Baza (kemija): Razlika med redakcijama
Izbrisana vsebina Dodana vsebina
m vrnitev sprememb uporabnika 93.103.182.70 (pogovor) na zadnje urejanje uporabnika Yerpo |
|||
Vrstica 1:
'''Báza''', '''lúg''' ali '''lúžina''' je po [[Svante August Arrhenius|Arrheniusovi]] definiciji [[spojina|kemijska spojina]], ki ob raztapljanju v [[voda|vodi]] bodisi odda [[hidroksidni ion]], bodisi prejme [[vodik]]ov [[ion]]. Baze in [[kislina|kisline]] zaradi njihovih vplivov obravnavamo kot nasprotna dejavnika: kisline povečujejo [[koncentracija|koncentracijo]] [[hidronijev ion|hidronijevih ionov]] v vodni raztopini, baze pa jo zmanjšujejo.
Poleg tega obstajajo druge opredelitve pojma ''baz'' na osnovi različnih konceptov kislina-baza, ki s svojo veliko širšo paleto kemičnih reakcij presegajo reakcije hidroksidnih ionov v vodi. Še posebej pomembni so pojmi, po ''Lewisu'' ([[Lewisova teorija kislin in baz|Lewis baza]] in [[Lewisova teorija kislin in baz|Lewis kislina]]) in po ''Pearsonu,'' kjer je govora o ''trdih in mehkih kislinah in bazah'' (HSAB koncept).
== Zgodovinski razvoj pomena "baze" ==
[[Alkimija]] je poznala nekatere alkalije, kot so apno ([[Kalcijev karbonat|CaCO<sub>3</sub>]], [[Kalcijev oksid|CaO]] in [[Kalcijev hidroksid|Ca(OH)<sub>2</sub>]]), [[Natrijev hidrogenkarbonat|natron]], [[Natrijev karbonat|soda]], [[Kalijev karbonat|pepelika]] in [[Amonijak|amoniak]]. Do začetka 18. stoletja pa razlika med sodo in natronom ni bila ravno jasna. Izraz "alkalije" so redko rabili in vzročne povezave med snovmi se niso zavedali. Baze (alkalije) kot protiutež kislinam je v 17.stoletju v svoji Kemiatriji, medicinsko teoretičnem korpusu postuliral Otto Tachenius.
Tja do 18. stoletju, je bil pojem alkalij tesno povezan z ognjem oziroma "ognjeno snovjo", tudi zaradi dobro znanih [[Eksotermna reakcija|eksotermnih]] reakcij. Izraz Izraz "baza" so v 17. stoletju uvedli kemiki, kot so bili Georg Ernst Stahl, [[Robert Boyle]] in Guillaume François Rouelle, ker so "bazične" snovi nudile '' nehlapljivo bazo (t. j. osnovo) za fiksiranje hlapnih kislin ''in ker so lahko odstranile (jedek) učinek kislin. Osnovne korake v njih kemiji je zdi se storil[[Antoine Lavoisier| Antoine-Laurent de Lavoisier]]. Mislil je, da kisline vedno nastanejo iz iz nekovinskih oksidov in vode, baze pa iz kovinskih oksidov in vode. Sir [[Humphry Davy]] in [[Justus von Liebig]] sta v kislinah videla [[Vodik|vodikove]] spojine, ki jih kovine pretvorijo v [[Sol (kemija)|soli]].
1887 je [[Svante August Arrhenius|Svante Arrhenius]] baze opisal kot snovi, ki pri raztapljanju v vodi disociirajo in pri tem sproščajo hidroksidne ione, kisline pa kot spojine, ki disociirajo z oddajanjem protonov. Kisline in baze se med seboj nevtralizirajo. Teorija pa ni b ila popolna, saj spojine brez kisika niso bile vključene: [[Amonijak|amoniak]] kisline nevtralizira.
