Киселина

Химична реакция на цинк, който е преходен метал, със солна киселина

Киселините са вещества, които участват в химични реакции с основи, приемайки електрони отдадени от основите. Повечето киселини с практическо значение са водоразтворими. При разтварянето си те се дисоциират на водородни катиони (H⁺) и киселинни аниони, а водородният им показател (pH) е по-малък от 7.

Характерни за киселините са интензивните химични реакции с основи и метали. При стайни условия те могат да бъдат в твърдо, течно или газообразно състояние. Често срещани киселини са оцетната киселина (в оцета), сярната киселина (в автомобилните акумулатори) или винената киселина (използвана в сладкарството).

Дефиниции

В съвременната химия се използват няколко дефиниции за киселина, които донякъде се различават по своя обхват. Най-широко използвана е дефиницията на Брьонстед-Лоури.

Киселини на Арениус

През 1884 година шведският химик Сванте Август Арениус свързва общите свойства на киселините с присъстващия в тях водород. Киселина на Арениус е вещество, което увеличава концентрацията на хидроксониеви катиони (H₃O⁺) при разтваряне във вода. Това определение следва от равновесната дисоциация на водата на хидрониеви катиони и хидроксидни аниони:

H₂O(l) + H₂O(l) ⇋ H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq)

В чистата вода по-голямата част от веществото е във вид на молекули H₂O, на малък брой молекули непрекъснато се дисоциират и реасоциират. Чистата вода е с неутрална киселинност, тъй като концентрацията на хидроксидни йони винаги остава равна на тази на хидрониевите йони.

Основа на Арениус е вещество, което при разтваряне във вода увеличава концентрацията на хидроксидни йони.

Киселини на Бьонстед-Лоури

Макар че определението на Арениус е полезно за описването на много реакции, то остава твърде ограничено. През 1923 година датчанинът Йоханес Бьонстед и англичанинът Мартин Лоури самостоятелно установяват, че реакциите между киселина и основа са свързани с прехвърлянето на протон. Киселина на Бьонстед-Лоури (или само киселина на Бьонстед) е вещество, което отдава протон при реакция с основа на Бьонстед-Лоури.

Дефиницията на Бьонстед-Лоури има някои преимущества пред тази на Арениус. Пример за това са следните реакции на оцетната киселина (CH₃COOH):

И двете определения описват добре първата реакция: CH₃COOH действа като киселина на Арениус, защото е източник на H₃O⁺ при разтваряне във вода, и като киселина на Брьонстед, защото отдава протон. Във втория пример CH₃COOH е подложен на същата трансформация, отдавайки протон на амоняка (NH₃), но дефиницията на Арениус е неприложима, защото в резултат на реакцията не се получава хидрониев катион.

Определението на Брьонстед-Лоури обхваща и молекулни съединения, докато това на Арениус е ограничено до йонните. Хлороводородът (HCl) и амонякът могат да реагират при различни условия, образувайки амониев хлорид (NH₄Cl). Във воден разтвор HCl се държи като солна киселина и присъства под формата на хидрониеви и хлорни йони. Следната реакция показва ограниченията на определението на Арениус:

1. H₃O⁺(aq) + Cl⁻(aq) + NH₃ → Cl⁻(aq) + NH₄⁺(aq)
2. HCl(бензен) + NH₃(бензен) → NH₄Cl(s)
3. HCl(g) + NH₃(g) → NH₄Cl(s)

Както и при реакциите на оцетната киселина, двете дефиниции са напълно приложими за първия пример, където водата е разтворител и се образува хидрониев йон. Следващите две реакции не включват образуването на йони, но също са реакции с отдаване на протон. Във втората реакция хлороводородът и амонякът, разтворени в бензен, реагират и образуват твърд амониев хлорид, а в третата газообразни HCl и NH₃ се съединяват в твърдо вещество.

