Baza (hemija)

Baze (grč. βάση, basé – osnova, fundament) ili lužine su u užem smislu svi spojevi, koji u vodenim rastvorima mogu graditi hidroksid ione (OH⁻) te tako povisiti pH vrijednost rastvora. Hidroksid ioni su hemijski spojevi koji iz kiselina mogu preuzeti protone dajući molekule vode. Stoga je baza na neki način suprotnost kiselinama te se s njima neutralizira.

Dijagram promjene Gibbsove slobodne energije za disocijaciju nekih kiselina i baza

U širem smislu, razni bazno-kiselinski koncepti opisuju daleko širu paletu hemijskih reakcija, koji prelaze okvire osobina hidroksid iona u vodi. Od posebnog značaja su koncepti po Lewisu (Lewisove baze i Lewisove kiseline) te prema Pearsonu, koji navodi podjelu na jake i slabe kiseline i baze.

Etimologija

U doba alhemije bilo je poznato nekoliko alkalnih spojeva poput krečnjaka (CaCO₃, CaO i Ca(OH)₂), natron, soda, potaša i amonijak. Sve do početka 18. vijeka nije bila poznata tačna razlika između sode i potaše. Pojam alkalije se manje koristio i nije bio poznat tačan međusobni odnos između ovih supstanci. Baza (alkalija) kao suprotnost kiselini postulirana je u hemijatriji, medicinsko-teoretskom učenju koje je zastupao Otto Tachenius u 17. vijeku.

Sve do 18. vijeka održalo se mišljenje o tijesnoj povezanosti između baza i vatre odnosno vatrene materije, a zbog poznatih njihovih egzotermičkih reakcija. Pojam baze uveli su hemičari iz 17. vijeka poput Georg Ernst Stahla, Robert Boylea i Guillaume François Rouellea, jer su one bile osnovne supstance koje su gradile nehlapljivu osnovu (bazu) za fiksiranje isparljivih kiselina i uklanjale (poništavale) njihove nagrizajuće osobine.

Temeljni korak u hemiji načinio je Antoine Lavoisier. On je smatrao, da će kiseline uvijek nastati oksida nemetala i vode a baze od vode i oksida metala. Humphry Davy i Justus von Liebig su zastupali mišljenje da su kiseline spojevi vodika, koji se pomoću metala mogu prevesti u soli. Svante Arrhenius je 1887. definirao baze kao supstance, koje nakon njihovog otapanja u vodi disociraju otpuštanjem hidoksid-iona, te kiseline kao supstance koje disociraju otpuštanjem protona. Kiseline i baze se međusobno neutraliziraju. Međutim ova teorija je bila manjkava, jer nije obuhvatala spojeve bez kisika. Primjer za to je amonijak koji neutralizira kiseline.

Johannes Nicolaus Brønsted je 1923. predstavio svoj bazno-kiselinski model. Njegov model se dugo vremena održao u hemiji, naročito u analitičkoj. Prema njegovoj teoriji, kiseline i baze djeluju međusobno u reakcijama prenosa protona, tako što ih baze preuzimaju od kiselina. Iste godine, Gilbert Newton Lewis je također predstavio svoj model koji je pomogao u objašnjenju toka reakcija u organskoj hemiji i hemiji kompleksa, a njegove definicije su primjenjive i izvan njih. Stoga se danas može govoriti o Lewisovim bazama i Lewisovim kiselinama. Prema tom modelu su mnogi spojevi, koji su do tada smatrani kiselinama, "isključeni" iz kiselina. Koncept slabih i jakih kiselina i baza razvio je Ralph G. Pearson 1963.^[1] i time proširio način posmatranja reakcija u organskoj hemiji i hemiji kompleksa.

