thumb|right|300px|Dušikova kislina je brezbarvna tekočina, katero prosti dušikovi oksidi rjavo obarvajo Kislina (iz latinskega acidus/acēre – kisel)Merriam-Webster's Online Dictionary: acid. 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 oksonijevih H3O+ 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
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 thumb|200px|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 hidroksidne ione (OH−):D.D. Ebbing, S.D. Gammon (2005). General chemistry. 8. Izdaja. Boston, MA: Houghton Mifflin. ISBN 0-618-51177-6.
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 hidroksidnega 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 hidroksidnih 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 hidroksidnih 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
thumb|350px|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. 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− +
thumb|200px|right|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:
H3O+(aq) + Cl−(aq) + NH3 → Cl−(aq) + (aq) + H2O HCl(benzen) + NH3(benzen) → NH4Cl(s) 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.
Lewisova kislina Tretji koncept, katerega je leta 1923 predlagal Gilbert Newton Lewis, vključuje reakcije s kislo-bazičnimi značilnostmi, v katerih ne pride do prenosa protona. Lewisova kislina je spojina, ki od druge spojine sprejme elektronski par, se pravi da je akceptor elektronskega para. Brønsted-Lowryjeve kislo-bazične reakcije potekajo s prenosom protona, medtem ko Lewisove kislo-bazične reakcije potekajo s prenosom elektronskega para. Vse Brønsted-Lowryjeve kisline so hkrati tudi Lewisove kisline, za veliko Lewisovih kislin pa to ne velja. Lewisova kislo-bazična reakcija poteka drugače, kar je razvidno iz zapisa naslednjih dveh reakcij:
350px
V prvi reakciji fluoridni ion F− donira elektronski par borovemu trifluoridu BF3, pri čemer nastane tetrafluoroborat . Fluorid navidezno izgubi par valenčnih elektronov, ker si jih zdaj deli s fluorom v vezi B-F. Vezni elektroni so nekje v prostoru med obema atomskima jedroma in zato bolj oddaljeni od fluorida kot v prostem fluoridnem ionu. BF3 je Lewisova kislina, ker prejme elektronski par od fluorida. Te reakcije se ne da opisati v skladu z Brønsted-Lowryjevo teorijo, ker v njej ni prišlo do prenosa protona.
Drugo reakcijo se lahko opiše z obema teorijama. Proton se je z nedoločene Brønsted-Lowrijeve kisline prenesel na amonijak, ki je Brønsted-Lowrijeve baza. Alternativno deluje amonijak tudi kot Lewisova baza, ki prenese prosti elektronski par v vez z vodikovim ionom. Spojine, ki prejmejo elektronski par, so Lewisove kisline. Kisikov atom v H3O+ na primer prejme elektronski par, ko se ena od vezi O-H prekine, se pravi da elektroni, ki jih je delil z vodikom, pripadejo kisiku. Lewisova kislina se lahko, odvisno od konteksta, opiše tudi kot oksidant ali elektrofil.
Nomenklatura Za kisline se običajno uporabljajo nesistematska ali polsistematska imena, ki vsebujejo besedo kislina, na primer borova kislina, ortoborova kislina, fosforjeva kislina, ocetna kislina itd. Nesistematska Imena so v sodobni nomenklaturi edinstvena in delno opišejo kemijske lastnosti spojine. Inorganic Acids and Derivatives. Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommandations 2005. str. 124. Pridobljeno 20. decembra 2014.
Sistematska imena temeljijo izključno na sestavi in zgradbi kisline in načelih substitutivne in aditivne nomenklature. V teh primerih je izraz kislina odvečen. Poleg tega se mnogo spojin, ki bi se zaradi svojih lastnosti lahko prištevale h kislinam, nikoli ne imenuje kislina. Takšni so na primer heksaakvaaluminij(3+), hidridi in derivati amonijaka.
Za kisline in njihove soli se uporablja tudi poenostavljen Stockov način poimenovanja z oksidacijskimi stanji, na primer žveplova(VI) kislina in dušikova(V) kislina oziroma sulfat(VI) in nitrat(V). Zadnja priporočila IUPAC Stockovega načina poimenovanja nič več ne omenjajo. Nomenklatura anorganskih spojin. str. 17. Pridobljeno 20. decembra 2014.
Imena kislin se torej ne uporabljajo dosledno, številna pa so tako utečena, da bi bilo nesmiselno zamenjati jih s sistemskimi imeni.
Primeri:A. Smrdu. Razlaga sprememb v imenovanju anorganskih spojin . Založništvo Jutro. Ljubljana, str. 5. Pridobljeno 1. decembra 2014.
Kemijska formula Sprejemljivo nesistematsko ime Ime z oksidacijskim številom Sistemsko aditivno ime H2SO4 [SO2(OH)2] žveplova kislina žveplova(VI) kislina dihidroksidodioksidožveplo H2CO3 [CO(OH)2] ogljikova kislina ogljikova(IV) kislina dihidroksidooksidoogljik H3PO4 [PO(OH)3] fosforjeva kislina fosforjeva(V) kislina trihidroksidooksidofosfor HNO3 [NO2(OH)] dušikova kislina dušikova(V) kislina hidroksidodioksidodušik HClO3 [ClO2(OH)] klorova kislina klorova(V) kislina hidroksidodioksidoklor C2H4O [CH3CO(OH)] ocetna kislina etanojska kislina C7H6O2 [C6H5CO(OH)] benzojeva kislina fenilmetanojska kislina
Disociacija in ravnotežje Reakcije kislin se pogosto zapiše s splošno enačbo
HA ⇌ H+ + A−,
v kateri je HA kislina in A- konjugirana baza.
Kislo-bazični konjugirani pari se med seboj razlikujejo za proton in se pretvarjajo iz enih v druge s prejemanjem ali oddajanjem protona (protoniranje – deprotoniranje). Če upoštevamo, da je kislina lahko električno nabita, konjugirana baza pa električno nevtralna, se splošna enačba lahko zapiše tudi kot
HA+ ⇌ H+ + A.
V raztopini vlada med kislino in njeno konjugirano bazo ravnotežje, ki se zapiše z naslednjo enačbo, v kateri so koncentracije udeležencev zapisane v oglatih oklepajih:
Ka je ravnotežna konstanta kisline ali konstanta disociacije kisline, ki je enaka produktu koncentracij produktov, deljenim s produktom koncentracij reaktantov.
Močne kisline imajo velike vrednosti Ka, se pravi da je ravnotežje pomaknjeno močno v desno, da je zato navzočih veliko oksonijevih ionov H3O+ in da je kislina skoraj popolnoma disociirana. Konstanta kisline Ka klorovodikove kisline (HCl) je 107.
Za šibke kisline so značilne nizke vrednosti konstante kisline, se pravi da v ravnotežju soobstajata protonirana oblika HA kot tudi deprotonirana oblika A-, da je navzoče zmerno število oksonijevih ionov in da je kislina le delno disociirana. Konstanta Ka ocetne kisline je 1,8·10-5.
Razpon vrednosti Ka obsega več redov velikosti, zato je bolj prikladno, da se namesto njih oporabljajo konstante pKa:
Močnejše kisline imajo manjše pKa kot šibke. V literaturi se pogosto navajajo njihove s poskusom določene vrednosti pri 25 °C.
Moč kisline