Izvorni kod stranice Baza (hemija)

{{Kiseline i baze-hidroksidi}}
[[Datoteka:AcidBase%E2%80%93pfe.png|mini|260px|Dijagram promjene [[Gibsova slobodna energija|Gibsove slobodne energije]] za disocijaciju nekih [[kiseline|kiselina]] i baza]]

'''Baze''' ili '''lužine''' ([[grčki jezik|grč.]] ''βάση'', ''basé – osnova, fundament'') je jedna od osnovnih kategorija [[hemijsko jedinjenje|hemijskih jedinjenja]]. Baze su u užem smislu sva jedinjenja koja u vodenim rastvorima mogu graditi hidroksidne [[jon]]e (OH<sup>−</sup>), te tako povisiti [[pH vrednost|pH]] vrednost rastvora. Hidroksilni joni su hemijska jedinjenja koja iz [[kiseline|kiselina]] mogu preuzeti [[proton]]e dajući molekule [[voda|vode]]. Stoga je baza na neki način suprotnost kiselinama te se s njima [[neutralizacija (hemija)|neutralizira]]. U širem smislu, razni bazno-kiselinski koncepti opisuju daleko širu paletu hemijskih reakcija, koji prelaze okvire osobina hidroksidnih jona u vodi. Od posebnog značaja su koncepti po Luisu (Luisove baze i Luisove kiseline),<ref>{{cite web|url=http://goldbook.iupac.org/B00601.html|title=IUPAC Gold Book — base|accessdate=2013-04-18|archiveurl=https://www.webcitation.org/6GGygQCl7?url=http://goldbook.iupac.org/B00601.html|archivedate=2013-04-30|deadurl=no}}</ref> te prema Pearsonu, koji navodi podelu na jake i slabe kiseline i baze.<ref>{{cite book |author = Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г. |title = Химия. Неорганическая химия. Органическая химия. 9 класс |issue = 13-е изд |location = М. |publisher = Просвещение |year = 2009 |isbn=978-5-09-021-625-8}}</ref>
 
Većina baza su supstance koje proizvode [[hidroksid]]ne jone (OH<sup>−</sup>) u vodenim rastvorima, i stoga se klasifikuju kao [[Teorije kiselina i baza|Arenijusove base]].<ref name="ХЭ">{{cite book |title=Химическая энциклопедия |editor = Под ред. И. Л. Кнунянца |location = М |publisher = Большая Российская энциклопедия |year  = 1992 |volume = 2 |pages = 393—395|isbn=5-85270-039-8 |ref=Химическая энциклопедия}}</ref> Da bi supstanca bila klasifikovana kao Arenijusova baza, ona mora da formira hidroksilne jone u vodenom rastvoru. Arenijus je smatrao da je neophodno da baza sadrži hidroksid u svojoj strukturi. Iz tog razloga je Arenijusov model ograničen, pošto se njime ne mogu objasniti bazna svojstva [[amonijak]]a u vodenom rastvoru (NH<sub>3</sub>), kao ni njegovih organskih derivata ([[amin]]a).<ref name="Chemistry 9E">''Chemistry'', 9th Edition. Kenneth W. Whitten, Larry Peck, Raymond E. Davis, Lisa Lockwood, George G. Stanley. (2009) {{ISBN|0-495-39163-8}}. Page 363</ref> Isto tako postoje baze koje ne sadrže hidroksidni jon, ali ipak reaguju s vodom, što dovodi do povećanja koncentracije hidroksidnog jona.<ref name="Chemical Principles">{{cite book|last1=Zumdahl|first1=Steven|last2=DeCoste|first2=Donald|title=Chemical Principles|date=2013|publisher=Mary Finch|pages=257|edition=7th|accessdate=11 February 2015}}</ref> Primer toga je reakcija između amonijaka i vode, čime se formira amonijak i hidroksid.<ref name="Chemical Principles"/> U ovoj reakciji amonijak je baza pošto on prima proton od molekula vode.<ref name="Chemical Principles"/> Amonijak i druge baze slične njemu obično imaju sposobnost formiranja veze sa protonom usled slobodnog elektronskog para koji poseduju.<ref name="Chemical Principles"/> U opštijoj [[Bronsted-Lorijeva teorija kiselina i baza|Bronsted-Lorijevoj teoriji kiselina i baza]], baza je supstanca koja može da primi [[hidron (hemija)|jone vodonika]] (H<sup>+</sup>) — inače poznate kao [[proton]]i.

