Asit

Tipik bir metal olan çinko, hidroklorik asit, tipik bir asit ile reaksiyona girer

Asit, bir proton (hidrojen iyonu H⁺) (bir Brønsted-Lowry asidi) bağışlayabilen veya alternatif olarak bir elektron çifti (Lewis asidi) ile bir kovalent bağ oluşturabilen bir molekül veya iyondur.

İlk asit kategorisi proton donörleri veya Brønsted – Lowry asitleridir. Özel sulu çözeltiler durumunda, proton donörleri hidronyum iyonu H₃O⁺'yı oluşturur ve Arrhenius asitleri olarak bilinir. Brønsted ve Lowry, Arrhenius teorisini susuz çözücüleri içerecek şekilde genelleştirdi. Bir Brønsted veya Arrhenius asidi genellikle, H⁺ kaybından sonra hala enerjisel olarak uygun olan kimyasal bir yapıya bağlı bir hidrojen atomu içerir.

Sulu Arrhenius asitler, bir asidin pratik bir tarifini sağlayan karakteristik özelliklere sahiptir. Asitler ekşi bir tada sahip sulu çözeltiler oluşturur, mavi turnusu kırmızıya dönüştürebilir ve tuzlar oluşturmak için bazlar ve bazı metallerle (kalsiyum gibi) reaksiyona girebilir. Asit kelimesi, ekşi anlamına gelen Latince asidus / akreden türetilmiştir. Sulu bir asit çözeltisi 7'den düşük bir pH'a sahiptir ve halk dilinde ayrıca 'asit' ('asit içinde çözülmüş' içinde olduğu gibi) olarak adlandırılırken, katı tanım sadece çözünen maddeyi ifade eder. Daha düşük bir pH, daha yüksek bir asitlik ve dolayısıyla çözeltide daha yüksek bir pozitif hidrojen iyonu konsantrasyonu anlamına gelir. Asit özelliğine sahip kimyasalların veya maddelerin asidik olduğu söylenir.

Yaygın sulu asitler arasında hidroklorik asit (midede mide asidinde bulunan ve sindirim enzimlerini aktive eden bir hidrojen klorür çözeltisi), asetik asit (sirke bu sıvının seyreltik sulu bir çözeltisidir), sülfürik asit (araba akülerinde kullanılır), ve sitrik asit (turunçgillerde bulunur). Bu örneklerin gösterdiği gibi, asitler (konuşma dilinde) çözeltiler veya saf maddeler olabilir ve katı, sıvı veya gaz olan asitlerden (katı anlamda) türetilebilir. Güçlü asitler ve bazı konsantre zayıf asitler aşındırıcıdır, ancak karboranlar ve borik asit gibi istisnalar vardır.

İkinci asit kategorisi, bir elektron çifti ile kovalent bir bağ oluşturan Lewis asitleridir. Bir örnek, bor atomunun, bir bazdaki bir atom üzerinde yalnız bir çift elektron, örneğin amonyaktaki azot atomu (NH₃) paylaşarak kovalent bir bağ oluşturabilen boş bir yörüngeye sahip olan bor triflorürdür (BF₃). Lewis bunu Brønsted tanımının genelleştirmesi olarak kabul etti, böylece bir asit elektron çiftlerini doğrudan veya protonları (H⁺) serbest bırakarak, daha sonra elektron çiftlerini kabul eden bir kimyasal türdür. Bununla birlikte, hidrojen klorür, asetik asit ve diğer Brønsted-Lowry asitlerinin çoğu, bir elektron çifti ile kovalent bir bağ oluşturamaz ve bu nedenle Lewis asitleri değildir. Tersine, birçok Lewis asidi Arrhenius veya Brønsted – Lowry asitleri değildir. Modern terminolojide, bir asit dolaylı olarak bir Lewis asidi değil, bir Brønsted asididir, çünkü kimyagerler neredeyse her zaman bir Lewis asidine açıkça bir Lewis asidi olarak atıfta bulunurlar.

Tanımlar ve kavramlar

Modern tanımlar, tüm asitler için ortak olan temel kimyasal reaksiyonlarla ilgilidir.

Günlük yaşamda karşılaşılan çoğu asit sulu çözeltilerdir veya suda çözülebilir, bu nedenle Arrhenius ve Brønsted-Lowry tanımları en alakalı olanlardır.

Brønsted-Lowry tanımı en yaygın kullanılan tanımdır; aksi belirtilmedikçe asit-baz reaksiyonlarının, bir protonun (H⁺) bir asitten bir baza transferini içerdiği varsayılmaktadır.

Hydronium iyonları her üç tanıma göre asitlerdir. Alkoller ve aminler Brønsted-Lowry asitleri olabilse de, oksijen ve azot atomlarındaki yalnız elektron çiftleri nedeniyle Lewis bazları olarak da işlev görebilirler.

