Bazo (kemio)

Bazo en kemio estas ĉefe pripensata kiel substanco, kiu povas akcepti protonojn (atomojn de hidrogeno). La koncepto rilatas al la teorio de Brønsted kaj Lowry pri acidoj kaj bazoj. Laŭ iom restriktita koncepto, kiel bazo estas konsiderata iu ajn kemia kombinaĵo kiu, kiam solvita en akvo, donas solvon kun pH-valoro pli granda ol 7,0.

Bazoj estas la malo de acidoj. Kemia reakcio inter acido kaj bazo estas nomata neŭtraligado. Bazoj kaj acidoj estas konsiderataj kiel malaj inter si, ĉar la reakcio inter la du rezultigas salan solvon kaj akvon.

Konataj bazoj estas:
 kalcia karbonato (CaCO3)
 kalia hidroksido (KOH)
 magnezia hidroksido (Mg(OH)2)
 natria hidroksido (NaOH)
 natro (Na2CO3)
 En biologio gravas la nukleaj bazoj (nitrogenaj bazoj), gravaj konsistigiloj de DNA.

Kelkaj substancoj povas depende de la medio efiki jen kiel bazoj, jen kiel acidoj. Ili nomiĝas (baz-acid-)amfoteraj.

 Etimologio 
eta|dekstre|220px|Guillaume-François Rouelle konstatis, ke acidoj transformiĝas al saloj, kiam ili kombiniĝas kun certaj substancoj.
En 1754, kiam kemio jam konis la koncepton de acido, la franca kemiisto Guillaume-François Rouelle konstatis, ke acidoj transformiĝas al saloj, kiam ili kombiniĝas kun certaj substancoj. Rouelle konsideris tiujn substancojn kiel "bazojn" por la ekesto de salo, kiuj "detruas la volatilecon … de la acido kaj donas la solidecon (t. e. donas konkretan bazon) al la rezultanta salo". Tiel naskiĝis la historia termino "bazo".

La franca vorto "base", kiun uzis Rouelle deriviĝas de la helena vorto βάση .

 Ecoj de bazoj 
Ĝeneralaj ecoj de bazoj estas interalie:
 amara gusto,
 ŝlima aŭ sapa tuŝo (bazoj sapigas la grason sur la haŭto),
 elektro-kondukto de solvitaj aŭ fanditaj bazoj,
 reakcio kun indikiloj: bazoj bluigas ruĝan lakmusan paperon, ruĝigas fenolftaleinon kaj flavigas metiloranĝaĵon.

Multaj bazoj konsistas el metala(j) atomo(j) kaj hidroksida(j) grupo(j) (OH) kaj solvate en akvo disociiĝas je pozitivaj metalo-jonoj kaj negativaj hidroksid-jonoj. La bazan kemiefikon kaŭzas la hidroksid-jonoj. Bazo estas tiom valenta, kiom da hidroksid-jonoj ĝi sendas en la solvaĵon dum la solviĝo en akvo. Ekz. NaOH estas unuvalenta bazo, kaj Na(OH)2 estas duvalenta bazo, ĉar por neŭtraligi unu molon de tiaj bazoj necesas de unuvalenta acido kvanto de unu respektive du moloj.

B + H2O → BH+ + OH−

Tie B simbolas iun bazon, BH estas protonon ricevinta bazo, kiu protonon ricevas helpe de dissociiĝo de akvomolekulo, kaj OH− estas hidroksida jono.
La akvaj solvaĵoj de bazoj bone konduktas la elektran kurenton, ili estas elektrolitoj.

La gusto de maldensa solvaĵo de bazoj ĝenerale estas amara. La palpo de iom densaj solvaĵoj de bazoj estas glata, sapeca, sed kaŭstika.

