Baz

Sabunlar, yağ asitlerinin sodyum hidroksit veya potasyum hidroksit ile reaksiyonu sonucu oluşan zayıf bazlardır. ⓘ

Kimyada baz kelimesinin yaygın olarak kullanılan Arrhenius bazları, Brønsted bazları ve Lewis bazları olarak bilinen üç tanımı vardır. Tüm tanımlar, ilk olarak 18. yüzyılın ortalarında G.-F. Rouelle tarafından önerildiği gibi bazların asitlerle reaksiyona giren maddeler olduğu konusunda hemfikirdir. Rouelle tarafından 18. yüzyılın ortalarında önerilmiştir. ⓘ

1884 yılında Svante Arrhenius, bir bazın sulu çözeltide ayrışarak Hidroksit iyonları OH- oluşturan bir madde olduğunu öne sürmüştür. Bu iyonlar, asit-baz reaksiyonunda su oluşturmak için asitlerin ayrışmasından kaynaklanan hidrojen iyonları (Arrhenius'a göre H⁺) ile reaksiyona girebilir. Bu nedenle bir baz, NaOH veya Ca(OH)₂ gibi bir metal hidroksittir. Bu tür sulu hidroksit çözeltileri belirli karakteristik özelliklerle de tanımlanmıştır. Dokunulduğunda kaygandırlar, tatları acı olabilir ve pH göstergelerinin rengini değiştirebilirler (örneğin, kırmızı turnusol kağıdını maviye çevirirler). ⓘ

Suda, otoiyonizasyon dengesini değiştirerek, bazlar hidrojen iyonu aktivitesinin saf suda olduğundan daha düşük olduğu çözeltiler verir, yani su standart koşullarda 7.0'dan daha yüksek bir pH'a sahiptir. Çözünebilir bir baz, OH- iyonlarını kantitatif olarak içeriyor ve salıyorsa alkali olarak adlandırılır. Metal oksitler, hidroksitler ve özellikle alkoksitler baziktir ve zayıf asitlerin eşlenik bazları zayıf bazlardır. ⓘ

Bazlar ve asitler kimyasal zıtlıklar olarak görülür çünkü bir asidin etkisi sudaki hidronyum (H₃O⁺) konsantrasyonunu arttırmak iken bazlar bu konsantrasyonu azaltır. Bir asit ve bazın sulu çözeltileri arasındaki reaksiyon nötralizasyon olarak adlandırılır ve tuzun bileşen iyonlarına ayrıldığı bir su ve tuz çözeltisi üretir. Sulu çözelti belirli bir tuz çözüneni ile doymuşsa, bu tür herhangi bir ilave tuz çözeltiden çöker. ⓘ

Daha genel Brønsted-Lowry asit-baz teorisinde (1923) baz, proton olarak da bilinen hidrojen katyonlarını (H⁺) kabul edebilen bir maddedir. Buna sulu hidroksitler de dahildir, çünkü OH- H⁺ ile reaksiyona girerek su oluşturur, dolayısıyla Arrhenius bazları Brønsted bazlarının bir alt kümesidir. Bununla birlikte, amonyağın (NH₃) sulu çözeltileri veya organik türevleri (aminler) gibi proton kabul eden başka Brønsted bazları da vardır. Bu bazlar hidroksit iyonu içermez ancak yine de su ile reaksiyona girerek hidroksit iyonu konsantrasyonunda artışa neden olur. Ayrıca, bazı sulu olmayan çözücüler, çözünmüş protonlarla reaksiyona giren Brønsted bazları içerir. Örneğin sıvı amonyakta NH₂-, bu çözücüdeki asidik tür olan NH₄⁺'dan protonları kabul eden bazik iyon türüdür. ⓘ

