Изворни код странице База (хемија)

{{друго значење2|База}}
{{Киселине и базе}}
[[Датотека:AcidBase%E2%80%93pfe.png|мини|260px|Дијаграм промене [[Гибсова слободна енергија|Гибсове слободне енергије]] за дисоцијацију неких [[киселине|киселина]] и база]]
'''Базе''' или ''лужине'' ([[grčki jezik|grč.]] ''βάση'', ''basé – основа, фундамент'') је једна од основних категорија [[хемијско једињење|хемијских једињења]].<ref name="Greenwd">{{Greenwood&Earnshaw2nd}}</ref><ref name="Housecroft3rd">{{Housecroft3rd}}</ref> Базе су у ужем смислу сва једињења, која у воденим растворима могу градити хидроксидне [[јон]]е (-{OH<sup>−</sup>}-), те тако повисити [[pH vrednost|-{pH}-]] вредност раствора. Хидроксилни јони су хемијска једињења која из [[киселине|киселина]] могу преузети [[протон]]е дајући молекуле [[вода|воде]]. Стога је база на неки начин супротност киселинама те се с њима [[неутрализација (хемија)|неутрализира]]. У ширем смислу, разни базно-киселински концепти описују далеко ширу палету хемијских реакција, који прелазе оквире особина хидроксидних јона у води. Од посебног значаја су концепти по Луису (Луисове базе и Луисове киселине),<ref>{{cite web|url=http://goldbook.iupac.org/B00601.html|title=IUPAC Gold Book — base|accessdate=18. 4. 2013.|archiveurl=https://web.archive.org/web/20130127134225/http://goldbook.iupac.org/B00601.html|archivedate=27. 01. 2013|url-status=dead}}</ref> те према Пеарсону, који наводи поделу на јаке и слабе киселине и базе.<ref>{{Cite book |last1=Рудзитис| first1 = Е. Г.. | last2=Фельдман| first2 = Г. Ф.. | 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|pages=}}</ref>
 
Већина база су супстанце које производе [[хидроксид]]не јоне (ОХ<sup>−</sup>) у воденим растворима, и стога се класификују као [[Теорије киселина и база|Аренијусове басе]].<ref name="ХЭ">{{Cite book|title=Химическая энциклопедия | editor = Под ред. И. Л. Кнунянца | location = М | publisher = Большая Российская энциклопедия |year  = 1992 | volume = 2 |isbn=978-5-85270-039-1 | ref = Химическая энциклопедия|pages=393–395}}</ref> Да би супстанца била класификована као Аренијусова база, она мора да формира хидроксилне јоне у воденом раствору. Аренијус је сматрао да је неопходно да база садржи хидроксид у својој структури. Из тог разлога је Аренијусов модел ограничен, пошто се њиме не могу објаснити базна својства [[амонијак]]а у воденом раствору (-{NH<sub>3</sub>}-), као ни његових органских деривата ([[Amin (hemija)|амина]]).<ref name="Chemistry 9E">''Chemistry'', 9th Edition. Kenneth W. Whitten, Larry Peck, Raymond E. Davis, Lisa Lockwood, George G. Stanley. {{page|year=2009|isbn=978-0-495-39163-0|pages=363}}</ref> Исто тако постоје базе које не садрже хидроксидни јон, али ипак реагују с водом, што доводи до повећања концентрације хидроксидног јона.<ref name="Chemical Principles">{{Cite book|last1=Zumdahl| first1 = Steven| last2=DeCoste| first2 = Donald| title = Chemical Principles|year=2013| publisher = Mary Finch| edition = 7th|pages=257}}</ref> Пример тога је реакција између амонијака и воде, чиме се формира амонијак и хидроксид.<ref name="Chemical Principles"/> У овој реакцији амонијак је база пошто он прима протон од молекула воде.<ref name="Chemical Principles"/> Амонијак и друге базе сличне њему обично имају способност формирања везе са протоном услед слободног електронског пара који поседују.<ref name="Chemical Principles"/> У општијој [[Бронстед-Лоријева теорија киселина и база|Бронстед-Лоријевој теорији киселина и база]], база је супстанца која може да прими [[хидрон (хемија)|јоне водоника]] (-{H<sup>+</sup>}-) — иначе познате као [[протон]]и.