Podjela baza

Određeni hemijski spojevi se označavaju kao bazi zbog svojih posebnih hemijskih osobina. Širok raspon ovih hemikalija se može podijeliti u grupe prema određenim pokazateljima. Prema njihovom ionskom naboju, baze se mogu podijeliti na neutralne, anionske i kationske baze. Amonijak (NH₃) ne nosi ionski naboj te je prema tome on neutralna baza. Primjer anionske baze je natrij-hidrogenkarbonat, jer on u rastvoru daje anion HCO₃⁻. U anionske baze također se može svrstati i hidroksidni anion (OH⁻).

Drugi način podjele baza je njihova podjela na jednovalentne ili dvovalentne baze. Natrij-hidroksid (NaOH) u rastvoru po jednom ionu natrija gradi jedan ion OH⁻ te je stoga jednovalentan. S druge strane, kalcij-hidroksid (Ca(OH)₂) po jednom ionu Ca gradi dva iona OH⁻ te je on dvovalentan.

Kao graditelj baza nazivaju se spojevi, kod kojih se pored bazičnih reakcija odvijaju i druge hemijske reakcije. Takvi spojevi su metalni oksidi, koji pri svom otapanju u vodi s njom grade odgovarajući hidroksid. Tako naprimjer kalcij-oksid (CaO) sa vodom gradi bazu Ca(OH)₂. Neplemeniti metali poput alkalnih mogu biti oksidirani djelovanjem vode. Pri vrlo burnoj reakciji natrija s vodom pored natrij-hidroksida (sode) nastaje i vodik.

Vrsta	Primjer	Reakcija
Neutralne baze	Amonijak (NH3)	${\displaystyle \mathrm {NH_{3}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}+OH^{-}} }$
Anionske baze	natrij-hidrogenkarbonat (NaHCO3)	${\displaystyle \mathrm {HCO_{3}^{-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{2}CO_{3}+OH^{-}} }$
Kationske baze	[Al3+(OH)−(H2O)5] u vodenom rastvoru	${\displaystyle \mathrm {[Al(OH)(H_{2}O)_{5}]^{2+}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ [Al(H_{2}O)_{6}]^{3+}+OH^{-}} }$
Jednovalentne baze	natrij-hidroksid (NaOH) kalij-hidroksid (KOH)	${\displaystyle \mathrm {NaOH\ \rightleftharpoons \ Na^{+}+OH^{-}} }$ ${\displaystyle \mathrm {KOH\ \rightleftharpoons \ K^{+}+OH^{-}} }$
Dvovalentne baze	kalcij-hidroksid (Ca(OH)2)	${\displaystyle \mathrm {Ca(OH)_{2}\ \rightleftharpoons \ Ca^{2+}+2\ OH^{-}} }$
Graditelji baza	neplemeniti metali, poput alkalnih	${\displaystyle \mathrm {2\ Na+2\ H_{2}O\longrightarrow 2NaOH+H_{2}} }$
	kalcij-oksid (CaO) barij-oksid (BaO)	${\displaystyle \mathrm {CaO+H_{2}O\longrightarrow Ca(OH)_{2}} }$ ${\displaystyle \mathrm {BaO+H_{2}O\longrightarrow Ba(OH)_{2}} }$

Jake baze

Jaka baza je osnovni hemijski spoj koji može ukloniti protonski (H⁺) iz (ili deprotonirati) molekule čak i vrlo slabe kiseline (kao što je voda) u kiselo-baznoj reakciji. Uobičajeni primeri jakih baza uključuju hidrokside alkalnih metala i zemnoalkalijske metale, poput NaOH i Ca(OH)₂. Zbog njihove male rastvorljivosti, neke baze, poput zemnoalkalijskih hidroksida, mogu se koristiti kad se faktor topivosti ne uzme u obzir.^[2] Jedna od prednosti ove niske rastvorljivosti je da su mnogi antacidi suspenzije hidroksida metala, kao što su aluminij-hidroksid i magnezij-hidroksid.^[3] Ovi spojevi imaju malu rastvorljivost i imaju sposobnost zaustavljanja povećanja koncentracije hidroksidnih iona, sprečavajući oštećenje tkiva u ustima, jednjaku i želucu.^[3] Kako se reakcija nastavlja i soli se rastvaraju, želudačna kiselina reagira s hidroksidom proizvedenom suspenzijama.^[3] Jake baze se hidroliziraju u vodi gotovo u potpunosti, što rezultira efektom izravnavanja. U ovom procesu, molekula vode kombinira se s jakom bazom, zbog amfoterne sposobnosti vode, a oslobađa se hidroksidni ion. Veoma jake baze mogu čak i deprotonirati vrlo slabo kisele C–H grupe u nedostatku vode. Evo liste nekoliko jakih baza:

