Kiseline

[thumb|200px|Primjer [Gilbert Newton Lewis|Lewisove kiseline i baze]]
thumb|200px|Hlorovodična kiselina
**Kiseline**, u užem smislu riječi, su svi hemijski spojevi koji imaju sposobnost da prenesu jedan ili više protona (H+) na drugog reaktanta u hemijskoj reakciji, tj. oni spojevi koji su "donatori" protona. U vodenom rastvoru, reaktant sa kiselinama je voda. Kiseline s vodom grade oksonij-ione (H3O+) te tako pH vrijednost u rastvoru opada. Kiseline reagiraju s bazama pri čemu nastaju soli i voda. Prema tome, baza je u hemijskoj smislu "suprotnost" kiselini jer je tom reakcijom neutralizira.

U širem smislu, različiti kiselinsko-bazni koncepti opisuju širu paletu hemijskih reakcija, koje se mogu odvijati daleko izvan okvira opisane reakcije neutralizacije.

## Historija 
Jedna od najstarijih poznatih kiselina () jeste sirće (), što hemijski predstavlja približno 5%-tni vodeni rastvor acetatne kiseline (koja se i danas naziva *sirćetna kiselina*). Sve tada poznate kiseline bile su donekle slične sirćetu (*oxos* ili *acidus*). U alhemiji, kiseline su važile za "prasupstancu" tj. osnovnu supstancu. Smatralo se da se osobine kiselina zasnivaju na jednoj jedinoj *prakiselini* koja dolazi do izražaja u raznim supstancama. U dodiru s krečnjakom (kalcij-karbonatom) odnosno karbonatima općenito, kiseline su ih nagrizale i stvarale "pjenu", a sličan učinak su imale i na mnoge druge supstance. Većina tada poznatih kiselina imale su kiseli okus. Sve do kraja 13. vijeka, osim sirćeta i nekih biljnih kiselih sokova, nisu bile poznate druge kiseline. Mnoga otkrića u vezi kiselina pripisuju se ibn Hajjanu, arapsko-perzijskom hemičaru iz 8. vijeka, čija djela su u 13. vijeku ponovno objavljena u srednjovjekovnoj Evropi (*pseudo-Geber*). Kasnije su proširena znanja na razne neorganske kiseline, a koje su, u skladu tadašnjeg vjerovanja, svrstane pod element "voda". Tek u 18. vijeku te kiseline su nazvane mineralne kiseline.

Proizvodnja dušične kiseline (HNO3) opisana je u 13. vijeku kao "voda koja rastvara" *(aqua dissolutiva)* ili "jaka voda" *(aqua fortis)*. Zabilježeno je da se vitriol bakra zagrijavao sa nitratima (šalitrom) i alaunima do crvenog usijanja. Pri tome je nastajao nitrozni plin (dušikovi oksidi), koji je sa vodom gradio dušičnu kiselinu. Ovu kiselinu nazvali su i "voda koja razdvaja", jer se u njoj srebro otapalo ali ne i zlato. Johann Rudolf Glauber je 1648. opisao dobijanje koncentrirane (pušljive) dušične kiseline *(spiritus acidus nitri)* pomoću sumporne kiseline.

Kraljevska vodica (aqua regia), iz današnje perspektive mješavina dušične- i hlorovodične kiseline, bila je također poznata relativno dugo, jer se može relativno lahko dobiti iz dušične kiseline sa salmijakom (amonij-hloridom). Ona je bila poznata i kao *kraljica svih kiselina*, jer joj se niti jedan metal, pa čak ni *kralj svih metala*, zlato, nije mogao "oduprijeti".

Sumporasta kiselina (H2SO3) je također dugo poznata, a dobijala se sagorijevanjem elementarnog sumpora i djelovanjem vode. Zasigurno je u takvim hemijskim reakcijama nastajala i sumporna kiselina. Preciznije procese nastanka sumporne kiseline (H2SO4) opisao je 1597. A. Libavius: *a) zagrijavanjem željezo- i bakar-sulfata, takozvani "vitrioli" željeza i bakra, do nastanka "oleum vitrioli" (pušljive sumporne kiseline) i b) sagorijevanjem sumpora a zatim njegova oksidacija, kojom je nastajala razblažena otopina "oleum sulphuris"*. Tehnička proizvodnja sumporne kiseline počela je u 19. vijeku nakon razvoja procesa olovnih komora.

Hlorovodična kiselina (HCl) otkrivena je tek krajem 16. vijeka. A. Libavius opisao je njenu sintezu putem zagrijavanja smjese kuhinjske soli (natrij-hlorida) i glinenih minerala. B. Valentinus opisao je pretvaranje vitriola i kuhinjske soli u * aqua caustica*, nagrizajuću vodu. Obimna istraživanja koja je proveo J. R. Glauber u 17. vijeku dovele su do otkrića *duše iz Glauberove soli* *(Spiritus salis Glauberianus)*, jako koncentrirane, takozvane "pušljive" hlorovodične kiseline, odnosno plinovitog hlorovodika. Važan pojam baza kao fenomena "suprotnosti" kiselinama, uveli su u 17. vijeku alhemičari i hemičari poput G. E. Stahla, R. Boylea i G. F. Rouellea, nakon što su uvidjeli da su one "bazne" materije koje predstavljaju *neisparljivu osnovu* za fiksiranje *isparljivih kiselina* i koje mogu ponišiti i neutralizirati nagrizajuće djelovanje kiselina. Vrlo važne korake u razvoju hemije načinio je A. L. Lavoisier u 18. vijeku, kada je određenim hemijskim spojevima odredio određene osobine. Smatrao je da se kiseline sastoje iz oksida nemetala i vode, a baze od oksida metala i vode. Nasuprot njega, J. von Liebig je kiseline smatra spojevima vodika, koji se pomoću metala mogu prevesti u soli.

S. Arrhenius je 1887. definirao kiseline kao supstance, koje pri rastvaranju u vodi disociraju dajući protone (H+), dok je baze definirao kao materije, koje u vodi disociraju dajući hidroksid-ione (OH−). Ako se pomiješaju kiseline i baze, one će se neutralizirati te će nastati voda i neka so. Međutim, ova teorija je imala dosta manjkavosti, jer nije uključivala spojeve bez kisika: i amonijak također može neutralizirati neku kiselinu. J. N. Brønsted i T. Lowry su 1923, nezavisno jedan od drugog, opisali do danas jednu od najvažnijih definicija baza i kiselina. Ta definicija sačinjava osnovu današnje teorije o kiselinama.

## Osobine 
Hemijski spojevi koji se mogu klasificirati u kiseline su oni spojevi koji s vodom imaju određene uzajamne reakcije. Oni posjeduju jedan i više atoma vodika koji su vezani ionskim ili sličnim vezama. Tako čista sirćetna kiselina (H3C-COOH) reagira s vodom te daje još više H3O+ iona. Ako se takva reakcija desi, onda takav spoj možemo kvalificirati kiselinom. Osim oksonij-iona nastaje i acetatni anion H3C-COO−:
:\mathrm{1. \ H_3C{-}COOH + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}COO^- + H_3O^+}

Sirćetna kiselina spada u karbonske kiseline te je u usporedbi sa neorganskim (mineralnim) kiselinama poput hlorovodika, relativno slaba kiselina. U vodenim rastvorima, veći dio njenih molekula nalaze se nedisocirane u obliku H3C-COOH. Također i ovdje kao i kod drugih kiselina vrlo važnu ulogu igra hemijska ravnoteža. Gornja reakcija (reakcija 1), iz navedenog razloga, može se "čitati" i sa desna nalijevo. Acetatni anion reagira sa oksonij-ionom dajući vodu i sirćetnu kiselinu. "Čitajući" na ovaj način odvija se *bazična reakcija*: pretvaranje hidroksonij-iona u molekule vode. Ako u rastvor sirćetne kiseline dodamo određenu količonu acetatnih aniona, naprimjer, u obliku dobro rastvorljivog natrij-acetata, kisele osobine sirćetne kiseline mogu se u potpunosti kompenzirati bazičnim osobinama acetatnih iona. Stoga se kaže da je vodeni rastvor *neutraliziran*, ali ne u smislu da se u rastvoru nije ništa desilo, osim što je koncentracija iona H3O+ tako niska kao i u čistoj vodi.

Da bi se u potpunosti imala slika o navedenom, treba posmatrati i *bazičnu reakciju* koja se odvija kada se čisti natrij-acetat rastvara u *čistoj* vodi:
:\mathrm{2. \ H_3C{-}COO^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ OH^- + H_3C{-}COOH}

Pri tome nastaju hidroksid-ioni (OH−). Ako se u ovakav rastvor acetata dodaju određene količine vodenog rastvora sirćetne kiseline, rastvor postaje *neutralan*. Između iona H3O+ i OH− javlja se ravnoteža (reakcija 1), koja je tamo predstavljena kao osnovna molekula vode u neutralnom stanju, dok se ovdje predstavlja kao jednačina (reakcija 2a).
:\mathrm{2a) \ H_3O^+ + OH^- \ \rightleftharpoons \ H_2O + H_2O}

