Ogled vira Kislina

Za urejanje te strani nimate dovoljenja zaradi naslednjega razloga:
Vaš IP-naslov je v razponu, ki je blokiran v vseh vikijih Fundacije Wikimedia.
Blokiranje je opravil_a uporabnik_ca ‪Hasley‬. Navedeni razlog: Open proxy/Webhost: See the help page if you are affected: .
Začetek blokiranja: 17:21, 18. december 2022
Pretek blokiranja: 17:21, 18. december 2025
Vaš trenutni IP-naslov je 62.210.136.28. Blokirani razpon je 62.210.0.0/16.
Prosimo, da v vseh morebitnih poizvedbah vključite vse zgornje podrobnosti. Če menite, da ste bili blokirani po pomoti, lahko najdete dodatne informacije in navodila v globalnem pravilniku Brez odprtih posredniških strežnikov.
V nasprotnem primeru prosimo, da za razpravo o blokiranju objavite zahtevek za pregled v Meta-Wikiju. Lahko tudi pošljete e-pošto v čakalno vrsto upravnikov VRT na stewards@wikimedia.org, vključno z vsemi zgornjimi podatki.
Vsebino te strani si lahko ogledate in jo kopirate.
[[Slika:Nitricacid.jpg|thumb|right|300px|[[Dušikova kislina]] je brezbarvna tekočina, katero prosti dušikovi oksidi rjavo obarvajo]]
'''Kislina''' (iz [[Latinščina|latinskega]] ''acidus/acēre'' – ''kisel'')<ref>Merriam-Webster's Online Dictionary: acid.</ref> je [[kemijska spojina]], katere vodne raztopine so kislega okusa, pordečijo moder lakmusov papir in z [[Baza (kemija)|baza]]mi in nekaterimi [[kovina]]mi tvorijo [[sol]]i. Vodne raztopine kislin imajo [[pH]] manjši od 7. Nižji pH pomeni večjo kislost, se pravi večjo koncentracijo pozitivnih oksonijevih H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> ionov v raztopini. Za kemikalije in snovi, ki imajo lastnosti kislin, pravimo, da so kisle. 

Za kisline obstajajo tri definicije: [[Arrheniusova teorija kislin|Arrheniusova]], [[Brønsted–Lowryjeva teorija kislin in baz|Brønsted-Lowryjeva]] in [[Lewisova teorija kislin in baz|Lewisova]]. Arrheniusova teorija definira kisline kot snovi, ki pri raztapljanju v vodi povečajo koncentracijo vodikovih ionov (H<sup>+</sup>) ali natančneje oksonijevih ionov (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>).  Brønsted-Lowryjeva definicija ja razširitev prve definicije in pravi, da so kisline snovi, ki lahko donirajo protone (H<sup>+</sup>).  Med takšne zato spadajo tudi [[alkohol]]i in [[amin]]i, ki vsebujejo O-H oziroma N-H skupine. Lewisove kisline so spojine, ki lahko sprejmejo elektronski par, da bi z njim tvorili [[Kovalentna vez|kovalentno vez]]. Med Lewisove kisline spadajo tudi vsi kovinski [[kation]]i in molekule s pomanjkanjem elektronov, na primer [[borov trifluorid]] in [[aluminijev klorid|aluminijev triklorid]].

Med bolj znane anorganske kisline spadata [[klorovodikova kislina]], ki tvori [[Želodčna kislina|želodčno kislino]] in  aktivira prebavne encime, in [[žveplova kislina]], ki je elektrolit v avtomobilskih [[svinčev akumulator|svinčevih akumulatorjih]]. Med znane organske kisline spadajo [[Citronska kislina|citronska]], [[jabolčna kislina|jabolčna]], [[vinska kislina|vinska]] in [[Oksalna kislina|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 [[Korozija|korozivne]]. Izjema so na primer karborani in [[borova kislina]].

==Definicije==
{{Glavni|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<sup>+</sup>) 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===
[[Slika:Arrhenius2.jpg|thumb|200px|Svante Arrhenius]]
Švedski kemik [[Svante Arrhenius]] je leta 1884  kisle lastnosti snovi pripisal vodikovim H<sup>+</sup> [[ion]]om oziroma [[proton]]om.  Kislino je definiral kot snov, ki pri raztapljanju v vodi poveča koncentracijo H<sup>+</sup> ionov.  Vodikov ion se v kislo-bazičnih reakcijah pogosto zapiše s H<sup>+</sup><sub>(aq)</sub>, ker prosto vodikovo jedro oziroma proton kot tak ni obstojen in se veže z molekulo vode v oksonijev ion H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>. 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<sup>−</sup>):<ref name="Ebbing">D.D. Ebbing, S.D. Gammon (2005). ''General chemistry''. 8. Izdaja. Boston, MA: Houghton Mifflin. ISBN 0-618-51177-6.</ref>

: H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub>  ⇌  H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + OH<sup>−</sup><sub>(aq)</sub>

V čisti vodi prevladujejo molekule H<sub>2</sub>O, nekaj njih pa stalno disociira in reasociira, tako da je približno  1 od 10<sup>7</sup> 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 [[Kemijsko ravnotežje|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<sup>−7</sup> mol/L. Ker je [[pH]] definiran kot negativni logaritem koncentracije oksonijevih ionov, imajo kisline pH manjši od 7.