Litij-hidroksid	LiOH
Natrij-hidroksid	NaOH
Kalij-hidroksid	KOH
Rubidij-hidroksid	RbOH
Cezij-hidroksid	CsOH
Kalcij-hidroksid	Ca(OH)2
Stroncij-hidroksid	Sr(OH)2
Barij-hidroksid	Ba(OH)2
Tetrametilamonij-hidroksid	N(CH3)4OH
Gvanidin	HNC(NH2)2

Kationi ovih jakih baza pojavljuju se u prvoj i drugoj grupi periodne tabele elemenata (alkali i zemnoalkalni metali). Tetraalkilirani amonijevi hidroksidi su takođe jake baze, jer se potpuno disociraju u vodi. Gvanidin je poseban slučaj vrste koja je izuzetno stabilna kada se protonira, analogno razlogu zbog kojeg su perhlorna kiselina i sumporna kiselina veoma jake kiseline. Kiseline sa p K_a, od više od oko 13, smatraju se vrlo slabima, a njihove konjugirane baze su jake baze.

Superbaze

Glavni članak: Superbaza

Grupa 1 solki karbaniona, amida i hidrida imaju tendenciju da budu čak i jače baze zbog ekstremne slabosti njihovih konjugiranih kiselina, koje su stabilni ugljikovodici, amini i dihidrogen. Obično se ove baze stvaraju dodavanjem čistih alkalnih metala poput natrija u konjugiranu kiselinu. Nazivaju ih 'superbazama, a nemoguće ih je zadržati u vodenoom rastvoru, jer su jače baze od hidroksidnog iona. Kao takve, one deprotoniraju konjugiranu kiselu vodu. Naprimjer, tako se odvija reakcija etoksidnog iona (konjugirana baza etanola) u prisustvu vode.

CH₃CH₂O– + H₂O → CH₃CH₂OH + H₂ + OH ^–

Primjeri uobičajenih superbaza su:

• Butil-litij (n-C₄H₉Li)
• Litij-diizopropilamid (LDA) [(CH₃)₂CH]₂NLi
• Litij-dietilamid (LDEA) (C₂H ₅)₂ NLi
• Natrij-amid (NaNH₂)
• Natrij-hidrid (NaH)
• Litij bis(trimetilsilil)amid (CH₃)₃Si₂NLi

Najjače superbaze sintetizirane su samo u plinskoj fazi:

• Orto-dietilinbenzen-dianion (C₆H₄(C₂)₂)²⁻ (najjača ikad isintetizirana superbaza)
• Meta-dietilnilbenzen-dianion (C₆H₄(C₂)₂)²⁻ (druga najjača superbaza)
• Para-dietinilbenzen-dianion (C₆H₄(C₂)₂)²⁻ (treća najjača)
• Litij-monoksiidni anion (LiO⁻) smatran je najjačom superbazom prije nego što su stvoreni dietil-benzen-dijaniji.

Neutralne baze

Kada neutralna baza formira vezu s neutralnom kiselinom, dolazi do stanja električnog naprezanja. Kiselina i baza dijele par elektrona koji je prije pripadao samoj bazi. Kao rezultat, stvara se visoki dipolni momenat koji se može uništiti samo preuređivanjem molekula.

Slabe baze

Glavni članak: Slabe baze

Slaba baza je ona koja se u vodenom rastvoru, u potpunosti ne ionizira ili u kojoj je nepotpuna protonacija.