[[Датотека:Autoprotolyse eau.svg|мини|центар| upright = 1.5|Аутојонизациона равнотежа]]
У води базе путем промене [[Аутојонизација воде|аутојонизационе]]<ref>{{cite journal|last1=Geissler|first1=P. L.|last2=Dellago|first2=C.|last3=Chandler|first3=D.|last4=Hutter|first4=J.|last5=Parrinello|first5=M.|year=2001| title = Autoionization in liquid water | journal = [[Science (journal)|Science]] | volume = 291 | doi = 10.1126/science.1056991 | pmid = 11251111 | issue = 5511| bibcode = 2001Sci...291.2121G |pages=2121–2124|s2cid=1081091 }}</ref> [[hemijska ravnoteža|ravnoteže]]<ref>{{cite journal|last=Eigen|first=M.|author2=de Maeyer, L. |year=1955| title = Untersuchungen über die Kinetik der Neutralisation I | journal = Z. Elektrochem. | volume = 59 |pages=986}}</ref> производе растворе у којима је концентрација јона водоника нижа него у чистој води, нпр., вода има [[pH vrednost|-{pH}-]] већи од 7,0 при стандардним условима. Растворне базе се називају '''[[алкалија]]ма''', ако садрже и [[Стехиометрија|квантитативно]] отпуштају -{OH<sup>−</sup>}- јоне. Међутим, важно је да се нагласити да базност није исто што и [[алкалност]]. Метални [[оксид]]и, хидроксиди, и посебно [[алкоксид]]и су базни, и контрајони [[јачина киселине|слабих киселина]] су јаке базе.

Базе се могу сматрати хемијском супротношћу [[киселина]], мада неке киселине имају способност деловања као базе.<ref name="Gilbert" /> Базе и киселине се могу видети као супротни концепти зато што је дејство киселине да повећава концентрацију [[хидронијум]] јона (-{H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>}-) у води, док базе редукују његову концентрацију. Реакције између киселине и базе се називају [[Неутрализација (хемија)|неутрализацијом]]. У реакцији неутрализације, водени раствор базе реагује са воденим раствором киселине да произведе раствор [[вода|воде]] и [[со]]ли у коме је со раздвојена на њене јоне. Ако је водени раствор [[засићени раствор|засићен]] датим соним [[растварач|растворком]], свака додатна количина такве соли се [[талог|таложи]] из раствора.<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=978-0-618-37206-5|pages=}}</ref>

Хемијски концепт појма ''базе'' је увео француски хемичар [[Guillaume François Rouelle|Гијом Франсоа Руел]] 1754. године.<ref>{{cite journal|last=Franckowiak| first = Rémi| title = Les sels neutres de Guillaume-François Rouelle| journal = Revue d'Histoire des Sciences |year=2002| volume = 55 | issue = 4 |pages=493–532| doi = 10.3406/rhs.2002.2163| url = https://halshs.archives-ouvertes.fr/halshs-01905519/file/Rouelle%20Article%20pour%20la%20Revue.pdf}}</ref><ref>{{cite journal|last1=Lemay| first1 = Pierre| last2 = Oesper | first2 = 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 | doi = 10.1021/ed031p338 | issue = 7 |pages=338}}</ref> Он је уочио да киселине, које су у то време биле углавном испарљиве течности (попут [[сирћетна киселина|сирћетне киселине]]), прелазе у чврсте соли једино кад се комбинују са специфичним супстанцама. Роуелле је сматрао да такве супстанце служе као „база“ за соли, дајући соли „конкретну или чврсту форму“.<ref name="Jensen">{{cite journal|last=Jensen|first=William B.|title=The origin of the term "base"|journal=The Journal of Chemical Education|year=2006|volume=83|url=http://www.che.uc.edu/Jensen/W.%20B.%20Jensen/Reprints/129.%20Base.pdf|issue=8|pages=1130|doi=10.1021/ed083p1130 |access-date=16. 02. 2017|archive-date=04. 03. 2016|archive-url=https://web.archive.org/web/20160304023719/http://www.che.uc.edu/Jensen/W.%20B.%20Jensen/Reprints/129.%20Base.pdf|url-status=dead}}</ref>

== Историјски развој појма ==
Током доба [[алхемија|алхемије]] било је познато неколико алкалних једињења, попут [[кречњак]]а ([[калцијум-карбонат|-{CaCO<sub>3</sub>}-]], [[калцијум-оксид|-{CaO}-]] и [[калцијум-хидроксид|-{Ca(OH)<sub>2</sub>}-]]), [[натријум-хидрогенкарбонат|натрон]], [[натријум-карбонат|сода]], [[калијум-карбонат|поташа]] и [[амонијак]]а. Све до почетка [[18. век]]а није била позната тачна разлика између соде и поташе. Појам ''алкалије'' се мање користио и није био познат тачан међусобни однос између ових супстанци. База (алкалија) као супротност киселини постулирана је у хемијатрији, медицинско-теоретском учењу које је заступао [[Otto Tachenius|Ото Тахенијус]] у [[17. век]]у.

