Asit - Acid - Wikipedia

Çinko tipik bir metal, hidroklorik asit tipik bir asit

Asitler ve bazlar
Asit Asit-baz reaksiyonu Asit baz homeostazı Asit gücü Asitlik fonksiyonu Amfoterizm Baz Tampon çözümleri Ayrışma sabiti Denge kimyası çıkarma Hammett asitlik fonksiyonu pH Proton ilgisi Suyun kendi kendine iyonlaşması Titrasyon Lewis asidi katalizi Sinirli Lewis çifti Kiral Lewis asidi
Asit türleri
Brønsted – Lowry Lewis Akseptör Mineral Organik Oksit kuvvetli Süperasitler Güçsüz Katı
Baz türleri
Brønsted – Lowry Lewis Donör Organik Oksit kuvvetli Süperbazlar Nükleofilik olmayan Güçsüz

Bir asit bir molekül veya iyon bağış yapabilen proton (hidrojen iyonu H⁺) (bir Brønsted – Lowry asit ) veya alternatif olarak bir kovalent bağ bir ile elektron çifti (bir Lewis asidi ).^[1]

İlk asit kategorisi proton donörleri veya Brønsted – Lowry asitler. Özel durumda sulu çözeltiler proton donörleri Hidronyum iyonu H₃Ö⁺ ve olarak bilinir Arrhenius asitleri. Brønsted ve Lowry Arrhenius teorisini sulu olmayan çözücüleri içerecek şekilde genelleştirdi. Bir Brønsted veya Arrhenius asidi genellikle H kaybından sonra hala enerjik olarak elverişli olan kimyasal bir yapıya bağlı bir hidrojen atomu içerir.⁺.

Sulu Arrhenius asitleri, bir asidin pratik bir tanımını sağlayan karakteristik özelliklere sahiptir.^[2] Asitler formu sulu çözeltiler ekşi bir tadı ile maviye dönebilir turnusol kırmızı ve tepki ver üsler ve belirli metaller (gibi kalsiyum ) oluşturmak üzere tuzlar. Kelime asit türetilmiştir Latince asidüs / dönüm, 'ekşi' anlamına gelir.^[3] Sulu bir asit çözeltisi, pH 7'den azdır ve halk dilinde "asit" olarak da anılır ("asit içinde çözünmüş" gibi), katı tanım yalnızca çözünen.^[1] Düşük pH, daha yüksek asitlikve dolayısıyla daha yüksek bir konsantrasyon pozitif hidrojen iyonları içinde çözüm. Bir asit özelliğine sahip kimyasallar veya maddeler olduğu söylenir asidik.

Yaygın sulu asitler şunları içerir: hidroklorik asit (bir çözüm hidrojen klorür hangi bulunur mide asidi midede ve aktive eder sindirim enzimleri ), asetik asit (sirke, bu sıvının seyreltik sulu bir çözeltisidir), sülfürik asit (kullanılan araba aküleri ), ve sitrik asit (turunçgillerde bulunur). Bu örneklerin gösterdiği gibi, asitler (konuşma dilinde) çözelti veya saf maddeler olabilir ve asitlerden türetilebilir (katı^[1] duyu) katı, sıvı veya gazdır. Güçlü asitler ve bazı konsantre zayıf asitler aşındırıcı, ancak gibi istisnalar var karboranlar ve borik asit.

İkinci asit kategorisi Lewis asitleri, bir elektron çifti ile kovalent bir bağ oluşturan. Bir örnek bor triflorür (BF₃), bor atomu boş olan orbital Bir bazdaki bir atomda yalnız bir elektron çiftini paylaşarak kovalent bir bağ oluşturabilen, örneğin içindeki nitrojen atomu amonyak (NH₃). Lewis Bunu Brønsted tanımının bir genellemesi olarak kabul etti, böylece bir asit, elektron çiftlerini doğrudan kabul eden kimyasal bir türdür. veya protonları serbest bırakarak (H⁺) çözüme, sonra elektron çiftlerini kabul eder. Bununla birlikte, hidrojen klorür, asetik asit ve diğer Brønsted – Lowry asitlerinin çoğu, bir elektron çifti ile kovalent bağ oluşturamaz ve bu nedenle Lewis asitleri değildir.^[4] Tersine, birçok Lewis asidi Arrhenius veya Brønsted – Lowry asitleri değildir. Modern terminolojide, bir asit kimyagerler hemen hemen her zaman bir Lewis asidini açıkça bir Lewis asidi.^[4]

Tanımlar ve kavramlar

Modern tanımlar, tüm asitlerde ortak olan temel kimyasal reaksiyonlarla ilgilidir.

Günlük yaşamda karşılaşılan asitlerin çoğu sulu çözeltiler veya suda çözünebilir, bu nedenle Arrhenius ve Brønsted-Lowry tanımları en alakalı olanlardır.

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

Hidronyum iyonları, her üç tanıma göre asitlerdir. Alkoller ve aminler Brønsted-Lowry asitleri olabilmesine rağmen, aynı zamanda Lewis üsleri oksijen ve nitrojen atomlarındaki yalnız elektron çiftleri nedeniyle.