Čvrste baze

Primjeri čvrstih baza uključuju:

• Smjese oksisa: SiO₂, Al₂O₃; MgO, SiO₂; CaO, SiO₂^[4]
• Montirane baze: LiCO₃ on silica; NR₃, NH₃, KNH₂ na glinici; NaOH, KOH montirani na silicij-dioksidu glinice.^[4]
• Neorganski spojevi: BaO, KNaCO₃, BeO, MgO, CaO, KCN^[4]
• Anionske razmjenske smole^[4]
• Ugljen koji je obrađen na 900 stepeni Celzijusa ili aktiviran sa N₂O, NH₃, ZnCl₂-NH₄Cl-CO₂^[4]

Ovisno o sposobnosti čvrste površine da uspješno formira konjugiranu bazu apsorbiranjem električno neutralne kiseline, određuje se osnovna čvrstoća površine. "Broj osnovnih mjesta po jedinici površine, površina čvrste supstance "koristi se za izražavanje koliko baza se nalazi na katalizatoru čvrste baze. Naučnici su razvili dva metoda za mjerenje količine osnovnih mesta: titracija benzojevom kiselinom, upotrebom pokazatelja i adsorpcijom plinovitih kiselina. Čvrsta supstanca s dovoljno osnovne čvrstoće apsorbirat će električno neutralan indikator kiseline i uzrokovati da se boja pokazatelja kiseline promijeni u boju svoje spojene baze. Kada se provodi metod adsorpcije plinovite kiseline, koristi se dušik-oksid. Osnovna mjesta tada se određuju pomoću količine apsorbiranog ugljik-dioksida.

Baze – katalizatori

Bazne supstance mogu se koristiti kao netopljivi heterogeni katalizatori za hemijske reakcije. Neki primeri su oksidi metala, kao što su magnezij-oksid, kalcij-oksid i barij-oksid, kao i kalij-fluorid na glinici i neki zeoliti. Mnogi prelazni metali čine dobre katalizatore, od kojih su mnogi bazne supstance. Osnovni katalizatori korišteni su za hidrogenaciju, migraciju dvostrukih veza, Meerwein-Ponndorf-Verleyevu redukciju, Michaelovu reakciju i mnoge druge reakcije. I CaO i BaO mogu biti visoko aktivni katalizatori ako se tretiraju višom temperaturom.^[5]

Kiselost baza

Broj ionizabilnih hidroksidnih (OH–) iona prisutnih u jednoj molekuli baze naziva se kiselost baza.^[6] Na osnovu kiselosti baze se mogu svrstati u tri tipa: monokiselinske, diacidne i triacidne.

Monkiselinske baze

Natrij-hidroksid

Kad jedna molekula baze kroz kompletnu ionizaciju proizvede jedan hidroksidni ion, za bazu se kaže da je monokiselinska baza. Primjeri mono kiselinskih baza su: Natrij-hidroksid, kalij-hidroksid, srebrp-hidroksid, amonij-hidroksid, itd

Dvokiselinske baze

Kad jedna molekula baze pomoću kompletne ionizacije proizvede dva hidroksidna iona, za bazu se kaže da je diacidna. Primjeri dijacidnih baza su:

Barij-hidroksid

Barij-hidroksid, magnezij-hidroksid, kalcij-hidroksid, cink-hidroksid, gvožđe (II)-hidroksid, kositar (II)-hidroksid, olovo (II)-hidroksid, bakar (II)-hidroksid itd.

Trokiselinske baze

Kada jedna molekula baze pomoću kompletne ionizacije proizvede tri hidroksid iona, za bazu se kaže da je triacidna.^[7] Primjeri triacidnih baza su: Aluminij-hidroksid, gvožđe- hidroksid, Zlatni trihidroksid.^[8]

Arrheniusova teorija

Prema Arrheniusovoj teoriji, baza je supstanca koja disocijacijom daje hidroksid ion (OH^-).

