Kislina

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Skoči na: navigacija, iskanje
Dušikova kislina je brezbarvna tekočina, katero prosti dušikovi oksidi rjavo obarvajo

Kislina (iz latinskega acidus/acērekisel)[1] je kemijska spojina, katere vodne raztopine so kislega okusa, pordečijo moder lakmusov papir in z bazami in nekaterimi kovinami tvorijo soli. Vodne raztopine kislin imajo pH manjši od 7. Nižji pH pomeni večjo kislost, se pravi večjo koncentracijo pozitivnih vodikovih H+ ionov v raztopini. Za kemikalije in snovi, ki imajo lastnosti kislin, pravimo, da so kisle.

Za kisline obstajajo tri definicije: Arrheniusova, Brønsted-Lowryjeva in Lewisova. Arrheniusova teorija definira kisline kot snovi, ki pri raztapljanju v vodi povečajo koncentracijo vodikovih ionov (H+) ali natančneje oksonijevih ionov (H3O+). Brønsted-Lowryjeva definicija ja razširitev prve definicije in pravi, da so kisline snovi, ki lahko donirajo protone (H+). Med takšne zato spadajo tudi alkoholi in amini, ki vsebujejo O-H oziroma N-H skupine. Lewisove kisline so spojine, ki lahko sprejmejo elektronski par, da bi z njim tvorili kovalentno vez. Med Lewisove kisline spadajo tudi vsi kovinski kationi in molekule s pomanjkanjem elektronov, na primer borov trifluorid in aluminijev triklorid.

Med bolj znane anorganske kisline spadata klorovodikova kislina, ki tvori želodčno kislino in aktivira prebavne encime, in žveplova kislina, ki je elektrolit v avtomobilskih svinčevih akumulatorjih. Med znane organske kisline spadajo citronska, jabolčna, vinska in oksalna kislina, ki se nahajajo v sadju in zelenjavi, in sečna kislina. Vse omenjene kisline so lahko tudi čiste spojine v trdnemi, tekočem ali plinastem agregatnem stanju. Močne kisline in nekatere šibke kisline so korozivne. Izjema so na primer karborani in borova kislina.

Definicije[uredi | uredi kodo]

Glavni članek: Kislo-bazična reakcija.

Sodobne definicije kislin se ukvarjajo s temeljnimi kemijskimi reakcijami, ki so skupne vsem kislinam.

Večina kislin, s katerimi se srečujemo v vsakdanjem življenju, so vodne raztopine ali so topne v vodi, zato so najpomembnejše Arrheniusove in Brønsted-Lowryjeve definicije.

Najpogosteje se uporablja Brønsted-Lowryjeva definicija. Če ni določeno drugače, se za kislo-bazične reakcije predpostavlja, da vključujejo prenos protona (H+) s kisline na bazo.

V vseh treh definicijah so kisline oksonijevi ioni. Zanimivo je, da so po Brønsted-Lowryjevi definiciji kisline to tudi alkoholi in amini, ki so hkrati lahko tudi Lewisove baze, ker imajo na kisikovem oziroma dušikovem atomu prost elektronski par.

Arrheniusova kislina[uredi | uredi kodo]

Svante Arrhenius

Švedski kemik Svante Arrhenius je leta 1884 kisle lastnosti snovi pripisal vodikovim H+ ionom oziroma protonom. Kislino je definiral kot snov, ki pri raztapljanju v vodi poveča koncentracijo H+ ionov. Vodikov ion se v kislo-bazičnih reakcijah pogosto zapiše s H+(aq), ker prosto vodikovo jedro oziroma proton kot tak ni obstojen in se veže z molekulo vode v oksonijev ion H3O+. Arrheniusovo kislino se torej lahko opiše kot snov, ki pri raztapljanju v vodi poveča koncentracijo oksonijevih ionov. Definicija izhaja iz ravnotežja disociacije vode v oksonijeve in hidroksilne ione (OH):[2]

H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH(aq)

V čisti vodi prevladujejo molekule H2O, nekaj njih pa stalno disociira in reasociira, tako da je približno 1 od 107 molekul stalno v obliki oksonijevega in hidroksilnega iona. Ker je njihovo število enako, ni voda niti kisla niti bazična, ampak nevtralna.

Arrheniusova baza na drugi strani je definirana kot snov, ki pri raztapljanju v vodi poveča koncentracijo hidroksilnih ionov in s tem zmanjša koncentracijo oksonijevih ionov.

Stalna disociacija in reasociacija vodnih molekul tvori ravnotežje, v katerem vsako povečanje koncentracije oksonijevih ionov povzroči zmanjšanje koncentracije hidroksidnih ionov. Arrheniusovo kislino se zato lahko definira tudi kot snov, ki znižuje koncentracijo hidroksilnih ionov, in bazo kot snov, ki jo povečuje.

V kislini je koncentracija oksonijevih ionov večja od 10−7 mol/L. Ker je pH definiran kot negativni logaritem koncentracije oksonijevih ionov, imajo kisline pH manjši od 7.

