Asit ve Baz Tanımları

Açılış sahnesi

Amasya'da bir hastanenin bodrum katı, salı sabahı dokuzu yirmi geçiyor. Merkez laboratuvarın kimyasal deposuna iki yeni havalandırmalı dolap gelmiş; birinin kapağında kırmızı harflerle "ASİTLER", ötekinde mavi harflerle "BAZLAR" yazıyor. Depoda işe yeni başlayan tekniker Tuna, eski raftaki şişeleri tek tek yeni yerlerine taşıyor. Derişik hidroklorik asit, buzlu asetik asit ve sodyum hidroksit çözeltisi hızla yerini buluyor.

İki kap elinde kalıyor. Birincisi tampon hazırlamak için alınmış bir kutu glisin tozu, ikincisi bir kavanoz sodyum bikarbonat. Tuna, iş sağlığı ve güvenliği biriminden depo denetimine gelen kimya mühendisi Seher Hanım'a soruyor: "Glisinin adında asit var ama amino grubu da taşıyor. Bikarbonat mide ekşimesine karşı kullanılır diye biliyorum, ama bir asitten türüyor. Bunlar hangi dolaba girecek?" Seher Hanım kavanozu alıp etiketi çeviriyor: "Önce dolapların hangi soruyu sorduğuna, sonra asit sözcüğünün kaç anlamı olduğuna bakalım."

Bu derste ne olacak

Asit sözcüğünün üç tanımını sırayla kuracağız ve her birinin neyi dışarıda bıraktığını göreceğiz. Güçlü ile zayıf asidin iyonlaşmada nasıl ayrıldığını sayılarla izleyecek, sonra mide asidi, amino asitler ve karbonik asit üzerinden bu tanımların vücuttaki karşılıklarına bakacağız.

Metin

Dolabın sorusu ile kimyanın sorusu

Seher Hanım'ın ilk cevabı şaşırtıcıydı: depo dolapları kimyasal bir tanımı değil bir tehlikeyi sınıflandırır. Kırmızı dolaba derişik hidroklorik asit girer, çünkü deriyi yakar ve sodyum hidroksitle karışırsa şiddetli bir tepkime başlar. Glisin tozu genel rafa konur; kararı aşındırıcılık verir. Kimyanın sorusu başka: bir madde bir tepkimede hangi rolü oynuyor? O soruya üç ayrı cevap verildi ve her biri bir öncekinin dar kaldığı yerde doğdu.

Arrhenius: suya ne bırakıyor

Svante Arrhenius 1887'de tuzların, asitlerin ve bazların suda yüklü parçacıklara ayrıştığını öne sürdü (Zeitschrift für physikalische Chemie, 1. cilt, 631–648. sayfalar). Bu görüşten çıkan ilk tanım, asidi suya hidrojen iyonu, bazı suya hidroksit iyonu bırakan madde olarak tarif eder. Hidroklorik asit suda H⁺ ve Cl⁻ iyonlarına, sodyum hidroksit Na⁺ ve OH⁻ iyonlarına ayrılır; ikisi karışınca H⁺ ile OH⁻ birleşip su verir ve geriye sodyum klorür çözeltisi kalır.

Tanım kullanışlıdır ama iki yerden dardır. Yalnız sulu çözeltide işler. Hidrojen klorür ile amonyak gazları susuz bir kapta buluştuğunda da beyaz bir amonyum klorür dumanı oluşur ve bu açıkça bir asit–baz tepkimesidir. Öteki darlık amonyağın kendisidir: NH₃'te hiç hidroksit grubu yoktur, ama suya karıştığında çözeltiye baz davranışı kazandırır ve tanım bunun nereden geldiğini açıklayamaz.

Çıplak proton yoktur

Elektronunu kaybeden hidrojen atomu çıplak bir protondur. Atomun Yapısı dersinde gördüğümüz gibi bir protonun yarıçapı bir femtometre dolayındadır, atomlarınkinin on binlerce kat altında. Bu kadar küçük bir hacimdeki artı yük, suyun oksijenindeki ortaklanmamış çiftlerden birini hemen yakalar.

Wikipedia'nın asit–baz tepkimesi maddesi de H⁺'yı H₃O⁺'nın kısaltması olarak okur. Hidronyum da komşu sulara hidrojen bağlarıyla tutunduğu için H₃O⁺ yazımı bile bir sadeleştirmedir. Sayım açısından fark yoktur: suya verilen her proton bir hidronyum iyonu olarak sayılır.

Brønsted ve Lowry: kim kime veriyor

1923'te Danimarkalı Johannes Brønsted (Recueil des Travaux Chimiques des Pays-Bas, 42. cilt, 718–728. sayfalar) ve İngiliz Thomas Lowry (Journal of the Society of Chemical Industry, 42. cilt, 43–47. sayfalar) birbirinden bağımsız olarak asitliği suya değil bir alışverişe bağladılar.