[[File:Autoprotolyse eau.svg|thumb|center|upright=1.5|Autojonizaciona ravnoteža]]
U vodi baze putem promene [[Autojonizacija vode|autojonizacione]]<ref>{{cite journal |author = Geissler, P. L.; Dellago, C.; Chandler, D.; Hutter, J.; Parrinello, M. |year = 2001 |title = Autoionization in liquid water |journal = [[Science (journal)|Science]] |volume = 291 |pages = 2121–2124 |doi = 10.1126/science.1056991 |pmid = 11251111 |issue = 5511|bibcode = 2001Sci...291.2121G }}</ref> [[hemijska ravnoteža|ravnoteže]]<ref>{{cite journal |author = Eigen, M.; de Maeyer, L. |year = 1955 |title = Untersuchungen über die Kinetik der Neutralisation I |journal = Z. Elektrochem. |volume = 59 |pages = 986}}</ref> proizvode rastvore u kojima je koncentracija jona vodonika niža nego u čistoj vodi, i.e., voda ima [[pH vrednost|pH]] veći od 7,0 pri standardnim uslovima. Rastvorne baze se nazivaju '''[[alkalija]]ma''', ako sadrže i [[Stehiometrija|kvantitativno]] otpuštaju OH<sup>−</sup> jone. Međutim, važno je da se naglasiti da baznost nije isto što i [[alkalnost]]. Metalni [[oksid]]i, hidroksidi, i posebno [[alkoksid]]i su bazni, i kontrajoni [[jačina kiseline|slabih kiselina]] su jake baze.

Baze se mogu smatrati hemijskom suprotnošću [[kiselina]], mada neke kiseline imaju sposobnost delovanja kao baze.<ref name=Gilbert /> Baze i kiseline se mogu videti kao suprotni koncepti zato što je dejstvo kiseline da povećava koncentraciju [[hidronijum]] jona (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) u vodi, dok baze redukuju njegovu koncentraciju. Reakcije između kiseline i baze se bazivaju [[Neutralizacija (hemija)|neutralizacijom]]. U reakciji neutralizacije, vodeni rastvor baze reaguje sa vodenim rastvorom kiseline da proizvede rastvor [[voda|vode]] i [[so]]li u kome je so razdvojena na njene jone. Ako je vodeni rastvor [[zasićeni rastvor|zasićen]] datim sonim [[rastvarač|rastvorkom]], svaka dodatna količina takve soli se [[talog|taloži]] iz rastvora.<ref>{{cite book |last=Zumdahl |first=Steven S. |title=Chemical Principles |url=https://archive.org/details/chemicalprincipl00zumd |edition=5th |location=New York |publisher=Houghton Mifflin |year=2005 |isbn=0-618-37206-7 }}</ref>

Hemijski koncept pojma ''baze'' je uveo francuski hemičar [[Guillaume François Rouelle]] in 1754. godine.<ref>{{cite journal | author = Franckowiak, Rémi| title = Les sels neutres de Guillaume-François Rouelle| journal = Revue d’Histoire des Sciences | year = 2002 | volume = 55 | pages = 493-532 | issue = 4 }}</ref><ref>{{cite journal | author = Lemay, Pierre |author2=Oesper, Ralph E.  | title = The lectures of Guillaume Francois Rouelle | url = https://archive.org/details/sim_journal-of-chemical-education_1954-07_31_7/page/338 | journal = The Journal of Chemical Education | year = 1954 | volume = 31 | pages = 338 | doi = 10.1021/ed031p338 | issue = 7 }}</ref> On je uočio da kiseline, koje su u to vreme bile uglavnom isparljive tečnosti (poput [[sirćetna kiselina|sirćetne kiseline]]), prelaze u čvrste soli jedino kad se kombinuju sa specifičnim supstancama. Rouelle je smatrao da takve supstance služe kao „baza“ za soli, dajući soli „konkretnu ili čvrstu formu“.<ref name="Jensen">{{cite journal | author = Jensen, William B. | title = The origin of the term "base" | journal = The Journal of Chemical Education | year = 2006 | volume = 83 | pages = 1130 | url = http://www.che.uc.edu/Jensen/W.%20B.%20Jensen/Reprints/129.%20Base.pdf | issue = 8 | access-date = 2015-06-01 | archive-date = 2016-03-04 | archive-url = https://web.archive.org/web/20160304023719/http://www.che.uc.edu/Jensen/W.%20B.%20Jensen/Reprints/129.%20Base.pdf | dead-url = yes }}</ref>

== Istorijski razvoj pojma ==
Tokom doba [[alhemija|alhemije]] bilo je poznato nekoliko alkalnih jedinjenja, poput [[krečnjak]]a ([[kalcijum-karbonat|CaCO<sub>3</sub>]], [[kalcijum-oksid|CaO]] i [[kalcijum-hidroksid|Ca(OH)<sub>2</sub>]]), [[natrijum-hidrogenkarbonat|natron]], [[natrijum-karbonat|soda]], [[kalijum-karbonat|potaša]] i [[amonijak]]a. Sve do početka [[18. vek]]a 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. vek]]u.

Sve do 18. veka održalo se mišljenje o tijesnoj povezanosti između baza i vatre odnosno ''vatrene materije'', a zbog njihovih poznatih egzotermičkih reakcija. Pojam ''baze'' uveli su hemičari iz 17. veka, poput [[Georg Ernst Stahl]]a, [[Robert Boyle]]a i [[Guillaume François Rouelle]]a, 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 uvek nastati iz oksida nemetala i vode, a baze od vode i oksida metala. [[Humphry Davy]] i [[Justus von Liebig]] su zastupali mišljenje da su kiseline spojevi [[vodonik]]a, koji se pomoću metala mogu prevesti u soli. [[Svante August Arrhenius|Svante Arrhenius]] je 1887. definisao baze kao supstance, koje se nakon njihovog rastvanja u vodi disociraju otpuštanjem hidoksidnog jona, te kiseline kao supstance koje se disociraju otpuštanjem protona. Kiseline i baze se međusobno neutraliziraju. Međutim ova teorija je bila manjkava, jer nije obuhvatala jedinjenja bez kiseonika. Primer za to je [[amonijak]] koji neutrališe kiseline.