===Brønsted-Lowryjeva kislina===
{{Glavni|Brønsted–Lowryjeva teorija kislin in baz}} 
[[Slika:Acetic-acid-dissociation-3D-balls.png|thumb|350px|Molekula ocetne kisline (CH<sub>3</sub>COOH) donira proton (H<sup>+</sup>, zelen) molekuli vode, pri čemer nastaneta acetatni ion (CH<sub>3</sub>COO<sup>-</sup>)  in oksonijev ion (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>); 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 [[proton]]a. Po njuni definiciji je kislina snov, ki donira proton bazi.<ref name=Ebbing/> Njuna teorija ima v primerjavi z Arrheniusovo več prednosti. Za zgled vzemimo naslednji dve reakciji ocetne kisline, ki daje kisu značilen okus:

:CH<sub>3</sub>COOH + H<sub>2</sub>O ⇌  CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup> + H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> 
:CH<sub>3</sub>COOH + NH<sub>3</sub> ⇌  CH<sub>3</sub>COO<sup>−</sup> + {{chem|NH|4|+}}

[[Slika:Hydrochloric acid ammonia.jpg|thumb|200px|right|Med nalivanjem amonijevega hidroksida v klorovodikovo kislino poteka reakcija med NH<sub>3</sub> in HCl tudi v plinski fazi, kar dokazuje megla nastalega amonijevega klorida]]

Prvo reakcijo zlahka opišeta obe teoriji: CH<sub>3</sub>COOH deluje kot Arrheniusova kislina,  ker pri raztapljanju v vodi deluje kot vir  H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> ionov, in kot Brønsted-Lowryjeva kislina, ker donira proton vodi. V drugi reakciji se zgodi podobna pretvorba, samo da ocetna kislina donira proton [[amonijak]]u (NH<sub>3</sub>), katerega se ne da opisati z Arrheniusovo definicijo kisline, ker ne tvori oksonijevega iona.

Brønsted-Lowryjeva teorija je uporabna tudi za opis [[Kovalentna vez|kovalentnih]] spojin, medtem ko je Arrheniusova teorija uporabna samo za [[Ionska vez|ionske]] spojine. [[Vodikov klorid]] (HCl) in amonijak (NH<sub>3</sub>) sta kovalentni spojini, ki se spajata v različnih pogojih in vedno tvorita amonijev klorid NH<sub>4</sub>Cl, zato sta zelo primerna za prikaz omejitev Arrheniusove teorije:

# H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + Cl<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> + NH<sub>3</sub> → Cl<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> + {{chem|NH|4|+}}<sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O
# HCl<sub>(benzen)</sub> + NH<sub>3(benzen)</sub> → NH<sub>4</sub>Cl<sub>(s)</sub>
# HCl<sub>(g)</sub> + NH<sub>3(g)</sub> → NH<sub>4</sub>Cl<sub>(s)</sub> 

V prvi reakciji, ki poteka v vodni raztopini, delujeta obe definiciji. V drugi reakciji, ki poteka v [[benzen]]u, 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.<ref name=Ebbing/> 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:
 
:[[Slika:LewisAcid.png|350px]]

V prvi reakciji fluoridni ion F<sup>−</sup> donira elektronski par [[borov trifluorid|borovemu trifluoridu]] BF<sub>3</sub>, pri čemer nastane tetrafluoroborat {{chem|BF|4|-}}.  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 [[Atomsko jedro|atomskima jedroma]] in zato bolj oddaljeni od fluorida kot v prostem fluoridnem ionu. BF<sub>3</sub> 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 H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> 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.<ref name=Recommandations>[http://old.iupac.org/publications/books/rbook/Red_Book_2005.pdf  ''Inorganic Acids and Derivatives'']. Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommandations 2005. str. 124. Pridobljeno 20. decembra 2014.</ref>

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+), [[hidrid]]i in derivati amonijaka.<ref name=Recommandations/> 

Za kisline in njihove soli se uporablja tudi poenostavljen Stockov način poimenovanja z [[Oksidacijsko stanje|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.<ref>[http://studenti.fkkt.uni-lj.si/?get_group_doc=4/1322261081-nomenklatura_-_anorganskih_spojin.pdf  ''Nomenklatura anorganskih spojin'']. str. 17. Pridobljeno 20. decembra 2014.</ref>
 
Imena kislin se torej ne uporabljajo dosledno, številna pa so tako utečena, da bi bilo nesmiselno zamenjati jih s sistemskimi imeni.