Arrhenius asitleri

İsveçli kimyager Svante Arrhenius, asitlik özelliklerini 1884'te hidrojen iyonlarına (H⁺) veya protonlara bağladı. Bir Arrhenius asit, suya eklendiğinde sudaki H⁺ iyonlarının konsantrasyonunu artıran bir maddedir. Kimyagerlerin genellikle asit + reaksiyonları tarif ederken H⁺ (sulu) atfetmek ve hidrojen iyonuna atıfta bulunduklarını, ancak bir proton olan serbest hidrojen çekirdeğinin suda tek başına bulunmadığını, hidronyum iyonu, H₃O⁺ olarak var olduğunu unutmayın. Dolayısıyla, bir Arrhenius asidi suya ilave edildiğinde hidronyum iyonlarının konsantrasyonunu arttıran bir madde olarak da tanımlanabilir. Örnekler arasında HC1 ve asetik asit gibi moleküler maddeler yer alır.

Arrhenius bazıları ise suda çözüldüğünde hidroksit (OH⁻) iyonlarının konsantrasyonunu artıran bir maddedir. Bu, hidronyum konsantrasyonunu azaltır, çünkü iyonlar H₂O molekülleri oluşturmak için reaksiyona girer:

H₃O+
(aq) + OH−
(aq) ⇌ H₂O_(l) + H₂O_(l)

Bu dengeden dolayı, hidronyum konsantrasyonundaki herhangi bir artışa hidroksit konsantrasyonunda bir azalma eşlik eder. Dolayısıyla, bir Arrhenius asidinin hidroksit konsantrasyonunu azaltan bir asit olduğu söylenebilirken, Arrhenius bazı bunu arttırır.

Asidik bir çözeltide, hidronyum iyonlarının konsantrasyonu litre başına 10−7 mol'den fazladır. PH, hidronyum iyonlarının konsantrasyonunun negatif logaritması olarak tanımlandığından, asidik çözeltilerin pH değeri 7'den düşüktür.

Brønsted – Lowry asitleri

Arrhenius kavramı birçok reaksiyonu tanımlamak için yararlı olsa da, kapsamı da oldukça sınırlıdır. 1923'te kimyager Johannes Nicolaus Brønsted ve Thomas Martin Lowry, asit bazlı reaksiyonların bir proton transferini içerdiğini bağımsız olarak fark ettiler. Bir Brønsted-Lowry asidi (veya basitçe Brønsted asidi), Brønsted-Lowry bazına bir proton bağışlayan bir türdür. Brønsted-Lowry asit-baz teorisinin Arrhenius teorisine göre birçok avantajı vardır. Sirke karakteristik tadını veren organik asit olan asetik asitin (CH₃COOH) aşağıdaki reaksiyonlarını düşünün:

CH
3COOH + H
2O ⇌ CH
3COO−
+ H
3O+

CH
3COOH + NH
3 ⇌ CH
3COO−
+ NH+
4

Her iki teori de ilk reaksiyonu kolayca tanımlar: CH₃COOH, bir Arrhenius asit gibi davranır, çünkü suda çözündüğünde bir H₃O⁺ kaynağı olarak işlev görür ve suya bir proton bağışlayarak bir Brønsted asit olarak işlev görür. İkinci örnekte CH₃COOH aynı dönüşüme uğrar, bu durumda amonyağa (NH₃) bir proton bağışlar, ancak reaksiyon hidronyum üretmediği için bir asidin Arrhenius tanımıyla ilgili değildir. Bununla birlikte, CH₃COOH hem bir Arrhenius hem de bir Brønsted-Lowry asididir.

Brønsted-Lowry teorisi, sulu olmayan çözelti veya gaz fazındaki moleküler bileşiklerin reaksiyonlarını tarif etmek için kullanılabilir. Hidrojen klorür (HC1) ve amonyak birkaç farklı koşulda birleşerek amonyum klorür NH₄Cl oluşturur. Sulu çözeltide HC1, hidroklorik asit gibi davranır ve hidronyum ve klorür iyonları olarak bulunur. Aşağıdaki reaksiyonlar Arrhenius'un tanımının sınırlamalarını göstermektedir:

1. H₃O+
   (aq) + Cl−
   (aq) + NH₃ → Cl−
   (aq) + NH+
   4_(aq) + H₂O
2. HCl_(benzene) + NH_3(benzene) → NH₄Cl_(s)
3. HCl_(g) + NH_3(g) → NH₄Cl_(s)

Asetik asit reaksiyonlarında olduğu gibi, her iki tanım da suyun çözücü olduğu ve hidronyum iyonunun HC1 çözüneni tarafından oluştuğu ilk örnek için çalışır. Sonraki iki reaksiyon iyon oluşumunu içermez, ancak yine de proton transfer reaksiyonlarıdır. İkinci reaksiyonda, hidrojen klorür ve amonyak (benzen içinde çözülmüş), bir benzen çözücü içinde katı amonyum klorür oluşturmak üzere reaksiyona girer ve üçüncü gaz halindeki HC1 ve NH₃, katı oluşturmak üzere birleşir.