Arrhenius asitleri

Svante Arrhenius

1884'te, Svante Arrhenius asitliğin özelliklerini hidrojen iyonları (H⁺), daha sonra şu şekilde tanımlanmıştır: protonlar veya hidronlar. Bir Arrhenius asit suya eklendiğinde H konsantrasyonunu artıran bir maddedir⁺ sudaki iyonlar.^[4][5] Kimyagerlerin genellikle H yazdığını unutmayın⁺(aq) ve bakın hidrojen iyonu asit-baz reaksiyonlarını açıklarken, ancak serbest hidrojen çekirdeği, a proton, suda tek başına yok, şu şekilde var Hidronyum iyonu (H₃Ö⁺) veya diğer formlar (H₅Ö₂⁺, H₉Ö₄⁺). Dolayısıyla, bir Arrhenius asidi, suya eklendiğinde hidronyum iyonlarının konsantrasyonunu artıran bir madde olarak da tanımlanabilir. Örnekler, hidrojen klorür ve asetik asit gibi moleküler maddeleri içerir.

Bir Arrhenius temel diğer yandan, konsantrasyonunu artıran bir maddedir. hidroksit (OH⁻) suda çözündüğünde iyonlar. Bu, hidronyum konsantrasyonunu azaltır çünkü iyonlar H oluşturmak için reaksiyona girer.₂O molekülleri:

H₃Ö⁺
_(aq) + OH⁻
_(aq) ⇌ H₂Ö_(l) + H₂Ö_(l)

Bu denge nedeniyle, hidronyum konsantrasyonundaki herhangi bir artışa, hidroksit konsantrasyonundaki bir azalma eşlik eder. Bu nedenle, bir Arrhenius asidinin hidroksit konsantrasyonunu azaltan, bir Arrhenius bazı ise yükselten asit olduğu söylenebilir.

Asidik bir çözeltide, hidronyum iyonlarının konsantrasyonu 10'dan büyüktür.⁻⁷ benler litre başına. PH, hidronyum iyonlarının konsantrasyonunun negatif logaritması olarak tanımlandığından, asidik çözeltilerin pH'ı 7'den azdır.

Brønsted – Lowry asitler

Asetik asit, bir zayıf asit, denge reaksiyonunda suya bir proton (yeşil renkle vurgulanan hidrojen iyonu) bağışlayarak asetat iyon ve hidronyum iyon. Kırmızı: oksijen, siyah: karbon, beyaz: hidrojen.

Arrhenius kavramı birçok reaksiyonu açıklamak için yararlı olsa da, kapsamı açısından da oldukça sınırlıdır. 1923'te kimyagerler Johannes Nicolaus Brønsted ve Thomas Martin Lowry bağımsız olarak, asit-baz reaksiyonlarının bir protonun transferini içerdiğini kabul etti. Bir Brønsted-Lowry asit (veya kısaca Brønsted asidi), bir Brønsted-Lowry bazına bir proton bağışlayan bir türdür.^[5] Brønsted-Lowry asit-baz teorisinin Arrhenius teorisine göre birçok avantajı vardır. Aşağıdaki reaksiyonları düşünün asetik asit (CH₃COOH), organik asit sirkeye karakteristik tadı veren:

CH
₃COOH + H
₂Ö ⇌ CH
₃COO⁻
+ H
₃Ö⁺

CH
₃COOH + NH
₃ ⇌ CH
₃COO⁻
+ NH⁺
₄

Her iki teori de ilk reaksiyonu kolayca tanımlar: CH₃COOH, Arrhenius asidi görevi görür çünkü H kaynağı olarak işlev görür.₃Ö⁺ suda çözüldüğünde ve suya bir proton vererek Brønsted asidi görevi görür. İkinci örnekte CH₃COOH aynı dönüşüme uğrar, bu durumda amonyağa bir proton verir (NH₃), ancak bir asidin Arrhenius tanımıyla ilgili değildir, çünkü reaksiyon hidronyum üretmez. Yine de, CH₃COOH, hem bir Arrhenius hem de bir Brønsted-Lowry asididir.

Brønsted-Lowry teorisi aşağıdaki reaksiyonları tanımlamak için kullanılabilir moleküler bileşikler susuz çözelti veya gaz fazında. Hidrojen klorür (HCl) ve amonyak oluşturmak için birkaç farklı koşul altında birleşir Amonyum Klorür, NH₄Cl. Sulu çözelti içinde HCl şu şekilde davranır hidroklorik asit hidronyum ve klorür iyonları olarak bulunur. Aşağıdaki tepkiler Arrhenius'un tanımının sınırlamalarını göstermektedir:

1. H₃Ö⁺
   _(aq) + Cl⁻
   _(aq) + NH₃ → Cl⁻
   _(aq) + NH⁺
   _4(aq) + H₂Ö
2. HCl_(benzen) + NH_{3 (benzen)} → 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 HCl çözücüsü tarafından oluşturulduğu ilk örnek için işe yarar. Sonraki iki reaksiyon iyon oluşumunu içermez, ancak yine de proton transfer reaksiyonlarıdır. İkinci reaksiyonda hidrojen klorür ve amonyak (içinde çözünmüş benzen ) bir benzen çözücü içinde ve üçüncü gaz halindeki HCl ve NH'de katı amonyum klorür oluşturmak için reaksiyona girer₃ katıyı oluşturmak için birleştirin.