Primeri:<ref>A. Smrdu. [http://www.jutro.si/datoteke/gradivo/imenovanje_ogled.pdf ''Razlaga sprememb v imenovanju anorganskih spojin''] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20150402103040/http://www.jutro.si/datoteke/gradivo/imenovanje_ogled.pdf |date=2015-04-02 }}. Založništvo Jutro. Ljubljana, str. 5. Pridobljeno 1. decembra 2014.</ref>

<center>
{| class="wikitable sortable"
|-
! class="unsortable" |Kemijska formula!! !!Sprejemljivo <br> nesistematsko ime  !! Ime z oksidacijskim <br> številom !! Sistemsko aditivno <br>  ime
|-
| H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> || [SO<sub>2</sub>(OH)<sub>2</sub>] ||žveplova kislina|| žveplova(VI) kislina || dihidroksidodioksidožveplo
|-
| H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> ||  [CO(OH)<sub>2</sub>] ||ogljikova kislina  || ogljikova(IV) kislina  ||  dihidroksidooksidoogljik
|-
| H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> || [PO(OH)<sub>3</sub>] ||fosforjeva kislina || fosforjeva(V) kislina || trihidroksidooksidofosfor
|-
| HNO<sub>3</sub> || [NO<sub>2</sub>(OH)] ||dušikova kislina ||dušikova(V) kislina  || hidroksidodioksidodušik
|-
| HClO<sub>3</sub>||  [ClO<sub>2</sub>(OH)] ||  klorova kislina ||  klorova(V) kislina || hidroksidodioksidoklor
|-
| C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>O || [CH<sub>3</sub>CO(OH)] || ocetna kislina ||  || etanojska kislina
|-
| C<sub>7</sub>H<sub>6</sub>O<sub>2</sub> ||  [C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>CO(OH)] || benzojeva kislina || || fenilmetanojska kislina
|}
</center>

==Disociacija in ravnotežje==
Reakcije kislin se pogosto zapiše s splošno enačbo

:HA ⇌ H<sup>+</sup> + A<sup>−</sup>,

v kateri je HA kislina in A<sup>-</sup> 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<sup>+</sup> ⇌ H<sup>+</sup> + A.

V raztopini vlada med kislino in njeno konjugirano bazo [[Kemijsko ravnotežje|ravnotežje]], ki se zapiše z naslednjo enačbo, v kateri so koncentracije udeležencev zapisane v oglatih oklepajih:

:<math>K_a = {[H^+]\cdot[A^-] \over [AH]}</math>

K<sub>a</sub> je ravnotežna [[konstanta kisline]] ali konstanta disociacije kisline, ki je enaka produktu koncentracij produktov, deljenim s produktom koncentracij reaktantov.

Močne kisline imajo velike vrednosti K<sub>a</sub>, se pravi da je ravnotežje pomaknjeno močno v desno, da je zato navzočih veliko oksonijevih ionov H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> in da je kislina skoraj popolnoma [[disociacija|disociirana]]. Konstanta kisline K<sub>a</sub> [[klorovodikova kislina|klorovodikove kisline]] (HCl) je 10<sup>7</sup>.

Za šibke kisline so značilne nizke vrednosti konstante kisline, se pravi da v ravnotežju soobstajata protonirana oblika HA kot tudi deprotonirana oblika A<sup>-</sup>, da je navzoče zmerno število oksonijevih ionov in da je kislina le delno disociirana. Konstanta K<sub>a</sub> [[ocetna kislina|ocetne kisline]] je 1,8·10<sup>-5</sup>. 

Razpon vrednosti K<sub>a</sub> obsega več redov velikosti, zato je bolj prikladno, da se namesto njih oporabljajo konstante pK<sub>a</sub>: 

: <math>pK_a = -\log_{10} K_a</math>

Močnejše kisline imajo manjše pK<sub>a</sub> kot šibke. V literaturi se pogosto navajajo njihove s poskusom določene vrednosti pri 25 °C.

== Moč kisline ==
Moč kisline pomeni njeno sposobnost ali tendenco, da izgubi proton. Močne kisline v vodi popolnoma disociirajo, se pravi da iz enega mola močne kisline HA po raztapljanju v vodi nastane en mol ionov H<sup>+</sup>, en mol konjugirane baze A<sup>-</sup> in nič protonirane kisline HA. Njihov pK<sub>a</sub> je manjši od −1,74. Med močne kisline spadajo [[klorovodikova kislina]] (HCl), [[jodovodikova kislina]] (HI), [[bromovodikova kislina]] (HBr), [[perklorova kislina]] (HClO<sub>4</sub>), [[dušikova kislina]] (HNO<sub>3</sub>) in [[žveplova kislina]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>). Vse naštete kisline v vodi 100 % disociirajo. 

Šibke kisline disociirajo samo delno, tako da sta v ravnotežju prisotni tako kislina kot konjugirana baza. Mednje spadajo na primer  [[mravljinčna kislina]] (HCOOH), [[ocetna kislina]] (CH<sub>3</sub>COOH), [[cianovodikova kislina]] (HCN) in [[žveplovodikova kislina]] (H<sub>2</sub>S).

Močne kisline imajo večje K<sub>a</sub> in bolj negativne pK<sub>a</sub> kot šibke kisline.