 Diversaj difinoj 
NPIV (2002) identigas la konceptojn "bazo" kaj "alkalo" kaj bazas sian difinon de bazo sur historia koncepto, kiu konsideras la gravan okazon, ke bazo estas hidroksido de metalo m; tia hidroksido kapablas reagi kun acido konsistanta el halogeno h kaj hidrogeno, kies halogeno anstataŭas la (OH)-grupon de la hidroksido, tiel ke ekestas salo. La (OH)-grupo kombiniĝas kun la hidrogeno kaj formas akvon. En la plej simpla formo tiu reago aspektas jene:

m(OH) + Hh → mh + H2O

Ekzemplo estas la reago de natria hidroksido kun klorida acido, kiu rezultigas kuirsalon (kaj akvon):

Na(OH) + HCl → NaCl + H2O

Ĉi tiu historia difino baziĝas sur la laboro de Guillaume-François Rouelle, menciita supre en la sekcio etimologio.

Ĝi kovras gravan parton de la fenomeno de bazeco; tamen ekzistas substancoj, kiuj kondutas tre simile kiel ĉi tiuj metalaj hidroksidoj, sed ne apartenas al ili. Pro tio la kemio anstataŭigis ĉi tiun historian difinon, kiu baziĝas sur la molekula strukturo, per pli abstraktaj, kiuj baziĝas sur la konduto de substanco. Tiajn difinojn proponis unue Arrhenius, poste Brønsted kaj Lowry, kaj poste Lewis. Ĉiu el ĉi tiuj difinoj ampleksis pli da substancoj ol la antaŭaj.

 La difino de Arrhenius 
eta|170px|maldekstra|La sveda kemiisto August Svante Arrhenius, kiu proponis la klasikan difinon pri acidoj kaj bazoj.
Laŭ August Svante Arrhenius bazo estas substanco, kiu disociiĝas en akvo produktante OH−-jonojn, p. 407. Tiaj substancoj estas ekzemple natria hidroksido NaOH aŭ kalia hidroksido KOH. Acido, kontraŭe, estas substanco kiu disociiĝas produktante H+-jonojn. La difino de Arrhenius en 1923 anstataŭis la malnovan.

La difino de Arrhenius baziĝas ne sur la molekula strukturo de substanco (ekz. metalo + OH-grupo), sed sur ĝia konduto en akvo. Ekzemple amoniako, NH3, kondutas baze, kvankam ĝi ne enhavas OH-grupon; sed ĝi ja kapablas forpreni H+-jonon de akva molekulo kaj tiel produkti HO+-jonojn:

NH3 + H2O → NH4+ + OH−

Aliaj ekzemploj de bazoj sen (OH)-grupo estas natro (CO3Na2) kaj kalcia karbonato (CaCO3). Kalcia karbonato estas problemo por la difino de Arrhenius, ĉar ĝi preskaŭ ne solviĝas en akvo.

Acidon Arrhenius difinas kiel substancon, kiu en akvo disociiĝas produktante H+-jonojn. Per tiuj difinoj acideco kaj bazeco estas pli-malpli reciproke ekskludaj, ĉar kiam en akva solvaĵo ĉeestas kaj OH−- kaj H+-jonoj, ili emas kombiniĝi por formi akvon:

H+ + OH− → H2O

Nur en akvo, kiu havas neŭtralan pozicion inter acidoj kaj bazoj, kunekzistas certa kvanto da pozitivaj kaj negativaj jonoj, kiuj dinamike kombiniĝas kaj malkombiniĝas:

H2O ⇌ H3O+ + OH−

La ĉi-supra ekzemplo pri amoniako tamen montras, ke akvo povas ankaŭ funkcii kiel acido.

 La difino de Brønsted kaj Lowry 
eta|dekstre|170ra|Johannes Brønsted.
eta|dekstre|170ra|Johannes Brønsted kaj Thomas Martin Lowry sendepende formulis la ideon ke acidoj donas protonojn (H+) dum bazoj ricevas protonojn.
Johannes Nicolaus Brønsted kaj Martin Lowry difinas bazon kiel substancon kapablan akcepti H+-jonojn de alia speco de kemiaj substancoj, la acidojSilvestroni, citita verko, p. 408. Ĉi tiu difino estas aplikebla ankaŭ al substancoj, kies konduton en akvo ne eblas esplori.

