Asitler ve Özellikleri

– ASİTLER –

Suda çözündüğünde H+ iyonları veren hidrojenli kimyasal türe ASİT
denir. Asitler , en eski çağlardan bu yana tanınan maddelerdir.
Sözgelimi , alkol mayalanmasının yanı sıra , asetik mayalanma , yani
mikroorganizmaların etkisiyle alkolün sirkeye dönüşmesi daha o
dönemlerde biliniyordu. Sirke , bir başka deyişle asetik asit , XIII.
yy’a kadar bilinen tek asitti. Günümüzde kimya sanayisinin büyük bir
bölümü , az sayıda asidin ( sözgelimi sülfürik, nitrik, asetik ve
hidroklorik asitler ) üretimine ya da kullanımına dayanır. Antoine
Laurent Lavoisier ( 1743-1794 )
bazı maddelerdeki asit niteliğinin , oksijen ( asit doğrudan anlamına
gelir ) kapsamalarından kaynaklandığını düşünüyordu. Ama Sir Humphrey
Davy ( 1778-1829 ) hidroklorik asitte oksijen bulunmadığını kanıtlayıp
, asit özelliğinin hidrojenin davranışından kaynaklanabileceğini ileri
sürdü. 1887’de Svante Arrhenius , asitlerin , bazların ve tuzların
sudaki çözeltilerinin elektriksel davranışlarını açıklamak için bir
iyon ayrışması kuramı geliştirdi. Elektrolit adını verdiği maddeleri
şöyle tanımladı : Erimiş ya da suda çözünmüş bu maddeler , elektriği
iletir ve elektrik onları ayrıştırır. Asitler H+ iyonları veren
elektrolitlerdir ; bazlarsa tersine , OH- hidroksil iyonlarını
oluşturur. Bu , bütün asitlerin , topluca asit işlevini oluşturan bir
özellikler kümesi taşıdığını ortaya koyar.

H+ iyonu , elektronumu yitirmiş ( e- ) bir hidrojen atomudur. Artı
yüklü bu iyonu , anyonlar , özellikle de eksi yüklü hidroksil iyonları
çeker. Karşıt yüklü bu iki iyon karşılaştıklarında , çok kararlı bir su
molekülü oluşur ( 555 milyon su molekülünden yalnızca biri ayrışır ).
Ayrıca su molekülünün oluşumu sırasında , bir litre suyun sıcaklığını
10oC’tan 23,6oC’ta yükseltecek ölçüde ısı açığa çıkar. Bir litre suda
bir mol ( 6,02 * 1023 molekül ) hidroklorik asit çözündürülürse , elde
edilen çözeltinin 55 su molü içinde bir mol H+ iyonu ve bir mol CI-
iyonu yer alır. Bu , güçlü ya da bütünüyle çözünen bir asittir. Ama bir
mol asetik asit , ancak bir molün binde 4,2’si kadar H+ iyonu sağlar ;
dolayısıyla bu , zayıf ya da bütünüyle çözünmeyen bir asittir. Söz
konusu olaylar , bir çözeltide açığa çıkan H+ iyonu sayısının yalın ve
kolay bir biçimde dile getirilmesini gerektirir ; bu nedenle pH’yi ( ya
da hidrojen potansiyeli ) tanımlama yoluna gidilir.

Bir litre çözeltide bulunan H+ iyonunun mol sayısı 10-a ‘yla
gösterilirse , a’nın değeri pH’yi verir. Dolayısıyla , litre başına
10-2 mol hidroklorik asit içeren bir çözeltinin pH’si 2’ye eşittir.
Gerçekte , H+ iyonu H3O+ ya da H+ (H2O) n hidronyum iyonu biçiminde ,
bir ya da birçok çözücüye ( yani su molekülüne ) bağlıdır. Bu nedenle
renkli ayrıçlar ( gösterge ) katıldığında , asitler H+ iyonlarını
onlara verir ve ayraçların yapısında , renginde değişime yol açarlar.
Bilinen ilk renkli ayraçlar , helyantin çözeltisi ve turnusoldur. Demir
, çinko ve alüminyum gibi bazı metaller , elektronlarını kolayca
bırakır. Bir asit eşliğinde , söz konusu elektronlar iyonlarla
birleşerek Hidrojen açığa çıkar ve metal , artı yüklü iyon biçiminde
çözünür. Bakır , gümüş ve altın gibi metallerse , elektronlarını
bırakmadıkları için çözelti halindeki asitlerden etkilenmezler. Gerçi
nitrik asidin bakırı etkilediği gözlenir ; ama bu etki , yükseltgen
kümesinden [NO3] kaynaklanır ve azot oksit buharları açığa çıkar.
Asitler , kireçtaşlarıyla , yani kalsiyum karbonatla tepkimeye girerler
: H+ iyonları , Ca2 ve CO32 iyonlarından oluşan billursu yapıyı
parçalar ve karbondioksit gazını [CO2] açığa çıkaran bir çözelti oluşur.