Brønsted-Lowryjeva kislina[uredi | uredi kodo]

Molekula ocetne kisline (CH3COOH) donira proton (H+, zelen) molekuli vode, pri čemer nastaneta acetatni ion (CH3COO-) in oksonijev ion (H3O+); reakcija je ravnotežna

Arrheniusov koncept, ki je uporaben za opis mnogo reakcij, ima tudi mnogo omejitev. Leta 1923 sta fizikalna kemika Johannes Nicolaus Brønsted in Thomas Martin Lowry neodvisno eden od drugega ugotovila, da je v kislo-bazične reakcije vključen prenos protona. Po njuni definiciji je kislina snov, ki donira proton bazi.[2] Njuna teorija ima v primerjavi z Arrheniusovo več prednosti. Za zgled vzemimo naslednji dve reakciji ocetne kisline, ki daje kisu značilen okus:

CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO + H3O+
CH3COOH + NH3 ⇌ CH3COO + NH+
4
Med nalivanjem amonijevega hidroksida v klorovodikovo kislino poteka reakcija med NH3 in HCl tudi v plinski fazi, kar dokazuje megla nastalega amonijevega klorida

Prvo reakcijo zlahka opišeta obe teoriji: CH3COOH deluje kot Arrheniusova kislina, ker pri raztapljanju v vodi deluje kot vir H3O+ ionov, in kot Brønsted-Lowryjeva kislina, ker donira proton vodi. V drugi reakciji se zgodi podobna pretvorba, samo da ocetna kislina donira proton amonijaku (NH3), katerega se ne da opisati z Arrheniusovo definicijo kisline, ker ne tvori oksonijevega iona.

Brønsted-Lowryjeva teorija je uporabna tudi za opis kovalentnih spojin, medtem ko je Arrheniusova teorija uporabna samo za ionske spojine. Vodikov klorid (HCl) in amonijak (NH3) sta kovalentni spojini, ki se spajata v različnih pogojih in vedno tvorita amonijev klorid NH4Cl, zato sta zelo primerna za prikaz omejitev Arrheniusove teorije:

  1. H3O+(aq) + Cl(aq) + NH3 → Cl(aq) + NH+
    4
    (aq) + H2O
  2. HCl(benzen) + NH3(benzen) → NH4Cl(s)
  3. HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)

V prvi reakciji, ki poteka v vodni raztopini, delujeta obe definiciji. V drugi reakciji, ki poteka v benzenu, Arrheniusova teorija zataji, ker v njej ne nastaneta niti oksonijev niti kloridni ion, vendar tudi tokrat nastane amonijev klorid. Arrheniusova teorija zataji tudi v tretji reakciji, ki poteka v plinski fazi.

Kemijske lastnosti[uredi | uredi kodo]

V vodi poteče naslednja reakcija med kislino (HA) in vodo, ki ima vlogo baze:

\mbox{AH} +\mbox{H}_2\mbox{O} \leftrightarrow \mbox{A}^- + \mbox{H}_3\mbox{O}^+

Konstanta kisline (disociacijska konstanta kisline) je ravnotežna konstanta za reakcijo HA z vodo:

K_a = {[A^-]\cdot[\mbox{H}_3\mbox{O}^+] \over [AH]}

Močne kisline imajo velike vrednosti Ka (tj. ravnovesje za reakcijo je premaknjeno močno na desno stran; navzočih je veliko oksonijevih ionov H3O+; kislina je skoraj popolnoma disociirana). Konstanta kisline Ka za klorovodikovo kislino (HCl) je denimo 107.

Za šibke kisline so značilne nizke vrednosti konstante kisline (tj. v ravnovesju soobstajata protonizirana oblika HA kot tudi deprotonizirana oblika A-; navzoče je zmerno število oksonijevih ionov; kislina je le delno disociirana). Konstanta kisline Ka za ocetno kislino je denimo 1,8·10-5. Pri šibkih kislinah namesto konstante kisline pogosto podajamo negativni desetiški logaritem njene vrednosti:

pK_a = -\log_{10} K_a

Močna kislina[uredi | uredi kodo]

Močne kisline popolnoma disociirajo v vodni raztopini (ne v primeru žveplove kisline). Te kisline imajo pKa manjši od −1,74.

Enačba popolne disociacije kisline v vodni raztopini je:

HA(aq) → H+(aq) + A(aq)

Močne kisline so npr. HClO4, H2SO4, HCl in HNO3, šibke pa so npr. HCOOH, HCN, H2S in CH3COOH.

Sklici[uredi | uredi kodo]

  1. ^ Merriam-Webster's Online Dictionary: acid.
  2. ^ 2,0 2,1 D.D. Ebbing, S.D. Gammon (2005). General chemistry. 8. Izdaja. Boston, MA: Houghton Mifflin. ISBN 0-618-51177-6.

Glej tudi[uredi | uredi kodo]

Zunanje povezave[uredi | uredi kodo]