Ankaŭ la difino de Brønsted kaj Lowry difinas bazecon ne tiom kiel econ, sed kiel konduton de substanco: Bazeco estas difinata per la konduto al acidoj, do bazeco ekzistas nur, kie estas acido.

En ĉi tiu difino bazeco kaj acideco estas pli forte ligitaj ol ĉe Arrhenius: bazoj estas difinitaj per sia konduto al acidoj kaj inverse. Dum la difino ne metas iajn kondiĉojn al la strukturo de bazoj, ĝi ja metas kondiĉon al la strukturo de acidoj: Ili kapablas doni H+-jonon, do ili devas enhavi hidrogen-atomo(j)n. La difino do konservas la klasikan rolon de hidrogeno kiel acido-formanto.

 La difino de Lewis 

Laŭ la difino de Gilbert Newton Lewis bazo estas substanco, kiu kapablas cedi (doni) elektron-duon al alia speco de kemiaj substancoj, la acidojSilvestroni, citita verko, p. 411. Kompare al la difino de Brønsted kaj Lowry ĝi anstataŭas la transdonon de H-jono per transdono de elektron-duo en la inversa direkto.

Kompare al la difino de Brønsted-Lowry la difino de Lewis kovras ekzemple la bazecon de bromo (Br2).

La difino de Lewis ne faras kondiĉojn pri la strukturo aŭ konsisto de bazoj aŭ acidoj. Ĝi permesas bazojn sen (OH)-grupo kaj acidojn sen hidrogeno, kiujn oni nomas Lewis-acidoj. Lewis-acido en tia rolo nomiĝas ankaŭ "akceptanto" kaj Lewis-bazo "donanto". Ekzemplo estas la konduto de amoniako (kiel bazoj) kaj trifluorido de boro (kiel acido):

H3N: + BF3 → H3N→BF3

Por emfazi la elektronduon, simbolatan de la dupunkto, ĉe la nitrogena atomo, la amoniako estas notata ne kiel NH3, sed kiel 3N:.

Notindas, ke acidoj laŭ la difino de Brønsted-Lowry ne mem egalas acidojn de Lewis. Acidoj laŭ Brønsted-Lowry estas donantoj de H+-jonoj, kaj tiuj funkcias kiel acido de Lewis.

 Reakcioj inter bazoj kaj akvo 
La jena reakcio reprezentas la ĝeneralan reakcion inter bazo (B) kaj akvo por produkti konjugacian acidon (BH+) kaj konjugacian bazon (OH−):Zumdahl & DeCoste (2013), p. 257. {B}_{(aq)} + {H2O}_{(l)} <=> {BH+}_{(aq)} + {OH- }_{(aq)}La ekvlibrokonstanto, Kb, por tiu reakcion povas esti trovebla uzante la jenan ĝeneralan ekvacion:Zumdahl & DeCoste (2013), p. 257.



En ĉi tiu ekvacio, la bazo (B) kaj la ekstreme forta bazo (la konjugaciita bazo OH−) konkurencas por la protono.Zumdahl & DeCoste (2013), p. 258. Kiel rezulto, bazoj kiuj reakcias kun akvo havas relative malgrandajn ekvilibrajn konstantajn valorojn.Zumdahl & DeCoste (2013), p. 258. La bazo estas pli malforta kiam ĝi havas pli malaltan ekvilibran konstantan valoron.Zumdahl & DeCoste (2013), p. 257.