Lewis asitleri

1923'te Gilbert N. Lewis tarafından proton transferini içermeyen asit-baz özelliklerine sahip reaksiyonları içeren üçüncü, sadece marjinal olarak ilişkili bir konsept önerilmiştir. Lewis asidi, başka bir türden bir çift elektron kabul eden bir türdür; diğer bir deyişle, bir elektron çifti alıcısıdır. Brønsted asit-baz reaksiyonları proton transfer reaksiyonları iken Lewis asit-baz reaksiyonları elektron çifti transferleridir. Birçok Lewis asidi Brønsted-Lowry asitleri değildir. Asit-baz kimyası açısından aşağıdaki reaksiyonların nasıl tarif edildiğinin aksine:

İlk reaksiyonda bir florür iyonu F⁻, tetrafloroborat ürününü oluşturmak için bor triflorürüne bir elektron çifti verir. Florür bir çift değerlik elektronunu "kaybeder", çünkü B—F bağında paylaşılan elektronlar iki atom çekirdeği arasındaki boşluk bölgesinde bulunur ve bu nedenle florür çekirdeğinden yalnız florür iyonunda olduğundan daha uzaktır. BF₃ bir Lewis asididir çünkü elektron çiftini florürden kabul eder. Bu reaksiyon Brønsted teorisi ile tarif edilemez çünkü proton transferi yoktur. İkinci reaksiyon, her iki teori kullanılarak tarif edilebilir. Bir proton, belirtilmemiş bir Brønsted asidinden bir Brønsted bazı amonyağa aktarılır; alternatif olarak, amonyak bir Lewis bazı olarak işlev görür ve bir hidrojen iyonu ile bir bağ oluşturmak için yalnız bir çift elektron aktarır. Elektron çiftini kazanan türler Lewis asididir; örneğin,H₃O⁺ 'daki oksijen atomu, H-O bağlarından biri bozulduğunda ve bağda paylaşılan elektronlar oksijen üzerinde lokalize olduğunda bir çift elektron kazanır. Bağlama bağlı olarak, bir Lewis asidi bir oksitleyici veya bir elektrofil olarak da tarif edilebilir. Asetik, sitrik veya oksalik asit gibi organik Brønsted asitler Lewis asitleri değildir. Bir Lewis asidi, H⁺ üretmek için suda ayrışırlar, fakat aynı zamanda eşit miktarda Lewis bazı da (belirtilen asitler için sırasıyla asetat, sitrat veya oksalat) verir. Aşağıda tartışılan asitlerden çok azı Lewis asitleridir.

Ayrışma ve denge

Asitlerin reaksiyonları genellikle HA ⇌ H⁺ + A⁻ formunda genelleştirilir, burada HA asidi temsil eder ve A⁻ konjugat bazdır. Bu reaksiyon, protolysis olarak adlandırılır. Bir asidin protonlanmış şekli (HA) bazen serbest asit olarak da adlandırılır.

Asit-baz konjugat çiftleri bir protonla farklılık gösterir ve bir protonun eklenmesi veya çıkarılmasıyla dönüştürülebilir (sırasıyla protonlama ve proton giderme). Asidin yüklü türler olabileceğini ve konjugat bazın nötr olabileceğini unutmayın, bu durumda genelleştirilmiş reaksiyon şeması HA⁺ ⇌ H⁺ + A olarak yazılabilir. Çözelti içinde asit ve konjugat bazı arasında bir denge vardır. Denge sabiti K, moleküllerin veya çözeltideki iyonların denge konsantrasyonlarının bir ifadesidir. Parantezler konsantrasyonu gösterir, böylece [H₂O] H₂O konsantrasyonu anlamına gelir. Asit ayrışma sabiti K_a genellikle asit-baz reaksiyonları bağlamında kullanılır. K_a'nın sayısal değeri, ürünlerin konsantrasyonlarının reaktanların konsantrasyonuna bölünmesiyle elde edilen ürüne eşittir; burada reaktan asit (HA) ve ürünler konjugat baz ve H⁺ 'dır.

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

İki asitten daha güçlü olan, daha zayıf asitten daha yüksek bir K_a'ya sahip olacaktır; daha güçlü asit protonunu kaybetme eğiliminde olduğundan, hidrojen iyonlarının aside oranı daha güçlü asit için daha yüksek olacaktır. K_a için olası değerler aralığı, daha yönetilebilir bir sabit olan birçok büyüklük sırasına yayıldığı için pK_a daha sık kullanılır, burada pK_a = −log₁₀ K_a. Daha güçlü asitler, zayıf asitlerden daha küçük bir pK_a'ya sahiptir. Sulu çözelti içinde 25 °C'de deneysel olarak belirlenen pK_a, genellikle ders kitaplarında ve referans materyallerinde belirtilir.