Lewis asitleri

Yalnızca marjinal olarak ilişkili üçüncü bir kavram 1923'te Gilbert N. Lewis bir proton transferi içermeyen asit-baz özelliklerine sahip reaksiyonları içeren. Bir Lewis asidi başka bir türden bir çift elektron kabul eden bir türdür; başka bir deyişle, bir elektron çifti alıcısıdır.^[5] Brønsted asit-baz reaksiyonları proton transfer reaksiyonları iken Lewis asit-baz reaksiyonları elektron çifti transferleridir. Çoğu Lewis asidi Brønsted-Lowry asitleri değildir. Aşağıdaki reaksiyonların asit-baz kimyası açısından nasıl tanımlandığına karşıtlık yapın:

İlk tepkide a florür iyonu, F⁻, pes elektron çifti -e bor triflorür ürünü oluşturmak tetrafloroborat. Florür bir çift "kaybeder" değerlik elektronları B-F bağında paylaşılan elektronlar, iki atomik arasındaki boşluk bölgesinde yer almaktadır. çekirdek ve bu nedenle florür çekirdeğinden yalnız florür iyonundakinden daha uzaktır. BF₃ bir Lewis asididir çünkü florürden elektron çiftini kabul eder. Bu reaksiyon Brønsted teorisi ile açıklanamaz çünkü proton transferi yoktur. İkinci reaksiyon her iki teori kullanılarak açıklanabilir. Bir proton, tanımlanmamış bir Brønsted asitinden bir Brønsted bazı olan amonyağa aktarılır; alternatif olarak, amonyak bir Lewis bazı gibi davranır ve bir hidrojen iyonu ile bir bağ oluşturmak için yalnız bir elektron çiftini transfer eder. Elektron çiftini kazanan tür Lewis asididir; örneğin, H'deki oksijen atomu₃Ö⁺ H-O bağlarından biri koptuğunda ve bağda paylaşılan elektronlar oksijen üzerinde lokalize olduğunda bir çift elektron kazanır. Bağlama bağlı olarak, bir Lewis asidi aynı zamanda bir oksitleyici veya bir elektrofil. Asetik, sitrik veya oksalik asit gibi organik Brønsted asitleri Lewis asitleri değildir.^[4] Suda ayrışarak Lewis asidi, H⁺ancak aynı zamanda eşit miktarda bir Lewis bazı (bahsedilen asitler için sırasıyla asetat, sitrat veya oksalat) verir. Aşağıda tartışılan asitlerin çok azı Lewis asitleridir.

Ayrışma ve denge

Asitlerin reaksiyonları genellikle HA ⇌ H şeklinde genelleştirilir.⁺ + A⁻HA asidi ve A'yı temsil eder⁻ ... eşlenik baz. Bu reaksiyona protoliz. Bir asidin protonlanmış formu (HA) ayrıca bazen serbest asit.^[6]

Asit-baz eşlenik çiftleri bir protona göre farklılık gösterir ve bir protonun eklenmesi veya çıkarılmasıyla birbirine dönüştürülebilir (protonasyon ve protonsuzlaşma, sırasıyla). Asidin yüklü türler olabileceğini ve eşlenik bazın nötr olabileceğini unutmayın, bu durumda genelleştirilmiş reaksiyon şeması HA olarak yazılabilir.⁺ ⇌ H⁺ + A. Çözümde bir denge asit ve eşlenik bazı arasında. denge sabiti K çözelti içindeki moleküllerin veya iyonların denge konsantrasyonlarının bir ifadesidir. Parantezler konsantrasyonu belirtir, öyle ki [H₂O] anlamı H konsantrasyonu₂Ö. asit ayrışma sabiti K_a genellikle asit-baz reaksiyonları bağlamında kullanılır. Sayısal değeri K_a ürünlerin konsantrasyonlarının ürününün reaktanların konsantrasyonuna bölünmesine eşittir, burada reaktan asittir (HA) ve ürünler eşlenik baz ve H'dir.⁺.

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

İki asidin daha güçlü olanı daha yüksek K_a zayıf asitten; Daha güçlü asit protonunu kaybetme eğiliminde olduğundan, hidrojen iyonlarının aside oranı daha güçlü asit için daha yüksek olacaktır. Çünkü olası değerler aralığı K_a birçok büyüklük sırasına yayılır, daha yönetilebilir bir sabit, pK_a daha sık kullanılır, burada pK_a = −log₁₀ K_a. Daha güçlü asitler daha küçük p'ye sahiptirK_a zayıf asitlerden. Deneysel olarak belirlenen pK_a 25 ° C'de sulu çözelti içinde genellikle ders kitaplarında ve referans materyallerde alıntılanmıştır.

İsimlendirme

Arrhenius asitleri, anyonlar. Klasik adlandırma sisteminde, aşağıdaki tabloya göre iyonik son ek kaldırılır ve yeni bir son ek ile değiştirilir. "Hidro-" ön eki, asit sadece hidrojen ve bir başka elementten oluştuğunda kullanılır. Örneğin, HCl'nin klorür anyon olarak, hidro-öneki kullanılır ve -ide soneki, adın biçimini almasını sağlar hidroklorik asit.

Klasik adlandırma sistemi:

İçinde IUPAC adlandırma sistemi, "sulu" basitçe iyonik bileşiğin adına eklenir. Bu nedenle, hidrojen klorür için bir asit solüsyonu olarak IUPAC adı sulu hidrojen klorürdür.