Neŭtraligo de acidoj
Bazoj reakcias kun acidoj por neŭtraligi unu la alian rapide kaj en akvo kaj en alkoholo. Se dissolvite en akvo, la forta bazo natria hidroksido jonigas en hidroksidon kaj natriajn jonojn:

NaOH -> Na+ + OH-

kaj simile, en akvo la acida hidrogena klorido formas hidroniajn kaj kloridajn jonojn:

HCl + H2O -> H3O+ + Cl-

Kiam la du solvaĵoj estas miksitaj, la jonoj de H3O+ kaj de OH− kombiniĝas por formi akvomolekulojn:

H3O+ + OH- -> 2H2O

Se egalaj kvantoj de NaOH kaj HCl estas dissolvitaj, la bazo kaj la acido neŭtraligas precize, lasante nur NaCl, efektive tablosalon, en solvaĵo.

Malfortaj bazoj, kiel baksodo aŭ ovoblanko, devas esti uzataj por neŭtraligi iujn acidajn verŝaĵojn. Neŭtraliganta acidelverŝaĵo kun fortaj bazoj, kiel ekzemple natria hidroksido aŭ kalia hidroksido, povas kaŭzi perfortan eksoterman reakcion, kaj la bazo mem povas kaŭzi same multe da damaĝo kiel la origina acidverŝaĵo.

Alkaleco de nehidroksidoj
Bazoj estas ĝenerale kunmetaĵoj kiuj povas neŭtraligi kvanton da acido. Kaj natria karbonato kaj amoniako estas bazoj, kvankam neniu el tiuj substancoj enhavas OH- grupojn. Ambaŭ kunmetaĵoj akceptas H+ kiam dissolvite en protaj solviloj kiel ekzemple akvo:

Na2CO3 + H2O -> 2Na+ + HCO3- + OH-
NH3 + H2O -> NH4+ + OH-

El tio, pH, aŭ acideco, povas esti kalkulata por akvecaj solvaĵoj de bazoj.

Bazo estas difinita ankaŭ kiel molekulo kiu havas la kapablon akcepti elektronan parligon enirante la valentan ŝelon de alia atomo per sia posedo de unu elektrona paro. Estas limigita nombro da elementoj kiuj havas atomojn kun la kapablo havigi molekulon kun bazaj trajtoj. Karbono povas funkcii kiel bazo same kiel nitrogeno kaj oksigeno. Ankaŭ fluoro kaj foje raraj gasoj posedas ĉi tiun kapablon. Tio okazas tipe en kunmetaĵoj kiel ekzemple butil-litio, alkoksidoj, kaj metalamidoj kiel ekzemple sodamido. Bazoj de karbono, nitrogeno kaj oksigeno sen resonanca stabiligo estas kutime tre fortaj, aŭ superbazoj, kiuj ne povas ekzisti en akvosolvaĵo pro la acideco de akvo. Resonanca stabiligo, aliflanke, ebligas pli malfortajn bazojn kiel ekzemple karboksilatoj; ekzemple, natria acetato estas malforta bazo.

 Fortaj bazoj 
Bazo nomiĝas forta, se ĝi komplete disociiĝas, do se okazas kompleta joniĝo de ĉiuj molekuloj. Forta bazo estas baza kemia kunmetaĵo kiu povas forigi protonon (H+) de (deprotonigi) molekulo de eĉ tre malforta acido (kiel ekzemple akvo) en acido-baza reakcio. Oftaj ekzemploj de fortaj bazoj estas hidroksidoj de alkalaj metaloj kaj teralkalaj metaloj, kiel natria hidroksido kaj kalcia hidroksido, respektive. Pro ilia malalta solvebleco, kelkaj bazoj, kiel teralkalaj hidroksidoj, povas esti uzataj kiam la solvofaktoro ne estas konsiderata. Zumdahl & DeCoste (2013), p. 255. 

eta|maldekstre|180ra|Kalia hidroksido KOH.
Unu avantaĝo de tiu malalta solvebleco estas ke "multaj kontraŭacidoj estis suspensioj de metalhidroksidoj kiel ekzemple aluminia hidroksido kaj magnezia hidroksido";Zumdahl & DeCoste (2013), p. 256. kunmetaĵoj kun malalta solvebleco kaj la kapablo ĉesigi pliiĝon en la koncentriĝo de la hidroksida jono, malhelpante la damaĝon de la histoj en la buŝo, ezofago, kaj stomako.Zumdahl & DeCoste (2013), p. 256. 