Na to, kako lahko kislina izgubi svoj proton H<sup>+</sup>, vplivata predvsem dva ključna dejavnika: [[polarnost]] vezi H-A in velikost [[atom]]a A, ki določa trdnost vezi H-A. Moč kisline se pogosto obravnava tudi v smislu stabilnosti konjugirane baze.

[[Sulfonska kislina|Sulfonske kisline]] so organske oksikisline, ki spadajo k močnim kislinam. Takšna je na primer p-toluensulfonska kislina (tosilna kislina CH<sub>3</sub>-C<sub>6</sub>H<sub>4</sub>-SO<sub>3</sub>H). Sulfoonske kisline so v nasprotju z žveplovo kislino lahko trdne. 

[[Superkislina|Superkisline]] so kisline, ki so močnejše od 100 %  žveplove kisline. Takšne so na primer fluoroantiomonova kislina (H<sub>2</sub>FSbF<sub>6</sub>), magična kislina (FSO<sub>3</sub>H-SbF<sub>5</sub>) in perklorova kislina (HClO<sub>4</sub>). Superkisline lahko trajno protonirajo vodo in dajo kristalinične ionske hidronijeve soli. Poleg tega lahko kvantitativno stabilizirajo [[karbokation]]e.

Medtem ko se s K<sub>a</sub> meri jakost kislih spojin, se jakost vodnih raztopin kislin meri s [[pH]], ki je merilo za koncentracijo oksonijevih ionov v raztopini.

==Kemijske lastnosti==
===Enoprotonska kislina===
Enoprotonska kislina je kislina, ki lahko med disociacijo (ali ionizacijo) donira samo en proton na molekulo kisline. Disociacijo se lahko zapiše z naslednjo splošno enačbo:

:HA<sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> ⇌  H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + A<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> 
 
Enoprotonske kisline imajo samo eno K<sub>a</sub>, ki je enaka

:<math>K_a = {[H_3 O^+]\cdot[A^-] \over [AH]}</math>

Najbolj znani enoprotonski anorganski kislini kislini sta [[Klorovodikova kislina|klorovodikova]] (HCl) in [[dušikova kislina]] (HNO<sub>3</sub>). Za [[Organska kislina|organske kisline]] izraz enoprotonska kislina pomeni, da ima samo eno karboksilno skupino –COOH. Takšne so na primer [[Mravljinčna kislina|mravljinčna]] (HCOOH), [[Ocetna kislina|ocetna]] (CH3COOH) in [[benzojeva kislina |benzojeva kislina]] (C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>COOH).
 
===Večprotonske kisline===
Dvoprotonska kislina s splošno formulo H<sub>2</sub>A lahko v odvisnosti od [[pH]] donira enega ali dva protona in ima zato dve konstanti kisline, K<sub>a1</sub> in K<sub>a2</sub>:

:H<sub>2</sub>A<sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + HA<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a1</sub>       
:HA<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + A<sup>2−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp;&nbsp;&nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a2</sub>     

Prva konstanta kisline je praviloma večja od druge (K<sub>a1</sub> > K<sub>a2</sub>).  Pri žveplovi kislini (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>) nastane po doniranju enega protona hidrogensulfatni anion  ({{chem|HSO|4|−}}) z zelo veliko K<sub>a1</sub>. Iz hidrogensulfatnega aniona nastane po doniranju še enega protona sulfatni anion ({{chem|SO|4|2−}}) s srednje veliko K<sub>a2</sub>. Iz tega sledi, da je žveplova kislina močna predvsem zaradi velike K<sub>a1</sub>. Podoben primer je [[ogljikova kislina]] H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>. Tudi zanjo velja, da je K<sub>a1</sub> > K<sub>a2</sub>, samo da sta obe vrednosti v primerjavi z žveplovo kislino majhni. 

[[Slika:Carbonate system of seawater.svg|300px|thumb|Bjerrumov graf delnih koncentracij CO<sub>2</sub>, {{chem|HCO|3|-}} in {{chem|CO|3|2-}} v oceanski vodi s slanostjo okrog 4 g/l; iz grafa je razvidno, da pri pH okrog 8 prevladuje hidrokarbonatni ion {{chem|HCO|3|-}}]]  

Troprotonske kisline s splošno formulo H<sub>3</sub>A disociirajo v treh stopnjah:

:H<sub>3</sub>A<sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>A<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp; &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a1</sub>
:H<sub>2</sub>A<sup>−</sup><sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + HA<sup>2−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp; &nbsp; &nbsp; ''K''<sub>a2</sub>
:HA<sup>2−</sup><sub>(aq)</sub> + H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> ⇌ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup><sub>(aq)</sub> + A<sup>3−</sup><sub>(aq)</sub> &nbsp; &nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp;&nbsp; ''K''<sub>a3</sub>

zato imajo tri konstante disociacije, za katere velja, da je K<sub>a1</sub> > K<sub>a2</sub> > K<sub>a3</sub>.