Asit gücü

Bir asidin gücü, bir protonu kaybetme kabiliyetine veya eğilimine işaret eder. Güçlü bir asit, suda tamamen ayrışan bir asittir; başka bir deyişle, bir köstebek güçlü bir asit HA, suda çözülür ve bir mol H verir⁺ ve eşlenik bazın bir molü, A⁻ve protonlanmış asit HA'nın hiçbiri. Bunun tersine, zayıf bir asit sadece kısmen ayrışır ve dengede hem asit hem de konjugat baz çözelti halindedir. Örnekleri güçlü asitler vardır hidroklorik asit (HCl), hidroiyodik asit (SELAM), hidrobromik asit (HBr), perklorik asit (HClO₄), Nitrik asit (HNO₃) ve sülfürik asit (H₂YANİ₄). Suda bunların her biri esasen% 100 iyonize olur. Bir asit ne kadar güçlüyse, protonunu o kadar kolay kaybeder, H⁺. Deprotonasyonun kolaylığına katkıda bulunan iki temel faktör, polarite H — A bağının ve H — A bağının gücünü belirleyen A atomunun boyutunun. Asit mukavemetleri sıklıkla eşlenik bazın stabilitesi açısından da tartışılır.

Daha güçlü asitler daha büyük asit ayrışma sabiti, K_a ve daha olumsuz bir pK_a zayıf asitlerden.

Organik oksiasitler olan sülfonik asitler, güçlü asitler sınıfıdır. Yaygın bir örnek toluensülfonik asit (tosylic asit). Sülfürik asidin kendisinden farklı olarak, sülfonik asitler katı olabilir. Aslında, polistiren polistiren sülfonata işlevselleştirilmiş katı, güçlü asidik bir plastiktir ve filtrelenebilir.

Süperasitler % 100 sülfürik asitten daha güçlü asitlerdir. Süperasit örnekleri: floroantimonik asit, sihirli asit ve perklorik asit. Süperasitler, iyonik, kristalin vermek için suyu kalıcı olarak protonlayabilir hidronyum "tuzlar". Ayrıca nicel olarak stabilize edebilirler karbokatyonlar.

Süre K_a bir asit bileşiğinin mukavemetini ölçer, sulu bir asit solüsyonunun mukavemeti, solüsyondaki hidronyum konsantrasyonunun bir göstergesi olan pH ile ölçülür. Sudaki bir asit bileşiğinin basit bir çözeltisinin pH'ı, bileşiğin ve bileşiğin seyreltilmesi ile belirlenir. K_a.

Sulu olmayan çözeltilerde Lewis asidi gücü

Lewis asitleri içinde sınıflandırıldı ECW modeli ve tek bir asit kuvveti derecesi olmadığı gösterilmiştir.^[7] Lewis asitlerinin diğer Lewis asitlerine karşı bir dizi baza karşı göreceli alıcı gücü şu şekilde gösterilebilir: C-B grafikleri.^[8][9] Lewis asit mukavemetinin sırasını tanımlamak için en az iki özelliğin dikkate alınması gerektiği gösterilmiştir. Pearson kalitatif için HSAB teorisi iki özellik sertlik Drago’nun niceliksel ECW modeli iki özellik elektrostatik ve kovalenttir.

Kimyasal özellikler

Monoprotik asitler

Monobazik asitler olarak da bilinen monoprotik asitler, bir tane bağışlayabilen asitlerdir. proton işlem sırasında molekül başına ayrışma (bazen iyonizasyon olarak adlandırılır) aşağıda gösterildiği gibi (HA ile sembolize edilir):

HA_(aq) + H₂Ö_(l) ⇌ H₃Ö⁺
_(aq) + A⁻
_(aq)         K_a

Yaygın monoprotik asit örnekleri mineral asitler Dahil etmek hidroklorik asit (HCl) ve Nitrik asit (HNO₃). Öte yandan, organik asitler terim esas olarak birinin varlığını gösterir karboksilik asit grubu ve bazen bu asitler monokarboksilik asit olarak bilinir. Örnekler organik asitler Dahil etmek formik asit (HCOOH), asetik asit (CH₃COOH) ve benzoik asit (C₆H₅COOH).

Poliprotik asitler

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

Diprotik bir asit (burada H₂A) pH'a bağlı olarak bir veya iki ayrışmaya uğrayabilir. Her ayrışmanın kendi ayrışma sabiti, K_a1 ve K_a2.

H₂Bir_(aq) + H₂Ö_(l) ⇌ H₃Ö⁺
_(aq) + HA⁻
_(aq)       K_a1

HA⁻
_(aq) + H₂Ö_(l) ⇌ H₃Ö⁺
_(aq) + A²⁻
_(aq)       K_a2

Birinci ayrışma sabiti tipik olarak ikinciden daha büyüktür; yani K_a1 > K_a2. Örneğin, sülfürik asit (H₂YANİ₄) oluşturmak için bir proton bağışlayabilir bisülfat anyon (HSO⁻
₄), hangisi için K_a1 çok büyük; daha sonra ikinci bir proton bağışlayarak sülfat anyon (SO²⁻
₄), nerede K_a2 orta güçtür. Geniş K_a1 çünkü ilk ayrışma, sülfüriği güçlü bir asit yapar. Benzer şekilde, zayıf kararsız karbonik asit (H₂CO₃) oluşmak için bir proton kaybedebilir bikarbonat anyon (HCO⁻
₃) ve oluşmak için bir saniye kaybetmek karbonat anyon (CO²⁻
₃). Her ikisi de K_a değerler küçüktür, ancak K_a1 > K_a2 .

Bir triprotik asit (H₃A) bir, iki veya üç ayrışmaya uğrayabilir ve üç ayrışma sabitine sahip olabilir, burada K_a1 > K_a2 > K_a3.