Dum la reakcio daŭras kaj la saloj dissolviĝas, la stomaka acido reakcias kun la hidroksido produktita de la suspensioj.Zumdahl & DeCoste (2013), p. 256. 

Fortaj bazoj hidrolizas en akvo preskaŭ tute, rezultigante la ebenigan efikon. En ĉi tiu procezo, la akvomolekulo kombiniĝas kun forta bazo, pro la amfotera kapablo de la akvo; kaj, hidroksida jono estas liberigita. Lewis, Gilbert N. (Septembro 1938). "Acids and Bases". Journal of the Franklin Institute. 226 (3): 293–313. doi:10.1016/S0016-0032(38)91691-6. Arkivita el la originalo la 2an de Novembro 2021. Alirita la 3an de Septembro 2020.  

Tre fortaj bazoj eĉ povas malprotonigi tre malforte acidajn C-H-grupojn en foresto de akvo.

Fortaj bazoj estas jenaj:
 Baria hidroksido Ba(OH)2
 Cezia hidroksido CsOH
 Kalia hidroksido KOH
 Kalko CaO
eta|dekstre|160ra|Tridimensia kemia strukturo de la Guanidino HNC(NH2)2.
 Kalcia hidroksido Ca(OH)2
 Litia hidroksido LiOH
 Magnezia hidroksido Mg(OH)2
 Natria hidroksido NaOH
 Rubidia hidroksido RbOH
 Stroncia hidroksido Sr(OH)2
 Tetrametilamonia hidroksido N(CH|3)4OH
 Guanidino HNC(NH2)2

En la koncepto de Lewis necesas fari plian distingon, inter molaj kaj malmolaj bazoj (kaj same acidoj). Ili diferencas laŭ la naturo de la kemia ligo, kiu ekestas inter bazoj kaj acidoj. La katjonoj de tiuj fortaj bazoj aperas en la unua kaj dua grupoj de la perioda tabelo (alkalaj kaj teralkalaj metaloj). Ankaŭ tetraalkilatitaj amonihidroksidoj estas fortaj bazoj ĉar ili disiĝas tute en akvo. Guanidino estas speciala kazo de specio, kiu estas escepte stabila kiam protonata, analoge al la kialo, kiu faras perkloratan acidon kaj sulfatan acidon tre fortaj acidoj.

Acidoj kun pKa de pli ol proksimume 13 estas konsideritaj tre malfortaj, kaj iliaj konjugaciitaj bazoj estas fortaj bazoj.

Superbazoj
Grupo 1-saloj de karbonjonoj, amidaj jonoj kaj hidridoj tendencas esti eĉ pli fortaj bazoj pro la ekstrema malforto de siaj konjugaciitaj acidoj, kiuj estas stabilaj hidrokarbidoj, aminoj kaj dihidrogeno. Kutime, ĉi tiuj bazoj estas kreitaj aldonante purajn alkalajn metalojn kiel ekzemple natrio en la konjugacitan acidon. Ili estas nomitaj superbazoj, kaj ne eblas konservi ilin en akvaj solvaĵoj, ĉar ili estas pli fortaj bazoj ol la hidroksida jono. Ekzemple, la etoksidjono (konjugita bazo de etanolo) spertas tiun reakcion kvante en ĉeesto de akvo.