İsimlendirme

Arrhenius asitleri anyonlarına göre adlandırılır. Klasik adlandırma sisteminde, iyonik sonek atılır ve aşağıdaki tabloya göre yeni bir sonekle değiştirilir. "Hidro-" öneki, asit sadece hidrojen ve bir başka elementten oluştuğunda kullanılır. Örneğin HC1, anyon olarak klorür içerir, bu nedenle hidro ön ek kullanılır ve -ide soneki, adın hidroklorik asit formunu almasını sağlar.

Klasik adlandırma sistemi:

Anyon öneki	Anyon soneki	Asit öneki	Asit soneki	Örnek
per	ate	per	ic asit	perklorik asit (HClO4)
	ate		ic asit	klorik asit (HClO3)
	ite		ous asit	klorlu asit (HClO2)
hypo	ite	hypo	ous asit	hipokloröz asit (HClO)
	ide	hydro	ic asit	hidroklorik asit (HCl)

IUPAC adlandırma sisteminde, "sulu" iyonik bileşiğin adına basitçe eklenir. Dolayısıyla, bir asit çözeltisi olarak hidrojen klorür için, IUPAC ismi sulu hidrojen klorürdür.

Güçlü asit

Bir asidin dirençi, bir proton kaybetme yeteneğine veya eğilimine işaret eder. Güçlü bir asit suda tamamen ayrılan asittir; diğer bir deyişle, güçlü bir asit HA'nın bir molü suda çözülür ve bir mol H⁺ ve bir mol konjugat baz, A⁻ ve hiç bir protonlanmış asit HA yoktur. Aksine, zayıf bir asit sadece kısmen ayrışır ve dengede hem asit hem de konjugat bazı çözelti halindedir. Güçlü asitlerin örnekleri hidroklorik asit (HCl), hidroiyodik asit (HI), hidrobromik asit (HBr), perklorik asit (HClO₄), nitrik asit ((HNO₃) ve sülfürik asittir (H₂SO₄). Suda bunların her biri esasen %100 iyonize olur. Bir asit ne kadar güçlü olursa proton H⁺ 'yı o kadar kolay kaybeder. Proton giderme kolaylığına katkıda bulunan iki anahtar faktör, H-A bağının polaritesi ve H-A bağının gücünü belirleyen A atomunun büyüklüğüdür. Asit kuvvetleri ayrıca konjugat bazın stabilitesi açısından da tartışılmaktadır.

Daha güçlü asitler, zayıf asitlerden daha büyük bir K_a ve daha negatif bir pK_a'ya sahiptir.

Organik oksiasitler olan sülfonik asitler, güçlü asitlerin bir sınıfıdır. Yaygın bir örnek, tolüensülfonik asittir (tosilik asit). Sülfürik asidin kendisinin aksine, sülfonik asitler katı olabilir. Aslında, polistiren sülfonat içine işlevselleştirilmiş polistiren, filtrelenebilir katı bir şekilde asidik plastiktir.

Superasitler %100 sülfürik asitten daha güçlü asitlerdir. Superasitlerin örnekleri floroantimonik asit, sihirli asit ve perklorik asittir. Superasitler iyonik, kristalli hidronyum "tuzları" vermek için suyu kalıcı olarak protonlayabilir. Ayrıca karbokasyonları kantitatif olarak stabilize edebilirler.

K_a, bir asit bileşiğinin kuvvetini ölçerken, sulu bir asit çözeltisinin kuvveti, çözeltideki hidronyum konsantrasyonunun bir göstergesi olan pH ile ölçülür. Sudaki bir asit bileşiğinin basit bir çözeltisinin pH'ı, bileşiğin ve bileşiğin K_a'sının seyreltilmesiyle belirlenir.

Kimyasal özellikler

Monoprotik asitler

Monobrotik asitler, aynı zamanda monobazik asitler olarak da bilinir, aşağıda gösterildiği gibi (HA ile sembolize edilir) ayrışma (bazen iyonizasyon olarak adlandırılır) işlemi sırasında molekül başına bir proton bağışlayabilen asitlerdir:

HA_(aq) + H₂O_(l) ⇌ H₃O+
(aq) + A−
(aq)         K_a

Mineral asitlerdeki monoprotik asitlerin yaygın örnekleri arasında hidroklorik asit (HCl) ve nitrik asit (HNO₃) bulunur. Öte yandan, organik asitler için terim esas olarak bir karboksilik asit grubunun varlığını gösterir ve bazen bu asitler monokarboksilik asit olarak bilinir. Organik asitlerdeki örnekler arasında formik asit (HCOOH), asetik asit (CH₃COOH) ve benzoik asit (C₆H₅COOH) bulunur.

Poliprotik asitler

Polibazik asitler olarak da bilinen poliprotik asitler, molekül başına sadece bir proton bağışlayan monoprotik asitlerin aksine, asit molekülü başına birden fazla proton bağışlayabilir. Spesifik poliprotik asit türleri, diprotik (veya dibazik) asit (bağışlamak için iki potansiyel proton) ve triprotik (veya tribazik) asit (bağışlamak için üç potansiyel proton) gibi daha spesifik isimlere sahiptir.