Osobine kiselina, naročito opasnosti koje od njih prijete, su izuzetno različite. Kao primjer toga su dušična (opasnost od nagrizanja), cijanovodična (jak otrov) i pikrinska kiselina (eksploziv).
* Kiseline posebno jako napadaju neplemenite metale i kalcij-karbonat, a također i ljudsku kožu, odjeću i oči (općenito sve organske materijale), te predstavljaju određenu prijetnju po čovjekovo zdravlje. Postoje slabe i jake kiseline. Hlorovodik je jaka kiselina i u vodi u potpunosti disocira. Njegov vodeni rastvor naziva se hlorovodična kiselina. Sirćetna kiselina je slaba kiselina i u vodi samo djelimično disocira.
* Kiseline se mogu razblažiti s vodom, pri čemu njihovo djelovanje slabi, u zavisnosti od stepena razblaživanja. Razblaživanje koncentriranih kiselina je egzotermična reakcija, jer se tokom nje otpušta toplota. Pri razblaživanju koncentrirane sumporne kiseline, rastvor kiseline može burno reagirati i prskati. Zbog toga je u tom postupku važno pridržavanje pravila da se kiselina dodaje u vodu, a ne obrnuto.
* Raširena je zabluda da su kiseline uvijek tekućine. Poznati primjeri kiselina, koje se čiste nalaze u čvrstom stanju su vitamin C (askorbinska kiselina) i limunska kiselina, dok je u plinovitom stanju naprimjer hlorovodik.
* Vodeni rastvori kiselina mijenjaju boju pH indikatorima, naprimjer plavi lakmus papir oboje u crveno.
* Suprotnost kiselinama su baze (rastvori baza su lužine). One mogu neutralizirati kiseline. I baze također djeluju nagrizajuće te napadaju mnoge materijale, od kojih neki uopće ne reagiraju s kiselinama.
* U vodi, kiseline provode električnu struju. Pri propuštanju struje kroz vodeni rastvor kiselina dešava se elektroliza. Tokom elektrolize na negativnom polu (katodi) skuplja se vodik a na pozitivnom (anodi) neutralizirani dio aniona kiseline (naprimjer kod hlorovodične kiseline to je hlor). Uopćeno, na katodi se odvija reakcija redukcije (primanja elektrona), dok se na anodi odvija oksidacija (otpuštanje elektrona).

## Teorije 
### Arrheniusova teorija 
Švedski hemičar Arrhenius je 1884. proučavajući kiseline objavio da osobina kiselosti nekog spoja zavisi od iona vodika (H+) ili protona. Po njemu, *Arrheniusova* kiselina je ona supstanca koja, kada se doda u vodu, u njoj povećava koncentraciju iona H+. Treba zapaziti da hemičari vrlo često pišu H+(*aq*) čime misle na ion vodika pri opisivanju kiselo-baznih reakcija, jer slobodno jezgro vodika, proton, ne može postojati sam u vodi, već postoji u obliku hidronij-iona (H3O+). Na osnovu toga, Arrheniusova kiselina se također može opisati kao supstanca koja povećava koncentraciju hidronij-iona ako se doda u vodu.

Primjer Arrheniusove kiseline:
:HCl → H+ + Cl-

S druge strane, Arrheniusova baza jeste supstanca koja, ako se rastvori u vodi, povećava koncentraciju hidroksidnih iona (OH−). Ovim se smanjuje koncentracija hidronij-iona jer ioni međusobno reagiraju gradeći molekule H2O:
:H3O + OH ⇌ H2O(t) + H2O(t)

Zbog ove ravnoteže (ekvilibrija), svako povećanje koncentracije hidronij-iona je povezano sa smanjenjem koncentracije iona hidroksida. Zbog toga, za Arrheniusovu kiselinu bi se moglo reći da je to ona supstanca koja smanjuje koncentraciju hidroksid-iona, dok je Arrheniusova baza povećava.

U kiselim rastvorima, koncentracija hidronij-iona je uvijek viša od 10−7 mola po litru. Pošto je pH vrijednost definirana kao negativni logaritam koncentracije hidronij-iona, stoga se kaže da kiseli rastvori imaju pH vrijednost manju od 7.

