Gotovi Seminarski Diplomski Maturalni Master ili Magistarski

Baze

Baza ili lužina je jedna od osnovnih kategorija hemijskih jedinjenja.

Po klasičnoj, jonskoj teoriji Arenijusa baza je hemijsko jedinjenje, koje u vodenom rastvoru, usled disocijacije izdvajanjem jona OH−, povećava njihovu koncentraciju a smanjuje koncentraciju H+ jona (povećava pH rastvora). Arenijusove baze su rastvorljive u vodi i ovi rastvori uvek imaju pH veći od 7.

Po protolitičkoj teoriji, baza je svako hemijsko jedinjenje koje je akceptor (primalac) katjona vodonika (H + ),tj. protona, u uslovima date reakcije.

Npr. u reakciji:

jedinjenje HA je kiselina, a jedinjenje B baza.

Hemijska jedinjenja (sa izuzetkom nekoliko veoma jakih kiselina i baza) mogu u zavisnosti od uslova da vrše ulogu kiseline ili baze – ovakva jedinjenja se zovu amfoterna jedinjenja.

Najnoviju i najprihvaćeniju opštu definiciju baze dao je Luis
Baza je jedinjenje, koje je donor (davalac) elektronskog para u uslovima date hemijske reakcije.

Osobine baza:

• Pri dodiru su klizave
• Menjaju boju lakmusa iz crvene u plavu
• Imaju gorak ukus
• Reaguju sa kiselinama pri čemu nastaju soli
• Vodeni rastvori provode električnu struju
• Soda-bikarbona, sredstvo za pranje sudova, sapun i mnoge druge supstance
• Pomenute baze su slabe, deluju "sapunjavo" na dodir, rastvaraju kiseline iz kože i pretvaraju ih u supstance nalik sapunu
• Baze neutrališu kiseline
• Jake baze - veoma razarajuće i nagrizaju kožu na dodir; u baze spada i kaustična soda (NaOH), koja se koristi za čišćenje u industriji
• Baze su jedinjenja koja u vodenom rastvoru kao jedine negativne jone daju hidroksidne jone


Slika 6 - Hemijska reakcija u kojoj natrijum hidroksid
razara tablu aluminijuma!


Podela baza
Baze se mogu podeliti prema više kriterijuma:

• prema vrsti susptance
• prema jačini
• prema broju hidroksidnih grupa

2.3.1.1 Podela baza prema vrsti supstance

• Jonski hidroksidi:
NaOH, KOH, Ca(OH)2
• Molekulske supstance:
NH3
2.3.1.2 Podela baza prema jačini

• Jake:
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 ...
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
• Slabe:
NH3, Al(OH)3, Zn(OH)2 ...
NH3(aq) + H2O(l) ⇄ NH4 +(aq) + OH-(aq)
2.3.1.3 Podela baza prema broju hidroksidnih grupa

• Jednokisele:
NaOH, KOH ...
• Dvokisele:
Ca(OH)2, Mg(OH)2...
• Trokisele:
Al(OH)3, Fe(OH)3 ...
Disocijacija višekiselih baza:
Ca(OH)2(aq) → Ca(OH)+(aq) + OH-(aq)
Ca(OH)+(aq) ⇄ Ca2+(aq) + OH-(aq)

Dobijanje:

1. CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)
2. 2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)
3. FeCl3(aq) + 3 NaOH(aq) → Fe(OH)3(s) + 3 NaCl(aq)

Reakcije baza
1. NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O
2. Ca(OH)2(aq) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O
3. 2 NaOH(aq) + ZnO(s) + H2O(l) → Na2Zn(OH)4(aq)
4. 2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 6 H2O(l) → 2 NaAl(OH)4(aq) + 3 H2(g)

Soli

U hemiji, so je opšti termin koji se koristi za jonska jedinjenja sastavljena od pozitivno naelektrisanih katjona i negativno naelektrisanih anjona, tako da je proizvod neutralan i bez naelektrisanja. Ovi joni mogu biti neorganski (Cl-) kao i organski (CH3-COO-) i jednoatomski (F-) kao i višeatomski joni (SO42-).