Све до [[18. век]]а одржало се мишљење о тесној повезаности између база и ватре односно ''ватрене материје'', а због њихових познатих егзотермичких реакција. Појам ''базе'' увели су хемичари из [[17. век]]а, попут [[Георг Ернст Стахл]]а, [[Роберт Бојл]]а и Гијом Франсоа Руела, јер су оне биле ''основне'' супстанце које су градиле ''неиспарљиву'' основу (базу) за ''фиксирање'' испарљивих киселина и уклањале (поништавале) њихове нагризајуће особине.

Темељни корак у хемији начинио је [[Антоан Лавоазје]]. Он је сматрао, да ће киселине увек настати из оксида неметала и воде, а базе од воде и оксида метала. [[Хамфри Дејви]] и [[Јустус фон Либиг]] су заступали мишљење да су киселине једињења [[водоник]]а, који се помоћу метала могу превести у соли. [[Сванте Август Аренијус|Сванте Аренијус]] је 1887. дефинисао базе као супстанце, које се након њиховог растварања у води дисоцирају отпуштањем хидоксидног јона, те киселине као супстанце које се дисоцирају отпуштањем протона. Киселине и базе се међусобно неутрализирају. Међутим ова теорија је била мањкава, јер није обухватала једињења без кисеоника. Пример за то је [[амонијак]] који неутралише киселине.

[[Јоханес Николас Бринстед]] је 1923. представио свој базно-киселински модел. Његов модел се дуго времена одржао у хемији, нарочито у [[аналитичка хемија|аналитичкој]]. Према његовој теорији, киселине и базе делују међусобно у реакцијама преноса протона, тако што их базе преузимају од киселина. Исте године, [[Гилберт Њутон Луис]] је такође представио свој модел који је помогао у објашњењу тока реакција у [[органска хемија|органској]] хемији и хемији комплекса, а његове дефиниције су примењиве и изван њих. Стога се данас може говорити о ''Луисовим базама'' и Луисовим киселинама. Према том моделу су многа једињења, која су до тада сматрана киселинама, "искључена" из киселина. Концепт ''слабих'' и ''јаких'' киселина и база развио је [[Ралф Пирсон]] 1963.<ref name="pear" /> и тиме проширио начин посматрања реакција у органској хемији и хемији комплекса.

== Врсте база ==
Одређена [[хемијско једињење|хемијска једињења]] се означавају као бази због својих посебних хемијских особина. Широк распон ових хемикалија се може поделити у групе према одређеним показатељима. Према њиховом јонском набоју, базе се могу поделити на ''неутралне'', ''анјонске'' и ''катјонске'' базе. Амонијак (-{NH<sub>3</sub>}-) не носи јонски набој, те је према томе неутрална база. Пример анјонске базе је [[natrijum bikarbonat|натријум-хидрогенкарбонат]], јер он у раствору даје анјон -{HCO<sub>3</sub><sup>−</sup>}-. У анјонске базе такође се може сврстати и хидроксилни анјон (-{OH<sup>−</sup>}-).

Други начин поделе база је њихова подела на ''једновалентне'' или ''двовалентне'' базе. [[Натријум-хидроксид]] (-{NaOH}-) у раствору по једном јону натријума гради један јон -{OH<sup>−</sup>}- те је стога ''једновалентан''. С друге стране, [[калцијум-хидроксид]] (-{Ca(OH)<sub>2</sub>}-) по једном јону -{Ca}- гради два јона -{OH}-<sup>−</sup> те је он ''двовалентан''.

Као ''градитељ'' база називају се једињења, код којих се поред базичних реакција одвијају и друге хемијске реакције. Таква једињења су метални оксиди, који при свом отапању у води с њом граде одговарајући хидроксид. Тако на пример [[калцијум-оксид]] (-{CaO}-) са водом гради базу -{Ca(OH)<sub>2</sub>}-. Неплеменити метали попут алкалних могу бити оксидирани деловањем воде. При врло бурној реакцији [[натријум]]а с водом поред натријум-хидроксида (соде) настаје и [[водоник]].