CH3CH2O- + H2O -> CH3CH2OH + OH-

eta|dekstre|170ra|Kemia strukturo de la Natria hidrido (NaH).
Ekzemploj de oftaj superbazoj estas jenaj:
 n-Butillitio (n-C4H9Li)
 Litia diisopropilamido (LDA) [(CH3)2CH]2NLi 
 Litia dietilamido (LDEA) (C2H5)2NLi
 Sodamido (NaNH2)
 Natria hidrido (NaH)
 Litia bis(trimetilsilil)amido [(CH3)3Si]2NLi

Plej fortaj superbazoj estas sintezigitaj nur en gasfazo:
 Orto-dietinilbenzena dianjono (C6H4(C2)2)2− (the strongest superbase ever synthesized)  
 Meta-dietinilbenzena dianjono (C6H4(C2)2)2− (dua plej forta superbazo)
 Para-dietinilbenzena dianjono (C6H4(C2)2)2− (tria plej forta superbazo)
 Litia monoksida anjono (LiO−) estis konsiderata la plej forta superbazo antaŭ dietinilbenzenaj dianjonoj estis kreitaj.

 Malfortaj bazoj 
Malforta bazo estas tiu kiu ne plene jonigas en akva solvaĵo, aŭ en kiu protonigo estas nekompleta. Ekzemple, amoniako transdonas protonon al akvo laŭ la ekvacio
NH3(aq) + H2O(l) → NH(aq) + OH−(aq)
La ekvilibrokonstanto por tiu reakcio je 25 °C estas 1.8 x 10−5, tia ke la amplekso de reakcio aŭ grado da jonigo estas tre malgranda.

 Lewis bazoj 
Lewis-bazo aŭ elektron-para donacanto estas molekulo kun unu aŭ pluraj alt-energiaj izolaj paroj de elektronoj kiuj povas esti kunhavataj kun malalt-energia vaka orbitalo en akceptanta molekulo por formi adukton. Aldone al H+, eblaj elektron-paraj akceptantoj (Lewis-acidoj) estas neŭtralaj molekuloj kiel ekzemple BF3 kaj altaj oksigenitajn metaljonojn kiel ekzemple Ag2+, Fe3+ kaj Mn7+. Alduktoj implikantaj metaljonojn estas kutime priskribitaj kiel kunordigaj kompleksoj.

Laŭ la origina formuliĝo de Lewis, kiam neŭtrala bazo formas ligon kun neŭtrala acido, okazas kondiĉo de elektra streso. La acido kaj la bazo kunhavas la elektronparon kiu antaŭe apartenis al la bazo. Kiel rezulto, estas kreita alta dupolusa momento, kiu povas esti malpliigita nur al nulo rearanĝante la molekulojn.

 Solidaj bazoj 
Ekzemploj de solidaj bazoj estas jenaj:
 Oksidaj miksaĵoj: SiO2, Al2O3; MgO, SiO2; CaO, SiO2
 Muntitaj bazoj: LiCO3 sur siliko; NR3, NH3, KNH2 on alumina; NaOH, KOH muntita sur siliko sur aluminio
 Neorganikaj kemiaĵoj: BaO, KNaCO3, BeO, MgO, CaO, KCN
 Anjonŝanĝaj rezinoj
 Karbo kiu estis traktita je 900 gradoj Celsiusaj aŭ funkciigita pere de N2O, NH3, ZnCl2-NH4Cl-CO2

Depende de la kapablo de solida surfaco sukcese formi konjugacian bazon per absorbado de elektre neŭtrala acido, baza forto de la surfaco estas determinita. La "nombro de bazaj ejoj per unuo de surfacareo de la solido" estas uzata por esprimi kiom da baza forto troviĝas sur solida bazkatalizilo. Sciencistoj evoluigis du metodojn por mezuri la kvanton de bazaj ejoj: unu, titrado kun benzoa acido uzante indikilojn kaj gasacida adsorbado. Solido kun sufiĉe da baza forto sorbos elektre neŭtralacidan indikilon kaj igos la koloron de la acida indikilo ŝanĝiĝi al la koloro de sia konjugita bazo. Dum elfarado de la gasacida adsorbadmetodo, nitrogena monooksido estas uzata. La bazaj ejoj tiam estas determinitaj per kalkulado de la kvanto de karbona dioksido kiu estas sorbita.