Bu adlandırma bir karışıklığa açık. Hidrojen Bağı dersinde (L02-P06-M02-D04) "hidrojen bağı vericisi" ile "hidrojen bağı alıcısı" terimlerini tanımlamıştık. Hidrojen bağı vericisi hidrojenini vermez; O–H ya da N–H bağı yerinde kalır ve hidrojen komşu atomun elektron çiftiyle yalnız bir çekim kurar. Proton vericisinde ise O–H ya da Cl–H bağının kendisi kopar ve proton karşı tarafın elektron çiftine yeni bir kovalent bağla geçer. Hidrojen bağında paylaşılan bir çekim, proton aktarımında el değiştiren bir parçacık vardır; aktarım çoğu zaman bir hidrojen bağı üzerinden başlasa da iki kavram birbirinin yerine kullanılamaz.

Yeni tanım amonyak sorununu kendiliğinden çözer. NH₃, sudan bir proton alıp NH₄⁺'ya dönüşür; su da protonunu verdiği için geride OH⁻ kalır. Hidroksiti getiren amonyak değil, protonunu kaybeden sudur.

HCl ile Cl⁻, NH₄⁺ ile NH₃, H₃O⁺ ile H₂O bu tür çiftlerdir. Her Brønsted tepkimesinde iki çift birlikte çalışır. Suyun konumu burada ilginçtir. HCl karşısında proton alarak baz, NH₃ karşısında proton vererek asit gibi davranır.

Suyun kendi kendine iyonlaşması

Su iki rolü aynı anda da oynar: bir su molekülü komşusuna proton verir, biri hidronyuma, öteki hidroksite dönüşür ve tepkime iki yönde sürekli işler.

Saf suda iki iyon eşit sayıdadır, ama moleküllerin yalnız küçücük bir kesri iyon hâlindedir; saf suyun elektriği çok zayıf iletmesi bundandır. Bu kesrin sayısal değeri ve ondan türeyen ölçek pH Ölçeği dersinin konusu olacak.

Güçlü, zayıf ve derişik

Hidroklorik asit suda neredeyse tamamen iyonlaşır: çözeltiye konan her HCl molekülü protonunu suya verir. Litresinde onda bir mol HCl bulunan çözeltide hidronyum da litrede aşağı yukarı onda bir moldür. Asetik asit de protonunu bırakabilir, ama asetat iyonu onu geri almaya yatkındır ve çözeltide iyonlaşmamış moleküller ağır basar.

Kısmi iyonlaşmayı bir oranla görelim. Rutgers'ın gösteri sayfası 0,10 mol/L asetik asitte iyonlaşma yüzdesini 1,32 olarak verir; LibreTexts'teki genel kimya kitabı aynı derişim için yüzde 1,3 bulur. Litrede yaklaşık 0,0013 mol hidronyum için iyonlaşmış miktarın toplama oranı 0,0013 ÷ 0,1000 = 0,013 olur: yüz asetik asit molekülünden yalnız biri kadarı protonunu vermiştir. Aynı derişimdeki hidroklorik asitte bu oran bire yakındır.

Aynı kaynağın ikinci sayısı bir yanılgıyı yakalıyor. Litrede on mollük çok derişik asetik asitte iyonlaşma yüzdesi 0,132'ye düşer; hidronyum yaklaşık 0,013 mol/L olur ve 0,013 ÷ 10 = 0,0013, yani binde 1,3 kadardır. Derişim yüz kat artmış, iyonlaşan kesir on kat azalmış, hidronyum miktarı yalnız on kat artmıştır. Zayıf bir asit ne kadar seyreltilirse moleküllerinin o kadar büyük bir kesri iyonlaşır. Oranın arkasındaki sabit ve onun logaritmik yazımı pKa dersinde ele alınacak.

Proton başına eşdeğer

Klinik Çözelti Hesapları dersinde (L02-P06-M03-D08) eşdeğeri bir iyonun milimol sayısı ile yükünün çarpımı olarak tanımlamış ve kalsiyumun her milimolünün iki miliekivalan ettiğini bulmuştuk. Asit–baz kimyasında aynı birim yükü değil, alınıp verilebilen protonu sayar. Hidroklorik asidin her molekülü bir proton verir, sülfürik asit (H₂SO₄) ise tam bir nötrleşmede iki. Bu yüzden 0,5000 mol/L sülfürik asit, 0,5000 × 2 = 1,000 eşdeğer/litre proton taşır.

Sülfürik asidin molar kütlesi CIAAW atom kütlelerinden 98,07, PubChem kaydında 98,08 gram/mol çıkar; bir eşdeğer proton sağlayan kütle bunun yarısıdır: 98,08 ÷ 2 = 49,04 gram. Fosforik asit (H₃PO₄) üç proton taşır ama üçünü aynı kolaylıkla vermez; kaç protonun sayılacağı tepkimenin ne kadar ilerlediğine bağlıdır.

Önceki dersin sonundaki soruya buradan dönebiliriz. Mmol/L ile yazılan bir hidronyum derişimi, bir çözeltide proton kabul etmiş su moleküllerini sayar. Güçlü asitte bu sayı asidin derişimine eşittir; zayıf asitte onun küçük bir kesridir; kanda ya da saf suda ise o kadar küçüktür ki milimol bile kaba bir birim kalır.