Troprotonska anorganska kislina [[fosforna kislina]] H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>, ki tvori dihidrogenfosfatni {{chem|H|2|PO|4|−}} , hidrogenfosfatni {{chem|HPO|4|2−}} in nazadnje fosfatni anion {{chem|PO|4|3−}}. Troprotonska [[organska kislina]] je [[citronska kislina]], ki zaporedoma izgubi tri protone in nazadje pretvori v citratni ion. Položaji protonov v izvirni molekuli so enakovredni, vsaka naslednja K<sub>a</sub> pa je manjša od prejšnje zato, ker je energijsko manj ugodno izgubiti proton, če je konjugirana baza bolj negativno nabita. V raztopini so kljub temu prisotne vse tri konjugirane baze. Za vsako konjugirano bazo se lahko izračuna njena delna koncentracija α. Dvoprotonska kislina v vodni raztopini generira tri vrste delcev:  H<sub>2</sub>A, HA<sup>-</sup> in A<sup>2-</sup>. Delne koncentracije se lahko izračunajo bodisi iz pH, ki se lahko pretvori v [H+], ali iz koncentracije kisline z vsemi njenimi konjugiranimi bazami:

:<math>
\alpha_{H_2 A}={{[H^+]^2} \over {[H^+]^2 + [H^+]K_1 + K_1 K_2}}= {{[H_2 A]} \over {[H_2 A]+[HA^-]+[A^{2-} ]}}
</math>
:<math>
\alpha_{HA^- }={{[H^+]K_1} \over {[H^+]^2 + [H^+]K_1 + K_1 K_2}}= {{[HA^-]} \over {[H_2 A]+[HA^-]+[A^{2-} ]}}
</math>
:<math>
\alpha_{A^{2-}}={{K_1 K_2} \over {[H^+]^2 + [H^+]K_1 + K_1 K_2}}= {{[A^{2-} ]} \over {[H_2 A]+[HA^-]+[A^{2-} ]}}
</math>

Graf delnih koncentracij vs. pH za dani K<sub>a1</sub> in K<sub>a2</sub> je znan kot Bjerrumov graf. Sistem enačb za dvoprotonskko kislino se lahko razširi na n-protonsko kislino, ki se deprotonira v i-stopnjah:

:<math>
\alpha_{H_{n-i} A^{i-} }= {{[H^+ ]^{n-i} \displaystyle \prod_{j=0}^{i}K_j} \over { \displaystyle \sum_{i=0}^n \Big[ [H^+ ]^{n-i} \displaystyle \prod_{j=0}^{i}K_j} \Big] }
</math>, 

v kateri je K<sub>0</sub> = 1, druge K<sub>j</sub> pa so disociacijske konstante kisline.

===Nevtralizacija===
Nevtralizacija je reakcija med kislino in bazo, v kateri nastaneta sol in nevtralizirana baza. V reakciji med klorovodikovo kislino in natrijevim hidroksidom nastaneta natrijev klorid in voda:

:HCl<sub>(aq)</sub> + NaOH<sub>(aq)</sub> → H<sub>2</sub>O<sub>(l)</sub> + NaCl<sub>(aq)</sub>

Nevtralizacija je osnova kislinsko-bazičnih titracij, v katerih [[indikator (kemija)|indikator]] pH pokaže, kdaj je bila kislini dodana ekvivalentna količina baze in obratno. Mišljenje, da je ekvivalentna točka vedno pri pH = 7, je zmotno in velja samo za kislino in bazo s podobno močjo. 

Nevtralizacija močne kisline s šibko bazo daje rahlo kisle soli, zato je ekvivalentna točka pri pH < 7. Takšen je na primer amonijev klorid (NH<sub>4</sub>Cl), ki nastane z nevtralizacijo močne klorovodikove kisline (HCl) s šibkim amonijevim hidroksidom (NH<sub>4</sub>OH). Seveda velja tudi obratno, da nastanejo z nevtralizacijo močne baze s šibko kislino rahlo bazične soli. V tem primeru je ekvivalentna točka pri pH > 7. Takšen je na primer natrijev fluorid (NaF), ki nastane z nevtralizacijo šibke fluorovodikove kisline (HF) z močnim natrijevim hidroksidom (NaOH).

===Ravnotežje med šibko kislino in šibko bazo===
Da bi protonirana kislina lahko izgubila proton,  mora biti pH sistema višji od pK<sub>a</sub> kisline. Zmanjšala koncentracija H<sup>+</sup> v takšni bazični raztopini pomakne ravnotežje proti konjugirani bazi (deprotonitani obliki kisline). Pri nižjem pH (bolj kisli raztopini) je koncentracija H<sup>+</sup> dovolj velika, da ostane kislina v protonirani obliki. 

Raztopine šibkih kislin in soli njihovih konjugiranih baz tvorijo [[pufer (kemija)|pufre]].

==Uporaba==
Kisline so zelo uporabne spojine. Močne kisline, zlasti [[žveplova kislina]], se na široko uporabljajo za predelavo mineralov. Iz fosfatnih mineralov na primer nastaja [[fosforna kislina]], ki je surovina za proizvodnjo fosfatnih gnojil. Žveplova kislina se uporablja tudi za raztapljanje [[Cinkov oksid|cinkovega oksida]] in pridobivanje [[cink]]a z [[Elektroliza|elektrolizo]] nastale raztopine. 

