Izvorni kod stranice Kiselina

{{Kiseline i baze-lat}}
[[File:Zn reaction with HCl.JPG|thumb|[[Cink]], tipični metal, reaguje sa [[hlorovodonična kiselina|hlorovodoničnom kiselinom]], tipičnom kiselinom]]

'''Kiselina''' ({{jez-eng|acid}} od [[Latinski jezik|latinskog]] ''acidus/acēre'' sa značenjem ''kiselo''<ref>[http://www.merriam-webster.com/dictionary/acid Merriam-Webster's Online Dictionary: ''acid'']</ref>) je jedna od osnovnih kategorija [[hemijsko jedinjenje|hemijskih jedinjenja]]. Kiselina je hemijska supstanca čiji [[vodeni rastvor]]i imaju karakteristični kiseli ukus, sposobnost da pretvore plavi [[lakmus]] u crveni, sposobnost da reaguju sa [[Baza (hemija)|bazama]] i pojedinim metalima (kao što je [[kalcijum]]) čime se formiraju [[so]]li. 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 [[Vodonični jon|vodoničnih katjona]]. Što je niža pH vrednost to je veća kiselost, i stoga je veća koncentracija [[Hidron (hemija)|pozitivnih vodoničnih jona]] u [[rastvor]]u.<ref name="Acids, Bases, & Salts">{{cite book|last=LeMay |first=Eugene|title=Chemistry |year=2002|publisher=Prentice-Hall|location=Upper Saddle River, New Jersey|isbn=0-13-054383-7|pages=602}}</ref> Za hemikalije ili supstance koje imaju svojstva kiseline se kaže da su ''kisele''.

Postoje tri široko prizvaćene definicije kiseline: [[Teorije kiselina i baza|Arenijusova definicija]], [[Bronsted-Lorijeva teorija kiselina i baza|Bronsted-Lorijeva definicija]],<ref>{{cite book|first1=William |last1=Masterton|first2=Cecile |last2=Hurley|first3=Edward |last3=Neth|title=Chemistry: Principles and Reactions|url=http://books.google.com/books?id=udUIAAAAQBAJ&pg=PT433|date=2011|publisher=Cengage Learning||page=433|isbn=1-133-38694-6}}</ref><ref>{{cite book||first1=Darrell |last1=Ebbing|first2=Steven D. |last2=Gammon|title=General Chemistry, Enhanced Edition|url=http://books.google.com/books?id=8_7iGj4QLR4C&pg=PA644|date=2010|publisher=Cengage Learning|isbn=0-538-49752-1|pages=644–645}}</ref><ref>{{cite book|first1=Kenneth |last1=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|date=2013|publisher=Cengage Learning|page=350|isbn=1-133-61066-8}}</ref> i [[Luisove kiseline i baze|Luisova definicija]].<ref>Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. {{ISBN|0-7506-3365-4}}.</ref> Arenijusova definicija formuliše kiseline kao supstance koje povećavaju koncentraciju vodonikovih jona (H<sup>+</sup>), ili preciznije, [[hidronijum jon]]a (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>), 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 [[deprotonacija|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 [[elektronski par|par elektrona]] i da formira [[kovalentna veza|kovalentnu vezu]]. Primeri Luisovih kiselina obuhvataju sve metalne [[jon|katjone]], i molekule deficitarne u elektronima kao što su [[bor trifluorid]] i [[Aluminijum hlorid|aluminijum trihlorid]].

Primeri poznatih kiselina su [[hlorovodonična kiselina]] (rastvor [[hlorovodonik]]a, koja je prisutna u [[gastrična kiselina|gastričnoj kiselini]] u želucu, gde aktivira [[digestivni enzim|enzime varenja]]), [[sirćetna kiselina]] (sirće je razblaženi rastvor te tečnosti), [[sumporna kiselina]] (koristi se u [[automobilska baterija|automobilskim baterijama]]), i [[Vinska kiselina|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. [[Jačina kiseline|Jake kiseline]] i neke koncentrovane slabe kiseline su [[korozivna supstanca|korozivne]], mada postoje izuzeci kao što su [[karboran]]i i [[borna kiselina]].

