Bazo (kemio)

El Vikipedio, la libera enciklopedio
Saltu al: navigado, serĉo
Disambig.svg La titolo havas ankaŭ aliajn signifojn, por vidi ilin bonvolu rigardi la apartigan paĝon: 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:

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

Etimologio[redakti | redakti fonton]

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"[1]. Tiel naskiĝis la historia termino "bazo".

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

Ecoj de bazoj[redakti | redakti fonton]

Ĝeneralaj ecoj de bazoj estas interalie:

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 disociiĝo 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 sovaĵoj de bazoj estas glata, sapeca, sed kaŭstika.

Diversaj difinoj[redakti | redakti fonton]

NPIV (2002) identigas la konceptojn "bazo" kaj "alkalo" ka 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[redakti | redakti fonton]

Laŭ August Svante Arrhenius bazo estas substanco, kiu disociiĝas en akvo produktante OH-jonojn[2]. 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 neutralan 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[redakti | redakti fonton]

Johannes Nicolaus Brønsted kaj Martin Lowry difinas bazon kiel substancon kapablan akcepti H+-jonojn de alia speco de kemiaj substancoj, la acidoj[3]. 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[redakti | redakti fonton]

Laŭ la difino de Gilbert Newton Lewis bazo estas substanco, kiu kapablas cedi (doni) elektron-duon al alia speco de kemiaj substancoj, la acidoj[4]. 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.

Fortaj bazoj[redakti | redakti fonton]

Bazo nomiĝas forta, se ĝi komplete disociiĝas, do se okazas kompleta joniĝo de ĉiuj molekuloj. Fortaj bazoj estas:

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.

Notoj[redakti | redakti fonton]

  1. William B. Jensen. The Origin of the Term Base, Ask the historian (angle). Journal of Chemical Éducation 83 (1130) 1–2. 2006-08-08. Kontrolita en 2013-04-28.“which supposedly destroyed the volatility … of the acid and which imparted the property of solidity (i.e., gave a concrete base) to the resulting salt”
  2. Paolo Silvestroni. Fondamenti di chimica. CEA. 1996. ISBN 88-408-0998-8., p. 407
  3. Silvestroni, citita verko, p. 408
  4. Silvestroni, citita verko, p. 411