H₃Bir_(aq) + H₂Ö_(l) ⇌ H₃Ö⁺
_(aq) + H₂Bir⁻
_(aq)         K_a1

H₂Bir⁻
_(aq) + H₂Ö_(l) ⇌ H₃Ö⁺
_(aq) + HA²⁻
_(aq)       K_a2

HA²⁻
_(aq) + H₂Ö_(l) ⇌ H₃Ö⁺
_(aq) + A³⁻
_(aq)         K_a3

Bir inorganik bir triprotik asit örneği, ortofosforik asittir (H₃PO₄), genellikle sadece aranır fosforik asit. Her üç proton da art arda kaybedilerek H₂PO⁻
₄, ardından HPO²⁻
₄ve son olarak PO³⁻
₄ortofosfat iyonu, genellikle sadece fosfat. Orijinal fosforik asit molekülü üzerindeki üç protonun pozisyonları eşdeğer olsa da, ardışık K_a eşlenik baz daha negatif yüklü ise bir proton kaybetmek enerji açısından daha az elverişli olduğu için değerler farklıdır. Bir organik bir triprotik asit örneği sitrik asit, sonunda üç protonu kaybederek sonunda sitrat iyon.

Her bir hidrojen iyonunun müteakip kaybı daha az elverişli olmasına rağmen, bütün birleşik bazlar çözelti içinde mevcuttur. Fraksiyonel konsantrasyon, α (alfa), her tür için hesaplanabilir. Örneğin, jenerik bir diprotik asit, çözelti içinde 3 tür oluşturacaktır: H₂A, HA⁻ve A²⁻. Fraksiyonel konsantrasyonlar, pH değeri verildiğinde aşağıdaki gibi hesaplanabilir ([H⁺]) veya asidin tüm eşlenik bazları ile konsantrasyonları:

${ displaystyle { begin {align} alpha _ {{ ce {H2A}}} & = { frac {{ ce {[H +] ^ 2}}} {{ ce {[H +] ^ 2} } + [{ ce {H +}}] K_ {1} + K_ {1} K_ {2}}} = { frac {{ ce {[H2A]}}} {{ ce {{[H2A] }}} + [HA ^ {-}] + [A ^ {2 -}]}} alpha _ {{ ce {HA ^ -}}} & = { frac {[{ ce {H + }}] K_ {1}} {{ ce {[H +] ^ 2}} + [{ ce {H +}}] K_ {1} + K_ {1} K_ {2}}} = { frac { { ce {[HA ^ -]}}} {{ ce {[H2A]}} + {[HA ^ {-}]} + {[A ^ {2 -}]}} alfa _ {{ ce {A ^ {2 -}}}} & = { frac {K_ {1} K_ {2}} {{ ce {[H +] ^ 2}} + [{ ce {H +}} ] K_ {1} + K_ {1} K_ {2}}} = { frac {{ ce {[A ^ {2 -}]}}} {{ ce {{[H2A]}}} + { [HA ^ {-}]} + {[A ^ {2 -}]}}} end {hizalı}}}$

PH'a karşı bu kesirli konsantrasyonların bir grafiği, K₁ ve K₂, olarak bilinir Bjerrum arsa. Yukarıdaki denklemlerde bir model gözlenir ve genel olarak genişletilebilir. n protonsuzlaştırılmış protonsuz asit ben -zamanlar:

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

nerede K₀ = 1 ve diğer K-terimleri, asit için ayrışma sabitleridir.

Nötralizasyon

Hidroklorik asit (içinde beher ) ile tepki vermek amonyak üretmek için duman Amonyum Klorür (Beyaz duman).

Nötralizasyon bir asit ve bir baz arasındaki reaksiyon olup tuz ve nötralize baz; Örneğin, hidroklorik asit ve sodyum hidroksit form sodyum klorit ve su:

HCl_(aq) + NaOH_(aq) → H₂Ö_(l) + NaCl_(aq)

Nötralizasyon temeli titrasyon, burada bir pH göstergesi bir bazın eşdeğer sayıda molü bir aside eklendiğinde eşdeğerlik noktasını gösterir. Genellikle yanlış bir şekilde, nötralizasyonun pH 7.0 olan bir çözelti ile sonuçlanması gerektiği varsayılır; bu, yalnızca reaksiyon sırasında benzer asit ve baz kuvvetlerinde olan durumdur.

Asitten daha zayıf bir baz ile nötralizasyon, zayıf asidik bir tuzla sonuçlanır. Bir örnek zayıf asidik Amonyum Klorür güçlü asitten üretilen hidrojen klorür ve zayıf baz amonyak. Tersine, zayıf bir asidin güçlü bir bazla nötralize edilmesi, zayıf bazik bir tuz verir, örn. sodyum florür itibaren hidrojen florid ve sodyum hidroksit.

Zayıf asit-zayıf baz dengesi

Protonlanmış bir asidin bir protonu kaybetmesi için, sistemin pH değerinin p'nin üzerine çıkması gerekir.K_a asit. Azalan H konsantrasyonu⁺ bu bazik çözelti, dengeyi eşlenik baz formuna (asidin protonu giderilmiş formu) doğru kaydırır. Düşük pH'lı (daha asidik) çözeltilerde, yeterince yüksek H⁺ asidin protonlanmış formunda kalmasına neden olmak için çözeltideki konsantrasyon.

Zayıf asitlerin çözeltileri ve bunların eşlenik bazlarının tuzları oluşur tampon çözeltiler.

