична/карбонатна
• Х₃ПО₄ - фосфорна/фосфатна
• ХЦл - хлороводична/хлоридна

Киселине добијају назив по неметалу из киселинског остатка, нпр. Х₂С - сумпороводична.

Добијање киселина

Оксид неметала + вода ---> киселина

СО₂ + Х₂О ----> Х₂СО₃ (сулфитна/сумпораста киселина)

C + О₂ ---> ЦО₂

П₂О₅ + 3Х₂О ---> 2 Х₃ПО₄

ЦО₂ + Х₂О ---> Х₂ЦО₃

Х₂ЦО₃ ---> Х₂О + ЦО₂

Повезано

• пХ вредност
• База

Литература

• Листинг оф стренгтхс оф цоммон ацидс анд басес Архивирано 2001-12-18 на Wаyбацк Мацхине-у
• ИУПАЦ Голд Боок - ацид
• Зумдахл, Цхемистрy, 4тх Едитион.
• Еббинг, D.D., & Гаммон, С. D. (2005). Генерал цхемистрy (8тх ед.). Бостон, МА: Хоугхтон Миффлин. ИСБН 0-618-51177-6
• Павиа, D.L., Лампман, Г.M., & Криз, Г.С. (2004). Органиц цхемистрy волуме 1: Органиц цхемистрy 351. Масон, ОХ: Ценаге Леарнинг. ИСБН 0-7593-4727-1
• Цлаус Приеснер, Карин Фигала: Алцхемие: Леxикон еинер херметисцхен Wиссенсцхафт. Бецк, Мüнцхен 1998, ИСБН 3-406-44106-8
• V. Карпенко, Ј. А. Норрис: Витриол ин тхе Хисторy оф Цхемистрy. Цхем. Листy, Банд 96, 2002, Сеитен: 997–1005, ПДФ
• Гебер ин Британница

Вањске везе

• Сциенце Аид: Ацидс анд Басес Архивирано 2016-12-27 на Wаyбацк Мацхине-у Информатион фор Хигх Сцхоол студентс
• Цуртипот: Ацид-Басе еqуилибриа диаграмс, пХ цалцулатион анд титратион цурвес симулатион анд аналyсис – фрееwаре
• А суммарy оф тхе Пропертиес оф Ацидс фор тхе бегиннинг цхемистрy студент Архивирано 2007-02-08 на Wаyбацк Мацхине-у
• Тхе УН ЕЦЕ Цонвентион он Лонг-Ранге Трансбоундарy Аир Поллутион
• Цхем 106 – Ацидитy Цонцептс