{| class="wikitable sortable"
|-
! Врста !! пример !! реакција
|-
| ''неутралне'' базе
| [[амонијак]] (-{NH<sub>3</sub>}-) 
|<math>\mathrm{NH_3 + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-}</math>
|-
| ''анјонске'' базе
|[[натријум-хидрогенкарбонат]] (-{NaHCO<sub>3</sub>}-)
|<math>\mathrm{HCO_3^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2CO_3 + OH^-}</math>
|-
| ''катјонске'' базе
| -{[Al<sup>3+</sup>(OH)<sup>−</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>5</sub>]}- у воденом раствору
|<math>\mathrm{[Al(OH)(H_2O)_5]^{2+} + H_2O \ \rightleftharpoons \ [Al(H_2O)_6]^{3+} + OH^-}</math>
|-
| colspan="3" class="hintergrundfarbe5" |
|-
| ''једновалентне'' базе
| [[натријум-хидроксид]] (-{NaOH}-)<br /> [[калијум-хидроксид]] (-{KOH}-)
| <math>\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+ + OH^-}</math><br /> <math>\mathrm{KOH \ \rightleftharpoons \ K^+ + OH^-}</math>
|-
| ''двовалентне'' базе
| [[калцијум-хидроксид]] (-{Ca(OH)<sub>2</sub>}-)
| <math>\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+} + 2 \ OH^-}</math> 
|-
| colspan="3" class="hintergrundfarbe5" |
|-
| rowspan="3" | ''градитељи'' база
| неплеменити метали, попут [[алкални метали|алкалних]]
| <math>\mathrm{2 \ Na + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 NaOH + H_2}</math> 
|-
| [[калцијум-оксид]] (-{CaO}-)<br /> [[баријум-оксид]] (-{BaO}-)
| <math>\mathrm{CaO + H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2}</math><br /> <math>\mathrm{BaO + H_2O \longrightarrow Ba(OH)_2}</math>
|}

== Аренијусова теорија ==
По класичној, јонској теорији Аренијуса база је хемијско једињење, које у [[вода|воденом]] [[раствор]]у, услед [[електролитска дисоцијација|дисоцијације]] издвајањем [[јон]]а -{OH}-<sup>−</sup>, повећава њихову концентрацију, а смањује концентрацију -{H}-<sup>+</sup> јона (повећава [[PH vrednost|-{pH}-]] rаствора). Аренијусове базе су растворљиве у води и ови раствори увек имају [[PH vrednost|-{pH}-]] већи од 7.

Пример Аренијусове базе:
: -{NaOH → Na<sup>+</sup> + OH<sup>-</sup>}-

== Бронстедова теорија ==
Како ова теорија има ограничења, [[Јоханнес Брøнстед|Јоханес Бронстед]] је дао теорију према којој је база акцептор протона (јона -{H<sup>+</sup>}-).

Пример Бронстедове базе:
: -{HCl + H<sub>2</sub>O → H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> + Cl<sup>-</sup>}-

-{H<sub>2</sub>O}- је база, јер је акцептор протона.

[[Датотека:Coordinate Covalent Bonding.svg|мини|Луисови дијаграми који показују формирање [[амонијум]] јона]]

== Протеолитичка теорија ==
По [[протолитичка теорија|протолитичкој теорији]], база је свако хемијско једињење које је акцептор (прималац) катјона [[водоник]]а (<math>H^+</math>), тј. [[протон]]а, у условима дате [[хемијска реакција|реакције]].

Нпр. у реакцији:
:<math>HA + B \to A^- + HB^+</math>
једињење -{HA}- је [[киселина]], а једињење -{B}- база.

Хемијска једињења (са изузетком неколико веома јаких киселина и база) могу у зависности од услова да врше улогу киселине или базе – оваква једињења се зову [[амфотерна једињења]].

== Луисова теорија ==
Најприхваћенију општу дефиницију базе дао је [[Гилберт Њутон Луис|Г. Н. Луис]]: База је једињење, које је донор (давалац) електронског пара у условима дате хемијске реакције.

Пример Луисове базе:
: -{H<sub>2</sub>O + SO<sub>3</sub> → H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>}-

У овом случају -{SO<sub>3</sub>}- је киселина, а -{H<sub>2</sub>O}- база јер атом [[кисеоник]]а у молекулу -{H<sub>2</sub>O}- донира слободан електронски пар, а атом [[сумпор]]а прима тај електронски пар да би постигао стабилан октет.<ref name="brady" />

== Особине ==
Махом су у чврстом агрегатном стању, лужинастог укуса (укус сапуна, пепела) дјелимично растворљиве у води. Општа својства база су:
* Концентроване или јаке базе су [[Корозивна супстанца|каустичне]] на органској материји и бурно реагују са киселим супстанцама.
* Водени раствори или растопљене базе се дисоцирају на јоне и проводе струју.
* Реакције са [[pH индикатор|индикаторима]]: базе претварају црвени литмус папир у плаво, [[фенолфталеин]] у љубичасто, не мењају боју [[бромотимол плаво]]г, и претварају [[метил оранж]] у жито.
* [[pH vrednost|-{pH}-]] вредност базних раствора под стандардним условима је већа од седам.
* Базе имају горак укус.<ref>[http://www.merriam-webster.com/dictionary/base Base, Merriam-Webster]</ref>