Bir diprotik asit (burada H₂A ile sembolize edilir) pH'a bağlı olarak bir veya iki ayrışmaya uğrayabilir. Her ayrışma kendi ayrılma sabiti K_a1 ve K_a2'ye sahiptir.

H₂A_(aq) + H₂O_(l) ⇌ H₃O+
(aq) + HA−
(aq)       K_a1

HA−
(aq) + H₂O_(l) ⇌ H₃O+
(aq) + A2−
(aq)       K_a2

ilk ayrılma sabiti tipik olarak ikincisinden daha büyüktür; yani, K_a1 > K_a2. Örneğin, sülfürik asit (H₂SO₄), K_a1 >'in çok büyük olduğu bisülfat anyonunu (HSO−
4) oluşturmak için bir proton bağışlayabilir; daha sonra sülfat anyonunu (SO2−
4) oluşturmak için ikinci bir proton bağışlayabilir; buradaki K_a2, ara mukavemettir. İlk ayrışma için büyük K_a1, sülfüriği güçlü bir asit yapar. Benzer bir şekilde, zayıf kararsız karbonik asit (H₂CO₃), bir protonu bikarbonat anyonu (HCO−
3) oluşturmak için kaybedebilir ve bir saniyeyi karbonat anyonu (CO2−
3) oluşturmak için kaybedebilir. Her iki K_a değeri de küçük, ancak K_a1 > K_a2.

Bir triprotik asit (H₃A) bir, iki veya üç ayrışmaya uğrayabilir ve üç ayrılma sabitine sahiptir, burada K_a1 > K_a2 > K_a3. H₃A_(aq) + H₂O_(l) ⇌ H₃O+
(aq) + H₂A−
(aq)         K_a1

H₂A−
(aq) + H₂O_(l) ⇌ H₃O+
(aq) + HA2−
(aq)       K_a2

HA2−
(aq) + H₂O_(l) ⇌ H₃O+
(aq) + A3−
(aq)         K_a3

Triprotik asidin inorganik bir örneği, genellikle sadece fosforik asit olarak adlandırılan ortofosforik asittir (H₃PO₄). Her üç proton da H₂PO−
4, sonra HPO2−
4 ve son olarak genellikle fosfat olarak adlandırılan ortofosfat iyonu olan PO3−
4'ü vermek için arka arkaya kaybolabilir. Üç protonun orijinal fosforik asit molekülü üzerindeki pozisyonları eşdeğer olsa da, konjugat baz daha negatif yüklü ise protonu kaybetmek enerjisel olarak daha az elverişli olduğu için ardışık K_a değerleri farklıdır. Triprotik asidin organik bir örneği, nihayetinde sitrat iyonunu oluşturmak için üç protonu art arda kaybedebilen sitrik asittir.

Her bir hidrojen iyonunun müteakip kaybı daha az elverişli olmasına rağmen, konjugat bazlarının tümü çözeltide mevcuttur. Her tür için fraksiyonel konsantrasyon, α (alfa) hesaplanabilir. Örneğin, jenerik bir diprotik asit çözeltide 3 tür üretecektir: H₂A, HA⁻, ve A²⁻. Fraksiyonel konsantrasyonlar ya pH ([H⁺] 'ya dönüştürülebilir) veya asidin tüm konjugat bazları ile konsantrasyonları verildiğinde aşağıdaki gibi hesaplanabilir:

${\begin{aligned}\alpha _{{\ce {H2A}}}&={\frac {{\ce {[H+]^2}}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[H2A]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+[HA^{-}]+[A^{2-}]}}\\\alpha _{{\ce {HA^-}}}&={\frac {[{\ce {H+}}]K_{1}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[HA^-]}}}{{\ce {[H2A]}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\\\alpha _{{\ce {A^{2-}}}}&={\frac {K_{1}K_{2}}{{\ce {[H+]^2}}+[{\ce {H+}}]K_{1}+K_{1}K_{2}}}={\frac {{\ce {[A^{2-}]}}}{{\ce {{[H2A]}}}+{[HA^{-}]}+{[A^{2-}]}}}\end{aligned}}$

Verilen K₁ ve K₂ için pH'a karşı bu fraksiyonel konsantrasyonların bir grafiği, Bjerrum grafiği olarak bilinir. Yukarıdaki denklemlerde bir örüntü gözlenir ve protonu giderilmiş genel n-protik aside genişletilebilir:

$\alpha _{{\ce {H}}_{n-i}A^{i-}}={{[{\ce {H+}}]^{n-i}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}} \over {\displaystyle \sum _{i=0}^{n}{\Big [}[{\ce {H+}}]^{n-i}\displaystyle \prod _{j=0}^{i}K_{j}}{\Big ]}}$

burada K₀ = 1 ve diğer K terimleri asit için ayrılma sabitleridir.