Киселини на Люис

Американският химик Гилбърт Люис предлага трето определение за киселина, което обхваща и реакции, със свойствата на тези между киселина и основа, но които не включват отдаване на протон. Киселина на Люис е вещество, което при реакция с основа на Люис приема електронна двойка от друго вещество. По този начин всички киселини на Брьонстед са и киселини на Люис, но не всички киселини на Люис са киселини на Брьонстед. Това се вижда в следния пример:

В първата реакция флуориден йон (F⁻) отдава електронна двойка на боров трифлуорид, за да образува тетрафлуороборатен йон. Флуоридът губи двойка валентни електрони, защото електроните във връзката B—F са разположени в пространството между двете атомни ядра и съответно са по-отдалечени от флуоридното ядро, отколкото при самостоятелния флуориден йон. BF₃ е киселина на Люис, защото приема електронна двойка от флуорида. Тази реакция не може да бъде описана с теорията на Брьонстед, защото няма трансфер на протони.

Втората реакция може да бъде описана и с двете теории. Един протон се отдава от някаква киселина на Брьонстед на амоняк, основа на Брьонстед. От друга страна амонякът действа като основа на Люис – кислородният атом в H₃O⁺ получава двойка електрони, когато една от H—O връзките е разрушена и образуващите я електрони се измествът към кислородния атом. В зависимост от контекста киселините на Люис могат да бъдат описани като окислители или като електрофили.

Дисоциация и равновесие

Реакциите на киселините често се обобщават във формата HA ⇋ H⁺ + A⁻, където HA е киселината, а A⁻ е нейната спрегната основа. Спрегнатите двойки киселина-основа се различават само по един протон и могат да бъдат преобразувани една в друга чрез добавяне, съответно премахване, на протон. По принцип е възможно киселината да е заредена, а основата – неутрална. В този случай общият вид на реакцията е HA⁺ ⇋ H⁺ + A.

В разтвор съществува химическо равновесие между киселината и нейната спрегната основа. Константата на равновесието K изразява равновесната концентрация на молекулите или йоните в разтвора. При реакциите киселина-основа обикновено се използва константата на киселинна дисоциация K_a. Нейната стойност е равна на концентрацията на H⁺ и на спрегнатата основа, разделена на концентрацията на киселината:

$K_{a}={\frac {[{\mbox{H}}^{+}][{\mbox{A}}^{-}]}{[{\mbox{HA}}]}}$

По-силните киселини имат по-голяма константа на дисоциация – съотношението на водородни йони към киселина е по-високо при по-силните киселини, тъй като те са по-склонни да отдават протон.

Тъй като стойностите на K_a са в много широк интервал, по-често се използва показателят pK_a = −log₁₀ K_a. По-силните киселини имат по-малък pK_a. В справочниците обикновено се включват експериментално определени стойности на pK_a на воден разтвор при температура 25 °C.

Видове киселинни аниони

• прости – F^-, Cl^-,S^2- и др.
• сложни – SO₄^2-, NO₃^-, C₆H₅OO^-, CN^- и други;

Видове киселини

Според броя на водородните йони

• едноосновни – HCl, CH₃COOH, HCN;
• двуосновни – H₂SO₄, H₂SO₃, H₂S, H₂CO₃;
• триосновни – H₃PO₄
• четириосновни – (HO₂CCH₂)₂NCH₂CH₂N(CH₂CO₂H)₂ (ЕДТА)

Основността на киселините се определя от броя молове водородни катиони, които се получават при дисоциацията на 1 mol киселина. Електролитната дисоциация на многоосновните киселини се осъществява на етапи, като при всеки се получава по 1 mol водороден катион:

1. H₂SO₄ → H⁺+ HSO₄^- (хидрогенсулфатен анион)
2. H₂SO₄ → 2 H⁺ + SO₄^2- (сулфатен анион)
3. HSO₄^- ↔ H⁺ + SO₄^2- (сулфатен анион)

Водните им разтвори променят синия лакмус в червен, имат кисел вкус, взаимодействат с активни метали, с основни оксиди и основи, с амфотерни оксиди и амфотерни хидроксиди. Силата на киселината обикновено се измерва с концентрацията на водородните йони. Имат широко приложение в химията, химичната технология, различни производителни процеси и в бита.

Според кислородния състав

Безкислородни киселини

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

• флуороводород = флуороводородна киселина
• хлороводород = солна киселина
• бромоводород = бромоводородна киселина
• йодоводород = йодоводородна киселина
• циановодород = синилна киселина

Кислородсъдържащи киселини

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

• сулфат = сярна киселина
• сулфит = серниста киселина
• дитионит = дитиониста киселина
• дитионат = дитионова киселина

Вижте също

• Сол
• Заливане с киселина