Baza (hemija)

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži
Dijagram promjene Gibbsove slobodne energije za disocijaciju nekih kiselina i baza

Baze (grč. βάση, basé – osnova, fundament) 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.

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.

Historijski razvoj pojma[uredi | uredi izvor]

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.

Vrste baza[uredi | uredi izvor]

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) \mathrm{NH_3 + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-}
anionske baze natrij-hidrogenkarbonat (NaHCO3) \mathrm{HCO_3^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2CO_3 + OH^-}
kationske baze [Al3+(OH)(H2O)5] u vodenom rastvoru \mathrm{[Al(OH)(H_2O)_5]^{2+} + H_2O \ \rightleftharpoons \ [Al(H_2O)_6]^{3+} + OH^-}
jednovalentne baze natrij-hidroksid (NaOH)
kalij-hidroksid (KOH)
\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+ + OH^-}
\mathrm{KOH \ \rightleftharpoons \ K^+ + OH^-}
dvovalentne baze kalcij-hidroksid (Ca(OH)2)
\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+} + 2 \ OH^-}
graditelji baza neplemeniti metali, poput alkalnih \mathrm{2 \ Na + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 NaOH + H_2}
kalcij-oksid (CaO)
barij-oksid (BaO)
\mathrm{CaO + H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2}
\mathrm{BaO + H_2O \longrightarrow Ba(OH)_2}

Arrheniusova teorija[uredi | uredi izvor]

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

Primjer Arrheniusove baze:

NaOH → Na+ + OH-

Brønstedova teorija[uredi | uredi izvor]

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[uredi | uredi izvor]

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.[2]

Neutralizacija[uredi | uredi izvor]

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":

\mathrm{1. \ NaOH + (H_2O) \ \rightleftharpoons \ Na^+ +  OH^-  +  (H_2O)}

Reakcija hlorovodika u i sa vodom daje hlorovodičnu kiselinu:

\mathrm{2. \ HCl + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + Cl^-}

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

\mathrm{3. \ Na^+ + OH^- + H_3O^+ + Cl^- \ \rightleftharpoons \ Na^+ + Cl^- + 2 \ H_2O}
"Živa soda" + hlorovodična kiselina reagiraju dajući rastvor natrij-hlorida u vodi.

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

\mathrm{4. \ OH^- + H_3O^+ \ \rightleftharpoons \ 2 \ H_2O}

Također pogledajte[uredi | uredi izvor]

Vanjski linkovi[uredi | uredi izvor]

Reference[uredi | uredi izvor]

  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. ^ Brady, J.E., Holum, J.R.,Chemistry, John Wiley & Sons, 1993 ISBN 0-471-59979-4
Commons logo
U Wikimedijinom spremniku se nalazi još materijala vezanih uz: