Bazo (kemio)

eta|La sapo estas bazo.
**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. 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 acidoj. 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 acidoj. 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−): {B}_{(aq)} + {H2O}_{(l)}  {BH+}_{(aq)} + {OH- }_{(aq)}La ekvlibrokonstanto, Kb, por tiu reakcion povas esti trovebla uzante la jenan ĝeneralan ekvacion:

: K_b = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}

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

## Neŭtraligo de acidoj
[thumb|[Amoniako fumas el akveca amonia hidroksido (en testotubo) reakciante kun klorida acido (en precipitujo) por produkti amonian kloridon (blanka fumo).]]
Bazoj reakcias kun acidoj por neŭtraligi unu la alian rapide kaj en akvo kaj en alkoholo. 

[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"; 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. 

Dum la reakcio daŭras kaj la saloj dissolviĝas, la stomaka acido reakcias kun la hidroksido produktita de la suspensioj. 

Fortaj bazoj hidrolizas en akvo preskaŭ tute, rezultigante la ebenigan efikon. 

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 p*Ka* 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) &rarr; 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.
* Muntitaj bazoj: LiCO3 sur siliko; NR3, NH3, KNH2 on alumina; NaOH, KOH muntita sur siliko sur aluminio

## 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.  
* 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