Rastopi i vodeni rastvori soli se zovu elektroliti. Oni, kao i istopljene soli, provode elektricitet.
Cviterioni su soli koje sadrže anjonski i katjonski centar u istom molekulu, kao na primer amino kiseline, mnogi metaboliti, peptidi i proteini.

Smeše više različitih jona u rastvoru kao što je citoplazma ćelije, u krvi, urinu, biljnom soku i mineralnoj vodi najčešće ne stvaraju definisane soli posle isparavanja vode.



Slika 7 - Kristalna rešetka soli




Osobine soli:

Jaki elektroliti i uglavnom jonska jedinjenja
Mogu se izvesti:
- Iz kiselina, zamenom vodonikovih atoma
atomima metala
- Iz baza, zamenom hidroksidnih grupa
kiselinskim ostatcima
Većina soli se može dobiti reakcijom neutralizacije.

Prema stepenu izvršene neutralizacije soli se dele u tri grupe:

1.Normalne (neutralne) soli:
H2SO4(aq) + Ca(OH)2(aq) →CaSO4(s) + 2 H2O(l)
• Nastaju potpunom neutralizacijom kiselina i baza:
CaSO4, Mg3(PO4)2, BaCl2, CaCl2, NH4NO3, NaCl, KNO3,
KCN, NH4NO2, Al2(SO4)3 ....
• Vodeni rastvori ovih soli mogu reagovati kiselo, bazno ili neutralno

2. Kisele soli
H2SO4(aq) + NaOH(aq) →NaHSO4(aq) + H2O(l)
• Nastaju nepotpunom neutralizacijom poliprotonskih kiselina:
NaHCO3, Ca(HCO3)2, Mg(HSO4)2, Mg(H2PO4)2, K2HPO4, NaHSO4 ....
NaHSO4(aq) + NaOH(aq) →Na2SO4(aq) + H2O(l)

3. Bazne soli
Ca(OH)2(aq) + HCl(aq) →CaOHCl(aq) + H2O(l)
• Nastaju nepotpunom neutralizacijom višekiselih baza:
Al(OH)(NO3)2, Mg(OH)Cl, (CaOH)2SO4, Ca(OH)NO3,
(BaOH)3PO4 ...
CaOHCl(aq) + HCl(aq) →CaCl2(aq) + H2O(l)

Postoje još dve vrste soli nastale drugim postupcima:

4. Dvogube soli
• Nastaju kristalizacijom iz rastvora dveju soli
M+M3+(SO4)2 ・ 12 H2O M+(Na+, K+, NH4 + ...) M3+(Al3+, Fe3+, Cr3+...)
• Dvogube soli ovoga tipa – stipse
KAl(SO4)2 ・ 12 H2O - kalijumova stipsa
KAl(SO4)2 ・ 12 H2O →K+ + Al3+ + 2 SO4 2- + 12 H2O
5. Kompleksne soli
• Sadrže kompleksne jone kao katjone ili kao anjone:
K[Ag(CN)2], [Cu(NH3)4](OH)2 ....
DOBIJANJE SOLI:
1. 2 NaOH + H2S →Na2S + 2 H2O
2. CaO + CO2 →CaCO3
3. PbO + N2O5 →Pb(NO3)2
4. PbO + Na2O →Na2PbO2 (natrijum-plumbit)
5. Zn + H2SO4 →ZnSO4 + H2
6. NaCl + AgNO3 →AgCl + NaNO3
Učestalost
Soli su najčešće čvrsti kristali sa relativno visokom tačkom topljenja. Međutim, postoje soli koje su tečne na sobnoj temperaturi, takozvane jonske tečnosti. Neorganske soli obično imaju malu tvrdoću i malu sposobnost zgušnjavanja, slično kuhinjskoj soli