Acido

Acido (ĝenerala formulo estas HA aŭ [H+A−]) difiniĝas tradicie kiel kemia kombinaĵo (molekulo aŭ jono), kiu, kiam solvita en akvo, generas solvaĵon kun hidrogena jono (protono fakte), kaj tiele kontribuas al acideco pli granda ol tiu de pura akvo, t.e. pH malpli ol 7,0.

Laŭ la moderna difino de Johannes Nicolaus Brønsted kaj Martin Lowry, "acido" estas iun ajn kemiaĵo, kiu donas hidrogenan jonon (H+) al alia kombinaĵo, kiu nomiĝas "bazo".

Vulgaraj ekzemploj estas aceta acido (el la vinagro), formika acido (el la formikoj) aŭ sulfura acido (uzata en veturilaj baterioj).
En la sistemoj "acido/bazo", ne estas ŝanĝoj en oksidiĝa nombro, kontraŭe al la redoksaj sistemoj.

Historio 
Acidoj estis tiel ofte redifinitaj dum la lastaj epokoj, tiel operacie kiel esence, ke la historio de la acidoj devis trapasi ripetitaj signifoŝanĝoj anstataŭ konverĝi al sekura difino. Mineralaj acidoj estis konataj, kvankam per aliaj nomoj, ekde la mezepokaj alkemiistoj en la Oriento kiuj aparte aprezis la vitriololeon kaj la reĝakvon (miksaĵon da klorida kaj nitrata acidoj) pro iliaj povoj kiel solvantoj.

Plibonigitaj metodoj pri preparado asociiĝas al Andreo Libavo (1555-1616) kaj Johann Rudolph Glauber (1604-1670), cetere, ĉi-lasta preparis la kloridan acidon per traktado de la sulfata acido kun la ordinara salo, sekvata per distiliĝo. En liaj manoj, acidoj estis pli uzataj ol antaŭe dum preparado de vasta gamo da neŭtralaj saloj ekde metalaj saloj kaj iliaj oksidoj.

Ĉirkaŭ la mezo de la 17-a jarcento, neŭtraligaj reakcioj inter acidoj kaj bazoj estis sufiĉe konataj kun ĝiaj naturaj eferveskoj kiu inspiris la novan iatrokemion en la verkaro de Franciscus Sylvius (1614-1672) kaj Otto Tachenius (1610-1680). Dum la 17-a jarcento, kiam la tradicie materia/forma dualeco cedis al la mekanikaj filozofioj, tiam la teorioj pri acideco respegulis tiun ŝanĝon.

Kaj Nicolas Lémery (1645-1715) kaj Robert Boyle (1627-1691) provis klarigi la percepteblajn proprecojn de la acidoj (amarecon kaj korodecon) laŭ esprimoj je akrepintaj korpuskloj. Sub la influo de Isaac Newton (1642-1727), hipotezoj pri la formo de la partikloj malfermis la vojon al nova ontologio en kiu mallongatingaj altiraj-forpuŝaj fortoj asociiĝis al atomoj. Reakcioj inter acidoj kaj bazoj do povis konstruiĝi laŭ neŭtraligaj procezoj pri afinaj fortoj kiuj estis, principe, kvantigeblaj.

Reakcioj inter metaloj kaj acidoj estis kandidatoj al provoj je konstruado de afineco-tabeloj kaj dum la jardeko 1770 la rapido en kiu malsamaj metaloj dissolviĝas en acidoj ekkomparatis. Estis ankaŭ ordinare konsideri la acidojn kiel malsamaj manifestiĝoj de iu universala acido, tamen, alternativa vidpunkto estis disvolviĝonta de Antono Lavoaziero (1743-1794).

La Kemia Revolucio ĉe la fino de la 18-a jarcento ofte identiĝis kun la forpuŝo de Lavoaziero rilate al la flogistona teorio favore de iu oksigena teorio pri brulado. Verdire, la oksigena teorio de Lavoaziero estis ĉefe ia teorio pri acideco (t. e., la oksigeno estas la acido-produktanto) pro tio ke ĝi baziĝis sur eksperimentaj rezultoj, ekzemple, kiam sulfuro, fosforo ktp bruliĝas en aero, ili konvertiĝas en acidoj.

La nocio ke la oksigeno estis la principio de la acideco elmontras ke eĉ Lavoaziero mem emancipiĝis el la tradiciaj konceptoj pri kemiaj principoj kaj kiel Claude Louis Berthollet (1748-1822) suspektis, la antaŭkono ke ĉiuj acidoj devas enhavi oksigenon estis ĝenerala kredo.