== Реакције између база и воде ==
Следећа реакција представља општу реакцију између базе (-{B}-) и воде за формирање коњуговане киселине (-{BH<sup>+</sup>}-) и коњуговане базе (-{OH<sup>-</sup>}-):<ref name="Chemical Principles"/>

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

Константа равнотеже, -{K<sub>b</sub>}-, ове реакције се може наћи користећи следећу општу једначину:<ref name="Chemical Principles"/>

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

У овој једначини се базе (-{B}-) и екстремно јаке базе (коњуговане базе) међусобно надмећу за протон.<ref name="ReferenceA">{{cite book|last1=Zumdahl| first1 = Steven| last2=DeCoste| first2 = Donald| title = Chemical Principles|year=2013| publisher = Mary Finch| edition = 7th|pages=258}}</ref> Резултат тога је да базе које реагују са водом имају релативно малу вредност константе равнотеже.<ref name="ReferenceA"/> База је слабија кад има нижу вредност константе равнотеже.<ref name="Chemical Principles"/>

== Добијање база ==
Оксид метала + вода ----> база
: -{MgO + H<sub>2</sub>O ---> Mg(OH)<sub>2</sub>}-

Метал + вода ----> база
: -{2 Na + 2 H<sub>2</sub>O ---> 2 NaOH + H<sub>2</sub>}-

== Неутрализација ==
Основе [[Неутрализација (хемија)|неутрализације]] су засноване на чињеници, да се карактеристике киселина при мешању са неком базу не употпуњавају него се поништавају. Тако на примјер нека база се са погодном количином неке киселине ''неутралише''. У тој реакцији базе и [[киселине]] настаје вода.

Реакција [[натријум-хидроксид]]а у и са водом даје "живу соду":
: <math>\mathrm{1. \ NaOH + (H_2O) \ \rightleftharpoons \ Na^+ +  OH^-  +  (H_2O)}</math>

Реакција [[хлороводоник]]а у и са водом даје [[хлороводонична киселина|хлороводичну киселину]]:
: <math>\mathrm{2. \ HCl + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + Cl^-}</math>

Реакција "живе соде" са [[хлороводонична киселина|хлороводичном киселином]] (неутрализација):
: <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]].

Најважнији део овог процеса је реакција између хидроксид- и оксониј-јона:
:<math>\mathrm{4. \ OH^- + H_3O^+ \ \rightleftharpoons \ 2 \ H_2O}</math>

Слабе базе, као што је [[сода бикарбона]] или беланце, се могу користити за неутрализацију просуте киселине. Неутрализација киселина јаким базама, као што је [[натријум хидроксид]] или [[калијум хидроксид]] може да узрокује силовите егзотермне реакције, и саме базе могу да узрокују штету која је слична просутој киселини.

== Алкалност нехидроксида ==
Базе су генерално једињења која могу да неутралишу извесну количину киселине. [[Натријум карбонат]] и [[амонијак]] су базе, мада ни једна од тих супстанци не садржи {{chem|OH|-}} групе. Оба једињења примају -{H<sup>+</sup>}- кад су растворена у [[протонски растварач|протонским растварачима]], као што је вода:

: -{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>}-

Полазећи од ових једначина, pH, или киселост, се могу израчунати за водене растворе база. Базе такође директно делују као донори електронских парова:

: -{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>}-

База се исто тако може дефинисати као молекул који има способност да прими електронски пар улазећи у валентну љуску другог атома.<ref name="Gilbert">{{cite web|last=Lewis| first = 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. 2. 2015}}</ref> Постоји ограничен број елемената чији атоми могу да формирају молекул са базним својствима.<ref name="Gilbert" /> [[Угљеник]] може да делује као база, као и [[азот]] и [[кисеоник]]. Флуор и понекад ретки гасови поседују ту способност, такође.<ref name="Gilbert" /> До тога типично долази у једињењима као што су [[N-Butilitijum|бутил литијум]], [[алкоксид]]и, и метални [[амид]]и, као што је [[натријум амид]]. Базе угљеника, азота и кисеоника без [[резонанција (хемија)|резонантне]] стабилизације су обично веома јаке, или [[супербаза|супербазе]], које не могу да постоје у воденом раствору услед киселости воде. Резонантна стабилизација, међутим, омогућава постојање слабијих база као што су карбоксилати; на пример, [[натријум ацетат]] је [[слаба база]].