V kemični industriji se uporabljajo v nevtralizacijskih reakcijah za pridobivanje soli: iz [[amonijak]]a  in [[Dušikova kislina|dušikove kisline]] na primer nastane umetno gnojilo [[amonijev nitrat]]. Žveplova kislina se uporablja tudi v procesih [[estrenje|estrenja]] [[Karboksilna kislina|karboksilnih kislin]] z [[alkohol]]i.  

Kisline se uporabljajo kot aditivi za napitke in hrano, ker spremenijo okus in služijo kot konzervansi. Fosforna in [[ogljikova kislina]] sta sestavini napitkov, [[ocetna kislina]] sestavina kisa, [[citronska kislina]] pa konzervans za omake, vloženo sadje in povrtnine.  

[[Vinska kislina]] in druge organske kisline so pomembna sestavina sadja in zelenjave. [[Citronska kislina]] je prisotna v [[agrumi]]h, [[oksalna kislina]] pa v paradižniku, špinači in zlasti v karamboli (kitajske zvezdice) in rabarbari. Rabarbarini listi in nezrele karambole so zaradi visoke vsebnosti oksalne kisline strupeni.

[[Vitamin C|Askorbinska kislina]] (vitamin C) je esencialni [[vitamin]] za človeški organizem. Prisotna je v kosmulji, limonah in drugih citrusih in guavi. 

Nekatere kisline se uporabljajo kot [[Zdravilo|zdravila]]. Takšna je na primer [[Acetilsalicilna kislina|acetilsalicilna kislina]], bolj znana kot Aspirin, ki se uporablja kot [[Analgetik|analgetik]] in [[Antipiretik|antipiretik]].

Kisline igrajo pomembno vlogo tudi v človeškem organizmu. [[Klorovodikova kislina]] je sestavina [[Želodčna kislina|želodčne kisline]], ki razgrajuje velike in zapletene molekule v hrani, predvsem [[Beljakovina|beljakovine]],  [[Ogljikovi hidrati|ogljikove hidrate]] in [[maščobe]]. Nastale [[Amino kislina|amino kisline]] so gradniki [[protein]]ov, ki so potrebni za  rast in obnavljanje tkiv. Podobno vlogo imajo tudi [[Maščobna kislina|maščobne kisline]]. [[Nukleinska kislina|Nukleinske kisline]] so ključni elementi DNA in RNA, prenašalcev dednih lastnosti na potomce. Ogljikova kislina je pomembna za vzdrževanje primerne kislosti ([[pH]]) v organizmu.

==Biološka vloga==
[[Slika:Aminoacid.png|thumb|left|150px|Osnovna zgradba amino kislin; ker je -NH<sub>2</sub> skupina vezana na 2. ogljikovem atomu, bi se ta kislina imenovala 2-amino ali α-amino kislina]]

Številne biološko pomembne molekule so ravno kisline. [[Nukleinska kislina|Nukleinske kisline]], ki vsebujejo kisle fosfatne skupine {{chem|PO|4|3-}}, so eden od gradbenih elementov [[Deoksiribonukleinska kislina|DNK]] in [[Ribonukleinska kislina|RNK]], ki vsebujeta genetski zapis živih organizmov in ga prenašata s staršev na potomce. DNK, ki vsebuje kemijski načrt za sintezo [[protein]]ov, je sestavljena iz [[Amino kislina|amino kislin]]. Celične membrane vsebujejo [[Ester|estre]] [[Maščobna kislina|maščobnih kislin]], kot so [[fosfolipid |fosfolipid]]i. 

V α-aminokislinah s splošno formulo R-CH(NH<sub>2</sub>)-COOH je amino skupina vezana na ogljikov atom ob karboksilni skupini. R je lahko različno dolg in lahko vsebuje stranske verige in druge funkcionalne skupine in tudi druge elemente, na primer [[kisik]], [[dušik]] in [[žveplo]]. Najenostavnejša aminokislina je [[glicin]], ki je (α) aminoetanojska (ali  aminoocetna) kislina.  Vse naravne aminokisline, razen glicina, so [[Izomerija|kiralne]], se pravi, da imajo L in D izomer. V naravi prevladujejo L izomeri. Nekaj D-aminokislin vsebuje peptidoglikan, ki se nahaja v celičnih stenah nekaterih bakterij. Pri fiziološkem pH, ki ima praviloma vrednost okrog 7, so proste aminokisline običajno električno nabite, ker karboksilna skupina (-COOH) prenese svoj proton na amino skupino:

:R-CH[NH<sub>2</sub>]-[COOH]  ⇌  R-CH[NH<sub>3</sub>]<sup>+</sup>-[COOH]<sup>–</sup>

Molekula je navzven nevtralna in amfoterna. Izjeme so aminokisline s kislimi ali bazičnimi stranskimi verigami. [[Asparaginska kislina]] (2- (ali α-) aminobutandiojska kislina) na primer ima eno protonirano amino skupino in dve deprotonirani karboksilni skupini, tako da ima pri fiziološkem pH naboj -1.

