мини|Цинк, типични метал, реагује са хлороводоничном киселином, типичном киселином
Киселина ( od са значењем киселоMerriam-Webster's Online Dictionary: acid) једна је 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 анјон (негативни јон) реагује са једним или више позитивно наелектрисаних водоничних катјона. Што је нижа -{pH}- 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.
Постоје три широко призваћене дефиниције киселине: Аренијусова дефиниција, Бренстед-Лауријева дефиниција и Луисова дефиниција.Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. Chemistry of the Elements (2nd Edn.), Oxford:Butterworth-Heinemann. Аренијусова дефиниција формулише киселине као супстанце које повећавају концентрацију водоникових јона (-{H}-+), или прецизније, хидронијум јона (-{H3O+}-), 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 -{O-H}- или -{N-H}- 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 дефиниција је најшире кориштена дефиниција; уколико другачије није специфицирано, претпоставља се да у киселинско-базним реакцијама долази до трансфера протона (-{H}-+) 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.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.
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 мини|150п|Сванте Аррхениус
Шведски хемичар Сванте Аррхениус је 1884. године сматрао да су за својство киселости одговорни водонични јони (-{H}-+) или протони. Аренијусова киселина је супстанца која, кад се дода у воду, повишава концентрацију -{H}-+ јона у води. Хемичари обично пишу -{H}-+(-{aq}-) 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, -{H3O+}-. 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 (-{OH}-−) јоне: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". Retrieved from International Union of Pure and Applied Chemistry on 9 May 2007 on URL http://goldbook.iupac.org/O04379.html "Oxonium Ions" -{H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH−(aq)}-
У чистој води већина молекула су -{H2O}-, 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 -{H2O}- 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 -{pH}- вредност дефинисана као негативни логаритам концентрације хидронијум јона, киселине имају -{pH}- мањи од 7.
Бронстед-Лоријеве киселине
мини|350п|alt=Acetic acid, CH3COOH, is composed of a methyl group, CH3, bound chemically to a carboxylate group, COOH. The carboxylate group can lose a proton and donate it to a water molecule, H20, leaving behind an acetate anion CH3COO- and creating a hydronium cation H3O . This is an equilibrium reaction, so the reverse process can also take place.|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 Јоханес Николас Бронстед и 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. Бронстед-Лоријева киселинско-базна теорија има неколико предности у односу на Аренијусову теорију. Размотримо следеће реакције сирћетне киселине (-{CH3COOH}-), органске киселине која даје сирћету карактеристични укус:
+ + + + -{NH4+}-
Обе теорије лако описују прву реакцију: -{CH3COOH}- делује као Аренијусова киселина зато што делује као извор -{H3O+}- кад је растворена у води, и она делује као Бронстедова киселина путем донирања протона води. У другом примеру -{CH3COOH}- подлеже истој трансформацији, у том случају донирајући протон амонијаку (-{NH3}-), 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 (-{HCl}-) и амонијак се комбинују у неколико различитих околности да формирају амонијум хлорид, -{NH4Cl}-. Водени раствор -{HCl}- се понаша као хлороводонична киселина и састоји се од хидронијум и хлоридних јона. Следеће реакције илуструју ограничења Аренијусових дефиниција: -{H3O+(aq) + Cl−(aq) + NH3 → Cl−(aq) + NH4+(aq) + H2O}- -{HCl(benzene) + NH3(benzene) → NH4Cl(s)}- -{HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)}-
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 бензену) реагују и формирају чврсти амонијум хлорид у бензенском растварачу, и у трећој се гасовити -{HCl}- и -{NH3}- 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. Бронстедове киселинско-базне реакције су описују протонски трансфер, док у Луисовим киселинско-базним реакцијама долази до трансфера 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. 374px
У првој реакцији флуоридни јон, -{F}-−, даје електронски пар бор трифлуориду, чиме се формира продукт тетрафлуороборат. Флуорид „губи“ пар валентних електрона пошто су електрони који се деле у -{B—F}- вези лоцирани у просторном региону између два атомска језгра, и стога су удаљенији од флуоровог језгра, него што су у слободним флуоридним јонима. -{BF}-3 је Луисова киселина, зато што прима електронски пар од флуорида. 4th Ed. J. Wiley and Sons, 1992: New York. 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 -{H3O+}- 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 -{HA H+ + A−}-, где -{HA}- представља киселину, а -{A−}- је коњугована база. Чланови киселинско-базног коњугатног пара се разликује за један протон, и могу се интерконвертовати адицијом или уклањањем протона (протонацијом и 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+ H+ + A}-. У раствору постоји еквилибријум између киселине и њене коњуговане базе. Константа равнотеже -{K}- је израз равнотежних концентрација молекула или јона у раствору. Заграде означавају концентрацију, тако да [-{H2O}-] означава концентрацију -{H2O}-. Константа дисоцијације киселине -{Ka}- се генерално користи у контексту киселинско-базних реакција. Нумеричка вредност -{Ka}- је једнака продукту концентрација продуката подељеном са концентрацијом реактаната, при чему је реактант киселина (-{HA}-), а продукти су коњугована база и -{H}-+.