Lewis: elektron çifti kimde

Ortak elektron çiftini 1916'da kovalent bağın temeli yapan Gilbert Lewis, 1923'te New York'ta basılan "Valence and the Structure of Atoms and Molecules" kitabında asitliği de aynı çiftle tanımladı.

Proton da bir elektron çifti kabul eder: hidronyum oluşurken proton Lewis asidi, suyun oksijeni Lewis bazıdır. Her Brønsted bazı böylece bir Lewis bazıdır, ama her Lewis asidi proton taşımaz. Kovalent Bağ dersinde (L02-P06-M02-D02) tanımladığımız koordine kovalent bağ tam olarak bir Lewis asit–baz bağıdır. Hemoglobinde hem halkasının dört azotu ve bir histidin azotu demire birer elektron çifti sunar; çinko parmakta iki sistein kükürdü ile iki histidin azotu çinkoya. Metal iyonu Lewis asidi, ligandlar Lewis bazıdır ve hiçbir proton el değiştirmez.

Karbonik anhidrazın etkin bölgesinde çinko iyonu bağladığı suyun elektronlarını kendine çeker ve bu suyun protonunu serbest sudan çok daha kolay bırakmasını sağlar. Çinkoya bağlı kalan hidroksit karbon dioksite saldırıp bikarbonat oluşturur.

Vücutta üç örnek

Midenin iç yüzeyindeki pariyetal hücreler, hidrojen iyonunu ve klorürü mide boşluğuna ayrı ayrı pompalar; oluşan hidroklorik asit güçlü bir asittir ve boşlukta neredeyse tamamen iyonlaşmış durur. Amino asitler ise amfoter davranışın en yakın örneğidir. Glisinin bir ucunda proton verebilen karboksil grubu, öbür ucunda proton alabilen amino grubu bulunur. Suda molekül çoğunlukla kendi içinde bir proton aktarmış durur: karboksil eksi, amino grubu artı yüklüdür ve toplam yük sıfırdır. Tuna'nın glisin kutusu kimyaca iki dolaba da aittir.

Karbonik asit (H₂CO₃) karbon dioksitin suda çözünmesiyle oluşan zayıf bir asittir ve iki proton taşır. Protonlarından birini verdiğinde eşlenik bazı olan bikarbonata (HCO₃⁻) dönüşür. Bikarbonat da amfoterdir: bir proton alıp karbonik aside dönebilir ya da bir proton daha verip karbonata dönüşebilir. Bu çiftin kandaki görevi Bikarbonat Tampon Sistemi dersinde ele alınacak.

Dolaplar kilitlenirken

Tuna bikarbonat kavanozunu genel rafa, glisin kutusunun yanına koyuyor; ikisi de aşındırıcı değil. Seher Hanım denetim formuna bir satır ekliyor: "Dolaplar tehlikeye göre, tanıma göre değil." Tuna defterine Arrhenius, Brønsted ve Lewis başlıklı üç sütun çizip şişeleri yerleştirmeye çalışıyor. Sodyum hidroksidin hidroksiti üç sütuna da giriyor, amonyak son ikisine, çinko sülfattaki çinko iyonu yalnız sonuncusuna.

Kendini sına

1. Amonyağın baz davranışını Arrhenius tanımı neden açıklayamaz, Brønsted–Lowry tanımı nasıl açıklar?
2. Suda H⁺ yazımı neyin kısaltmasıdır ve çıplak protonun suda serbest kalmamasının sebebi nedir?
3. "Hidrojen bağı vericisi" ile "proton vericisi" arasındaki farkı, hangi bağın koptuğunu söyleyerek açıkla.
4. HSO₄⁻ ve NH₄⁺ türlerinin eşlenik bazlarını yaz. Suyun bu iki türle tepkimesinde hangi rolü oynadığını belirt.
5. Litrede 0,050 mol olan zayıf bir asit çözeltisinde hidronyum derişimi 0,0010 mol/L ölçülüyor. İyonlaşan kesri hesapla. Aynı derişimdeki hidroklorik asit için bu kesir yaklaşık ne olurdu?
6. 0,2500 mol/L sülfürik asidin proton eşdeğeri litrede kaçtır? Hem demiri ile histidin azotu arasındaki bağda Lewis asidi hangisidir?

Bir sonraki derse köprü

Hidronyum derişiminin güçlü bir asitte litrede onda bir mol, zayıf bir asitte bunun yüzde biri, saf suda ise çok daha küçük bir kesir olabildiğini gördük. Bu kadar geniş bir aralığa yayılan bir derişimi tek bir ölçekte yan yana koymak için ne gerekir? pH Ölçeği dersinde hidronyum derişiminin nasıl logaritmik bir sayıya çevrildiğini, suyun kendi kendine iyonlaşmasından doğan Kw sabitinin bu ölçeğin ortasını nasıl belirlediğini ve bir birimlik farkın neden on katlık bir değişim anlattığını soracağız.