Kiseline

Kiselina je molekula ili druga vrsta čestice koja može predati proton ili primiti elektronski par u kemijskoj reakciji.^[1]

Znak sigurnosti koji služi kao upozorenje da opasne kiseline oštećuju kožu i nagrizuju metal.

Samoionizacija vode, nastaju H₃O⁺ i OH^-

Hidronijev kation, nositelj kiselosti otopina kiselina

Strukturna formula benzojeve kiseline, aromatska karboksilna kiselina

Strukturna formula octene kiseline, karboksilna kiselina

Glicin, strukturna formula najjednostavnije aminokiseline

Glicin, model molekule u ionskom stanju

Lewisove kiseline

Model arahidne zasićene kiseline

Oksalna, dikarboksilna kiselina

Iskustveno, kiseline su tvari koje u vodenoj otopini imaju kiseo okus, mijenjaju boju indikatora (npr. lakmusa od modre u crvenu). U reakciji s mnogim metalima oslobađaju vodik, a u reakciji neutralizacije s bazama stvaraju soli.

Elektrolitska disocijacija kiselina

Kiseline su najčešće kovalentni spojevi koji sadrže jedan ili više atoma vodika. U vodenoj otopini kiselina (proton donor) reakcijom elektrolitske disocijacije otpušta vodik kao proton (H⁺) koji se veže na molekulu vode (proton akceptor), dakle elektrolitska disocijacija je istovremeno reakcija kiseline s otapalom (vodom). Pri tome nastaje hidronijev (oksonijev) kation, H₃O⁺. Primjeri s klorovodičnom (kloridnom) i dušićnom (nitratnom) kiselinom:

${\displaystyle \mathrm {HCl(g)+H_{2}O(l)\leftrightarrows H_{3}O^{+}(aq)+Cl^{-}(aq)} }$

${\displaystyle \mathrm {HNO_{3}(l)+H_{2}O(l)\leftrightarrows H_{3}O^{+}(aq)+NO_{3}{^{-}}(aq)} }$

Cijepanje veze u molekuli kiseline koja sadrži vodikov atom i prijelaz protona na molekulu vode omogućeno je upravo nastajanjem stabilnog hidronijeva kationa (H₃O⁺) što također znači da proton nije u otopini slobodan. Naime proton H⁺ je nestabilan u vodenoj otopini, ne može postojati sam te se stabilizira vezanjem na slobodni elektronski par molekule vode. Kiseline imaju kisela svojstva zbog hidronijeva kationa, koji je dakle nositelj kiselih svojstava kiselina. Zaključujemo da jakost neke kiseline ovisi o koncentraciji hidronijevih kationa.

Što dakle uvjetuje da li će neka kiselina biti jaka ili slaba? To ovisi o jakosti O−H veze u molekuli kiseline. Pogledajmo primjere dušične, sumporne i fosforne kiseline:

Strukturne formule kiselina

Cijepaju se veze O−H a ne veze N−O, S−O, P−O, zbog veće razlike u elektronegativnosti O i H atoma. Time također nastaju kiselinski anioni: NO₃ ^-, HSO₄^- i H₂PO₄^-. Kod dva posljednja iona još postoje O−H veze i mogućnost odcjepljenja protona ali ioni su već negativni te je mogućnost narednog odcjepljenja sve manja. Stupanj disocijacije, odnosno jakost kiseline ovisi o jakosti O−H veze, što je ta veza slabija kiselina je jača. Jakost veze ovisi o gustoći elektronskog oblaka oko kisikova atoma s kojim je povezan vodikov atom. Ta gustoća je to manja i također jakost veze s vodikom što je centralni atom veće elektronegativnosti i što je na njega vezano više „slobodnih” elektronegativnih atoma kisika, pa je prema njima koncentriran elektronski oblak molekule. Zato jakost kiseline pada u nizu:

${\displaystyle \mathrm {HClO_{4}>HClO_{3}>HClO_{2}>HClO} }$

nadalje u nizu:

${\displaystyle \mathrm {HClO_{4}>H_{2}SO_{4};HNO_{3}>H_{3}PO_{4}>H_{2}CO_{3}>H_{3}BO_{3}>H_{4}SiO_{4}>H_{3}AlO_{3}} }$

Treba uočiti da kiselina može biti kationska, anionska ili električki neutralna. Općenito vrijedi, ako je elektronegativnost centralnog atoma molekule kiseline veća od 1,7 proton se oslobađa disocijacijom inače se oslobađa ion OH^-.

Ako je veza između centralnog atoma i kisikova atoma približno iste polarnosti kao veza O−H mogu se cijepati sad jedna sad druga veza te nastaju npr. ioni:^[2]

Amfoternost aluminijeva spoja

Takvo svojstvo tvari da se prema uvjetima mogu ponašati kao kiseline ili kao baze naziva se amfoternost.