1923 je [[Johannes Nicolaus Brønsted]] predstavil svoj model. V veliki meri je bil sprejet, in zlasti v analizni kemiji je zelo preizkušen in testiran. Njegova teorija je, da baze in kisline vplivajo druga na drugo prek reakcije prenosa protona. Pri tem baze odvzemajo kislinam proton. Model [[Gilbert Newton Lewis|Gilberta Newtona Lewisa]] , prav tako objavljen leta 1923, je uporaben za obravnavo reakcijskih procesov v organski kemiji in v [[Kompleksna spojina|kompleksno kemijo]] in gre prek okvirov običajnih definicij. Zato raje govorimo o Lewisovi bazi in Lewisovi kislini. Veliko spojin, ki jim običajno razumemo kot kisline, po tem modelu niso kisline. K''oncept trdih in mehkih kislin in baz'' (HSAB koncept), je leta 1963 razvil Ralph G. Pearson in in z njim razširil pogled na reakcije v organski in [[Kompleksna spojina|kompleksni kemiji]].
== Kaj so baze? ==
Baze so'' praviloma,'' pogosto ''brez izrecne omembe'' testno povezane s prisotnostjo in določenimi lastnostmi [[Lastnosti vode|vode]]. Čista voda je predmet t.i. auto-proteolize, v kateri nastajajo zelo majhne in enake koncentracije oksonijevih ionov (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) in hidroksid ionov (OH<sup>−</sup>):
:<math>\mathrm{H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-}</math>
V tej reakcijski enačbi za vodo se kaže značilnost baz, ki v vodi tvorijo OH<sup>−</sup>ione. Hkrati nastajajo v vodi ioni H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>, kar je značilno za kisline. Voda pa ni ne baza, ne kislina, pravimo, da se vede ''nevtralno.'' To se nanaša na [[PH|pH vrednost]], [[Molarna koncentracija|koncentracijo]] H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>ionov v vodi. Čista voda ima pH-vrednost 7, to je zelo majhno koncentracijo. Ta reakcija – tako kot vse v tem razdelku opisane reakcije – je ravnotežna reakcija: nastanek ionov in njih ponovno spajanje v vodo se dogaja nenehno in z enako verjetnostjo
Številne spojine, ki jih imenujemo baze, vsebujejo hidroksidne ione (OH<sup>−</sup>) in v vodi disociirajo v kovinski in hidroksidni ion. Raztopina se pogosto imenuje ''alkalna raztopina'' ali ''lug''. Tako trdna snov [[natrijev hidroksid]] (NaOH) tvori v vodi, tako imenovan natrijev lug , [[kalijev hidroksid]] (KOH) pa kalijev lug.
Spet druge spojine OH<sup>−</sup>ionov ne vsebujejo, tvorijo pa jih v reakciji z vodo. Reagirajo alkalno s tem, da molekuli H<sub>2</sub>O odvzamejo proton in za seboj pustijoi OH<sup>−</sup> ion. Tako na primer sol trinatrijev fosfat (Na<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>), pa tudi [[natrijev karbonat]] (Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>), v vodni raztopini tvorita hidroksidne ionov. Na enak način reagirajo tudi organske spojine, kot so soli [[Karboksilna kislina|karboksilnih kislin]] in [[Amin|amini]] kot derivati amoniaka. Vzrok za ''jedko delovanje'' vseh teh baz je v veliki meri posledica nastanka OH<sup>−</sup>ionov.