### Brønstedova teorija 
Iako je Arrheniusova teorija korisna za opisivanje mnogih reakcija, njen obim je ipak dosta ograničen. Godine 1923. hemičari Johannes Nicolaus Brønsted i Thomas Martin Lowry, nezavisno jedan od drugog, prepoznali su da kiselo-bazne reakcije uključuju i transfer protona. Prema njima, *Brønsted-Lowryjeva kiselina* (često samo kao *Brønstedova kiselina*) jeste supstanca koja donira proton Brønsted-Lowryjevoj bazi. Brønsted-Lowryjeva teorija kiselina i baza ima nekoliko prednosti nad Arrheniusovom teorijom. Ako se razmatraju sljedeće reakcije sirćetne kiseline (CH3COOH), organske kiseline koja sirćetu daje njegov karakterističan okus:
: +  ⇌  + 
: +  ⇌  + 

Obje teorije vrlo lahko opisuju prvu reakciju: CH3COOH je Arrheniusova kiselina jer djeluje kao izvor iona H3O+ pri rastvaranju u vodi, a istovremeno djeluje i kao Brønstedova kiselina jer donira proton molekuli vode. Međutim, u drugom primjeru CH3COOH podliježe istoj transformaciji, ali u ovom slučaju donira proton amonijaku (NH3), pa nije u skladu sa Arrheniusovom definicijom kiseline jer ovom reakcijom ne nastaje hidronij-ion. Ipak, CH3COOH je istovremeno i Arrheniusova i Brønstedova kiselina.

Brønsted-Lowryeva teorija se može koristiti za opisivanje reakcija molekularnih spojeva u nevodenim rastvorima ili u gasovitoj fazi. Hlorovodik (HCl) i amonijak mogu reagirati u nekoliko različitih uslova gradeći amonij-hlorid (NH4Cl). U vodenom rastvoru HCl se ponaša kao hlorovodična kiselina te postoji u vidu hidronij- i hloridnih iona. Sljedeće reakcije ilustriraju ograničenja Arrheniusove definicije:
:H3O + Cl + NH3 → Cl + NH(aq) + H2O
:HCl(benzen) + NH3(benzen) → NH4Cl(č)
:HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(č)
::*aq* - vodeni rastvor, *benzen* - rastvor benzena, *č* - čvrsto stanje, *g* - gas, *t* - tečno

### Lewisova teorija 
Treću, u određenom aspektu djelimično povezanu teoriju i koncept je predložio je Gilbert Newton Lewis 1923. a u koju uključuje reakcije sa kiselo-baznim osobinama koje ne uključuju prenos protona. *Lewisova kiselina* je onaj spoj ili funkcionalna grupa koja prima slobodni elektronski par od drugog spoja ili grupe, odnosno drugim riječima, ona je primalac ("akceptor") elektronskog para. Brønstedove kiselinsko-bazne reakcije su reakcije prenosa (transfera) protona, dok su Lewisove kiselinsko-bazne reakcije prenosi elektronskog para. Mnoge Lewisove kiseline nisu ujedno i Brønsted-Lowryjeve kiseline. Grafički prikaz razlika između ovih teorija, u pojmovima hemije kiselina i baza, prikazan je sljedećim reakcijama:
:373px

Primjer Lewisove kiseline:
:H2O + SO3 → H2SO4

U ovom slučaju SO3 je kiselina, a H2O baza jer atom kisika u molekuli H2O donira slobodan elektronski par, a atom sumpora prima taj elektronski par da bi postigao stabilan oktet.

### Kiselinsko-bazna ravnoteža 
Kod protolize jedan od reaktanata (po pravilu voda) preuzima proton kojeg je otpustila kiselina. Ovo je značajna distinkcija od redoks-reakcija pri kojim se odvija prenos elektrona. Protonizirani oblik kiseline ponekad se naziva i *slobodna kiselina*.

Općenita ravnotežna reakcija neke kiseline HA u *vodenom rastvoru* glasi:
:\mathrm{HA + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + A^-}

### Višeprotonske kiseline 
Kiseline koje daju više od jednog protona, nazivaju se *višeprotonske* ili *višebazne kiseline*. Sumporna kiselina (H2SO4) je primjer dvoprotonske kiseline (također se nazivaju i *diprotonske*), dok je fosforna (H3PO4) troprotonska (odnosno triprotonska) kiselina. Težnja neke kiseline da daje pojedine protone (protoliza) je različita od slučaja do slučaja i opisuje se pomoću kiselinske konstante disocijacije (Ka). Za pojedine faze protolize vrijedi općenito pravilo: Ka(I) > Ka(II) > Ka(III) (odnosno p*K*a(I) a(II) a(III)).