[[Johannes Nicolaus Brønsted]] je 1923. predstavio svoj bazno-kiselinski model. Njegov model se dugo vremena održao u hemiji, naročito u [[analitička hemija|analitičkoj]]. Prema njegovoj teoriji, kiseline i baze deluju međusobno u reakcijama prenosa protona, tako što ih baze preuzimaju od kiselina. Iste godine, [[Gilbert Newton Lewis]] je takođe predstavio svoj model koji je pomogao u objašnjenju toka reakcija u [[organska hemija|organskoj]] hemiji i hemiji kompleksa, a njegove definicije su primenjive i izvan njih. Stoga se danas može govoriti o ''Luisovim bazama'' i Luisovim 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.<ref name="pear" /> i time proširio način posmatranja reakcija u organskoj hemiji i hemiji kompleksa.

== Vrste baza ==
Određena [[hemijski spoj|hemijska jedinjenja]] se označavaju kao bazi zbog svojih posebnih hemijskih osobina. Širok raspon ovih hemikalija se može podeliti u grupe prema određenim pokazateljima. Prema njihovom jonskom naboju, baze se mogu podeliti na ''neutralne'', ''anjonske'' i ''katjonske'' baze. Amonijak (NH<sub>3</sub>) ne nosi jonski naboj, te je prema tome on neutralna baza. Primjer anjonske baze je [[natrijum-hidrogenkarbonat]], jer on u rastvoru daje anjon HCO<sub>3</sub><sup>−</sup>. U anjonske baze takođe se može svrstati i hidroksilni anjon (OH<sup>−</sup>).

Drugi način podele baza je njihova podela na ''jednovalentne'' ili ''dvovalentne'' baze. [[Natrijum-hidroksid]] (NaOH) u rastvoru po jednom jonu natrijuma gradi jedan jon OH<sup>−</sup> te je stoga ''jednovalentan''. S druge strane, [[kalcijum-hidroksid]] (Ca(OH)<sub>2</sub>) po jednom jonu Ca gradi dva jona OH<sup>−</sup> te je on ''dvovalentan''.

Kao ''graditelj'' baza nazivaju se jedinjenja, kod kojih se pored bazičnih reakcija odvijaju i druge hemijske reakcije. Takva jedinjenja su metalni oksidi, koji pri svom otapanju u vodi s njom grade odgovarajući hidroksid. Tako na primer [[kalcijum-oksid]] (CaO) sa vodom gradi bazu Ca(OH)<sub>2</sub>. Neplemeniti metali poput alkalnih mogu biti oksidirani delovanjem vode. Pri vrlo burnoj reakciji [[natrijum]]a s vodom pored natrijum-hidroksida (sode) nastaje i [[vodonik]].

{| class="prettytable center"
|-
! vrsta !! primjer !! reakcija
|-
| ''neutralne'' baze
| [[amonijak]] (NH<sub>3</sub>) 
|<math>\mathrm{NH_3 + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-}</math>
|-
| ''anjonske'' baze
|[[natrijum-hidrogenkarbonat]] (NaHCO<sub>3</sub>)
|<math>\mathrm{HCO_3^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2CO_3 + OH^-}</math>
|-
| ''katjonske'' baze
|[Al<sup>3+</sup>(OH)<sup>−</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>5</sub>] u vodenom rastvoru
|<math>\mathrm{[Al(OH)(H_2O)_5]^{2+} + H_2O \ \rightleftharpoons \ [Al(H_2O)_6]^{3+} + OH^-}</math>
|-
| colspan="3" class="hintergrundfarbe5" |
|-
| ''jednovalentne'' baze
| [[natrijum-hidroksid]] (NaOH) <br /> [[kalijum-hidroksid]] (KOH)
| <math>\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+ + OH^-}</math> <br /> <math>\mathrm{KOH \ \rightleftharpoons \ K^+ + OH^-}</math>
|-
| ''dvovalentne'' baze
| [[kalcijum-hidroksid]] (Ca(OH)<sub>2</sub>) <br />
| <math>\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+} + 2 \ OH^-}</math> 
|-
| colspan="3" class="hintergrundfarbe5" |
|-
| rowspan="3" | ''graditelji'' baza
| neplemeniti metali, poput [[alkalni metali|alkalnih]]
| <math>\mathrm{2 \ Na + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 NaOH + H_2}</math> 
|-
| [[kalcijum-oksid]] (CaO) <br /> [[barijum-oksid]] (BaO)
| <math>\mathrm{CaO + H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2}</math> <br /> <math>\mathrm{BaO + H_2O \longrightarrow Ba(OH)_2}</math>
|}

== Arenijusova teorija ==
Po klasičnoj, jonskoj teoriji Arenijusa baza je hemijsko jedinjenje, koje u [[voda|vodenom]] [[otopine|rastvoru]], usled [[elektrolitska disocijacija|disocijacije]] izdvajanjem [[jon]]a OH<sup>−</sup>, povećava njihovu koncentraciju, a smanjuje koncentraciju H<sup>+</sup> jona (povećava [[PH vrednost|pH]] rastvora). Arenijusove baze su rastvorljive u vodi i ovi rastvori uvek imaju [[PH vrednost|pH]] veći od 7.