=== Reakcije baz ===
{| class="wikitable"
|Splošno
| align="center" |<math>\mathrm{MOH \ \rightleftharpoons \ M^+ + OH^-}</math>
| align="center" | <math>\mathrm{B + H_2O \ \rightleftharpoons \ BH^+ + OH^-}</math>
|-
| rowspan="4" |Primeri<br>
| align="center" |<math>\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+ + OH^-}</math>
| align="center" |<math>\mathrm{NH_3 + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-}</math>
|-
| align="center" |<math>\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+} + 2 \ OH^-}</math>
| align="center" | <math>\mathrm{PO_4^{3-} + H_2O \ \rightleftharpoons \ HPO_4^{2-} + OH^-}</math>
|-
| align="center" | <math>\mathrm{H_3C{-}NH_2 \ + \ H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}NH_3^+ \ + \ OH^-}</math>
|-
| align="center" | [[Slika:Acetat-Ion.svg|90x90_pik]] <math>\mathrm{+ \ H_2O \ \rightleftharpoons \ OH^- \ + }</math> [[Slika:Essigsäure_Skelett.svg|100x100_pik]]
|}
Za ''šibke in srednje močne'' baze so pri ravnotežnih reakcijah v raztopini prisotne vseh reakcijske komponente vključenih v rešitev. Po dva [[Reagent|reaktanta]] se razlikujeta le po prisotnosti ali odsotnosti protona (H<sup>+</sup>). Tvorita ''ustrezni par kislina-baza.'' Delci z ustreznim protonom se imenujejo protonski donorji; delci, ki protone lahko sprejemajo, pa protonski akceptorji. Celotna reakcija se imenuje protoliza. Moč baze se opisuje z ravnotežno točko( bazna konstanta).
{| class="wikitable"
|-
|align="center"|<math>\mathrm{ \ {\color{Blue}B} + {\color{OliveGreen}H_2O} \ \rightleftharpoons \ {\color{Blue}BH^+} + {\color{OliveGreen}OH^-}}</math><br />
<math>\mathrm{{\color{blue}H^+ Akzeptor} + {\color{OliveGreen}H^+ Donator} \ \rightleftharpoons \ {\color{blue}H^+ Donator} + {\color{OliveGreen}H^+ Akzeptor}}</math>
|}
''Pri močnih in zelo močnih ''bazah so ravnotežne reakcije v celoti na strani ionov OH<sup>− </sup>, tako na primer pri reakciji alkalnih hidroksidov z vodo:
:<math>\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+ + OH^-}</math>
Kation Na<sup>+</sup> pri tem ne igra nobene vloge. Baza je v tem primeru dejansko hidroksidni ion, voda pa protonski donor:
{| class="wikitable"
|-
|align="center"| <math>\mathrm{OH^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2O + OH^-}</math><br />
<math>\mathrm{H^+ Akzeptor + H^+ Donator \ \rightleftharpoons \ H^+ Donator + H^+ Akzeptor}</math>
|}
Zaradi tega ravnotežja v vodni raztopini med močnimi in zelo močnimi bazami (kot je npr. natrijev etanolat) ni več mogoče razlikovati na osnovi njih alkalnosti. Govora je o ''izravnalnem učinku'' vode. Da je mogoče razlikovati močne in zelo močne baze, je treba izmeriti ravnotežne konstante v ne-vodni raztopini in jih kot približek prenesti na vodo kot topilo.
Voda igra v reakcijah kislina-baza pomembno vlogo. Poleg zgoraj opisane protolize je voda sposobna tudi na t.i. avto-protolize. Lahko odda proton in ustvari OH<sup>−</sup>, ali pa zajame proton, da nastane H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> . Reagira lahko kot kislina ali pa kot baza. Zato označujejo vodo kot amfolit.
{| class="wikitable"
|-
|align="center"| <math>\mathrm{H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-}</math><br />
<math>\mathrm{H^+ akceptor + H^+Donator \ \rightleftharpoons \ H^+ donator + H^+ Akceptor}</math>
|}
=== Vrste ===
Nekatere [[Spojina|spojine]] so baze zaradi posebne kemijske lastnosti. Na osnovi različnih značilnostih je kemikalije mogoče razvrstiti v skupine. Baze je mogoče glede na njihov ionski naboj razvrstiti v ''nevtralne, anionske, ali aktivne baze'' . [[Amonijak|Amoniak]] (NH<sub>3</sub>) nima ionskega naboja in je tako nevtralna baza. Primer za anionsko bazo je lahko [[Natrijev hidrogenkarbonat|natrijev bikarbonat,]] ker je v njegovi raztopini prisoten CO<sub>3</sub><sup>−</sup>. Tudi hidroksidni anion (OH<sup>−</sup>) sam lahko razumemo kot anionsko bazo.