== Definicije i koncepti ==
{{main|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 rastvor]]i, ili se mogu rastvoriti u vodi, tako da su Arenijusova i Bronsted-Lorijeva definicija najrelevantnije.<ref name=VogelQuantitative6th>{{VogelQuantitative6th}}</ref>

Bronsted-Lorijeva definija je najšire korištena definicija; ukoliko drugačije nije specificirano, pretpostavlja se da u kiselinsko-baznim reakcijama dolazi do transfera protona (H<sup>+</sup>) 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 [[Luisova baza|Luisove baze]] usled prisustva slobodnih parova elektrona na njihovim atomima kiseonika i azota.

=== Lavoazijeova definicija ===
Prvu naučnu definiciju kiseline dao je [[Francuska|francuski]] [[Hemija|hemičar]] [[Antoan Lavoazje]] u [[XVIII vek]]u.<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>

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 [[Oksidacija|oksidacionim]] svojstvima, dok struktura [[Halogenovodonične kiseline|halogenovodoničnih kiselina]] u to vreme nije bila poznata. U tom smislu, Lavoazje je dao definiciju kiselina usko povezanu sa njihovim sadržanjem [[kiseonik]]a o sebi. Šta više, naziv koji je on dao kiseoniku potiče od grčke reči „''onaj koji gradi kiseline''“.<ref name=review1940>{{Cite journal|title=Systems of Acids and Bases|last=Hall|first=Norris F.|journal=J. Chem. Educ.|date=March 1940|volume=17|issue=3|doi=10.1021/ed017p124|pages=124-128 |issn = 0021-9584 }}</ref>

=== Arenijusove kiseline ===
[[File:Arrhenius2.jpg|thumb|150px|[[Svante Arrhenius]]]]

Švedski hemičar [[Svante Arrhenius]] je 1884. godine smatrao da su za svojstvo kiselosti odgovorni [[hidron (hemija)|vodonični joni]] (H<sup>+</sup>) ili [[proton]]i.<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|year=1896|pages=237-276|volume=41|issue=5}}</ref> '''Arenijusova kiselina''' je supstanca koja, kad se doda u vodu, povišava koncentraciju H<sup>+</sup> jona u vodi. Hemičari obično pišu H<sup>+</sup>(''aq'') i govore o [[vodonični jon|vodoničnom jonu]] pri opisivanju kiselinsko-baznih reakcija, mada slobodno vodonično jezgro, [[proton]], ne postoji samostalno u vodi, ono se javlja kao hidronijum jon, H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>. 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 [[hidroksid]]ne (OH<sup>−</sup>) jone:<ref name="Ebbing">Ebbing, D.D., & Gammon, S. D. (2005). ''General chemistry'' (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin. {{ISBN|0-618-51177-6}}</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">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''"</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>

U čistoj vodi većina molekula su H<sub>2</sub>O, 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 (hemija)|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 H<sub>2</sub>O 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<sup>−7</sup> [[Mol (jedinica)|mola]] po litri. Pošto je pH vrednost definisana kao negativni logaritam koncentracije hidronijum jona, kiseline imaju pH manji od 7.

=== Bronsted-Lorijeve kiseline {{anchor|Bronstove kiseline}}===
{{Main|Bronsted-Lorijeva teorija kiselina i baza}}

[[File:Acetic-acid-dissociation-3D-balls.png|thumb|350px|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. 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 [[acetat]]ni jon i [[hidronijum]]ski 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.<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|date=2003|publisher=Greenwood Publishing Group|pages=157-161|isbn=978-0-313-31664-7}}</ref> Bronsted-Lorijeva kiselinsko-bazna teorija ima nekoliko prednosti u odnosu na Arenijusovu teoriju. Razmotrimo sledeće reakcije [[sirćetna kiselina|sirćetne kiseline]] (CH<sub>3</sub>COOH), [[organska kiselina|organske kiseline]] koja daje sirćetu karakteristični ukus:

:{{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>

Obe teorije lako opisuju prvu reakciju: CH<sub>3</sub>COOH deluje kao Arenijusova kiselina zato što deluje kao izvor H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> kad je rastvorena u vodi, i ona deluje kao Bronstedova kiselina putem doniranja protona vodi. U drugom primeru CH<sub>3</sub>COOH podleže istoj transformaciji, u tom slučaju donirajući proton amonijaku (NH<sub>3</sub>), 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 [[molekul|molekulskih jedinjenja]], dok Arenijusove kiseline moraju da budu [[jon|jonska jedinjenja]]. [[Hlorovodonik]] (HCl) i amonijak se kombinuju u nekoliko različitih okolnosti da formiraju [[amonijum hlorid]], NH<sub>4</sub>Cl. Vodeni rastvor HCl se ponaša kao [[hlorovodonična kiselina]] i sastoji se od hidronijum i hloridnih jona. Sledeće reakcije ilustruju ograničenja Arenijusovih definicija:
# 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>

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 [[benzen]]u) reaguju i formiraju čvrsti amonijum hlorid u benzenskom rastvaraču, i u trećoj se gasoviti HCl i NH<sub>3</sub> kombinuju da formiraju čvrstu materiju.

