Alm. Säure (f), Fr. Acide, İng. Acid. Sulu çözeltilerinin tadı ekşi olan, bazı indikatörlerin (belirteçlerin) rengini değiştiren (mesela mavi turnusolu kırmızılaştıran) maddelerin ortak adı. Asidin en basit tanımı böyle olup daha yaygın olarak, sulu çözeltilerine proton (H+) veren maddeler şeklinde tanımlanır.

Asitlerin sulu ortama verdiği H+ iyonu tek başına bulunamaz. Bu proton, bir H2O molekülü ile birleşerek H3O+ (hidronyum, veya hidroksonyum) iyonu meydana getirir. Varlığı spektroskopik metodlarla ispatlanan hidroksonyum iyonu üç su molekülü ile birleşerek H9O+4 iyonunu meydana getirir. Fakat kolaylık olsun diye H+ şeklinde gösterilir.

Asidin yukarıdaki genel tarifinden başka çeşitli ilim adamları tarafından ortaya atılan tarifleri bulunmaktadır. Çünkü eski kimyacılar, “Asit ve bazın iyi tarif edilmesiyle kimyanın birçok problemi çözülmüş olacaktır.” demişlerdir. Bugüne kadar yapılan pekçok tarif arasında en çok kullanılanlar şunlardır:

1. Arrhenius’a (1887) göre asit; mavi turnusolu kırmızı yapan, bazı metallerle verdiği reaksiyonda H2 gazı çıkaran, suda çözündüğü zaman ortama H+ veren ve ekşi lezzette olan bir maddedir.

2. Lowery-Bronstedé'e (1923) göre asit; proton verebilen maddedir. Başka bir ifade ile asitler sulu çözeltide baz ve proton meydana getiren maddelerdir. Asidin verdiği proton, ortamda serbest halde kalamayacağından bir maddenin asit özelliği gösterebilmesi için proton alıcı veya verici bir ortama ihtiyaç vardır. Yani ortamın kendisinin baz özelliği göstermesi gerekir. Protonun bağlandığı maddeye baz denir. Sulu çözeltide:

HA < fi A- + H+

(Asit) (Baz) (Proton)

dengesi vardır. Mesela HCl'nin su ile tepkimesi

şöyledir:

HCl + H2O < fi H3O+ + Cl-

Asit 1 Baz 2 Asit 2 Baz 1

Buna göre, su bir bazdır ve konjuge asidi de H3O+dır. (Bir asit ve onun proton kaybetmiş bazına konjuge asit-baz çifti denir).

NH3 zayıf bir bazdır. Su ile tepkimesi şöyledir:

NH3 + H2O < fi NH4+ + OH-

Baz 1 Asit 2 Asit 1 Baz 2

Burada su proton verdiğinden asit gibi davranmıştır.

Bronstedé teorisi klasik teoriye göre daha şumüllü (kapsamlı) olup, analitik kimyada daha çok kullanılır.

3. Lewis’e (1916) göre asit; bir elektron çifti alabilen maddelerdir. Bu teori susuz ortamda ve proton ihtiva etmeyen asitlerin reaksiyonlarının açıklanmasında yararlıdır:

A + : B fi A:B

Asit Baz Tuz

Tarihi: Sirkenin orta derecede asetik asit ihtiva ettiği bilinmekteydi. Annibal’ın Alp kayalarını fillerine geçit temin edebilmek için, sirkeden elde ettiği asetik asitle çatlatmak istediği söylendiği gibi, Kleopatra’nın bir inciyi sirkede çözdüğü iddia edilir. Modern kimya bu iki hikayeye az ihtimal vermektedir.

Ortaçağdaki kimyacılar asetik asitten daha kuvvetli bir asit bilmiyorlardı. Normal olarak elma suyundan veya şaraptan elde edilen sirkede % 5 ila % 6 oranında asetik asit vardır. Bu sirkenin buharlaştırılması ile sınırlı aktiflikte asetik asit elde ediliyordu. Sekizinci asırda Müslüman fen alimi Cabir, nitrik asidi bulmuştur. Nitrik ve hidroklorik asitlerinin karışımına, altın metalini erittiği için “Kral Suyu” ismi verilmiştir. Sülfirik asit ise 10. asırda başka bir Müslüman fen alimi Razi tarafından keşfedilmiştir.

Asit kuvveti

Asitlerin kuvveti:

Asit + H2O < fi H3O+ + Baz

dengesinin durumu ile ölçülür. Bu dengenin sağ tarafa oluşu asidin kuvvetli olduğunu gösterir. Bir asit, suya miktar olarak, ne kadar çok proton verebiliyorsa o kadar kuvvetlidir. HC1, HC1O4, HNO3 ve H2SO4 gibi asitler kuvvetlidir. CH3COOH gibi zayıf asitler ise suda çözündükleri zaman suya, nisbeten çok az proton verirler ve genellikle bu tür asitlerin asitliği, H+ molar konsantrasyonunun logaritmasının ters işaretlisi demek olan pH derecesi ile gösterilir. (Bkz. pH Ölçeği)

Asit Türleri: Molekül başına tek bir hidrojen atomu ihtiva eden aside monobazik asit denilirken molekül başına iki veya çok hidrojen atomuna sahib olanlara, hidrojen atomu sayısına bağlı olarak (Latince iki, üç ve çok anlamındaki ekler kullanılarak) dibazik, tribazik veya polibazik gibi isimler verilir. Mesela sülfürikasid H2SO4, dibazik; fosforik asit H3PO4 ise tribaziktir.