Drugi način klasifikacija je delitev na ''enovalentne ali dvovalentne baze.'' [[Natrijev hidroksid]] (NaOH) v raztopini za vsak atom Na tvori en OH<sup>−</sup> , je torej enovalenten, [[kalcijev hidroksid]] (Ca(OH)<sub>2</sub>) pa je dvovalenten, ker za vsak atom Ca nastaneta dva iona OH<sup>−</sup>.
Nekatere spojine - tvorci baz - vodijo do baze v dveh korakih. Primer za to so kovinski oksidi, ki pri raztapljanju v vodi tvorijo ustrezne hidrokside. [[Kalcijev oksid]] (CaO) na primer z vodo tvori bazo Ca(OH)<sub>2</sub>. Navadne kovine, kot so [[Alkalijska kovina|alkalijske kovine]], se pred tem pod vplivom vode oksidirajo. V burni reakciji [[Natrij|natrija]] poleg natrijevega hidroksida nastaja tudi [[vodik]].
{| class="wikitable centered" style="margin-bottom: 10px;"
!Vrste
!Primer
! Reakcija
|-
| ''nevtralne baze''
| [[Amonijak|amoniak]] (NH<sub>3</sub>)
|<math>\mathrm{NH_3 + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-}</math>
|-
| ''anionske'' baze
|[[Natrijev hidrogenkarbonat|natrijev hidrogen karbonat]] (NaHCO<sub>3</sub>)
|<math>\mathrm{HCO_3^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2CO_3 + OH^-}</math>
|-
| ''kationske baze''
|[Al<sup>3+</sup>(OH)<sup>−</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>5</sub>] v vodni raztopini<br>
|<math>\mathrm{[Al(OH)(H_2O)_5]^{2+} + H_2O \ \rightleftharpoons \ [Al(H_2O)_6]^{3+} + OH^-}</math>
|-
|-
| ''enovalentne baze''
| [[natrijev hidroksid]] (NaOH)<br>
[[kalijev hidroksid]] (KOH)
| <math>\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+ + OH^-}</math><br>
<math>\mathrm{KOH \ \rightleftharpoons \ K^+ + OH^-}</math>
|-
| ''dvovaletne baze<br>
''
| [[kalcijev hidroksid]] (Ca(OH)<sub>2</sub>)<br>
| <math>\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+} + 2 \ OH^-}</math>
|-
|-
| rowspan="3" |''tvorci baz''<br>
| neplemenite kovine, kot so alkalne kovine<br>
| <math>\mathrm{2 \ Na + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 NaOH + H_2}</math>
|-
| [[kalcijev oksid]] (CaO)<br>
barijev oksid (BaO)
| <math>\mathrm{CaO + H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2}</math><br>
<math>\mathrm{BaO + H_2O \longrightarrow Ba(OH)_2}</math>
|}
== Lastnosti baz ==
[[Slika:Hydrochloric_acid_ammonia.jpg|sličica|Salmijak v stiku s solno kislino: plina [[vodikov klorid]] kot kislina in [[Amonijak|amoniak]] kot baza tvorita [[Amonijev klorid|amonijev klorid (]]<nowiki/>dim) - nevtralizacija ]]
* Številne baze so topne v vodi (npr. [[natrijev hidroksid]], amoniak), vendar pa ne vse (npr. [[aluminijev hidroksid]])
* Baze so jedke in na organske snovi delujejo uničujoče.
* Iz [[Maščobe|olj in maščob]] ustvarjajo [[milo]] in [[Glicerol|glicerin]].
