Статията за някои свойства на базите данни е в ACID

Понякога киселината е друго име на наркотика LSD (диетиламид на лизергиновата киселина).

Киселината е вещество, което може да предаде водороден йон (Н +) (най-общо казано, това е протон) на друго вещество. Киселините имат рН по-малко от 7,0. Дадено химично вещество може да отдава протон, ако водородният атом е свързан с електроотрицателен атом като кислород, азот или хлор. Някои киселини са силни, а други са слаби. Слабите киселини задържат някои от протоните си, докато силните киселини ги освобождават всички. Всички киселини освобождават водородни йони в разтворите. Количеството йони, които се отделят в молекула, определя дали киселината е слаба или силна. Слабите киселини са киселини, които частично освобождават прикрепените към тях водородни атоми. Следователно тези киселини могат да понижат рН чрез дисоциация на водородни йони, но не напълно. Слабите киселини обикновено имат стойност на рН 4-6, докато силните киселини имат стойност на рН от 1 до 3.

Основата е "химичната противоположност" на киселината. Основата е вещество, което приема водородния атом на киселината. Основите са молекули, които могат да се разделят във вода и да отделят хидроксидни йони.

Дефиниции и подходи

Има няколко допълващи се дефиниции за киселини и основи:

  • Arrhenius (Арениус): киселина — вещество, което повишава концентрацията на Н+ във воден разтвор; основа — вещество, което повишава концентрацията на OH-.
  • Brønsted–Lowry (Бренстед–Лоури): киселина — донор на протон (Н+); основа — акцептор на протон. Тази дефиниция покрива и нематериални среди и реакции между молекули, а не само във вода.
  • Lewis (Луис): киселина — акцептор на електронна двойка; основа — донор на електронна двойка. Тази дефиниция включва реакции, при които не участват протони (например комплексообразуване).

Силни и слаби киселини

Силна киселина — дисоциира почти напълно във воден разтвор, т.е. почти всички молекули отдават протон. Примери: HCl, HNO3, HBr, HClO4, H2SO4 (първа стъпка). При силните киселини равновесието е почти напълно в дясно и концентрацията на Н+ приблизително е равна на началната концентрация на киселината (за едноосновни киселини).

Слаба киселина — дисоциира частично; в равновесието съществува значима част от недисоциираната форма. Примери: оцетната киселина (CH3COOH), въглеродната киселина (H2CO3), HF. Количеството дисоциирани молекули се описва чрез константата на киселинност Ka и стойността pKa = −log10 Ka. По-малка стойност на pKa означава по-силна киселина.

Полипротонни киселини (могат да отдадат повече от един протон): например H2SO4 (две протонни стъпки), H3PO4 (три стъпки). Всяка стъпка има своя Ka и pKa и често първата стъпка е по-силна от следващите.

pH, pOH и изчисления

pH измерва киселинността чрез концентрацията на свободни водородни йони: pH = −log[H+]. Водата се самоионизира: H2O ⇌ H+ + OH-, при 25 °C продуктът [H+][OH-] = 1·10−14 (познато като Kw), следователно pKw = 14 и pH + pOH = 14 при 25 °C. Температурата влияе върху тези стойности.

За силна едноосновна киселина (напр. HCl) в разтвор с известна моларност C, приблизително [H+] ≈ C и pH ≈ −log C. За слаба киселина HA, използваме константата Ka:

HA ⇌ H+ + A-, Ka = [H+][A-]/[HA]. Ако Ka е малка в сравнение с началната концентрация, може да се приближи равновесието и да се реши за [H+].

Конюгирани двойки и буфери

Киселина и нейната конюгирана основа (HA / A-) образуват пара. Прибавянето на малко количество силна киселина или основа към разтвор на слаба киселина и нейната конюгирана основа променя pH малко — това е принципът на буферните разтвори. Използва се Хендерсон–Хаселбалховата уравнение за приблизителна оценка: pH = pKa + log([A-]/[HA]).

Основи

Основи приемат протон (Brønsted–Lowry) или дават електронна двойка (Lewis). Примери:

  • Силни основи: NaOH, KOH — напълно дисоциират във вода и дават OH-.
  • Слаби основи: амоняк (NH3) — приема протон и образува NH4+.

Константата за основност Kb измерва склонността на основата да приеме протон; pKb = −log Kb. За конюгирани двойки важи: pKa + pKb = pKw (при дадена температура).

Неутрализация и индикатори

Реакцията между киселина и основа се нарича неутрализация: H+ + OH- → H2O. Тази реакция отделя топлина и е основата на титруването — метод за определяне на концентрациите на неизвестни разтвори чрез измерване на обема на реагиращ разтвор с известна концентрация. Индикатори (като фенолфталеин, метилово оранжево) променят цвета си при определен pH и помагат за визуално откриване на еквивалентната точка.

Приложения и безопасност

Киселините и основите имат широко приложение: в промишлеността (стомана, торове, химично синтезиране), в биологията (ферментация, метаболизъм), в бита (почистващи препарати) и в лабораторни анализи. Много киселини и основи са корозивни — трябва да се работи с тях с подходящи предпазни средства (ръкавици, очила, вентилация) и да се знаят процедури за разреждане и неутрализация при аварии.

Кратко обобщение

  • Киселина — донор на протон (Brønsted) или акцептор на електронна двойка (Lewis).
  • Силни киселини дисоциират практически напълно; слабите — частично (описват се с Ka, pKa).
  • pH = −log[H+] показва киселинността на разтвора; pH < 7 обикновено е киселинен, pH > 7 — основен (при 25 °C).
  • Основи приемат протон или отделят OH-; Kb и pKb описват тяхната сила.

Ако желаете, мога да добавя примери за конкретни изчисления на pH за дадени концентрации и стойности на Ka или да включа таблица с pKa стойности на често срещани киселини.