[[Slika:Lipid bilayer section.gif|right|thumb|250px|Prerez dvojnega sloja celične membrane, sestavljeje izključno iz fosfatidilholina]]

Druga pomembna skupina karboksilnih kislin so [[Maščobna kislina|maščobne kisline]] in njihovi derivati. Kisline imajo dolgo verigo [[ogljikovodik]]ov in karboksilno skupino. Celične membrane skoraj vseh organizmov so zgrajene predvsem iz fosfolipidnih dvojnih slojev s hidrofobnimi verigami ogljikovodikov obrnjenimi navznoter in hidrofilnimi fosfatnimi skupinami obrnjenimi navzven. Membrane vsebujejo tudi druge komponente in lahko aktivno sodelujejo v kislo-bazičnih reakcijah.

Pri ljudeh in mnogih živalih je [[klorovodikova kislina]] sestavina [[Želodčna kislina|želodčne kisline]], ki se izloča v [[Želodec|želodcu]] kot sredstvo za [[Hidroliza|hidrolizo]] [[Protein|proteinov]] in [[polisaharid]]ov in pretvorbo neaktivnega proencima pepsinogena v [[encim]] [[pepsin]]. Nekateri organizmi proizvajajo kisline za obrambo. [[Mravlje]] na primer proizvajajo [[Mravljinčna kislina|mravljinčno kislino]].

Kislo-bazično ravnotežje igra ključno vlogo pri uravnavanju dihanja sesalcev. Kisik poganja [[celično dihanje]], proces, s katerim organizmi sprostijo kemično potencialno energijo. Stranski proizvod procesa je ogljikov dioksid. Kisik in ogljikov dioksid se izmenjavata v pljučih, telo pa se na spreminjajoče se potrebe po energiji odziva s prilagoditvijo stopnje prezračevanja: v napornih obdobjih začne razgrajevati shranjene ogljikove hidrate in maščobe in sproščati v krvni obtok ogljikov dioksid. V vodnih raztopinah, kakršna je tudi raztopina CO<sub>2</sub> v krvi, obstaja ravnotežje med ogljikovo kislino in bikarbonatnim ionom:

:CO<sub>2</sub>+ H<sub>2</sub>O ⇌ H<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> ⇌ H<sup>+</sup> + HCO<sub>3</sub><sup>−</sup> 

Na znižanje pH zaradi povečane vsebnosti CO<sub>2</sub> se možgani odzovejo s povečanjem  hitrosti in globine dihanja, da se ogljikov dioksid čim prej sprosti in celice oskrbijo z dodatnim kisikom.

[[Slika:Aspirin-skeletal.svg|thumb|left|150px|[[Aspirin]] (acetilsalicilna kislina) je [[karboksilna kislina]]]]

[[Celična membrana|Celične membrane]] so zaradi lipofilnega dvojnega sloja maščobnih kislin na splošno neprepustne za velike polarne molekule. Veliko biološko pomembnih molekul, vključno številnimi farmacevtskimi učinkovinami, so šibke organske kisline, ki lahko prečkajo membrano v svoji nenabiti protonirani obliki, v svoji deprotonirani obliki konjugirane baze pa ne. Učinkovitost mnogih zdravil se zato lahko poveča ali zavre z uporabo [[antacid]]ov in kislih živil. Deprotonirana oblika je pogosto bolj topna v vodi, se pravi tudi  v krvi in [[citosol]]u. Kadar je okolica celice bolj kisla od nevtralnega pH v njej, bodo nekatere kisline obstajale v svoji nevtralni obliki in bodo topne v celični membrani, kar jim bo omogočilo prehod skozi dvojni sloj fosfolipidov. Kisline, ki pri znotrajceličnem pH izgubijo proton, bodo obstajale v topni obliki in bodo zmožne difundirati skozi citosol do svoje tarče.  Šibke kisline so na primer [[ibuprofen]], [[aspirin]] in [[penicilin]].

==Najpomembnejše kisline==
===Mineralne (anorganske) kisline===
* raztopine vodikovih halogenidov: [[fluorovodikova kislina]] (HF), [[klorovodikova kislina]] (HCl), [[bromovodikova kislina]] (HBr), [[jodovodikova kislina]] (HI)
* oksokisline halogenov: [[hipoklorasta kislina]] (HClO), [[klorasta kislina]] (HClO<sub>2</sub>), [[klorova kislina]] (HClO<sub>3</sub>), [[perklorova kislina]]  (HClO<sub>4</sub>)<ref>A. Smrdu, str. 5.</ref> in njim ustrezne kisline [[brom]]a in [[jod]]a
* [[žveplova kislina]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>)
* [[fluorožveplova kislina]] (HSO<sub>3</sub>F) 
* [[dušikova kislina]] (HNO<sub>3</sub>)
* [[fosforjeva kislina]] (H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>)
* [[fluoroantimonova kislina]] (HSbF<sub>6</sub>)
* [[fluoroborova kislina]] (HBF<sub>4</sub>)
* [[heksafluorofosforjeva kislina]] (HPF<sub>6</sub>)
* [[kromova kislina]] (H<sub>2</sub>CrO<sub>4</sub>)
* [[borova kislina]]  (H<sub>3</sub>BO<sub>3</sub>)

===Sulfonske kisline===
* [[metansulfonska kislina]]  (CH<sub>3</sub>SO<sub>3</sub>H)
* [[etansulfonska kislina]]  (C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>SO<sub>3</sub>H)
* [[benzensulfonska kislina]] (C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>SO<sub>3</sub>H)
* [[p-toluensulfonska kislina]] (CH<sub>3</sub>C<sub>6</sub>H<sub>4</sub>SO<sub>3</sub>H)
* [[trifluoromatansulfonska kislina]] (CF<sub>3</sub>SO<sub>3</sub>H)
* [[polistirensulfonska kislina]] (sulfoniran [[polistiren]], [CH<sub>2</sub>CH(C<sub>6</sub>H<sub>4</sub>)SO<sub>3</sub>H]<sub>n</sub>)

===Karboksilne kisline===
* [[mravljinčna kislina|metanojska kislina]] (HCOOH)
* [[ocetna kislina|etanojska kislina]] (CH<sub>3</sub>COOH)
* [[citronska kislina]] (C<sub>6</sub>H<sub>8</sub>O<sub>7</sub>)
* [[glukonska kislina]] (HOCH<sub>2</sub>-(CHOH)<sub>4</sub>-COOH)
* [[mlečna kislina]] (CH<sub>3</sub>-CHOH-COOH)
* [[oksalna kislina]] (HOOC-COOH)
* [[vinska kislina]] (HOOC-CHOH-CHOH-COOH)

===Halogenirane karboksilne kisline===
[[Halogen]] na drugem ogljikovem atomu poveča njeno jakost, zato so naštete kisline močnejše od ocetne kisline.
* [[fluoroetanojska kislina]]
* [[trifluoroetanojska kislina]]
* [[kloroetanojska kislina]]
* [[dikloroetanojska kislina]] 
* [[trikloroetanojska kislina]] 

===Vinilogne karboksilne kisline===
Karboksilne kisline imajo karbonilno (=O) in hidroksidno (-OH) skupino vezano na istem C atomu. V vinilognih karboksilnih kislinah omenjeni skupini ločuje dvojna vez C=C.

* [[askorbinska kislina]] (C<sub>6</sub>H<sub>8</sub>O<sub>6</sub>)
* [[fumarna kislina]] (trans: HOOC-HC=CH-COOH)
* [[maleinska kislina]] (cis: HOOC-HC=CH-COOH)

===Nukleinske kisline===
* [[deoksiribonukleinska kislina]] (DNK)
* [[ribonukleinska kislina]] (RNK)

===Esencialne aminokisline===
* [[histidin]]
* [[izolevcin]]
* [[levcin]]
* [[lizin]]
* [[metionin]]
* [[fenilalanin]]
* [[treonin]]
* [[triptofan]]
* [[valin]]

==Sklici==
{{sklici|2}}

== Glej tudi ==
* [[Brønsted–Lowryjeva teorija kislin in baz]]
* [[seznam kislin]]

== Zunanje povezave ==
{{Wikislovar|kislina|Kislina}}

[[Kategorija:Kisline| ]]
[[Kategorija:Kislinsko-bazna kemija]]
{{normativna kontrola}}
Predloge, uporabljene na tej strani:
Predloga:Chem (uredi)
Predloga:Chem/atom (uredi)
Predloga:Chem/link (uredi)
Predloga:Glavni (uredi)
Predloga:Kem (uredi)
Predloga:Kem/atom (uredi)
Predloga:Kem/povezava (uredi)
Predloga:Main other (izvorno besedilo) (zaščitena)
Predloga:Normativna kontrola (izvorno besedilo) (zaščitena)
Predloga:Plainlist/styles.css (uredi)
Predloga:Side box (uredi)
Predloga:Sister (uredi)
Predloga:Sklici (izvorno besedilo) (zaščitena)
Predloga:Sorodni (uredi)
Predloga:Stranski okvirček (uredi)
Predloga:Su (uredi)
Predloga:Webarchive (uredi)
Predloga:Wikislovar (uredi)
Modul:Authority control (izvorno besedilo) (zaščitena)
Modul:Check for unknown parameters (izvorno besedilo) (zaščitena)
Modul:EditAtWikidata (uredi)
Modul:Navbar (izvorno besedilo) (zaščitena)
Modul:Navbar/configuration (uredi)
Modul:Navbox (uredi)
Modul:No globals (izvorno besedilo) (zaščitena)
Modul:ResolveEntityId (uredi)
Modul:Side box (uredi)
Modul:Side box/styles.css (uredi)
Modul:Su (uredi)
Modul:Webarchive (izvorno besedilo) (zaščitena)
Modul:Yesno (uredi)
Vrnitev na Kislina.
Pridobljeno iz »https://sl.wikipedia.org/wiki/Kislina«