Bāze ir viela, kas var pieņemt ūdeņraža jonu (H+) no citas vielas. Ķīmiskā viela var pieņemt protonu, ja tai ir negatīvs lādiņš vai ja molekulā ir elektronegatīvs atoms, piemēram, skābeklis, slāpeklis vai hlors, kurā ir daudz elektronu. Tāpat kā skābes, dažas bāzes ir spēcīgas, bet citas vājas. Vājās bāzes retāk uzņem protonus, savukārt spēcīgās bāzes ātri uzņem protonus šķīdumā vai no citām molekulām. Skābe ir bāzes "ķīmiskais pretstats": skābe ziedo ūdeņraža jonu (protonu), ko bāze var pieņemt.

Definīcijas veidi

  • Arrhenius definīcija: bāze šķīdumā palielina hidroksīda jonu (OH−) koncentrāciju (piemēram, NaOH → Na+ + OH− ūdenī).
  • Brønsted–Lowry definīcija: bāze ir protonu (H+) akceptors (piemēram, NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH−).
  • Lewis definīcija: bāze ir elektronu pāra donors, kas var veidot koordinatīvu saiti ar elektronu pāru akceptoru (piemēram, NH3 var dot savu sliktās pāra elektronus, lai saistītos ar metānu).

Spēks un līdzsvars

Spēcīgā bāze praktiski pilnībā disociē ūdens šķīdumā — piemēram, NaOH un KOH ir spēcīgas bāzes. Vājas bāzes, piemēram, NH3 (amonjaks), tikai daļēji reaģē ar ūdeni, tāpēc šķīdumā pastāv līdzsvars. Vāju bāzu spēku var kvantitatīvi raksturot ar disociācijas konstanti Kb un tās negatīvo logaritmu pKb — jo lielāks Kb (mazāks pKb), jo stiprāka bāze.

Īpašības

  • Šķidrums, kas satur bāzes, bieži ir slidenas un ziepīgas uz tausti.
  • Bāzes var mainīt indikatoru krāsu — piemēram, fenolftaleīns kļūst rozā bāziskā vidē.
  • Bāzes reaģē ar skābēm, veidojot sāļus un ūdeni (neitralizācijas reakcija): NaOH + HCl → NaCl + H2O.
  • Dažas vielas ir amfotēras — tās var uzvesties gan kā skābe, gan kā bāze. Piemēri: ūdens, Al(OH)3.

pH un skaitliskās robežas

Bāzes pH ir lielāks par 7,0. Vāju bāzu pH vērtība parasti ir 7–9, bet spēcīgu bāzu pH vērtība var būt 9–14 (šķidrumā ūdens tabulārajā temperatūrā). pH ir saistīts ar hidroksīda jonu koncentrāciju: pOH = −log[OH−], un pH + pOH = 14 (vārdā norādītajos apstākļos).

Piemēri un tipiskas reakcijas

  • Spēcīgas neorganiskas bāzes: NaOH (nātrija hidroksīds), KOH (kālija hidroksīds), Ca(OH)2 (kalcija hidroksīds).
  • Vājas bāzes: NH3 (amonjaks), amīni (organiskas amīngrupas).
  • Neitralizācija: HCl + NaOH → NaCl + H2O (skābe + bāze → sāls + ūdens).
  • Amfotērisks uzvedums: Al2O3 vai Al(OH)3 reaģē gan ar skābēm, gan ar stiprām bāzēm.

Lietojumi un drošība

  • Bāzes tiek lietotas tīrīšanas līdzekļos (piem., sārmi pelnu vai nātrija hidroksīda saturs), ražošanā (tērauda, papīra, ķīmiskās sintezēs), lauksaimniecībā (mēslojumi) un medicīnā (antacīdi, kas mazina kuņģa skābumu).
  • Daudzas bāzes ir korozīvas — spēcīgas bāzes var apdedzināt ādu un bojāt audumus. Vienmēr lietojiet personīgos aizsardzības līdzekļus un darbojieties labi vēdināmā vietā.

Apkopojot: bāze ir protonu akceptors/elektronu donors, kuras šķīdums paaugstina pH virs 7. Bāzu spēku, uzvedību un lietojumu nosaka to ķīmiskā struktūra un disociācijas spēja ūdenī.