Primjer Arenijusove baze:
: NaOH → Na<sup>+</sup> + OH<sup>-</sup>

== Bronstedova teorija ==
Kako ova teorija posjeduje ograničenja, [[Johannes Brønsted|Johanes Bronsted]] je dao teoriju prema kojoj je baza akceptor protona (iona H<sup>+</sup>).

Primer Bronstedove baze:
: HCl + H<sub>2</sub>O → H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + Cl<sup>-</sup>

H<sub>2</sub>O je baza, jer je akceptor protona.

[[Image:Coordinate Covalent Bonding.svg|thumb|Luisovi dijagrami koji pokazuju formiranje [[amonijum]] jona]]

== Proteolitička teorija ==
Po [[protolitička teorija|protolitičkoj teoriji]], baza je svako hemijsko jedinjenje koje je akceptor (primalac) katjona [[vodik|vodonika]] (<math>H^+</math>), tj. [[proton]]a, u uslovima date [[hemijska reakcija|reakcije]].

Npr. u reakciji:
:<math>HA + B \to A^- + HB^+</math>
jedinjenje HA je [[kiselina]], a jedinjenje B baza.

Hemijska jedinjenja (sa izuzetkom nekoliko veoma jakih kiselina i baza) mogu u zavisnosti od uslova da vrše ulogu kiseline ili baze – ovakva jedinjenja se zovu [[amfoterna jedinjenja]].

== Luisova teorija ==
Najprihvaćeniju opštu definiciju baze dao je [[Gilbert Newton Lewis|G.N. Luis]]: Baza je jedinjenje, koje je donor (davalac) elektronskog para u uslovima date hemijske reakcije.

Primer Luisove baze:
:H<sub>2</sub>O + SO<sub>3</sub> → H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>

U ovom slučaju SO<sub>3</sub> je kiselina, a H<sub>2</sub>O baza jer atom [[kiseonik]]a u molekulu H<sub>2</sub>O donira slobodan elektronski par, a atom [[sumpor]]a prima taj elektronski par da bi postigao stabilan oktet.<ref name="brady" />

== Osobine ==
Mahom su u čvrstom agregatnom stanju, lužnatog okusa (okus sapuna, pepela) djelimično rastvorljive u vodi. Opšta svojsta baza su:
* Koncentrovane ili jake baze su [[Korozivna supstanca|kaustične]] na organskoj materiji i burno reaguju sa kiselim supstancama.
* Vodeni rastvori ili rastopljene baze se disociraju na jone i provode struju.
* Reakcije sa [[PH indikator|indikatorima]]: baze pretvaraju crveni litmus papir u plavo, [[fenolftalein]] u ljubičasto, ne menjaju boju [[bromotimol plavo]]g, i pretvaraju [[metil oranž]] u žito.
* [[pH vrednost|pH]] vrednost baznih rastvora pod standardnim uslovima je veća od sedam.
* Baze imaju gorak ukus.<ref>[http://www.merriam-webster.com/dictionary/base Base, Merriam-Webster]</ref>

== Reakcije između baza i vode ==
Sledeća reakcija predstavlja opštu reakciju između baze (B) i vode za formiranje konjugovane kiseline (BH<sup>+</sup>) i konjugovane baze (OH<sup>-</sup>):<ref name="Chemical Principles"/>

B(aq)+H<sub>2</sub>O(''l'')↔BH<sup>+</sup>(aq)+OH<sup>-</sup>(aq)

Konstanta ravnoteže, K<sub>b</sub>, ove reakcije se može naći koristeći sledeću opštu jednačinu:<ref name="Chemical Principles"/>

K<sub>b</sub>=[BH<sup>+</sup>][OH<sup>-</sup>]/[B]

U ovoj jednačini se baze (B) i ekstremno jake baze (konjugovane baze) međusobno nadmeću za proton.<ref name="ReferenceA">{{cite book|last1=Zumdahl|first1=Steven|last2=DeCoste|first2=Donald|title=Chemical Principles|date=2013|publisher=Mary Finch|pages=258|edition=7th|accessdate=11 February 2015}}</ref> Rezultat toga je da baze koje reaguju sa vodom imaju relativno malu vrednost konstante ravnoteže.<ref name="ReferenceA"/> Baza je slabija kad ima nižu vrednost konstante ravnoteže.<ref name="Chemical Principles"/>

== Dobijanje baza ==
Oksid metala + voda ----> baza
: MgO + H<sub>2</sub>O ---> Mg(OH)<sub>2</sub>

Metal + voda ----> baza
: 2 Na + 2 H<sub>2</sub>O ---> 2 NaOH + H<sub>2</sub>
:So + jaka baza --->slabija baza + so
:MgCl + 2 NaOH---> Mg(OH)<sub>2 +</sub> 2 NaCl

== Neutralizacija ==
Osnove [[Neutralizacija (hemija)|neutralizacije]] su zasnovane na činjenici, da se karakteristike kiselina pri mešanju sa nekom bazu ne upotpunjavaju nego se poništavaju. Tako na primjer neka baza se sa pogodnom količinom neke kiseline ''neutrališe''. U toj reakciji baze i [[kiseline]] nastaje voda.