== Јаке базе ==
Јака база је базно хемијско једињење које може да уклони протон (-{H}-<sup>+</sup>) са (или ''[[депротонација|депротонише]]'') молекул веома слабе киселине у киселинско базној реакцији. Примери јаких база су хидроксиди алкалних и земноалкалних метала, нпр. -{NaOH}- и {{chem|Ca(OH)|2}}. Услед њихове ниске растворљивости, неке базе, као што су земноалкални хидроксиди, се могу користити у околностима где се фактор растворљивости не узима у обзир.<ref>{{cite book|last1=Zumdahl| first1 = Steven| last2=DeCoste| first2 = Donald| title = Chemical Principles|year=2013| publisher = Mary Finch| edition = 7th|pages=255}}</ref> Један од корисних аспеката њихове ниске растворљивости је да су „многи антациди суспензије металних хидроксида као што је алуминијум хидроксид и магнезијум хидроксид.“<ref name="ReferenceB">{{cite book|last1=Zumdahl| first1 = Steven| last2=DeCoste| first2 = Donald| title = Chemical Principles|year=2013| publisher = Mary Finch| edition = 7th|pages=256}}</ref> Та једињења имају ниску растворљивост и способност заустављања повећања концентрације хидроксидних јона, чиме спречавају оштећења ткива уста, једњака, и желуца.<ref name="ReferenceB"/> Путем дуготрајног прогреса реакције и растварања соли, стомачна киселина реагује са хидроксидом који је отпуштен из суспензије.<ref name="ReferenceB"/> Веома јаке базе се скоро комплетно хидролизују у води, те долази до засићења.<ref name="Gilbert" /> У том процесу, молекули воде се комбинују са јаком базом, услед амфотерног карактера воде; и долази до отпуштања хидроксидног јона.<ref name="Gilbert" /> Веома јаке базе могу чак да депротонују и веома слабо киселе -{C–H}- групе у одсуству воде. Примери јаких база су:
* [[Литијум хидроксид]] (-{LiOH}-)
* [[Натријум хидроксид]] (-{NaOH}-)
* [[Калијум хидроксид]] (-{KOH}-)
* [[Рубидијум хидроксид]] (-{RbOH}-)
* [[Цезијум хидроксид]] (-{CsOH}-)
* [[Магнезијум хидроксид]] ({{chem|Mg(OH)|2}})
* [[Стронцијум хидроксид]] ({{chem|Sr(OH)|2}})
* [[Баријум хидроксид]] ({{chem|Ba(OH)|2}})

Катјони тих јаких база су елементи прве и друге групе периодног система (алкални и земноалкални метали).

Киселине са -{p''K<sub>a</sub>''}- вредношћу већом од око 13 се сматрају веома слабим, и њихове [[коњугована база|коњуговане базе]] су јаке базе.

Јаке базе имају способност формирања стабилних једињења комбиновањем са јаким киселинама.<ref name="Gilbert" /> Слабе базе, међутим, немају способност формирања стабилних једињења комбиновањем са слабим киселинама.<ref name="Gilbert" />

=== Супербазе ===
{{Main|Супербаза}}
Соли карбањона, амиди и хидриди из групе 1 могу да буду још јаче базе услед екстремне слабости њихових коњугованих киселина, које су стабилни угљоводоници, амини, и диводоник. Обично се те базе креирају додавањем чистих алкалних метала као што је натријум у коњуговану киселину. Оне се називају ''[[супербаза]]ма'', и не могу се формирати у воденим растворима зато што су јаче базе од хидроксидног јона. Као такве, оне депротонишу коњуговану киселину, воду. На пример, етоксидни јон (коњугована база етанола) у присуству воде подлеже следећој реакцији.

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

Примери супербаза су:
* [[n-Butillitijum|Бутил литијум]] (-{n-C<sub>4</sub>H<sub>9</sub>Li}-)
* [[Литијум диизопропиламид]] (LDA) -{[(CH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>CH]<sub>2</sub>NLi}-
* [[Литијум диетиламид]] (LDEA) {{chem|(C|2|H|5|)|2|NLi}}
* [[Натријум амид]] (-{NaNH<sub>2</sub>}-)
* [[Натријум хидрид]] (-{NaH}-)
* [[Литијум бис(триметилсилил)амид]] {{chem|[(CH|3|)|3|Si|2|NLi}}

== Неутралне базе ==
Кад неутрална база формира везу са неутралном киселином, долази до електричног стреса.<ref name="Gilbert" /> Киселина и база деле електронски пар који је претходно припадао бази.<ref name="Gilbert" /> Резултат тога је формирање високог диполног момента, који се једино може пореметити променом аранжмана атома у молекулу.<ref name="Gilbert" />