Primjer Arrheniusove baze:

NaOH → Na⁺ + OH^-

Brønstedova teorija

Kako ova teorija posjeduje ograničenja, Johannes Brønsted je dao teoriju prema kojoj je baza akceptor protona (iona H⁺).

Primjer Brønstedove baze:

HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^-

H₂O je baza jer je akceptor protona.

Primjer Lewisove kiseline i baze

Lewisova teorija

U nekim slučajevima se može primijeniti teorija koju je dao G.N. Lewis. Prema Lewisu baza je ionska ili molekulska vrsta koja je donor elektronskog para.

Primjer Lewisove baze:

H₂O + SO₃ → H₂SO₄

U ovom slučaju SO₃ je kiselina, a H₂O baza jer atom kisika u molekuli H₂O donira slobodan elektronski par, a atom sumpora prima taj elektronski par da bi postigao stabilan oktet.^[9]

Neutralizacija

Osnove neutralizacije su zasnovane na činjenici, da se karakteristike kiselina pri mješanju sa nekom bazu ne upotpunjavaju nego se poništavaju. Tako naprimjer neka baza se sa pogodnom količinom neke kiseline neutralizira. U toj reakciji baze i kiseline nastaje voda.

Reakcija natrij-hidroksida u i sa vodom daje "živu sodu":

${\displaystyle \mathrm {1.\ NaOH+(H_{2}O)\ \rightleftharpoons \ Na^{+}+OH^{-}+(H_{2}O)} }$

Reakcija hlorovodika u i sa vodom daje hlorovodičnu kiselinu:

${\displaystyle \mathrm {2.\ HCl+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}+Cl^{-}} }$

Reakcija "žive sode" sa hlorovodičnom kiselinom (neutralizacija):

${\displaystyle \mathrm {3.\ Na^{+}+OH^{-}+H_{3}O^{+}+Cl^{-}\ \rightleftharpoons \ Na^{+}+Cl^{-}+2\ H_{2}O} }$

"Živa soda" + hlorovodična kiselina reagiraju dajući rastvor natrij-hlorida u vodi.

Najvažniji dio ovog procesa je reakcija između hidroksid- i oksonij-iona:

${\displaystyle \mathrm {4.\ OH^{-}+H_{3}O^{+}\ \rightleftharpoons \ 2\ H_{2}O} }$

Također pogledajte

• pH vrijednost
• Kiseline

Reference

1. Ralph G. Pearson: Hard and Soft Acids and Bases, J. Am. Chem. Soc., novembar 1963, 85 (22), str. 3533–3539, doi:10.1021/ja00905a001
2. Zumdahl i DeCoste 2013, str. 255. harv error: no target: CITEREFZumdahlDeCoste2013 (help)
3. Zumdahl i DeCoste 2013, str. 256. harv error: no target: CITEREFZumdahlDeCoste2013 (help)
4. Tanabe, Kozo (1970). Solid Acids and Bases: their catalytic properties. Academic Press. str. 2. Pristupljeno 19. 2. 2015.
5. Tanabe, K.; Misono, M.; Ono, Y.; Hattori, H. (1990). New Solid Acids and Bases: their catalytic properties. Elsevier. str. 14. Pristupljeno 19. 2. 2015.
6. "Electrophile - Nucleophile - Basicity - Acidity - pH Scale". City Collegiate. Arhivirano s originala, 30. 6. 2010. Pristupljeno 20. 6. 2016.
7. "What is TRIACIDIC? definition of TRIACIDIC (Science Dictionary)". Science Dictionary (jezik: engleski). 14. 9. 2013. Pristupljeno 14. 3. 2019.^{[mrtav link]}
8. "Introduction to Bases: Classification, Examples with Questions & Videos". Toppr-guides (jezik: engleski). 2. 2. 2018. Arhivirano s originala, 26. 7. 2020. Pristupljeno 14. 3. 2019.
9. Brady, J.E., Holum, J.R.,Chemistry, John Wiley & Sons, 1993 ISBN 0-471-59979-4

Vanjski linkovi

• Rječnik hemijskih pojmova
• Acid-Base Indicators