Reakcija [[natrijum-hidroksid]]a u i sa vodom daje "živu sodu": 
: <math>\mathrm{1. \ NaOH + (H_2O) \ \rightleftharpoons \ Na^+ +  OH^-  +  (H_2O)}</math>

Reakcija [[Hlorovodonik|hlorovodika]] u i sa vodom daje [[hlorovodonična kiselina|hlorovodičnu kiselinu]]:
: <math>\mathrm{2. \ HCl + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + Cl^-}</math>

Reakcija "žive sode" sa [[hlorovodonična kiselina|hlorovodičnom kiselinom]] (neutralizacija): 
: <math>\mathrm{3. \ Na^+ + OH^- + H_3O^+ + Cl^- \ \rightleftharpoons \ Na^+ + Cl^- + 2 \ H_2O}</math>
"Živa soda" + [[hlorovodonična kiselina|hlorovodična kiselina]] reagiraju dajući rastvor [[natrijum-hlorid]]a u [[voda|vodi]].

Najvažniji deo ovog procesa je reakcija između hidroksid- i oksonij-jona:
:<math>\mathrm{4. \ OH^- + H_3O^+ \ \rightleftharpoons \ 2 \ H_2O}</math>

Slabe baze, kao što je [[soda bikarbona]] ili belance, se mogu koristiti za neutralizaciju prosute kiseline. Neutralizacija kiselina jakim bazama, kao što je [[natrijum hidroksid]] ili [[kalijum hidroksid]] može da uzrokuje silovite egzotermne reakcije, i same baze mogu da uzrokuju štetu koja je slična prosutoj kiselini.

== Alkalnost nehidroksida ==
Baze su generalno jedinjenja koja mogu da neutrališu izvesnu količinu kiseline. [[Natrijum karbonat]] i [[amonijak]] su baze, mada ni jedna od tih supstanci ne sadrži {{chem|OH|-}} grupe. Oba jedinjenja primaju H<sup>+</sup> kad su rastvorena u [[protonski rastvarač|protonskim rastvaračima]], kao što je voda:

:Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> + H<sub>2</sub>O → 2 Na<sup>+</sup> + HCO<sub>3</sub><sup>−</sup> + OH<sup>−</sup>
:NH<sub>3</sub> + H<sub>2</sub>O → NH<sub>4</sub><sup>+</sup> + OH<sup>−</sup>

Polazeći od ovih jednačina, pH, ili kiselost, se mogu izračunati za vodene rastvore baza. Baze takođe direktno deluju kao donori elektronskih parova:

:CO<sub>3</sub><sup>2−</sup> + H<sup>+</sup> → HCO<sub>3</sub><sup>−</sup>
:NH<sub>3</sub> + H<sup>+</sup> → NH<sub>4</sub><sup>+</sup>

Baza se isto tako može definisati kao molekul koji ima sposobnost da primi elektronski par ulazeći u valentnu ljusku drugog atoma.<ref name=Gilbert>{{cite web|last1=Lewis|first1=Gilbert|title=Acids and Bases| url=http://ac.els-cdn.com/S0016003238916916/1-s2.0-S0016003238916916-main.pdf?_tid=1106e53c-b7d8-11e4-8ede-00000aacb362&acdnat=1424310115_965ba8ac7059a46dc9c1037ac3deb536|website=Science Direct|accessdate=19 February 2015}}</ref> Postoji ograničen broj elemenata čiji atomi mogu da formiraju molekul sa baznim svojstvima.<ref name=Gilbert /> [[Ugljenik]] može da deluje kao baza, kao i [[azot]] i [[kiseonik]]. Fluor i ponekad retki gasovi poseduju tu sposobnost, takođe.<ref name=Gilbert /> Do toga tipično dolazi u jedinjenjima kao što su [[N-Butilitijum|butil litijum]], [[alkoksid]]i, i metalni [[amid]]i, kao što je [[natrijum amid]]. Baze ugljenika, azota i kiseonika bez [[rezonancija (hemija)|rezonantne]] stabilizacije su obično veoma jake, ili [[superbaza|superbaze]], koje ne mogu da postoje u vodenom rastvoru usled kiselosti vode. Rezonantna stabilizacija, međutim, omogućava postojanje slabijih baza kao što su karboksilati; na primer, [[natrijum acetat]] je [[slaba baza]].