=== Luisove kiseline ===
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.<ref name="Ebbing" /> Bronstedove kiselinsko-bazne reakcije su opisuju protonski transfer, dok u Luisovim kiselinsko-baznim reakcijama dolazi do trafera elektronskog para. Sve [[Bronstedova kiselina|Bronstedove kiseline]] su isto tako [[Luisova kiselina|Luisove kiseline]], dok sve Luisove kiseline nisu Bronstedove kiseline. Uporedite kako su sledeće reakcije opisane u pogledu kiselinsko-bazne hemije.
:[[File:LewisAcid.png|374px]]
U prvoj reakciji [[fluorid|fluoridni jon]], F<sup>−</sup>, daje [[Slobodni elektronski par|elektronski par]] [[bor trifluorid]]u, čime se formira produkt [[tetrafluoroborat]]. Fluorid „gubi“ par [[valentni elektron|valentnih elektrona]] pošto su elektroni koji se dele u B—F vezi locirani u prostornom regionu između dva atomska [[atomsko jezgro|jezgra]], i stoga su udaljeniji od fluorovog jezgra, nego što su u slobodnim fluoridim jonima. BF<sub>3</sub> je Luisova kiselina, zato što prima elektronski par od fluorida.<ref name="March">March, J. “Advanced Organic Chemistry” 4th Ed.  J. Wiley and Sons, 1992: New York.  {{ISBN|0-471-60180-2}}.</ref> 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 H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> 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 [[Oksidacioni agens|oksidans]] ili [[elektrofil]].

== Disocijacija i ekvilibrijum ==
Reakcije kiselina se često generalizuju u obliku HA {{eqm}} H<sup>+</sup> + A<sup>−</sup>, gde HA predstavlja kiselinu, a A<sup>−</sup> je [[konjugovana kiselina|konjugovana baza]]. Članovi kiselinsko-baznog konjugatnog para se razlikuje za jedan proton, i mogu se interkonvertovati adicijom ili uklanjanjem protona ([[protonacija|protonacijom]] i [[deprotonacija|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<sup>+</sup> {{eqm}} H<sup>+</sup> + A. U rastvoru postoji [[hemijska ravnoteža|ekvilibrijum]] između kiseline i njene konjugovane baze. [[Konstanta ravnoteže]] ''K'' je izraz ravnotežnih koncentracija molekula ili jona u rastvoru. Zagrade označavaju koncentraciju, tako da [H<sub>2</sub>O] označava ''koncentraciju H<sub>2</sub>O''. [[Konstanta disocijacije kiseline]] ''K''<sub>a</sub> se generalno koristi u kontekstu kiselinsko-baznih reakcija. Numerička vrednost ''K''<sub>a</sub> je jednaka produktu koncentracija produkata podeljenom sa koncentracijom reaktanata, pri čemu je reaktant kiselina (HA), a produkti su konjugovana baza i H<sup>+</sup>.
:<math>K_a = \frac{[\mbox{H}^+] [\mbox{A}^-]}{[\mbox{HA}]}</math>
Jača od dve kiseline će imati veću ''K''<sub>a</sub> 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 ''K''<sub>a</sub> pokriva veliki broj redova veličine, oblik konstante koji je jednostavniji za primenu, p''K''<sub>a</sub> se češće koristi, pri čemu je p''K''<sub>a</sub> = -log<sub>10</sub> ''K''<sub>a</sub>. Jače kiseline imaju manju vrednost p''K''<sub>a</sub> od slabijih kiselina. Eksperimentalno određene p''K''<sub>a</sub> vrednosti na 25&nbsp;°C u vodenom rastvoru se često navode u udžbenicima i referentnom materijalu.