Titrasyon

Sulu bir çözelti içindeki bir asidin konsantrasyonunu belirlemek için, genellikle bir asit-baz titrasyonu gerçekleştirilir. Eklenen baz miktarı ile indikatörün renk değişimine göre asit solüsyonunu nötralize etmek için, bilinen bir konsantrasyona sahip güçlü bir baz solüsyonu, genellikle NaOH veya KOH eklenir.^[10] Bir bazla titre edilen bir asidin titrasyon eğrisi, baz hacmi x ekseninde ve çözeltinin pH değeri y ekseninde olmak üzere iki eksene sahiptir. Baz çözeltiye eklendiğinde çözeltinin pH'ı daima yükselir.

Örnek: Diprotik asit

Bu, aşağıdakiler için ideal bir titrasyon eğrisidir alanin diprotik bir amino asit.^[11] Nokta 2, eklenen NaOH miktarının orijinal çözeltideki alanin miktarına eşit olduğu ilk eşdeğer noktadır.

Soldan sağa her diprotik asit titrasyon eğrisi için iki orta nokta, iki eşdeğerlik noktası ve iki tampon bölgesi vardır.^[12]

Eşdeğerlik noktaları

Ardışık ayrışma süreçleri nedeniyle, bir diprotik asidin titrasyon eğrisinde iki eşdeğerlik noktası vardır.^[13] İlk eşdeğerlik noktası, ilk iyonizasyondan itibaren tüm ilk hidrojen iyonları titre edildiğinde ortaya çıkar.^[14] Başka bir deyişle, OH miktarı⁻ eklenen H'nin orijinal miktarına eşittir₂İlk denklik noktasında A. İkinci eşdeğerlik noktası, tüm hidrojen iyonları titre edildiğinde ortaya çıkar. Bu nedenle OH miktarı⁻ eklenen H miktarının iki katına eşittir₂Şu anda bir. Güçlü bir baz ile titre edilen zayıf bir diprotik asit için, ikinci eşdeğerlik noktası, çözeltide oluşan tuzların hidrolizi nedeniyle 7'nin üzerindeki pH'ta gerçekleşmelidir.^[14] Her iki denklik noktasında, bir damla baz eklemek, sistemdeki pH değerinin en dik yükselmesine neden olacaktır.

Tampon bölgeler ve orta noktalar

Diprotik asit için bir titrasyon eğrisi, pH = pK olan iki orta nokta içerir._a. İki farklı K olduğu için_a değerleri, ilk orta nokta pH = pK'da oluşur_a1 ve ikincisi pH = pK'da gerçekleşir_a2.^[15] Merkezinde bir orta nokta içeren eğrinin her parçası, tampon bölge olarak adlandırılır. Tampon bölgeleri asit ve bunun eşlenik bazından oluştuğu için, bir sonraki eşdeğer noktalara kadar baz eklendiğinde pH değişikliklerine direnebilir.^[5]

Asit uygulamaları

Asitler hayatımızda evrensel olarak var. Hem biyolojik işlevlere sahip çok sayıda doğal asit bileşiği hem de birçok şekilde kullanılan büyük sentezlenmiş asitler vardır.

Endüstride

Asitler, günümüz endüstrisindeki hemen hemen tüm proseslerin tedavisinde temel reaktiflerdir. Diprotik bir asit olan sülfürik asit, endüstride en çok kullanılan asittir ve aynı zamanda dünyada en çok üretilen endüstriyel kimyasaldır. Başlıca gübre, deterjan, pil ve boyaların yapımında kullanılmasının yanı sıra, yabancı maddelerin giderilmesi gibi birçok ürünün işlenmesinde de kullanılmaktadır.^[16] 2011 yılı istatistik verilerine göre dünyada yıllık sülfürik asit üretimi 200 milyon ton civarındaydı.^[17] Örneğin, fosfat mineralleri sülfürik asitle reaksiyona girerek fosforik asit fosfatlı gübre üretimi için ve çinko çinko oksidin sülfürik aside çözülmesi, çözeltinin saflaştırılması ve elektro-kazanımla üretilir.

Kimya endüstrisinde asitler, tuz üretmek için nötrleştirme reaksiyonlarında reaksiyona girer. Örneğin, Nitrik asit ile tepki verir amonyak üretmek için amonyum nitrat, bir gübre. Bunlara ek olarak, karboksilik asitler olabilir esterlenmiş alkollerle üretmek için esterler.

Asitler, genellikle pas ve diğer korozyonu metallerden çıkarmak için kullanılır. dekapaj. Bir elektrolit olarak kullanılabilirler. ıslak pil, gibi sülfürik asit içinde akü.

Yemeğin içinde

Gazlı su (H₂CO₃ sulu çözelti) genellikle alkolsüz içeceklere köpürmelerini sağlamak için eklenir.

Tartarik asit olgunlaşmamış mango ve demirhindi gibi yaygın olarak kullanılan bazı yiyeceklerin önemli bir bileşenidir. Doğal meyve ve sebzeler de asit içerir. Sitrik asit portakal, limon ve diğer turunçgillerde bulunur. Oksalik asit domateslerde, ıspanakta ve özellikle Carambola ve Ravent; Ravent yaprakları ve olgunlaşmamış karambolalar, yüksek oksalik asit konsantrasyonları nedeniyle toksiktir. Askorbik asit (C vitamini) insan vücudu için gerekli bir vitamindir ve amla gibi yiyeceklerde bulunur (Hint bektaşi üzümü ), limon, turunçgiller ve guava.