Humphry Davy (1778-1829) detruis la teorion de Lavoaziero laŭ tri aspektoj: unue, li elmontris ke la oksigeno estis komponanto de alkaloj, natria hidroksido kaj kalia hidroksido; due, elmontrante ke halogenidoj povas elteni bruladon tiel kiel la oksigeno, do senigante ĝin el ties ununura kondiĉo, kaj trie, elstarigante ke ne ekzistis oksigeno en la klorida acido - ia konkludo derivita el lia verko pri la elementa naturo de la kloro.

Kvankam Davy asociiĝis la acidecon de la klorata kaj jodata acidoj pro la hidrogeno kiun ili enhavis, li ne transformis ĉi-teorion en koheran vidpunkton. 

Tamen nur post pluraj jardekoj la ideo pri acideco estis asociita al ĉeesto de hidrogeno dank'al propono de la germana kemiisto Justus von Liebig (1803–1873). Sed, klareco estis portita al tiu scienco, kiam Svante Arrhenius
(1859–1927) finfine difinis acidojn kiel "substancoj kiuj liveras hidrogenajn katjonojn al la solvaĵo" dum bazoj estas "substancoj kiuj liberas hidroksilajn anjonojn al la solvaĵo".

Li ankaŭ proponis ke la mekanismo laŭ kiu acidoj kaj bazoj interagas por reciproka neŭtraligado okazis per formado de akvo sekvata de la koncerna salo. Pli malfrue, la dana kemiisto Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) kaj la angla kemiisto Martin Lowry (1874-1936) kvankam sendepende, proponis la difinoŝanĝon, konservante la interrilato de la protona liberigo en la acidoj, sed difinante pli amplekse la bazojn kiel ajna substanco kapabla je protona asociiĝo. Tiamaniere ke, mezuradoj de la hidrogenaj jonoj iĝis tranĉaj por difini la nivelojn de acideco, kaj bazoj verdire estis preterlasataj kiel simplaj ricevantoj.

Do la antaŭaj difinoj bazitaj sur protonaj kaj hidroksilaj jonoj, estis asociitaj al reakcioj en akva solvaĵo. Gilbert Lewis (1875–1946) rafinis la acido-bazan koncepton kaj inkluzivis dissociiĝajn eventojn en ne-akvaj solvantoj, tie kie liberaj protonoj ne estis implikitaj. Disvolvita kune kun ĉi-teoriaj konsideraĵoj, la praktika mezurado pri acideco posedas longan historion, kaj ĉi-praktiko kuŝas en la bazo de la analiza kemio kaj laste en la negocoj pri analizaj instrumentoj. La koncepto pri pH eble estis la plej grava demando kiu faciliĝis ĉi-evoluon.

Laŭ la koncepto de Arrhenius 
En 1887 la sveda kemiisto Svante Arrhenius formulis difinon por acidoj kaj bazoj laŭ la specoj kiujn ili formas ĉe solviĝo en akvo.

Acidoj de Arrhenius estas substancoj kiuj solviĝas en akvo, produktante hidrogen-jonoj (H+). Bazoj de Arrhenius estas substancoj kiuj solviĝas en akvo, produktante hidroksid-jonojn (OH−).

Hidrogena klorido (HCl) kaj natria hidroksido (NaOH) estas respektive
ekzemploj de acido de Arrhenius kaj bazo de Arrhenius. Ili joniĝas en
akvo jene:

HCl akvo> H+ + Cl−

NaOH akvo> Na+ + OH−

Tial, laŭ Arrhenius la specifaj ecoj de acidoj kaj bazoj, kiel ilia
konduto rilate lakmuso, rezultas el la ĉeesto de jonoj H+ kaj OH− respektive.

Kvankam oni povus konsideri ilin sufiĉaj, almenaŭ sur fundamenta nivelo,
la difinoj laŭ Arrhenius havas du malavantaĝojn: (1) ili taŭgas sole por
akvaj solvaĵoj, kaj (2) la identeco de la acido en akvaj solvaĵoj estas
trosimpligita. Pri ĉi tiu lasta punkto ni devas diri ke "liberaj"
hidrogen-jonoj (H+ ) ne povas ekzisti en akvo - fakto, kiun ne sciis
Arrhenius. Hidrogena atomo, kiu konsistas el unu protono kaj unu elektrono,
perdinte unu elektrono (pro joniĝo), iĝas nura nukleo - en tiu ĉi kazo
do unu protono. La altira povo inter tiu ĉi nuda protono kaj polusa
akvo-molekulo estas sufiĉe forta por unuigi la hidrogenan jonon kun la
akvomolekulo, formanta hidronian jonon (H3O+). (Por klare apartigi la jonojn, oni resumu: hidrogena jono estas H+ , hidroksida jono estas OH−, kaj hidronia jono estas H3O+).

La ligo, kiu ligas la protonon al la akvo estas kunordiĝa kovalenta ligo, ĉar ambaŭ elektronoj devenas de la oksigena atomo.

Laŭ la koncepto de Brønsted kaj Lowry 
En 1923, J.N. Brønsted, dana sciencisto, kaj T.M. Lowry, brita sciencisto, proponis -- sendepende unu de la alia -- preskaŭ samtempe koncepton pri acidoj kaj bazoj, kiu etendis la ideojn de Arrhenius. Ilia difino de acidoj kaj bazoj dependas de tio, kiamaniere tiuj du grupoj da substancoj reakcias unu kun la alia.

Acid-baza reakcio estas difinita kiel reakcio dum kiu protono transiĝas de unu speco al alia.

Acido de Brønsted-Lowry estas tiel proton-donanto kaj bazo de Brønsted-Lowry estas proton-akceptanto.

Tiuj difinoj (1) pligrandigas la nombron da substancoj, kiuj povas esti konsiderataj acidoj kaj bazoj, (2) ne limiĝas al akvaj solvaĵoj kaj
(3) klarigas la fakton, ke la acida speco en akvaj solvaĵoj estas la hidronia jono.

Ĉiuj acidoj de Arrhenius estas acidoj de Brønsted-Lowry, kaj ĉiuj bazoj de Arrhenius estas bazoj de Brønsted-Lowry. Sed la malo de tiu ĉi aserto
ne estas vera. La teorio de Brønsted-Lowry inkluzivas la teorion de Arrhenius, sed ankaŭ multe pli.

Kvalitoj 
Brønsted-Lowry-aj acidoj:

 gustas acida generale;
 ofte igas pika sento sur mukozoj, ĉefe se fortaj aŭ koncentrataj estas;
 reakcias kun kolorindikaj kombinaĵoj, tiele ke ĝi ruĝigas ambaŭ lakmuson (lakmuso estas natura vegetaĵa kolorenzo akirebla el likenoj) kaj metiloranĝon, sed ne ŝangas la koloron de fenolftaleino;
 reakcias kun metaloj, liberigante hidrogenon kaj la metala, salon solvantalan;
 reakcias kun metalaj karbonatoj, produktante akvon, karbonan duoksidon kaj salon;
 reakcias kun bazo, liberigante salon kun akvo;
 reakcias kun metala oksido, produktante akvon kaj salon;
 konduktas elektron, laŭ la grado de disiĝo;
 produktas "solvoniajn" jonojn, tiel hidroniajn jonojn (H3O+) en akvo;
 malnaturigas proteinojn.

Fortaj acidoj kaj multaj koncentrataj acidoj estas danĝeraj, ĉar kaŭzas gravajn bruladojn pri eĉ nelongaj kontaktoj.
Acidoj estas korodemaj. Generale, acidaj bruladoj kuraciĝas per ellavi abunde la zonon tuŝatan kun fluanta akvo dum 15 minutoj kaj ĵus poste atenti kun tujaj kuracaj zorgoj. En la okazo de treege koncentrataj acidoj, la acido devus unue esti forviŝata tiel multa kiel posibla, alimaniere la hejtgenera miksado de la acido kaj la akvo povus kaŭzi gravajn hejtajn bruladojn. Acidoj povas ankaŭ esti danĝeraj pro aliaj kialoj je ilia acideco: vidu la adekvatan datuman littukon de materia sekureco (angle "MSDS") por havi pli da detaloj.

Kelkaj acidoj 

 Adipata acido
 Benzoilacetata acido
 Cianoacetata acido
 Cianoakrilata acido
 Fenilbutirata acido
 Fluorida acido
 Formiata acido
 Forta acido
 Fosfata acido
 Glioksilata acido
 Glutarata acido
 Hidrogena cianido
 Hipobromita acido
 Hipojodita acido
 Jodata acido
 Jodita acido
 Klorida acido
 Laktata acido
 Malforta acido
 Nitrata acido
 Nitrita acido
 Perjodata acido
 Sulfata acido
 Tartrata acido

Vidu ankaŭ 
 forto de acido,
 poliprotona acido,
 grasacido,
 aminoacido,
 acidorezistado

Proverbo 
Ekzistas proverboj pri acido en la Proverbaro Esperanta de L. L. Zamenhof:

Eksteraj ligiloj 
 http://www.csudh.edu/oliver/chemdata/data-ka.htm  
 http://www.naturligvis.u-net.dk 
 http://www.timelinescience.org/resource/students/acid/acid.htm  
 http://www.natlex.dk/syrekonst.html

Referencoj 

Acido-baza kemio