== Nomenklatura ==
U klasičnom imenskom sistemu, kiseline se imenuju u skladu da njihovim [[anjon]]ima. 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:
{| class="wikitable"
!Prefix anijona
!Sufiks anijona
!Prefiks kiseline
!Sufiks kiseline
!Primer
|-
|per
|at
|per
|na kiselina
|[[Perhlorna kiselina]] (HClO<sub>4</sub>)
|-
|
|at
|
|na kiselina
|[[Hlorna kiselina]] (HClO<sub>3</sub>)
|-
|
|it
|
|asta kiselina
|[[Hlorasta kiselina]] (HClO<sub>2</sub>)
|-
|hipo
|it
|hipo
|asta kiselina
|[[hipohlorasta kiselina]] (HClO)
|-
|
|id
|hidro
|na kiselina
|[[Hlorovodonična kiselina|hidrohlorna kiselina]] (HCl)
|}

== Jačina kiseline ==
{{main|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 (jedinica)|mol]] jake kiseline HA se rastvara u vodi i daje jedan mol H<sup>+</sup> i jedan mol konjugovane baze, A<sup>−</sup>. U kontrastu s tim, slaba kiselina se samo parcijalno disocira i u ekvilibrijumu su prisutne kiselina i konjugovana baza u rastvoru. Primeri [[jaka kiselina|jakih kiselina]] su [[hlorovodonična kiselina]] (HCl), [[jodovodonična kiselina]] (HI), [[bromovodonična kiselina]] (HBr), [[perhlorna kiselina]] (HClO<sub>4</sub>), [[azotna kiselina]] (HNO<sub>3</sub>) i [[sumporna kiselina]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>). U vodi svaka od njih se esencijalno jonizuje 100%. Što je jača kiselina, to lakše ona gubi proton, H<sup>+</sup>. Dva ključna faktora koji doprinose lakoći deprotonacije su [[hemijska polarnost|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 ''K''<sub>a</sub> vrednosti i negativnije p''K''<sub>a</sub> vrednosti od slabih kiselina.

[[Sulfonska kiselina|Sulfonske kiseline]], koje su organske oksikiseline, su klasa jakih kiselina. Poznati primer takive kiseline je [[p-Toluensulfonska kiselina|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 [[hidronijum]]ske „soli“. One takođe modu da kvantitativno stabilizuju [[karbokatjon]]e.

Dod ''K''<sub>a</sub> 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 ''K''<sub>a</sub> vrednosti jedinjenja.

== Hemijske karakteristike ==

=== Monoprotične kiseline ===
Monoprotične kiseline su one kiseline koje imaju sposobnost doniranja jednog [[proton]]a po molekulu tokom procesa [[disocijacija (hemija)|disocijacije]] (koji se ponekad naziva jonizacijom), kao što je prikazano ispod (kiselina je označena sa 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>

Poznati primeri monoprotičnih kiselina među [[mineralna kiselina|mineralnim kiselinama]] su [[hlorovodonična kiselina]] (HCl) i [[azotna kiselina]] (HNO<sub>3</sub>). S druge strane, kod [[Organska kiselina|organskih kiselina]] termin uglavnom označava prisustvo jedne [[Karboksilna kiselina|karboksilne]] grupe, te se ponekad te kiseline nazivaju monokarboksilnim kiselinama. Primeri [[organska kiselina|organskih kiselina]] su [[mravlja kiselina]] (HCOOH), [[sirćetna kiselina]] (CH<sub>3</sub>COOH) i [[benzojeva kiselina]] (C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>COOH).
{{See also|Konstanta disocijacije kiseline}}

=== Poliprotične kiseline ===
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 H<sub>2</sub>A) može da podlegne jednoj ili dvema disocijacijama u zavisnosti od pH vrednosti. Svaka disocijacija ima svoju sopstvenu konstantu disocijacije, K<sub>a1</sub> and 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>

Prva konstanta disocijacije je tipično veća od druge; i.e., ''K''<sub>a1</sub> > ''K''<sub>a2</sub>. Na primer, [[sumporna kiselina]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) može da donira jedan proton čime se formira [[bisulfat]]ni anjon (HSO<sub>4</sub><sup>−</sup>), za koji je ''K''<sub>a1</sub> veoma velika; zatim ona može da donira drugi proton da formira [[sulfat]]ni anjon (SO<sub>4</sub><sup>2−</sup>), pri čemu je ''K''<sub>a2</sub> srednje jačine. Velika ''K''<sub>a1</sub> vrednost prve disocijacije čini sumpornu kiselinu jakom. U sličnom maniru, slaba nestabilna [[ugljena kiselina]] (H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) može da izguvi jedan proton do formira [[bikarbonat]]ni anjon (HCO<sub>3</sub><sup>−</sup>) i da izgubi drugi da formira [[karbonat]]ni anjon (CO<sub>3</sub><sup>2−</sup>). Obe ''K''<sub>a</sub> vrednosti su male, ali je ''K''<sub>a1</sub> > ''K''<sub>a2</sub> .