Nötralizasyon

Nötralizasyon, bir asit ve bir baz arasındaki reaksiyon olup, bir tuz ve nötrleştirilmiş baz üretir; örneğin, hidroklorik asit ve sodyum hidroksit sodyum klorür ve su oluşturur:

HCl_(aq) + NaOH_(aq) → H₂O_(l) + NaCl_(aq)

Nötralizasyon, bir aside eşdeğer sayıda baz ilave edildiğinde bir pH göstergesinin eşdeğerlik noktasını gösterdiği titrasyonun temelidir. Nötralizasyonun, bir reaksiyon sırasında sadece benzer asit ve baz kuvvetlerinde olduğu gibi pH 7.0 içeren bir çözelti ile sonuçlanması gerektiği genellikle yanlış kabul edilir.

Asitten daha zayıf bir baz ile nötralizasyon, zayıf asidik bir tuza neden olur. Bir örnek, güçlü asit hidrojen klorür ve zayıf baz amonyaktan üretilen zayıf asidik amonyum klorürdür. Tersine, zayıf bir asidin güçlü bir baz ile nötralize edilmesi, zayıf bir bazik tuz, örn. hidrojen florür ve sodyum hidroksitten sodyum florür.

Zayıf asit – zayıf baz dengesi

Protonlu bir asidin bir protonu kaybetmesi için, sistemin pH'ı asidin pK_a'nın üzerine çıkmalıdır. Bu bazik çözeltideki düşük H⁺ konsantrasyonu dengeyi konjugat baz formuna (asidin protondan arındırılmış formu) doğru kaydırır. Düşük pH (daha asidik) çözeltilerde, çözeltide asidin protonlanmış halde kalmasına neden olacak kadar yüksek bir H⁺ konsantrasyonu vardır.

Zayıf asitlerin çözeltileri ve bunların konjugat bazlarının tuzları tampon çözeltiler oluşturur.

Titrasyon

Sulu bir çözelti içindeki bir asit konsantrasyonunu belirlemek için, genellikle asit-baz titrasyonu gerçekleştirilir. Asit çözeltisinin, ilave edilen baz miktarı ile göstergenin renk değişikliğine göre nötralize edilmesi için, bilinen bir konsantrasyona, genellikle NaOH veya KOH'ye sahip güçlü bir baz çözeltisi ilave edilir. Bir baz tarafından titre edilen bir asidin titrasyon eğrisi, taban ekseni x ekseni üzerinde ve çözeltinin pH değeri y ekseni üzerinde olmak üzere iki eksene sahiptir. Baz çözeltiye eklendiğinde çözeltinin pH değeri her zaman artar.

Örnek: Diprotik asit

Soldan sağa doğru her diprotik asit titrasyon eğrisi için iki orta nokta, iki eşdeğerlik noktası ve iki tampon bölgesi vardır.

Eşdeğerlik noktaları

Ardışık ayrışma süreçleri nedeniyle, bir diprotik asidin titrasyon eğrisinde iki eşdeğerlik noktası vardır. İlk eşdeğerlik noktası, ilk iyonizasyondan gelen ilk hidrojen iyonlarının tümü titre edildiğinde ortaya çıkar. Başka bir deyişle, eklenen OH⁻ miktarı, ilk denklik noktasında orijinal H₂A miktarına eşittir. İkinci denklik noktası, tüm hidrojen iyonları titre edildiğinde ortaya çıkar. Bu nedenle, eklenen OH⁻ miktarı şu anda H₂A miktarının iki katına eşittir. Güçlü bir baz tarafından titre edilen zayıf bir diprotik asit için, ikinci eşdeğerlik noktası, çözeltide oluşan tuzların hidrolizi nedeniyle 7'nin üzerindeki pH'ta meydana gelmelidir. Her iki eşdeğerlik noktasında, bir damla baz ilave edilmesi, sistemdeki pH değerinin en dik yükselmesine neden olacaktır.

Arabellek bölgeleri ve orta noktalar

Bir diprotik asit için bir titrasyon eğrisi, pH=pK_a olan iki orta nokta içerir. İki farklı K_a değeri olduğundan, ilk orta nokta pH=pK_a1'de ve ikincisi pH=pK_a2'de gerçekleşir. Merkezinde bir orta nokta içeren eğrinin her segmentine tampon bölge denir. Tampon bölgeler asit ve konjugat bazından oluştuğu için, baz eşdeğer noktalara kadar baz ilave edildiğinde pH değişikliklerine dayanabilir.

Asitlerin uygulamaları

Asitler hayatımızda evrensel olarak bulunur. Biyolojik fonksiyonlara sahip çok sayıda doğal asit bileşiği ve birçok şekilde kullanılan büyük sentezlenmiş asitler vardır.