Svojstvo amfoternosti pokazuje i voda:${\displaystyle \qquad \mathrm {H_{2}O+H_{2}O\leftrightarrows H_{3}O^{+}+OH^{-}} }$

Jakost kiselina

Jakost kiseline određena je stupnjem njezine disocijacije u otopini; kiselina je to jača što je više njezinih molekula disocirano a pH je manji. Jake kiseline u vodenim su otopinama potpuno disocirane, slabe i vrlo slabe su djelomično disocirane. Stupanj disocijacije neke kiseline može se matematički ovako izraziti:

${\displaystyle \alpha ={\frac {broj\ disociranih\ molekula\ kiseline}{ukupan\ broj\ molekula\ kiseline}}\cdot 100\qquad \%}$

Mjera jakosti neke kiseline je njena konstanta disocijacije, K_a. Primjer reakcija disocijacije klorovodične kiseline:

${\displaystyle \mathrm {HCl+H_{2}O\leftrightarrows H_{3}O^{+}+Cl^{-}} }$

Pojednostavnjeno:${\displaystyle \quad \mathrm {HCl\leftrightarrows H^{+}+Cl^{-}} }$

Konstanta disocijacije:${\displaystyle \qquad \mathrm {K_{a}={\frac {[H^{+}][Cl^{-}]}{[HCl]}}} }$

Uglate zagrade predstavljaju množinsku koncentraciju pojedine čestice u otopini kiseline. U nazivniku razlomka ne pojavljuje se [H₂O] jer je koncentracija vode u odnosu prema koncentraciji kiseline u većini slučajeva velika te je [H₂O] uključena u konstantu disociijacije.

Neke kiseline imaju više atoma vodika i mogu disocirati u više stupnjeva npr. sumporasta kiselina:

${\displaystyle \mathrm {H_{2}SO_{3}+H_{2}O\leftrightarrows H_{3}O^{+}+HSO{_{3}}{^{-}}} \qquad }$ prva konstanta disocijacije:${\displaystyle \quad K_{a1}=\mathrm {\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [HSO{_{3}}{^{-}}]}{[H_{2}SO_{3}]}} }$

${\displaystyle \mathrm {HSO{_{3}}{^{-}}+H_{2}O\leftrightarrows H_{3}O^{+}+SO{_{3}}^{2-}} \qquad }$ druga konstanta disocijacije:${\displaystyle \quad K_{a2}=\mathrm {\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [SO{_{3}}^{2-}]}{[HSO{_{3}}^{-}]}} }$

Drugi (i treći) stupanj disocijacije je uvijek puno slabiji.

Podjela kiselina prema jakosti

Prema konstanti disocijacije kiseline možemo podijeliti u grupe:

Jakost kiseline	Konstanta disocijacije, Ka	Primjer kiseline
vrlo slabe kiseline	< 10−7	H2S
slabe kiseline	10−7 - 10−2	H2CO3
jake kiseline	10−2 - 103	H2S04
vrlo jake kiseline	> 103	HNO3

pH vrijednost

Praktično se kiselost izražava brojčano u pH vrijednostima. pH je mjera kiselosti ili bazičnosti vodenih otopina. Jednaka je negativnom logaritmu koncentracije iona vodika u otopini. Iskazuje se ljestvicom pH-vrijednosti od 0 do 14, pri čemu neutralne otopine (kao voda) imaju pH-vrijednost 7. Kisele otopine imaju pH ispod 7, a alkalične (bazične, lužnate) iznad 7. Kiseline su jače što je pH manji, a baze što je pH veći. pH vrijednost se mjeri indikatorima (lakmus papiri) ili pehametrom. S. P. Sørensen uveo je pH-ljestvicu 1909.^[3]

Primjeri kiselina i konstante disocijacije

Naziv kiseline	Kemijska formula	Ka1	Ka2	Ka3
Benzojeva	C6H5COOH	6,14·10−5
Borna	H3BO3	5,83·10−10
Cijanovodična	HCN	2,1·10−9
Fluorovodična	HF	7,2·10−4
Fosforna	H3PO4	7,11·10−3	6,34·10−8	4,2·10−13
Hipoklorna	HOCl	3,0·10−8
Jodna	HIO3	1,7·10−1
Limunska	HOOC(OH)C(CH2COOH)2	7,45·10−4	7,73·10−5
Mliječna	CH3CHOHCOOH	1,37·10−4
Mravlja	HCOOH	1,77·10−4
Octena	CH3COOH	1,75·10−5
Oksalna	HOOCCOOH	5,36·10−2	5,42·10−5
Sumporna	H2SO4	jaka	1,2·10−2
Sumporasta	H2SO3	1,72·10−2	6,43·10−8
Sumpororvodična	H2S	5,7·10−8	1,2·10−15
Ugljična	H2CO3	4,45·10−7	4,7·10−11
Trikloroctena	Cl3CCOOH	1,29·10−1		[4]

Povijest definicija kiselina

Prvu korisnu definiciju kiselina dao je Justus Freiherr von Liebig 1838.:

• Kiseline su kemijski spojevi koji sadrže vodikove atome zamjenljive atomima metala.^[5]

Arrheniusova elektrolitska disocijacija

• Kiseline su tvari koje elektrolitskom disocijacijom u vodenim otopinama daju hidronijev ion, H₃O⁺.