Bazoj kiel kataliziloj
Bazaj substancoj povas esti uzataj kiel nesolveblaj heterogenaj kataliziloj por kemiaj reakcioj. Kelkaj ekzemploj estas metaloksidoj kiel ekzemple magnezia oksido, kalcia oksido, kaj baria oksido, same kiel kalia fluorido sur alumino kaj kelkaj zeolitoj. Multaj transirmetaloj fariĝas bonaj kataliziloj, multaj el kiuj formas bazajn substancojn. Bazaj kataliziloj estas uzitaj por hidrogenado, migrado de duoblaj ligoj, en la Meerwein-Ponndorf-Verley-redukcio, la Michael-reakcio, kaj multaj aliaj. Kaj CaO kaj BaO povas esti tre aktivaj kataliziloj se ili estas varmigitaj al altaj temperaturoj.

Uzoj de bazoj
 Natria hidroksido estas uzata en la fabrikado de sapo, papero kaj la sinteza fibro rajono.
 Kalcia hidroksido (malfunkciigita kalko) estas uzata en la fabrikado de blankiga pulvoro.
 Kalcia hidroksido estas uzata ankaŭ por purigi la sulfuran dioksidon, kiu estas kaŭzita de la ellasilo, kiu troviĝas en elektrocentraloj kaj fabrikoj. Zumdahl & DeCoste (2013), p. 256. 
 Magnezia hidroksido estas uzata kiel "kontraŭacido" por neŭtraligi troan acidon en la stomako kaj kuraci malbone funkciantan digeston.
 Natria karbonato estas uzata kiel lava sodo kaj por mildigi malmolan akvon.
 Natria bikarbonato (aŭ natria hidrogenkarbonato) estas uzata kiel bikarbonato en kuirado de manĝaĵoj, por fari bakpulvorojn, kiel kontraŭacido por kuraci malbone funkciantan digeston kaj en sodacida fajroestingilo.
 Amonia hidroksido estas uzata por forigi grasajn makulojn el vestaĵoj.

 Monoprotaj kaj poliprotaj bazoj 
Bazoj kun nur unu jonigebla hidroksida (OH−) jono por formula unuo estas nomataj monoprotaj (aŭ unuprotaj), ĉar ili povas ricevi unu protonon (H+). Bazoj kun pli ol unu OH- por formula unuo estas nomataj poliprotaj (aŭ plurprotaj).

La nombro de jonigeblaj hidroksidaj (OH−) jonoj ĉeestantaj en unu formula unuo de bazo estas nomita ankaŭ acideco de la bazo. Surbaze de acideco, bazoj povas esti klasifikitaj en tri tipoj: monoacidaj, diacidaj kaj triacidaj.

 Monoacidaj bazoj 
Kiam unu molekulo de bazo per kompleta jonigo produktas unu hidroksidan jonon, la bazo laŭnome estas monoacida aŭ monoprota bazo. Ekzemploj de monoacidaj bazoj estas:

Natria hidroksido, Kalia hidroksido, Arĝenta hidroksido, Amonia hidroksido, ktp.

 Diacidaj bazoj 
Kiam unu molekulo de bazo per kompleta jonigo produktas du hidroksidajn jonojn, la bazo laŭnome estas diacida aŭ diprota bazo. Ekzemploj de fiacidaj bazoj estas:

Baria hidroksido, Magnezia hidroksido, Kalcia hidroksido, Zinka hidroksido, Fera (II) hidroksido, Stana (II) hidroksido, Plumba (II) hidroksido, Kupra (II) hidroksido, ktp.

 Triacidaj bazoj 
Kiam unu molekulo de bazo per kompleta jonigo produktas tri hidroksidajn jonojn, la bazo laŭnome estas triacida aŭ triprota bazo. Ekzemploj de triacidaj bazoj estas:

Aluminia hidroksido, Fera (II) hidroksido, Ora trihidroksido, ktp.