Endüstride

Asitler günümüz endüstrisindeki hemen hemen tüm proseslerin işlenmesinde temel reaktiflerdir. Bir diprotik asit olan sülfürik asit, aynı zamanda dünyada en çok üretilen endüstriyel kimyasal olan endüstride en yaygın kullanılan asittir. Esas olarak gübre, deterjan, pil ve boya üretiminde ve ayrıca yabancı maddelerin giderilmesi gibi birçok ürünün işlenmesinde kullanılır. 2011 istatistik verilerine göre, dünyada yıllık sülfürik asit üretimi 200 milyon ton civarındadır. Örneğin, fosfat mineralleri, fosfat gübrelerinin üretimi için fosforik asit üretmek üzere sülfürik asit ile reaksiyona girer ve çinko oksit, sülfürik aside çözündürülerek, çözeltinin saflaştırılması ve elektroliz yoluyla üretilir.

Kimya endüstrisinde, asitler tuz üretmek için nötralizasyon reaksiyonlarında reaksiyona girer. Örneğin nitrik asit, bir gübre olan amonyum nitrat üretmek için amonyak ile reaksiyona girer. Ek olarak, esterleri üretmek için karboksilik asitler alkollerle esterlenebilir.

Asitler, asitle temizleme olarak bilinen bir işlemde metallerden pas ve diğer korozyonu gidermek için sıklıkla kullanılır. Bir araba aküsünde sülfürik asit gibi ıslak hücreli bir aküde elektrolit olarak kullanılabilirler.

Gıdalarda

Tartarik asit, olgunlaşmamış mango ve demirhindi gibi yaygın olarak kullanılan bazı gıdaların önemli bir bileşenidir. Doğal meyve ve sebzeler de asit içerir. Sitrik asit portakal, limon ve diğer narenciye meyvelerinde bulunur. Oksalik asit domates, ıspanak ve özellikle carambola ve raventte bulunur; ravent yaprakları ve olgunlaşmamış karambolalar, yüksek konsantrasyonlarda oksalik asit nedeniyle toksiktir. Askorbik asit (C Vitamini) insan vücudu için gerekli bir vitamindir ve amla (Hint bektaşi üzümü), limon, narenciye ve guava gibi gıdalarda bulunur.

Birçok asit, tatlarını değiştirdikleri ve koruyucu olarak görev yaptıkları için çeşitli gıdalarda katkı maddesi olarak bulunabilir. Örneğin fosforik asit, kola içeceklerinin bir bileşenidir. Asetik asit günlük hayatta sirke olarak kullanılır. Sitrik asit, soslarda ve turşularda koruyucu olarak kullanılır.

Karbonik asit, Coca-Cola gibi alkolsüz içeceklerde yaygın olarak eklenen en yaygın asit katkı maddelerinden biridir. Alkolsüz içeceklerin üretim sürecinde, karbonik asit üretmek için CO₂ genellikle bu içeceklerde çözünmeye zorlanır. Karbonik asit çok kararsızdır ve normal sıcaklık ve basınçta suya ve CO₂'ye ayrışma eğilimindedir. Bu nedenle, bu tür alkolsüz içeceklerin şişelerini veya kutularını açtığımızda, CO₂ kabarcıkları çıkıyor ve böylece 'kıvılcım' hissediyoruz.

Bazı asitler ilaç olarak kullanılır. Asetilsalisilik asit (Aspirin) bir ağrı kesici olarak ve ateşleri düşürmek için kullanılır.

İnsan vücudunda

Asitler insan vücudunda önemli roller oynar. Midede bulunan hidroklorik asit, büyük ve karmaşık gıda moleküllerini parçalayarak sindirime yardımcı olur. Vücut dokularının büyümesi ve onarımı için gerekli proteinlerin sentezi için amino asitler gereklidir. Vücut dokularının büyümesi ve onarımı için yağ asitleri de gereklidir. Nükleik asitler, DNA ve RNA'nın üretimi ve özelliklerin genler yoluyla yavrulara iletilmesi için önemlidir. Karbonik asit vücuttaki pH dengesinin korunması için önemlidir.

İnsan vücudu çeşitli organik ve inorganik bileşikler içerir, bunlar arasında dikarboksilik asitler birçok biyolojik davranışta önemli bir rol oynar. Bu asitlerin çoğu, esas olarak proteinlerin sentezi için malzeme görevi gören amino asitlerdir. Diğer zayıf asitler, vücudun pH'ını hücrelere zararlı büyük ölçekli değişikliklerden korumak için konjugat bazları ile tampon görevi görür. Dikarboksilik asitlerin geri kalanı, insan vücudundaki biyolojik olarak önemli çeşitli bileşiklerin sentezine de katılır.

Asit katalizi

Asitler endüstriyel ve organik kimyada katalizör olarak kullanılır; örneğin sülfürik asit, alkilleme işleminde çok büyük miktarlarda benzin üretmek için kullanılır. Sülfürik, fosforik ve hidroklorik asitler gibi bazı asitler dehidrasyon ve yoğuşma reaksiyonlarını etkiler. Biyokimyada birçok enzim asit katalizi kullanır.