Asitler yapılarına göre de anorganik ve organik asitler olarak ikiye ayrılır. Anorganik asitler de, hidro asitler (HCl, HBr, H2S) ve oksi-asitler (H2SO4; HNO3, H3PO4) şeklinde iki sınıfa ayrılır. Hidroasitlerin kuvvetliliği hidrojenin bağlı olduğu elementin yarıçapının büyüklüğü ile orantılı olarak artar. Mesela halojenler grubunda en kuvvetli asit Hl’dır. Oksi asitlerde ise kuvvetlilik aynı elementin yükseltgenme basamağıyla ortantılı olarak artar. Mesela HCl; HClO3, HClO4 asitleri içinde en kuvvetlisi perklorat (HClO4) asididir.

Organik asitler R-COOH genel formülü ile gösterilen karboksilli asitlerdir. Bunlara misal olarak asetik asit CH3COOH (buna sirke asidi de denir), formik asit HCOOH (kırmızı karıncada bulunan yakıcı bir asit) söylenebilir.

Adlandırılmaları: Anorganik asitler veya mineral asitleri, ihtiva ettikleri etkili elemanlara göre adlandırılır. Mesela suda çözünen HCl hidroklorik veya hidrojen klorür şeklinde adlandırılır. Bu metot diğer halojenli asitler için de geçerlidir.

Oksijenli asitlerin adlandırılmasında oksijen kelimesi geçmez. Fakat hidrojen ve oksijenin dışında asidi meydana getiren diğer elementlerin isimlerinden yararlanılır. Eğer hidrojen ve oksijenin dışındaki element aynı olduğu halde, oksijen yüzdesi farklı olan iki çeşit asit varsa, bu durumda özel adlandırma kullanılır. H2SO4 sülfürik asit, H2SO3 sülfüröz asidi gibi. (ik) hecesi çok oksijeni, (öz) az oksijeni anlatır.

Tuzlarda ise (öz) eki (it); (ik) eki de (at) olur. Na2SO3, sodyum sülfit, Na2SO4 sodyum sülfat gibi. Oksijen yüzdesi daha az ise -hipo- kelimesi başa alınarak adlandırılır. Oksijen yüzdesi fazla ise (per) kelimesi kullanılır. HClO, hipoklorit ve HClO4, perklorat gibi. Bir başka asidden bir su kaybı ile elde edilen asit "piro" eki getirilerek adlandırılır. Pirosülfürik asit H2S2O7 gibi. İki sülfürik asit molekülünden bir su molekülünün ayrılmasıyla meydana gelir. Organik asitler ise türediği parafininin isminin sonuna (oik) eki getirilerek adlandırılır. Ayrıca bu asitlerin özel adları da vardır.

Özel Adı: Kimyaca Adı: Formülü:

Valerik Asit Pentanoik Asit C4H9CO2H

Kapraik Asit Heksanoik Asit C5H11CO2H

Kimyasal özellikleri:

1. Hidrojenden aktif metallere etki ederler:

Zn + 2HCl fi ZnCl2+H2

2. Bazlarla nötralleşme reaksiyonu verirler:

HCl + NaOH fi NaCl + H2O

3. Bazik oksitlerle reaksiyon verirler:

H2SO4+CaO fi CaSO4 + H2O

4. Tuzlarla reaksiyon verirler:

2 NaCl+H2SO4 fi Na2SO4+ 2HCl

Asitler ve bazlar sadece teorik kimyacıların ilgi alanına girmediği gibi sanayi kimyasında ve günlük hayatta da büyük ehemmiyet taşırlar. Hatta canlıların vücudunda gelişen kimyasal hadiselerin hemen hepsi hücrenin veya bütün organizmanın asit-baz dengesiyle yakından alakalıdır. Toprağın ve suyun asit veya baz niteliğinde olması da bitki ve hayvanlar için hayati ehemmiyet taşır.

Nötrleşme: Bir asit ile bir baz tepkimeye girerek birbirlerini nötrleştirdiklerinde, asidin hidronyum iyonları (H3O+) ile bazın hidroksil iyonları (OH-) birleşerek su meydana getirir. Eğer iki maddenin mol sayıları (daha doğru olarak eşdeğer gram sayıları) eşitse, su kolay kolay iyonlarına ayrışmadığı için, tepkime her iki madde tükenene kadar devam eder. Böylece çözelti nötr hale gelir. Sodyum hidroksit ile hidroklorik asit arasındaki tepkimeyi gösteren;

NaOH + HCl fi NaCl + H2O

eşitliği sadeleştirilerek

OH- + H+ fi H2O

biçiminde yazılabilir. Görüldüğü gibi asidin protonu ile bazın hidroksiti birleşerek nötr olan suyu meydana getirmektedir. Asit ve bazın diğer iyonları ise tuz (NaCl) yapmıştır.

Hidroliz (Bkz. Hidroliz)

İyonlaşma Sabiti: Çok az iyonlaşan zayıf bir HA asidinin ayrışma denklemi:

HA + H2O < fi H3O+ + A-

eşitliğiyle, bu tepkimenin denge sabiti ise:

ifadesiyle gösterilir. Köşeli parantezler molar derişimleri gösterir. Ka ise iyonlaşma sabitidir. Ka ne kadar büyük olursa iyonlaşma o derece fazladır.