Razumijevanje kiselina započinje teorijom elektrolitske disocijacije  [[Tomas Ostwald|Wilhelma Ostwalda]] i Svante Augusta Arrheniusa iz 1880. Teorija se temelji na svojstvu nekih tvari, koje su nazvane elektroliti, da u vodenim otopinama tvore ione, električno nabijene čestice. Kiseline su spojevi koji sadrže vodik i u vodenim otopinama povećavaju koncentraciju vodikovih iona (H⁺, protona). Također je utvrđena veza između jakosti kiselina i koncentracije vodikovih iona (H⁺, protona). Istovremeno se bazična ili lužnata svojstva tvari mogu pripisati prisutnosti hidroksidnih iona (OH^-) u vodenim otopinama. Tako se reakcija neutralizacije kiselina i baza može objasniti reakcijom ta dva iona koji daju neutralnu molekulu vode:

${\displaystyle \mathrm {H^{+}+OH^{-}\leftrightarrows H_{2}O} }$

Kemičari su počeli temeljem te teorije kvantitativno računati konstante disocijacije kiselina i baza, što odgovara njihovoj „jačini”. Teorija nije mogla objasniti sve pojave u svezi kiselina i baza ali se održala narednih tridesetak godina.^[6]

Kiseline i baze Bronsted-Lowry

Novu općenitiju definiciju predložili su 1923. godine gotovo istovremeno J.M. Bronsted i T.M. Lowry:

„Kiseline su tvari čije jedinke (čestice) mogu predati proton a baze su tvari čije jedinke mogu primiti proton.”

Teorija podrazumijeva ne samo proton kao vodikov kation u otopinama već i proton izvan otopina. Također kiselina ili baza mogu biti ioni. Definicija se simbolično može ovako prikazati:

    kiselina ⇄  konjugirana baza + proton
         A    ⇄    e-  +  H+

Iz teorije proizlazi:

• svojstvo kiseline je neovisno o otapalu
• kiseline mogu biti kiselinski ioni onih kiselina koje imaju više H atoma (protona)
• molekule kao NH₃ ili organski amini su baze jer imaju sklonost prijema protona
• neke molekulske vrste mogu biti i kiseline i baze ovisno o uvjetima, one su amfoterne, kao voda: H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^-
• svaka kiselina ima svoju konjugiranu bazu, svaka baza ima svoju konjugiranu kiselinu: A₁+ B₂ ⇄ B₁ + A₂^[6]

Lewisove kiseline

Još općenitiju teoriju postavio je Gilbert N. Lewis 1923:

„Kiselina je tvar čije čestice mogu primiti par elektrona od baze uz nastanak kemijske veze koja se sastoji od jednog zajedničkog elektronskog para (kovalentna veza).”^[6]

Time su objašnjeni slučajevi koje Bronstedt-Lowryjeva teorija nije mogla pojasniti. Reakcijom Lewisove kiseline s bazom nastaje adukt (produkt spajanja čestica) u kojem su dvije vrste povezane kovalentnom vezom a zajednički elektronski par daje baza. Lewisova kiselina ne mora sadržavati proton. Ako su Lewisova kiselina i baza nenabijeni, dobivena veza je dijelom polarna kao u reakciji bor trifluorida s amonijakom:

${\displaystyle \mathrm {H_{3}N:\ +\ BCl_{3}\leftrightarrows H_{3}N-BCl_{3}} }$

Često jedna ili obje vrste nose naboj (najčešće je pozitivni naboj na kiselini a negativni naboj na bazi) a položaj naboja unutar adukta često ovisi o teorijskom tumačenju valencija.

Primjeri su:

${\displaystyle \mathrm {Ag55\%2NH_{3}\leftrightarrows [Ag(NH-3)_{2}]^{+}} }$

${\displaystyle \mathrm {Cd^{2+}+4CN^{-}\leftrightarrows [Ce(CN)_{3}]^{2-}} }$

Izvori

1.  Arhivirana inačica izvorne stranice od 25. ožujka 2017. (Wayback Machine) Oxford Living Dictionaries: Acid
2. Filipović, Lipanović: "Opća i anorganska kemija", 9. izd., Školska knjiga, Zagreb, 1995., ISBN 953-0-30907-4, str.411-414
3. Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Proleksis enciklopedija: pH
4. D. A. Skoog, D. M. West, F. J. Holler: Osnove analitičke kemije, Školska knjiga, Zagreb 1999., 1.izdanje, ISBN 953-0-30919-8
5. Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Hrvatska enciklopedija: Kiseline
6. ENCYCLOPÆDIA BRITANNICA, Ronald Percy Bell: Acid-base reaction