 Notoj 

Bibliografio
 Amaral, Luciano (1995). Química. São Paulo: Edições Loyola. 113 pp. ISBN 9788515012411. Konsultita la 12an de januaro 2013
 Brena, Nilson Antônio (2009). A Chuva Ácida e os seus Efeitos sobre as Florestas, 2a eldono. São Paulo: Do Autor. 208 pp. ISBN 9788590245896. Konsultita la 12an de januaro 2013
 A. Caamaño, D. Obach, E. Pérez-Rendón (2005). «10». Física y química. Teide. ISBN 8430746528.
 Damodaran, Srinivasan; Parkin, Kirk L; Fennema, Owen R (2010). Quimica de Alimentos de Fennema, 4a eldono. [S.l.]: Artmed. 900 pp. ISBN 9788536323343. Konsultita la 12an de januaro 2013
 Ferreira, Maíra; Morais, Lavínia; Nichele, Tatiana Zarichta; Del Pino, José Cláudio (2007). Química Orgânica. Porto Alegre: Artmed. 150 pp. ISBN 9788536310756. Konsultita la 12an de januaro 2013
 GEPEQ (2005). Interações e Transformações: Aluno - Química e a Sobrevivência: Hidrosfera - Fonte de Materiais. 4. São Paulo: Editora da USP. 195 pp. ISBN 9788531407048. Konsultita la 12an de januaro 2013
 James Huheey, Ellen A Keiter, Richard L Keiter, André Pousse (trad. de la angla) kaj Jean Fischer (trad. de la angla), Chimie inorganique, Paris Bruxelles, De Boeck, 1996, 964 p. (ISBN 978-2-8041-2112-9, BNF 37670940). Aparte, ĉapitro 9a, «La chimie des bases et des acides», pp. 318-358.
 Mateus, Alfredo Luis (2001). Química na cabeça - experiências espetaculares para você fazer em casa ou na escola. Belo Horizonte: Editora UFMG. 127 pp. ISBN 9788570412911. Konsultita la 12an de januaro 2013
 Oliveira, Mayron Augusto Borges de (2010). Padronização, ph e solução tampão. Cachoeiro de Itapemirim: Noryam. 40 pp. ISBN 9788590806547. Konsultita la 12an de januaro 2013
 Silveira, Benedito Inácio (2011). Produção de Biodiesel - Análise e Projeto de Reatores Químicos. [S.l.]: biblioteca24horas. 416 pp. ISBN 9788578938772. Konsultita la 12an de januaro 2013
 Paolo Silvestroni, Fondamenti di chimica, 10a eldono, CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8.
 T. W. Graham Solomons, Chimica organica, 2a eldono, Bologna, Zanichelli, 2001, pp. 58-66, ISBN 88-08-09414-6.
 Teresi, Dick; Eichenberg, Rosaura (trad.) (2008). Descobertas perdidas: as raízes antigas da ciência moderna, dos babilônios aos maias. [S.l.]: Companhia Das Letras. 439 pp. ISBN 9788535911794. Konsultita la 12an de januaro 2013
 Thibodeau, Gary A; Patton, Kevin T (2002). Estrutura e funções do corpo humano, 11a eldono. [S.l.]: Editora Manole. 528 pp. ISBN 9788520412596. Konsultita la 12an de januaro 2013
 Whitten, Kenneth W.; Peck, Larry; Davis, Raymond E.; Lockwood, Lisa; Stanley, George G. (2009). Chemistry (9a eldono). ISBN 0-495-39163-8.
 Wolke, Robert L (2003). O que Einstein disse ao seu cozinheiro - volume 1. Rio de Janeiro: Jorge Zahar Ed. 299 pp. ISBN 9788571106925. Konsultita la 12an de januaro 2013
 Zumdahl, Steven; DeCoste, Donald (2013). Chemical Principles (7a eldono). Mary Finch.

 Vidu ankaŭ 

 Kemia ekvilibro
 Kemia reakcio
 Johannes Nicolaus Brønsted
 Gilbert Newton Lewis
 August Svante Arrhenius
 Acido

Kategorio:Acido-baza kemio