== Базе као катализатори ==
Базне супстанце се могу користити као [[растворљивост|нерастворни]] хетерогени [[катализатор]]и [[хемијска реакција|хемијских реакција]]. Неки од примера су метални оксиди као што су [[магнезијум оксид]], [[калцијум оксид]], и [[баријум оксид]] као и калијум флуорид на алумини и поједини [[зеолит]]и. Многи [[прелазни метали]] су добри катализатори, а знатан број њих су базне субстанце. Базни катализатори су коришћени за [[хидрогенација|хидрогенације]], миграције [[двострука веза|двоструких веза]], у [[Mirvejn-Pondorf-Verlej redukcija|Мирвејн-Пондорф-Верлејовој редукцији]], [[Мајклова адиција|Мајкловој реакцији]], и мноштву других реакција. -{CaO}- и -{BaO}- могу да буду веома активни катализатори на високим температурама.<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| url = https://books.google.com/books?id=Aq9cdug9hM0C&q=acids+and+bases| accessdate=19. 2. 2015|pages=234}}</ref>

== Чврсте базе ==
Примери чврстих база су:
* Смеше оксида: -{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|last=Tanabe| first = Konzo| title = Solid Acids and Bases: their catalytic properties| publisher = Academic Press| url = https://books.google.com/books?id=tFfBYuHg4vAC&dq=acids+and+bases&pg=PP1| accessdate=19. 2. 2015|pages=2}}</ref>
* Имобилисане базе: -{LiCO<sub>3</sub>}- на силици; -{NR<sub>3</sub>, NH<sub>3</sub>, KNH<sub>2</sub>}- на алумини; -{NaOH, KOH}- на силици или алумини<ref name="Tanabe"/>
* Неорганске хемикалије: -{BaO, KNaCO<sub>3</sub>, BeO, MgO, CaO, KCN}-<ref name="Tanabe"/>
* Анјонски размењивачки резини<ref name="Tanabe"/>
* Угаљ који је третиран на 900&nbsp;°C или активиран са -{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"/>

Способност чврсте површине да успешно формира коњуговану базу путем апсорпције електрично неутралне киселине одређује базну јачину површине.<ref name="books.google.com"/> Број базних места по јединици површине чврсте материје се користи за изражавање количине базе присутне на чврстим катализаторима.<ref name="books.google.com"/> Научници су развили методе мерења количине базних места: титрацијом са бензојевом киселином користећи индикаторе и адсорпцијом киселине у гасном стању.<ref name="books.google.com"/> Чврста материја са довољном базном јачином ће апсорбовати електрично неутрални кисели индикатор и он ће попримити боју која је карактеристична за коњуговану базу.<ref name="books.google.com"/> При примени гасно киселинског адсорптивног метода се користи азот оксид.<ref name="books.google.com"/> Базна места се затим одређују користећи количину апсорбованог угљен-диоксида.<ref name="books.google.com"/>

== Слабе базе ==
Кад постоји градијент водоничних јона између два места биолошке мембране, концентрација неких слабих база је усредсређена на само једну страну мембране.<ref name="ac.els-cdn.com">{{cite journal|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| pmid=13520769| accessdate=19. 2. 2015}}</ref> Слабе базе имају тенденцију да се накупљају у киселим флуидима.<ref name="ac.els-cdn.com"/> Желудачна киселина садржи већу концентрацију слабе базе од плазме.<ref name="ac.els-cdn.com"/> Кисели урин, у поређењу са алкалним урином, брже излучује слабе базе.<ref name="ac.els-cdn.com"/>

== Употреба база ==
* [[Натријум хидроксид]] се користи у производњи сапуна, папира и синтетичких влакна званих вештачка свила.
* [[Калцијум хидроксид]] (гашени креч) се користи за производњу праха за избељавање.
* Калцијум хидроксид се такође користи за уклањање [[сумпор-диоксид]]а, који је састојак издувних гасова електрана и фабрика.<ref name="ReferenceB"/>
* [[Магнезијум хидроксид]] се користи као 'антацид' за неутрализацију сувишне киселине у стомаку и лечење лошег варења.
* [[Натријум карбонат]] се користи као сода за испирање и за омекшавање тврде воде.
* Натријум хидроген карбонат се користи као пекарска сода у припреми хране, за прављења пекарског праха, као антацид за лечење сметњи у варењу, и у киселој соди апарата за гашење пожара.