Arrhenius kuramı , yalnızca sulu çözeltiler için geçerlidir. Oysa
1923’te Johannes Nicolaus Brönsted kullanılan çözücü ne olursa olsun H+
iyonunun rolünü açıklayan yeni bir tanım önermiştir. Brönsted’e göre
asit , bir H+ iyonu bırakmaya elverişli bir maddedir ; bazsa , söz
konusu iyonu alan maddedir ; dolayısıyla , eşlenik asit-baz çifti
ortaya çıkar :

Asit  Baz + H+

Aynı yıl , Gilbert Newton Lewis (1875-1946 ) , yansızlaştırmayı ,
renkli ayraçların tepkimelerini ve katalizi ölçüt alarak , asit
özellikleri gösteren bütün maddeleri bir küme içinde toplamaya ve
elektron yapılarında ortak bir özellik bulmaya çalışmıştır. Asitler ,
bazların verdiği elektron çiftini alan ve bir ortak birleşme bağı
oluşturan maddelerdir. Bütün Brönsted asitleri bu tanıma girer ( [ H+]
iyonu bir elektron çifti alabilir ) ; ama bu tanıma AICI3 , SO3 vb.
maddeleri de eklemek gerekir. Brönsted kuramı hidrojenli asitler için
kullanılır ; dolayısıyla Lewis asitleri söz konusudur.

Başlıca mineral asitler arasında nitrik asit [ HNO3 ] , hidroklorik
asit [HCI ] ve sülfürik asit [ H2SO4 ] sayılabilir. İki H+ iyonu açığa
çıkarabilen sülfürik asit , bir diasit oluşturur. Fosforik asitse [
H3PO4 ] bir triasittir ( üç H+ iyonu açığa çıkarır ). Kimya sanayisinde
büyük ölçüde üretilen ve tüketilen bu asitler , gübre ( nitratlar ve
fosfatlar ) , plastik madde , boya , patlayıcı , parfüm , ilaç sanayisi
ürünleri , vb. üretimde ya hammaddeyi ya da ara maddeyi oluşturur.
Organik asitler , organik kimyayı ilgilendirir ve en az bir karboksil
kökü [ -COOH ] içerirler ; aralarında , temel biyokimyasal maddelerin
bileşenlerini oluşturan aminoasitlerin ve yağ asitlerinin de yer alması
nedeniyle , çok büyük önem taşır.

Asitlerin büyük çoğunluğu ekşi lezzetlidir. Limonda sitrik asit ,
sirkede asetik asit tadı vardır. Ancak bazı asitler zehirli , bazıları
parçalayıcı olduklarından rasgele tadılmamalıdır. Asit ve bazlarla renk
değiştiren maddeler , asit ve bazların çözücüsü olur. Asit ve baz
çözücülere ayraç adı verilir. Bir maddenin asit veya baz olduğunu
bunlarla anlaşılır. Laboratuarlarda en çok kullanılan ayraç ,
turnusoldür. Turnusol , mor renkli bitkisel boyadır. Mavi turnusol
kağıdı kırmızıya dönüyorsa o madde asit özelliğini taşır.

Asitlerin Bazı Özellikleri :

- Sulu çözeltileri elektrik akımını iletir.
- Mavi turnusol kağıdının rengini kırmızıya dönüştürür.
- Metallere etki ettiklerinde H2 gazının çıkmasını sağlar.
- Bazlarla birleşerek tuzları oluştururlar.
HCI + KOH  KCI + H20
- Çözeltilerinin tadı ekşidir, daha çok suda çözünür.
- Mg , Zn , Fe , Al gibi soy olmayan metallere etki ederek bunların
tuzlarını oluşturur ve hidrojen gazını açığa çıkarırlar.
Zn + 2HCI  ZnCI2 + H2

Fe + H2SO4  FeSO4 + H2