== Jake baze ==
Jaka baza je bazno hemijsko jedinjenje koje može da ukloni proton (H+) sa (ili ''[[deprotonacija|deprotoniše]]'') molekul veoma slabe kiseline u kiselinsko baznoj reakciji. Primeri jakih baza su hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala, npr. NaOH i {{chem|Ca(OH)|2}}. Usled njihove niske rastovrljivosti, neke baze, kao što su zemnoalkalni hidroksidi, se mogu koristiti u okolnostima gde se faktor rastvorljivosti ne uzima u obzir.<ref>{{cite book|last1=Zumdahl|first1=Steven|last2=DeCoste|first2=Donald|title=Chemical Principles|date=2013|publisher=Mary Finch|pages=255|edition=7th|accessdate=11 February 2015}}</ref> Jedan od korisnih aspekata njihove niske rastvorljivosti je da su „mnogi antacidi suspenzije metalnih hidroksida kao što je aluminijum hidroksid i magnezijum hidroksid.“<ref name="ReferenceB">{{cite book|last1=Zumdahl|first1=Steven|last2=DeCoste|first2=Donald|title=Chemical Principles|date=2013|publisher=Mary Finch|pages=256|edition=7th|accessdate=11 February 2015}}</ref> Ta jedinjenja imaju nisku rastvorljivost i sposobnost zaustavljanja povećanja koncentracije hidroksidnih jona, čime sprečavaju oštećenja tkiva usta, jednjaka, i zeluca.<ref name="ReferenceB"/> Putem dugotrajnog progresa reakcije i rastvaranja soli, stomačna kiselina reaguje sa hidroksidom koji je otpušten iz suspenzije.<ref name="ReferenceB"/> Veoma jake baze se skoro kompletno hidrolizuju u vodi, te dolazi do zasićenja.<ref name=Gilbert /> U tom procesu, molekuli vode se kombinuju sa jakom bazom, usled amfoternog karaktera vode; i dolazi do otpuštanja hidroksidnog jona.<ref name=Gilbert /> Veoma jake baze mogu čak da deprotonuju i veoma slabo kisele C–H grupe u odsustvu vode. Primeri jakih baza su:

*[[Litijum hidroksid]] (LiOH)
*[[Natrijum hidroksid]] (NaOH)
*[[Kalijum hidroksid]] (KOH)
*[[Rubidijum hidroksid]] (RbOH)
*[[Cezijum hidroksid]] (CsOH)
*[[Magnezijum hidroksid]] ({{chem|Mg(OH)|2}})
*[[Stroncijum hidroksid]] ({{chem|Sr(OH)|2}})
*[[Barijum hidroksid]] ({{chem|Ba(OH)|2}})

Katjoni tih jakih baza su elementi prve i druge grupe periodnog sistema (alkalni i zemnoalkalni metali).

Kiseline sa p''K<sub>a</sub>'' vrednošću većom od oko 13 se smatraju veoma slabim, i njihove [[konjugovana baza|konjugovane baze]] su jake baze.

Jake baze imaju sposobnost formiranja stabilnih jedinjenja kombinovanjem sa jakim kiselinama.<ref name=Gilbert /> Slabe baze, međutim, nemaju sposobnost formiranja stabilnih jedinjenja kombinovanjem sa slabim kiselinma.<ref name=Gilbert />

=== Superbaze ===
{{Main|Superbaza}}
Soli karbanjona, amidi i hidridi iz grupe 1 mogu da budu još jače baze usled ekstremne slabosti njihovih konjugovanih kiselina, koje su stabilni ugljovodonici, amini, i divodonik. Obično se te baze kreiraju dodavanjem čistih alkalnih metala kao što je natrijum u konjugovanu kiselinu. One se nazivaju ''[[superbaza]]ma'', i ne mogu se formirati u vodenim rastvorima zato što su jače baze od hidroksidnog jona. Kao takve, one deprotonišu konjugovanu kiselinu, vodu. Na primer, etoksidni jon (konjugovana baza etanola) u prisustvu vode podleže sledećoj reakciji.

:{{chem|CH|3|CH|2|O|-}} + {{chem|H|2|O}} → {{chem|CH|3|CH|2|OH}} + {{chem|OH|-}}

Primeri superbaza su:

*[[n-Butillitijum|Butil litijum]] (n-C<sub>4</sub>H<sub>9</sub>Li)
*[[Litijum diizopropilamid]] (LDA)  [(CH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>CH]<sub>2</sub>NLi 
*[[Litijum dietilamid]] (LDEA)  {{chem|(C|2|H|5|)|2|NLi}}
*[[Natrijum amid]] (NaNH<sub>2</sub>)
*[[Natrijum hidrid]] (NaH)
*[[Litijum bis(trimetilsilil)amid]] {{chem|[(CH|3|)|3|Si|2|NLi}}

== Neutralne baze ==
Kad neutralna baza formira vezu sa neutralnom kiselinom, dolazi do elekričnog stresa.<ref name=Gilbert /> Kiselina i baza dele elektronski par koji je prethodno pripadao bazi.<ref name=Gilbert /> Rezultat toga je formiranje visokog dipolnog momenta, koji se jedino može poremetiti promenom aranžmana atoma u molekulu.<ref name=Gilbert />