* Obstajajo močne in šibke baze.
* Baze se lahko redčijo z vodo, njih učinek z redčenjem postaja bistveno šibkejši.
* Bazične raztopine fenolftalein obarvajo rdeče, [[Lakmus|lakmusov]] papir rdeče barve pa pomodrijo.<br>
* "Nasprotnik" baz (raztopina baze = lug), so [[Kislina|kisline]] (glej sliko). Kisline lahko pri tem baze nevtralizirajo. Tudi kisline so jedke in načenjajo mnoge snovi, ki se na baze ne odzivajo.
* Oblačila, kožo in oči so pri stiku v nevarnosti. Pomembno je, vedno nositi očala, da ne pride do razjed.
== Nevtralizacija ==
Osnova nevtralizacije je dejstvo, mešanje kisline z bazo njene učinke ne pojačuje, temveč jih slabi. Z ustrezno količino kislineje bazo mogoče ''nevtralizira''ti. V reakciji reagirajo baze in [[Kislina|kisline]] nastane voda.
Reakcija [[Natrijev hidroksid|natrijevega hidroksida]] z vodo, pri čemer nastane natrijev lug:
Reakcija [[Vodikov klorid|vodikovega klorid]]<nowiki/>a z vodo, pri čemer nastane [[Klorovodikova kislina|solna kislina]]:
: <math />
Reakcije natrijevega luga s [[Klorovodikova kislina|solno kislino]] (nevtralizacija):
: <math />
: <small>Natrijev lug + [[Klorovodikova kislina|solna kislina]] reagira v raztopljen [[natrijev klorid]] in [[Voda|vodo]].</small>
Ključni proces je reakcija med hidroksidnim in oksonijevim ionom:
: <math />
== Ravnovesje kislina-baza ==
Moč baze, tako imenovana bazičnost, se navaja v obliki bazne konstante. Bazna konstanta (''K''<sub>b</sub>) opisuje ravnotežno točko v reakciji para kislina-baza v vodni raztopini. Običajno se navaja pKb, to je negativna vrednost desetiškega logaritma ''K''<sub>b</sub>.
Za reakcijo:
:<math>\mathrm{B + H_2O \ \rightleftharpoons \ OH^- + BH^+}</math>
je bazna konstanta ''K''<sub>b </sub>definirana kot sledi:
:<math>K_\mathrm{b} = \frac{c(\mathrm{B}\mathrm{H}^+) \cdot c(\mathrm{OH}^-)}{c(\mathrm{B})}</math>, s c(X) = koncentracija X
p''K''<sub>b</sub> je tako:
:<math>\mathrm{p}K_\mathrm{b} = -\lg \left( K_\mathrm{b} \cdot \mathrm{\frac {l}{mol}} \right)</math>.
== Reakcije kislina-baza brez vode ==
Podobno kot pri reakcijah kislina-baza v vodnih raztopinah ob sodelovanju vode, obstajajo reakcije v drugih medijih. V brezvodnem [[etanol]]<nowiki/>u prihaja do reakcije s [[Vodikov klorid|vodikovim kloridom,]] v kateri etanol igra vlogo baze:
: <math />
V plinskem stanju reagirata a[[Amonijak|moniak]] in [[Vodikov klorid|klorovodik, pri čemer nastaja sol]] [[Amonijev klorid|amonijve klorid]].
: <math>\mathrm{NH_3 + HCl \ \rightleftharpoons \ NH_4Cl}</math>
V reakcija kislina-baza lahko kot partner v reakciji poleg vode nastopajo tudi druga topila, ki so v zadostni meri polarna. Lep primer je avto-protoliza tekočega amoniaka:
: <math>\mathrm{NH_3 + NH_3 \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + NH_2^-}</math>
== Spletne povezave ==
[[Kategorija:Kislinsko-bazna kemija]]
| |||