Triprotična kiselina (H<sub>3</sub>A) može da podlegne jednoj, dvema, ili trima disocijacijama i ima tri konstante disocijacije, pri čemu je ''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>

[[Neorgansko jedinjenje|Neorganski]] primer triprotične kiseline je ortofosforna kiselina (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>), koja se obično naziva [[fosforna kiselina|fosfornom kiselinom]]. Sva tri protona se mogu sukcesivno izgubiti i pri tome nastaje H<sub>2</sub>PO<sub>4</sub><sup>−</sup>, zatim HPO<sub>4</sub><sup>2−</sup>, i konačno PO<sub>4</sub><sup>3−</sup>, ortofosfatni jon, koji se obično naziva [[fosfat]]om. Mada su pozicije tri protona na originalnom molekulu fosforne kiseline ekvivalentne, sukcesivne ''K''<sub>a</sub> vrednosti se razlikuju, pošto je energetski manje povoljno da se izgubi proton ako je njegova konjugovana baza negativnije naelektrisana. [[Organsko jedinjenje|Organski]] primer triprotične kiseline je [[limunska kiselina]], koja može sukcesivno da izguvi tri protona da bi se konačno formirao [[citrat]]ni 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: H<sub>2</sub>A, HA<sup>−</sup>, and A<sup>2−</sup>. Frakcione koncentracije se mogu izračunati kao što je dato dole kad je data pH vrednost (koja se može konvertovati u [H<sup>+</sup>]) ili koncentracije kiseline sa svim njenim konjugovanim bazama:
:<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>

Grafik tih frakcionih koncentracija nasuprot pH, za datu ''K''<sub>1</sub> i ''K''<sub>2</sub> 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:
:<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>

gde je K<sub>0</sub> = 1 i drugi K-članovi su konstante disocijacije kiseline.

=== Neutralizacija ===
[[Image:Hydrochloric acid ammonia.jpg|thumb|[[Hlorovodonična kiselina]] (u sudu) reaguje sa [[amonijak]]om i proizvodi [[amonijum hlorid]] (beli dim).]]
[[Neutralizacija (hemija)|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<sub>(aq)</sub> + NaOH<sub>(aq)</sub> → H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> + NaCl<sub>(aq)</sub>

Neutralizacija je osnova [[titracija|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 [[hlorovodonična kiselina|hlorovodonične]] kiseline i slabe baze [[amonijak]]a. Suportno tome, neutralizacija slabe kiseline jakom bazom proizvodi slabo baznu so, e.g. [[natrijum fluorid]] iz [[fluorovodonična kiselina|fluorovodonične]] kiseline i [[natrijum hidroksid]]a.

=== Ravnoteža slabe kiseline i slabe baze ===
{{main|Henderson–Hasselbalch jednačina}}
Da bi protonisana kiselina izgubila proton, pH sistema mora da bude iznad p''K''<sub>a</sub> vrednosti kiseline. Snižena koncentracija H<sup>+</sup> u baznom rastvoru pomera ravnotežu ka konjugovanoj baznoj formi (deprotonisanoj formi kiseline). U rastvorima sa nižom pH vrednošću (većom kiselosti), postoji dovoljno visoka H<sup>+</sup> koncentracija u rastvoru da uzrokuje da kiselina ostane u svojoj protonisanoj formi.

Rastvori slabih kiselina i soli njihovih konjugovanih baza formiraju [[Pufer|puferske rastvore]].