== Етимологија термина ==
Концепт базе проистиче из старијег [[Алхемија|алхемичарског]] појма „матрица“:
{{Quote|Сматра се да је термин „база“ први пут користио француски хемичар [[Louis Lémery|Луис Лемери]] 1717. године, као синоним за старији [[Парацелзус]]ов термин „матрица“. У складу са шеснаесто-вековним [[анимизам|анимизмом]], Парацелсус је постулирао да природне соли настају унутар земље као резултат импрегнирања земљишне матрице или материце универзалном киселином ... Модерно значење термина и уопште унос у хемијски речник, се међутим обично приписују француском хемичару, Гијом Франсоа Руел ... Руел је експлицитно дефинисао неутралну со као продукт формиран сједињавањем киселине са другом супстанцом, било да је она у води растворна алкалија, испарљива алкалија, материја апсорбована у зељи, метал, или уље, која има способност да делује као „база“ у соли „дајући јој конкретну или чврсту форму“. Већина киселина које су биле познате у [[18. век]]у су биле испарљиве течности или „спирити“ које се могу дестилисати, док су соли, по самој природи, биле кристалне материје. Стога је база супстанца која неутралише киселину, која наводно уништава испарљивост или спирит киселине, и која даје чврстоћу (и.е., даје чврсту основу) резултирајућој соли. |William Jensen|The origin of the term "base"<ref name="Jensen"/>}}

== Примери база ==
{{Columns-list|2|
* -{NaOH}- - натријумова база
* -{Ca(OH)<sub>2</sub>}- - калцијумова база 
* -{Al(OH)<sub>3</sub>}- - алуминијумова база
* -{KOH}- - калијумова база
* -{NH<sub>4</sub>OH}- - амонијачна база
* -{Fe(OH)<sub>2</sub>}- - гвожђе -{II}- база
* -{Fe(OH)<sub>3</sub>}- - гвожђе -{III}- база
* -{Cu(OH)}- - бакар -{I}- база
* -{Cu(OH)<sub>2</sub>}- - бакар -{II}- база 
* -{Mg(OH)<sub>2</sub>}- - магнезијумова база
}}

== Види још ==
* [[јачина базе]]
* [[pH вредност|-{pH}- вредност]]
* [[киселина]]

== Референце ==
{{reflist|30em| refs = 
<ref name="pear">{{cite journal|doi=10.1021/ja00905a001|pmc=|pmid=|title=<b>Hard and Soft Acids and Bases</b>|year=1963|last1=Pearson|first1=Ralph G.|journal=Journal of the American Chemical Society|volume=85|issue=22|pages=3533–3539}}</ref>
<ref name="brady">Brady, J.E., Holum, J.R.,Chemistry. {{page1|location=|publisher=John Wiley & Sons|year=1993|isbn=978-0-471-59979-1|pages=}}</ref>
}}

== Литература ==
{{Литература|30em}}
* {{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=978-0-618-37206-5|pages=}}
* {{Cite book|last1=Zumdahl| first1 = Steven| last2=DeCoste| first2 = Donald| title = Chemical Principles|year=2013| publisher = Mary Finch| edition = 7th|pages=257}}
* {{Cite book| title=Химическая энциклопедия | editor = Под ред. И. Л. Кнунянца | location = М | publisher = Большая Российская энциклопедия |year  = 1992 | volume = 2 |isbn=978-5-85270-039-1 | ref = Химическая энциклопедия|pages=393–395}}
* {{Cite book| last1=Рудзитис| first1 = Е. Г.. | last2=Фельдман| first2 = Г. Ф.. | 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|pages=}}
* {{Cite book| last=Jensen| first = W.B.|year=1980| publisher = Wiley | location = New York | title = The Lewis acid-base concepts : an overview | url=https://archive.org/details/lewisacidbasecon0000jens|isbn=978-0-471-03902-0|pages=}}
* {{Cite book| last=Yamamoto| first = Hisashi |year=1999| publisher = Oxford University Press| location = New York | title = Lewis acid reagents : a practical approach|isbn=978-0-19-850099-5|pages=}}
* Hrvatska enciklopedija (LZMK), Broj 1 (A-Bd), Za izdavača: Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Zagreb g. {{page|year=1999|isbn=978-953-6036-31-8|pages=749}}
{{Литература крај}}

== Спољашње везе ==
{{Commonscat|Bases}}
* [http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/acidbase/indicators.shtml Acid-Base Indicators]
* [https://web.archive.org/web/20090129114915/http://ktf-split.hr/periodni/abc/k.html Rečnik hemijskih pojmova]

{{Нормативна контрола}}

[[Категорија:Базе]]
[[Категорија:Хемијска једињења]]