== Baze kao katalizatori ==
Bazne supstance se mogu koristiti kao [[rastvorljivost|nerastvorni]] heterogeni [[katalizator]]i [[hemijska reakcija|hemijskih reakcija]]. Neki od primera su metalni oksidi kao što su [[magnezijum oksid]], [[kalcijum oksid]], i [[barijum oksid]] kao i kalijum fluorid na alumini i pojedini [[zeolit]]i. Mnogi [[prelazni metali]] su dobri katalizatori, a znatan broj njih su bazne substance. Bazni katalizatori su korišćeni za [[hidrogenacija|hidrogenacije]], migracije [[dvostruka veza|dvostrukih veza]], u [[Meerwein-Ponndorf-Verley redukcija|Meerwein-Ponndorf-Verley redukciji]], [[Majklova adicija|Majklovoj reakciji]], i mnoštvu drugih reakcija. CaO i BaO mogu da budu veoma aktivni katalizatori na visokim temperaturama.<ref name="books.google.com">{{cite book|last1=Tanabe|first1=K. |last2=Misono|first2=M. |last3=Ono|first3=Y. |last4=Hattori|first4=H. |title=New Solid Acids and Bases: their catalytic properties|pages=234 |url=https://books.google.com/books?id=Aq9cdug9hM0C&printsec=frontcover&dq=acids+and+bases&hl=en&sa=X&ei=pLbjVJvjPIHzoAS88YGAAQ&ved=0CDwQ6AEwBQ#v=onepage&q=acids%20and%20bases&f=false|accessdate=19 February 2015}}</ref>

== Čvrste baze ==
Primeri čvrstih baza su:
* Smeše oksida: SiO<sub>2</sub>, Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>; MgO, SiO<sub>2</sub>; CaO, SiO<sub>2</sub><ref name=Tanabe>{{cite book|last1=Tanabe|first1=Konzo|title=Solid Acids and Bases: their catalytic properties|publisher=Academic Press|pages=2|url=https://books.google.com/books?hl=en&lr=&id=tFfBYuHg4vAC&oi=fnd&pg=PP1&dq=acids+and+bases&ots=qc4QEL1SJR&sig=2u7BdAzXEEkWQIqLhY6V0E8EYXg#v=onepage&q=acids%20and%20bases&f=false|accessdate=19 February 2015}}</ref>
* Imobilisane baze: LiCO<sub>3</sub> na silici; NR<sub>3</sub>, NH<sub>3</sub>, KNH<sub>2</sub> na alumini; NaOH, KOH na silici ili alumini<ref name="Tanabe"/>
* Neorganske hemikalije: BaO, KNaCO<sub>3</sub>, BeO, MgO, CaO, KCN<ref name="Tanabe"/>
* Anjonski razmenjivački rezini<ref name="Tanabe"/>
* Charcoal koji je tretiran na 900 stepeni Celzijusa ili aktiviran sa N<sub>2</sub>O, NH<sub>3</sub>, ZnCl<sub>2</sub>-NH<sub>4</sub>Cl-CO<sub>2</sub><ref name="Tanabe"/>

Sposobnost čvrste površine da uspešno formira konjugovanu bazu putem apsorpcije električno neutralne kiseline određuje baznu jačinu površine.<ref name="books.google.com"/> Broj baznih mesta po jedinici površine čvrste materije se koristi za izražavanje količine baze prisutne na čvrstim katalizatorima.<ref name="books.google.com"/> Naučnici su razvili metode merenja količine baznih mesta: titracijom sa benzojevom kiselinom koristeći indikatore i adsorpcijom kiseline u gasnom stanju.<ref name="books.google.com"/> Čvrsta materija sa dovoljnom baznom jačinom će absorbovati električno neutralni kiseli indikator i on će poprimiti boju koja je karakteristična za konjugovanu bazu.<ref name="books.google.com"/> Pri primeni gasno kiselinskog adsorptivnog metoda se koristi azot oksid.<ref name="books.google.com"/> Bazna mesta se zatim određuju koristeći količinu absorbovanog ugljen dioksida.<ref name="books.google.com"/>

== Slabe baze ==
Kad postoji gradijent vodoničnih jona između dva mesta biološke membrane, koncentracija nekih slabih baza je usredsređena na samo jednu stranu membrane.<ref name="ac.els-cdn.com">{{cite web|last1=Milne|last2=Scribner|last3=Crawford|title=Non-ionic Diffusion and the Excretion of Weak Acids and Bases|url=http://ac.els-cdn.com/0002934358903760/1-s2.0-0002934358903760-main.pdf?_tid=cf6217f0-b7e1-11e4-97d9-00000aacb360&acdnat=1424314300_581ecc26daaa9efc9c9af94344e96ef2|website=Science Direct|accessdate=19 February 2015}}</ref> Slabe baze imaju tendenciju da se nakupljaju u kiselim fluidima.<ref name="ac.els-cdn.com"/> Želudačna kiselina sadrži veću koncentraciju slabe baze od plazme.<ref name="ac.els-cdn.com"/> Kiseli urin, u poređenju sa alkalnim urinom, brže izlučuje slabe baze.<ref name="ac.els-cdn.com"/>