== Primene kiselina ==
Postoje brojne primene kiselina. Kiseline se često koriste za uklanjanje rđe i druge korozije sa metala u procesu poznatom kao [[pikling (metal)|pikling]]. One nalaze primernu kao elektroliti u [[vlažnim ćelijskim baterijama]], kao što je [[sumporna kiselina]] u [[automobilska baterija|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 oksid]]a 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 [[amonijak]]om i time nastaje [[amonijum nitrat]], veštačko đubrivo. Dodatno, [[karboksilna kiselina|karboksilne kiseline]] se mogu [[Esterifikacija|esterifikovati]] sa [[alkohol]]ima, čime se fromiraju [[estar|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. [[Aminokiselina|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 ===
{{Main|Kiselinska kataliza}}
Kiseline se koriste kao [[katalizator]]i u industrijskoj i organskoj hemiji; na primer, [[sumporna kiselina]] se koristi u veoma velikim količinama u proceu [[alkilacija|alkilacije]] pri produkciji goriva. Jake kiseline, kao što su sumporna, fosforna i hlorovodonična kiselina takođe utiču na reakcije [[Reakcija dehidratacije|dehidratacije]] i [[reakcija kondenzacije|kondenzacije]]. U biohemiji, mnogi [[enzim]]i koriste kiselu katalizu.<ref name="Voet acid cat">{{cite book |author=Voet, Judith G.|author2=Voet, Donald |title=Biochemistry |url=https://archive.org/details/biochemistry00voet_1|publisher=J. Wiley & Sons |location=New York |date=2004 |pages=[https://archive.org/details/biochemistry00voet_1/page/496 496]–500 |isbn=978-0-471-19350-0 }}</ref>

== Važnije kiseline ==
{{columns-list|
Najvažnije kiseonične neorganske kiseline su:
* [[azotna kiselina]]
* [[azotasta kiselina]]
* [[sumporna kiselina]]
* [[sumporasta kiselina]] 
* [[fosforna kiselina]]
* [[ugljena kiselina]]
* [[hlorna kiselina]]
* [[borna kiselina]]

Najvažnije nekiseonične neorganske kiseline su:
* [[hlorovodonična kiselina]] 
* [[cijanovodonična kiselina]] 
* [[fluorovodonična kiselina]]
* [[bromovodonična kiselina]]
* [[jodovodonična kiselina]]

Kiseline su spojevi koji sadrže vodik (H) i kiselinski ostatak.
Kiselinski ostatak obavezno sadrži element '''nemetal''', a veoma često i '''kiseonik'''.
* H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> - sumporna/sulfatna
* H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub> - sumporasta/sulfitna
* HNO<sub>3</sub> - azotna/nitratna
* HNO<sub>2</sub> - azotasta/nitritna
* H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> - ugljična/karbonatna
* H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> - fosforna/fosfatna
* HCl - hlorovodična/hloridna
}}
Kiseline dobijaju naziv po nemetalu iz kiselinskog ostatka, npr. H<sub>2</sub>S - sumporovodična.

== Dobijanje kiselina ==
: Oksid nemetala + voda ---> kiselina
: SO<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>O ----> H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub> (sulfitna/sumporasta kiselina)
: 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>

== Povezano ==
* [[pH vrednost]]
* [[Baza]]

== Reference ==
{{Reflist|2}}

== Literatura ==
{{refbegin|2}}
* [http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ka.htm Listing of strengths of common acids and bases] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20011218075412/http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ka.htm |date=2001-12-18 }}
* [http://goldbook.iupac.org/A00071.html IUPAC Gold Book - acid]
* Zumdahl, Chemistry, 4th Edition.
* Ebbing, D.D., & Gammon, S. D. (2005). ''General chemistry'' (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin. {{ISBN|0-618-51177-6}}
* Pavia, D.L., Lampman, G.M., & Kriz, G.S. (2004). ''Organic chemistry volume 1: Organic chemistry 351.'' Mason, OH: Cenage Learning. {{ISBN|0-7593-4727-1}}
* 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, [http://www.chemicke-listy.cz/docs/full/2002_12_05.pdf PDF]
* [http://www.britannica.com/eb/article-9036278/Geber ''Geber'' in Britannica]
{{refend}}

== Vanjske veze ==
* [http://scienceaid.co.uk/chemistry/physical/acidbases.html Science Aid: Acids and Bases] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20161227185722/http://scienceaid.co.uk/chemistry/physical/acidbases.html |date=2016-12-27 }} 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
* [http://canadaconnects.ca/chemistry/10081/ A summary of the Properties of Acids for the beginning chemistry student] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20070208205931/http://canadaconnects.ca/chemistry/10081/ |date=2007-02-08 }}
* [http://www.unece.org/env/lrtap/ The UN ECE Convention on Long-Range Transboundary Air Pollution]
* [http://isites.harvard.edu/fs/docs/icb.topic776365.files/lecture%2017.pdf Chem 106 – Acidity Concepts]{{Dead link|date=August 2021 |bot=InternetArchiveBot |fix-attempted=yes }}

[[Kategorija:Kiseline| ]]
[[Kategorija:Hemija kiselina i baza]]