Biyolojik oluşum

Biyolojik olarak önemli birçok molekül asittir. Asidik fosfat grupları içeren nükleik asitler arasında DNA ve RNA bulunur. Nükleik asitler, bir organizmanın özelliklerinin çoğunu belirleyen ve ebeveynlerden yavrulara geçirilen genetik kodu içerir. DNA, amino asit alt birimlerinden oluşan proteinlerin sentezi için kimyasal planı içerir. Hücre zarları fosfolipidler gibi yağ asidi esterleri içerir.

Bir a-amino asit, bir karboksil grubuna (dolayısıyla karboksilik asitlerdir), bir amino grubuna, bir hidrojen atomuna ve değişken bir gruba kovalent olarak bağlı bir merkezi karbona (a veya alfa karbon) sahiptir. R grubu veya yan zincir olarak da adlandırılan değişken grup, spesifik bir amino asidin kimliğini ve birçok özelliğini belirler. En basit amino asit olan glisinde, R grubu bir hidrojen atomudur, ancak diğer tüm amino asitlerde hidrojenlere bağlı bir veya daha fazla karbon atomu içerir ve kükürt, oksijen veya azot gibi başka elementler içerebilir. Glisin hariç, doğal olarak oluşan amino asitler kiraldır ve L-konfigürasyonunda neredeyse her zaman meydana gelir. Bazı bakteri hücre duvarlarında bulunan peptitglikan bazı D-amino asitler içerir. Fizyolojik pH'da, tipik olarak 7 civarında, serbest amino asitler yüklü bir formda bulunur, burada asidik karboksil grubu (-COOH) bir protonu (-COO⁻) kaybeder ve bazik amin grubu (-NH₂) bir proton (-NH+
3). Tüm molekülün net nötr yükü vardır ve bazik veya asidik yan zincirlere sahip amino asitler hariç bir zvitteryondur. Aspartik asit, örneğin, fizyolojik pH'da net bir −1 yükü için bir protonlanmış amin ve iki protondan arındırılmış karboksil grubuna sahiptir.

Yağ asitleri ve yağ asidi türevleri, biyolojide önemli bir rol oynayan başka bir karboksilik asit grubudur. Bunlar bir ucunda uzun hidrokarbon zincirleri ve bir karboksilik asit grubu içerir. Hemen hemen tüm organizmaların hücre zarı esas olarak bir fosfolipid çift tabakası, polar, hidrofilik fosfat "kafa" gruplarına sahip hidrofobik yağ asidi esterlerinden oluşan bir miselden oluşur. Membranlar, bazıları asit-baz reaksiyonlarına katılabilen ek bileşenler içerir.

İnsanlarda ve diğer birçok hayvanda, hidroklorik asit, proteinleri ve polisakkaritleri hidrolize etmeye ve inaktif pro-enzimi, pepsinojeni enzime pepsin'e dönüştürmeye yardımcı olmak için midede salgılanan mide asidinin bir parçasıdır. Bazı organizmalar savunma için asit üretir; örneğin karıncalar formik asit üretir.

Asit-baz dengesi, memeli solunumu düzenlenmesinde kritik bir rol oynar. Oksijen gazı (O₂), hayvanların gıdalarda depolanan kimyasal potansiyel enerjiyi serbest bırakma ve yan ürün olarak karbondioksit (CO₂) üretme süreci olan hücresel solunumu yönlendirir. Akciğerlerde oksijen ve karbondioksit değiştirilir ve vücut ventilasyon oranını ayarlayarak değişen enerji taleplerine yanıt verir. Örneğin, efor süreleri sırasında vücut depolanan karbonhidratları ve yağı hızla parçalayarak kan dolaşımına CO₂ salar. Kan gibi sulu çözeltilerde karbonik asit ve bikarbonat iyonu ile dengede bulunur.

CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO−
3

Beynin daha hızlı ve daha derin nefes almasını, aşırı CO₂'yi dışarı atmasını ve hücreleri O₂ ile beslemesini bildiren pH'daki düşüştür.

Hücre zarları, iç kısımlarını içeren lipofilik yağ asil zincirleri nedeniyle yüklü veya büyük polar moleküllere karşı geçirimsizdir. Bir takım farmasötik ajanlar da dahil olmak üzere biyolojik olarak önemli birçok molekül, zarı protonlanmış, yüksüz formlarında geçebilen ancak yüklü formlarında (yani konjugat baz olarak) geçemeyen organik zayıf asitlerdir. Bu nedenle birçok ilacın aktivitesi, antasitler veya asidik gıdaların kullanımı ile arttırılabilir veya inhibe edilebilir. Yüklü form, her iki sulu ortamda da genellikle kan ve sitozolde daha fazla çözünür. Hücre dışı ortam, hücre içindeki nötr pH'dan daha asidik olduğunda, bazı asitler nötr formlarında mevcut olacak ve membranda çözünür olacak ve böylece fosfolipid çift tabakasını geçmelerine izin verecektir. Hücre içi pH'da bir proton kaybeden asitler, çözünür, yüklü formlarında bulunacak ve böylece sitosolden hedeflerine yayılabilecektir. İbuprofen, aspirin ve penisilin zayıf asit olan ilaçlara örnektir.