== Upotreba baza ==
* [[Natrijum hidroksid]] se koristi u proizvodnji sapuna, papira i sintetičkih vlakna zvanih veštačka svila.
* [[Kalcijum hidroksid]] (gašeni kreč) se koristi za proizvodnju praha za izbeljavanje.
* Kalcijum hidroksid se takođe koristi za uklanjanje [[sumpor dioksid]]a, koji je sastojak izduvnih gasova elektrana i fabrika.<ref name="ReferenceB"/>
* [[Magnezijum hidroksid]] se koristi kao 'antacid' za neutralizaciju suvišne kiseline u stomaku i lečenje lošeg varenja.
* [[Natrijum karbonat]] se koristi kao soda za ispiranje i za omekšavanje tvrde vode.
* Natrijum hidrogen karbonat se koristi kao pekarska soda u pripremi hrane, za pravljenja pekarskog praha, kao antacid za lečenje probavnih smetnji, i u kiseloj sodi aparata za gašenje požara.

== Etimologija termina ==
Koncept baze proističe iz starijeg [[Alhemija|alhemičarskog]] pojma „matrica“:
{{izdvojeni citat|Smatra se da je termin „baza“ prvi put koristio francuski hemičar [[Louis Lémery]] 1717. godine, kao sinonim za stariji [[Paracelsus|Paracelsijev]] termin „matrica“. U skladu sa šesnaesto-vekovnim [[animizam|animizmom]], Paracelsus je postulirao da prirodne soli nastaju unutar zemlje kao rezultat impregniranja zemljišne matrice ili materice univerzalnom kiselinom ... Moderno značenje termina i uopšte unos u hemijski rečnik, se međutim obično pripisuju francuskom hemičaru, [[Guillaume-François Rouelle]]... Rouelle je eksplicitno definisao neutralnu so kao produkt formiran sjedinjavanjem kiseline sa drugom supstancom, bilo da je ona u vodi rastvorna alkalija, isparljiva alkalija, materija apsorbovana u zelji, metal, ili ulje, koja ima sposobnost da deluje kao „baza“ u soli „dajući joj konkretnu ili čvrstu formu“. Većina kiselina koje su bile poznate u [[18. vek]]u su bilie isparljive tečnosti ili „spiriti“ koje se mogu destilisati, dok su soli, po samoj prirodi, bile kristalne materije. Stoga je baza supstanca koja neutrališe kiselinu, koja navodno uništava isparljivost ili spirit kiseline, i koja daje čvstoću (i.e., daje čvrstu osnovu) rezultirajućoj soli. |William Jensen|The origin of the term "base"<ref name="Jensen"/>}}

== Primeri baza ==
{{columns-list|
* NaOH - natrijumova baza
* Ca(OH)<sub>2</sub> - kalcijumova baza 
* Al(OH)<sub>3</sub> - aluminijumova baza
* KOH - kalijumova baza
* NH<sub>4</sub>OH - amonijačna baza
* Fe(OH)<sub>2</sub> - gvožđe II baza
* Fe(OH)<sub>3</sub> - gvožđe III baza
* Cu(OH) - bakar I baza
* Cu(OH)<sub>2</sub> - bakar II baza 
* Mg(OH)<sub>2</sub> - magnezijumova baza
}}

== Povezano ==
* [[Jačina baze]] 
* [[pH vrednost]]
* [[Kiselina]]

== Reference ==
{{reflist|2|refs=
<ref name="pear">Ralph G. Pearson: ''Hard and Soft Acids and Bases'', J. Am. Chem. Soc., novembar 1963, 85 (22), str. 3533–3539, {{doi|10.1021/ja00905a001}}</ref>
<ref name="brady">Brady, J.E., Holum, J.R.,Chemistry, John Wiley & Sons, 1993 {{ISBN|0-471-59979-4}}</ref>

}}

== Literatura ==
{{refbegin|2}}
*{{cite book |title=The Lewis acid-base concepts : an overview |url=https://archive.org/details/lewisacidbasecon0000jens |last=Jensen |first=W.B.|year=1980 |publisher=Wiley |location=New York |isbn=0-471-03902-0 }}
*{{cite book |title= Lewis acid reagents : a practical approach|last=Yamamoto |first=Hisashi |year=1999 |publisher= Oxford University Press|location=New York |isbn=0-19-850099-8}}
* [[Hrvatska enciklopedija (LZMK)]], Broj 1 (A-Bd), str. 749. Za izdavača: Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Zagreb 1999.g. {{ISBN|953-6036-31-2}}

{{refend}}

== Vanjske veze ==
{{Commonscat|Bases}}
*[http://www.ktf-split.hr/periodni/abc/k.html Rječnik kemijskih pojmova] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20090129114915/http://ktf-split.hr/periodni/abc/k.html |date=2009-01-29 }}
*[http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/acidbase/indicators.shtml Acid-Base Indicators]

[[Kategorija:Kemijska jedinjenja]]