Naprimjer, za fosfornu kiselinu vrijedi:
:

## Bezvodna kiselo-bazna reakcija 
Analogno kiselo-baznim reakcijama u vodenim rastvorima koje se odvijaju posredstvom vode, postoje reakcije i u drugim medijima. U bezvodnom etanolu odvija se reakcija sa hlorovodikom u kojoj etanol preuzima ulogu baze:
:\mathrm{H_3C{-}CH_2{-}OH + HCl \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}CH_2{-}OH_2^+ + Cl^-}

U plinovitoj fazi, plin amonijak reagira sa hlorovodikom gradeći soli amonij-hlorida.
:\mathrm{NH_3 + HCl \ \rightleftharpoons \ NH_4Cl}

U kiselo-baznim reakcijama, pored vode, i druga dovoljno polarna sredstva za rastvaranje mogu djelovati kao reaktant. Dobar primjer za to je autoprotoliza tečnog amonijaka:
:\mathrm{NH_3 + NH_3 \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + NH_2^-}

## Biološka uloga 
thumb|desno|200px|Osnovna građa aminokiselina; gdje je -NH2 grupa vezana na drugom ugljikovom atomu, pa se takva kiselina naziva *2-amino* ili *α-amino* kiselina
Jedan broj biološki važnih molekula su također kiseline. Nukleinske kiseline sadrže kiselu fosfatnu funkcionalnu grupu , jedan su od sastavnih elemenata iz kojih su građene DNK i RNK, koje sadrže genetski kod svih živih organizama kojim se prenose nasljedne osobine sa roditelja na potomstvo. DNK sadrži i hemijski "plan" za sintezu bjelančevina, a koje su izgrađene od aminokiselina. Ćelijske membrane sadrže estere masnih kiselina poput fosfolipida.

Kod α-aminokiselina opće formule R-CH(NH2)-COOH, amino grupa je vezana za atom ugljika u karboksilnoj grupi. *R* može biti različito dug te može sadržavati i bočne lance kao i druge funkcionalne grupe i elemente, naprimjer kisik, dušik i sumpor. Najjednostavnija aminokiselina je glicin, koji je zapravo (α)-aminoetanska (ili aminosirćetna) kiselina. Sve prirodne aminokiseline, osim glicina, su hiralne, odnosno imaju *L* i *D* izomer. U prirodi obično preovladavaju *L* izomeri. Neke *D* aminokiseline sadrže peptidoglikan, koji se nalazi u ćelijskim zidovima nekih bakterija. Pri fiziološkoj pH vrijednosti, koja po pravilu ima vrijednost tačno 7, jednostavne aminokiseline obično imaju određeno naelektrisanje, jer karboksilna grupa (-COOH) prenosi svoj proton na amino grupu:
:R-CH[NH2]-[COOH]  ⇌  R-CH[NH3]+-[COOH]–

Molekula je *izvana* neutralna i amfoterna. Izuzeci su aminokiseline sa kiselim ili bazičnim bočnim lancima. Asparaginska kiselina (2 (ili α-) aminobutanska kiselina), naprimjer, ima jednu protoniranu amino grupu i dvije deprotonirane karboksilne grupe, pa ima fiziološku pH vrijednost -1.

## Primjeri kiselina 
Među važnije kiseline ubrajaju se:
* H2SO4 - sumporna kiselina (industrijska primjena, kisela kiša)
* HCl - hlorovodična kiselina (industrijska primjena)
* H4SiO4 - silikatna kiselina
* H3PO4 - fosforna kiselina (prehrambena industrija; između ostalih sastojak Coca-Cole i DNK)
* H2CO3 - ugljična kiselina (prehrambena industrija, tehnika, Zemljina atmosfera)
* CH3COOH - sirćetna kiselina (priprema salata, prehrambena industrija)
* HNO3 - dušična kiselina (industrijska primjena)
* HF - fluoridna kiselina (proizvodnja računarskih čipova)
* H2SO 3 - Sulfitna kiselina

Također i soli višeprotonskih kiselina mogu djelovati kao kiseline ("kisele soli"), naprimjer
* hidrogensulfati
* hidrogenfosfati

## Također pogledajte 
* pH vrijednost
* Baze
* Neutralizacija

## Reference 
## Vanjski linkovi 
* Šta su kiseline i baze, izvod iz knjige ''The Complete Idiot's Guide to Chemistry'', 2003. autora Iana Gucha.
* Kiselinsko-bazni indikatori 
* Definicije kiselina i baza i uloga vode

Kategorija:Hemijski spojevi
Kategorija:Kiseline
Kategorija:Hemija kiselina i baza