Pek çok asit, tatlarını değiştirdikleri ve koruyucu olarak hizmet ettikleri için çeşitli yiyecek türlerinde katkı maddesi olarak bulunabilir. Fosforik asit örneğin, bir bileşenidir Kola içecekler. Asetik asit günlük yaşamda sirke olarak kullanılmaktadır. Sitrik asit, soslarda ve turşularda koruyucu olarak kullanılır.

Karbonik asit yaygın olarak eklenen en yaygın asit katkı maddelerinden biridir. alkolsüz içecekler. Üretim sürecinde CO₂ genellikle bu içeceklerde karbonik asit oluşturmak üzere çözünmesi için basınç altındadır. Karbonik asit çok kararsızdır ve su ve CO olarak ayrışma eğilimindedir.₂ oda sıcaklığında ve basınçta. Bu nedenle, bu tür meşrubatların şişeleri veya kutuları açıldığında, alkolsüz içecekler CO olarak köpürür ve köpürür.₂ kabarcıklar çıkıyor.^[18]

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

İnsan vücudunda

Asitler insan vücudunda önemli roller oynar. Midede bulunan hidroklorik asit, büyük ve karmaşık besin 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 üretilmesi ve özelliklerin genler aracılığıyla yavrulara aktarılması için önemlidir. Karbonik asit vücuttaki pH dengesinin korunması için önemlidir.

İnsan vücudu, çeşitli organik ve inorganik bileşikler içerir. dikarboksilik asitler birçok biyolojik davranışta önemli bir rol oynar. Bu asitlerin çoğu amino asitler esas olarak protein sentezi için malzeme görevi gören.^[19] Diğer zayıf asitler, vücudun pH'ının hücrelere zararlı olabilecek büyük ölçekli değişikliklere uğramasını önlemek için eşlenik bazlarıyla tampon görevi görür.^[20] Dikarboksilik asitlerin geri kalanı da insan vücudunda biyolojik olarak önemli çeşitli bileşiklerin sentezine katılır.

Asit katalizi

Asitler şu şekilde kullanılır: katalizörler endüstriyel ve organik kimyada; Örneğin, sülfürik asit çok büyük miktarlarda kullanılır alkilasyon benzin üretmek için işlem. Sülfürik, fosforik ve hidroklorik asitler gibi bazı asitler de etkiler dehidrasyon ve yoğunlaşma reaksiyonları. Biyokimyada birçok enzimler asit katalizi kullanır.^[21]

Biyolojik oluşum

Temel yapısı amino asit.

Biyolojik olarak önemli birçok molekül asittir. Nükleik asitler asidik içeren fosfat grupları, Dahil etmek DNA ve RNA. Nükleik asitler, bir organizmanın birçok özelliğini belirleyen ve ebeveynlerden yavrulara geçen genetik kodu içerir. DNA sentezi için kimyasal planı içerir. proteinler oluşan amino asit alt birimler. Hücre zarları içeren yağ asidi esterler gibi fosfolipitler.

Bir a-amino asit, merkezi bir karbona sahiptir (α veya alfa karbon ) kovalent olarak bağlı olan karboksil grup (dolayısıyla onlar karboksilik asitler ), bir amino grup, bir hidrojen atomu ve bir değişken grup. R grubu veya yan zincir olarak da adlandırılan değişken grup, belirli bir amino asidin kimliğini ve birçok özelliğini belirler. İçinde glisin en basit amino asit olan R grubu bir hidrojen atomudur, ancak diğer tüm amino asitlerde hidrojenlere bağlı bir veya daha fazla karbon atomu içerir ve sülfür, oksijen veya nitrojen gibi başka elementler içerebilir. Glisin haricinde, doğal olarak oluşan amino asitler kiral ve neredeyse değişmez bir şekilde L-konfigürasyon. Peptidoglikan, bazı bakterilerde bulundu hücre duvarları biraz içerir D-amino asitler. Fizyolojik pH'ta, tipik olarak 7 civarında, serbest amino asitler, asidik karboksil grubunun (-COOH) bir proton (-COOH) kaybettiği yüklü bir formda bulunur.⁻) ve temel amin grubu (-NH₂) bir proton kazanır (-NH⁺
₃). Molekülün tamamı net bir nötr yüke sahiptir ve bir zwitterion bazik veya asidik yan zincirlere sahip amino asitler hariç. Aspartik asit örneğin, fizyolojik pH'ta −1 net yük 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. Bunların bir ucunda uzun hidrokarbon zincirleri ve bir karboksilik asit grubu bulunur. Neredeyse tüm organizmaların hücre zarı öncelikle bir fosfolipid çift tabakalı, bir misel hidrofobik yağ asidi esterlerinin polar, hidrofilik fosfat "baş" grupları. Membranlar, bazıları asit-baz reaksiyonlarına katılabilen ek bileşenler içerir.

İnsanlarda ve diğer birçok hayvanda, hidroklorik asit bir parçası mide asidi içinde gizli mide hidrolize yardımcı olmak proteinler ve polisakkaritler inaktif pro-enzimi dönüştürmenin yanı sıra, pepsinojen içine enzim, pepsin. Bazı organizmalar savunma için asit üretir; örneğin karıncalar üretir formik asit.

Asit-baz dengesi düzenlemede kritik bir rol oynar memeli nefes. Oksijen gaz (O₂) sürücüler hücresel solunum, hayvanların kimyasalı salgıladığı süreç potansiyel enerji gıdada depolandı, üreten karbon dioksit (CO₂) bir yan ürün olarak. Oksijen ve karbondioksit, akciğerler ve vücut, hızı ayarlayarak değişen enerji taleplerine cevap verir. havalandırma. Örneğin, zorlama dönemlerinde vücut hızla depolanır. karbonhidratlar ve yağ, CO salınımı₂ kan dolaşımına. Kan CO gibi sulu çözeltilerde₂ ile dengede var karbonik asit ve bikarbonat iyon.

CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO⁻
₃

Beynin daha hızlı ve daha derin nefes alması için sinyal veren ve fazla CO'yi dışarı atan pH'daki düşüştür.₂ ve hücreleri O ile yeniden tedarik etmek₂.

Aspirin (asetilsalisilik asit) bir karboksilik asit.

Hücre zarları genellikle yüklü veya büyük polar moleküllere karşı geçirimsizdir, çünkü lipofilik iç kısımlarını oluşturan yağlı asil zincirleri. Bir dizi farmasötik ajan da dahil olmak üzere biyolojik olarak önemli birçok molekül, zarı protonlanmış, yüklenmemiş formlarında geçebilen, ancak yüklü formlarında (yani konjugat baz olarak) geçmeyen organik zayıf asitlerdir. Bu nedenle pek çok ilacın aktivitesi, antasitler veya asidik gıdalar kullanılarak artırılabilir veya inhibe edilebilir. Bununla birlikte, yüklü form genellikle kanda daha fazla çözünür ve sitozol hem sulu ortamlar. Hücre dışı ortam, hücre içindeki nötr pH'dan daha asidik olduğunda, bazı asitler nötr formlarında var olacak ve zarda çözünerek fosfolipid çift tabakasını geçmelerine izin verecek. Bir proton kaybeden asitler hücre içi pH çözünür, yüklü formlarında var olurlar ve böylece sitozol yoluyla hedeflerine yayılabilirler. İbuprofen, aspirin ve penisilin zayıf asit olan ilaçlara örnektir.

Ortak asitler

Mineral asitler (inorganik asitler)

• Hidrojen halojenürler ve çözümleri: hidroflorik asit (HF), hidroklorik asit (HCl), hidrobromik asit (HBr), hidroiyodik asit (SELAM)
• Halojen oksoasitler: hipokloröz asit (HClO), klorlu asit (HClO₂), klorik asit (HClO₃), perklorik asit (HClO₄) ve brom ve iyot için karşılık gelen analoglar
  • Hipofloröz asit (HFO), flor için bilinen tek oksoasit.
• Sülfürik asit (H₂YANİ₄)
• Florosülfürik asit (HSO₃F)
• Nitrik asit (HNO₃)
• Fosforik asit (H₃PO₄)
• Floroantimonik asit (HSbF₆)
• Floroborik asit (HBF₄)
• Hekzaflorofosforik asit (HPF₆)
• Kromik asit (H₂CrO₄)
• Borik asit (H₃BÖ₃)

Sülfonik asitler

Bir Sülfonik asit genel formüle sahip RS (= O)₂–OH, burada R organik bir radikaldir.

• Metansülfonik asit (veya mesilik asit, CH₃YANİ₃H)
• Etansülfonik asit (veya esilik asit, CH₃CH₂YANİ₃H)
• Benzensülfonik asit (veya besilik asit, C₆H₅YANİ₃H)
• p-Toluensülfonik asit (veya tosylic asit, CH₃C₆H₄YANİ₃H)
• Triflorometansülfonik asit (veya triflik asit, CF₃YANİ₃H)
• Polistiren sülfonik asit (sülfonlanmış polistiren, [CH₂CH (C₆H₄)YANİ₃H]_n)

Karboksilik asitler

Bir karboksilik asit R-C (O) OH genel formülüne sahiptir, burada R bir organik radikaldir. -C (O) OH karboksil grubu, bir karbonil grup, C = O ve a hidroksil grubu, O-H.

• Asetik asit (CH₃COOH)
• Sitrik asit (C₆H₈Ö₇)
• Formik asit (HCOOH)
• Glukonik asit HOCH₂- (CHOH)₄-COOH
• Laktik asit (CH₃-CHOH-COOH)
• Oksalik asit (HOOC-COOH)
• Tartarik asit (HOOC-CHOH-CHOH-COOH)

Halojenlenmiş karboksilik asitler

Halojenleme alfa konumu aşağıdaki asitlerin tümü asetik asitten daha güçlü olacak şekilde asit gücünü artırır.

• Floroasetik asit
• Trifloroasetik asit
• Kloroasetik asit
• Dikloroasetik asit
• Triklorasetik asit

Vinil karboksilik asitler

Normal karboksilik asitler, bir karbonil grubu ve bir hidroksil grubunun doğrudan birleşimidir. İçinde vinilöz karboksilik asitler, bir karbon-karbon çift bağı, karbonil ve hidroksil gruplarını ayırır.

• Askorbik asit

Nükleik asitler

• Deoksiribonükleik asit (DNA)
• Ribonükleik asit (RNA)

Referanslar

• Ortak asit ve bazların kuvvetlerinin listesi
• Zumdahl Steven S. (1997). Kimya (4. baskı). Boston: Houghton Mifflin. ISBN  9780669417944.
• Pavia, D. L .; Lampman, G. M .; Kriz, G. S. (2004). Organik Kimya Cilt I. Mason, OH: Cengage Learning. ISBN  0759347271.

Dış bağlantılar

• Curtipot: Asit-Baz denge diyagramları, pH hesaplama ve titrasyon eğriler simülasyonu ve analizi - ücretsiz yazılım