G. N. Lewis su, amonyak ve diğer bazların, bazların sahip olduğu paylaşılmamış elektron çifti nedeniyle bir protonla bağ oluşturabileceğini fark etmiştir. Lewis teorisinde bir baz, bir çift elektronu Lewis asidi olarak tanımlanan bir elektron alıcısıyla paylaşabilen bir elektron çifti vericisidir. Lewis teorisi Brønsted modelinden daha geneldir çünkü Lewis asidi mutlaka bir proton olmak zorunda değildir, bir çift elektron kabul edebilen boş bir alçak orbitali olan başka bir molekül (veya iyon) olabilir. Kayda değer bir örnek bor triflorürdür (BF₃). ⓘ

Geçmişte hem bazlar hem de asitler için başka tanımlar da önerilmiştir, ancak günümüzde yaygın olarak kullanılmamaktadır. ⓘ

Baz, suda iyonlaştıklarında ortama OH⁻ (hidroksit) iyonu ve elektron çifti verebilen maddelerdir. Bazlar da, asitler gibi tehlikeli maddelerdir. Suda iyonlaştıklarında hidroksit (OH) iyonu derişimini arttıran maddelere baz denir. ⓘ

Bazı bazların sulu çözeltilerinde iyonlarına ayrışması yukarıdaki gibidir. Fakat amonyak (NH₃) hidroksit iyonu bulundurmamasına rağmen bazik özellik gösterir. Çünkü sulu çözeltisinde OH⁻ iyonları derişiminin artışına sebep olur. NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^{− ⓘ}

• Bazlar ele kayganlık hissi verir. Kuvvetli bazlar yakıcı ve tahriş edici özelliktedir. Bazlar acı tattadır.Fakat bazı çeşit bazlar zehirlidir. Bu yüzden tadına bakmamak gerekir.
• Bazlar da asitler gibi turnusol kâğıdı ile ayırt edilebilir. (Turnusol maddesi likenden elde edilir.)Bazlar kırmızı turnusol kâğıdını maviye dönüştürür.
• Bundan başka bazlar Fenolftalein çözeltisi yardımıyla da ayırt edilebilir. Baz içine Fenolftalein çözeltisi damlatıldığında baz pembe renk alır. Fenolftalein asit içine konulduğunda asitin rengini değiştirmez. Bazlar da asitler gibi suda iyonlarına ayrıştıkları için elektrik akımını iletir.
• NaOH ve KOH kuvvetli bazlardır. Kuvvetli bazlar metallere aşındırıcı ve dokulara tahriş edici etki yapar.Amonyağın buharı göze, burna ve solunum yoluna zarar verir. ⓘ

Özellikler

Bazların genel özellikleri şunlardır:

• Konsantre veya güçlü bazlar organik maddeler üzerinde yakıcıdır ve asidik maddelerle şiddetli reaksiyona girer.
• Sulu çözeltiler veya erimiş bazlar iyonlar halinde ayrışır ve elektriği iletir.
• İndikatörlerle reaksiyonlar: Bazlar kırmızı turnusol kağıdını maviye, fenolftaleini pembeye çevirir, bromotimol mavisini doğal rengi olan mavide tutar ve metili turuncu-sarıya çevirir.
• Standart koşullarda bazik bir çözeltinin pH değeri yediden büyüktür.
• Bazlar acıdır. ⓘ

• Suda iyonlaşabilirler.
• Tatları acıdır.
• Ele kayganlık hissi verir.
• Turnusol kağıdını kırmızı renkten mavi renge çevirirler.
• Amfoter metallerle H₂ gazı açığa çıkarırlar.
• pH değeri 7'den büyüktür.
• Suda çözündüklerinde elektrik akımını iletirler.
• Suda iyonlaştıklarında OH-(hidroksit) iyonu derişimini arttıran maddelerdir.
• Asitler ile tepkimeye girdiklerinde tuz ve su oluşturur.
• Cam ve porselen maddeler üzerinde matlaştırıcı ve aşındırıcı etkisi vardır. ⓘ

Bazlar ve su arasındaki reaksiyonlar

Aşağıdaki reaksiyon bir baz (B) ile su arasındaki genel reaksiyonu temsil ederek bir eşlenik asit (BH⁺) ve bir eşlenik baz (OH-) üretir:

B_(aq) + H₂O_(l) ⇌ BH⁺_(aq) + OH-_{(aq) ⓘ}

Bu reaksiyon için denge sabiti, Kb, aşağıdaki genel denklem kullanılarak bulunabilir:

Kb = [BH⁺][OH-]/[B] ⓘ

Bu denklemde, baz (B) ve son derece güçlü baz (eşlenik baz OH-) proton için rekabet eder. Sonuç olarak, su ile reaksiyona giren bazlar nispeten küçük denge sabiti değerlerine sahiptir. Baz, daha düşük bir denge sabiti değerine sahip olduğunda daha zayıftır. ⓘ

Asitlerin nötralizasyonu

Sulu amonyum hidroksitin (test tüpünde) hidroklorik asitle (beherde) tepkimeye girerek amonyum klorür (beyaz duman) üretmesinden kaynaklanan amonyak dumanı. ⓘ

Bazlar hem suda hem de alkolde birbirlerini nötralize etmek için asitlerle hızlı bir şekilde reaksiyona girer. Güçlü baz sodyum hidroksit suda çözündüğünde hidroksit ve sodyum iyonlarına iyonize olur:

NaOH → Na⁺
+ OH- ⓘ

ve benzer şekilde, asit hidrojen klorür suda hidronyum ve klorür iyonları oluşturur:

HCl + H
₂O → H
₃O⁺
+ Cl- ⓘ

İki çözelti karıştırıldığında, H
₃O⁺
ve OH-
iyonları birleşerek su moleküllerini oluşturur:

H
₃O⁺
+ OH-
→ 2 H
₂O ⓘ

Eşit miktarlarda NaOH ve HCl çözülürse, baz ve asit tam olarak nötralize olur ve çözeltide sadece NaCl, yani sofra tuzu kalır. ⓘ

Kabartma tozu veya yumurta akı gibi zayıf bazlar asit döküntülerini nötralize etmek için kullanılmalıdır. Asit döküntülerinin sodyum hidroksit veya potasyum hidroksit gibi güçlü bazlarla nötralize edilmesi şiddetli bir ekzotermik reaksiyona neden olabilir ve bazın kendisi de orijinal asit dökülmesi kadar hasara yol açabilir. ⓘ

Hidroksit olmayanların alkalinitesi

Bazlar genellikle bir miktar asidi nötralize edebilen bileşiklerdir. Hem sodyum karbonat hem de amonyak bazdır, ancak bu maddelerin hiçbiri OH-
gruplar. Her iki bileşik de su gibi protik çözücülerde çözündüğünde H⁺ kabul eder:

Na₂CO₃ + H₂O → 2 Na⁺ + HCO₃- + OH-

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH- ⓘ

Buradan, bazların sulu çözeltileri için bir pH veya asitlik hesaplanabilir. Bazların kendileri de doğrudan elektron çifti donörü olarak hareket eder:

CO₃2- + H⁺ → HCO₃-

NH₃ + H⁺ → NH₄^{+ ⓘ}

Baz, bir elektron çiftine sahip olması yoluyla başka bir atomun değerlik kabuğuna girerek bir elektron çifti bağını kabul etme yeteneğine sahip bir molekül olarak da tanımlanır. Bir moleküle bazik özellik kazandırma yeteneğine sahip atomlara sahip sınırlı sayıda element vardır. Karbon, nitrojen ve oksijenin yanı sıra baz olarak da hareket edebilir. Flor ve bazen nadir gazlar da bu yeteneğe sahiptir. Bu durum tipik olarak bütil lityum, alkoksitler ve sodyum amid gibi metal amidler gibi bileşiklerde görülür. Rezonans stabilizasyonu olmayan karbon, nitrojen ve oksijen bazları genellikle çok güçlüdür veya suyun asitliği nedeniyle bir su çözeltisinde bulunamayan süper bazlardır. Ancak rezonans stabilizasyonu karboksilatlar gibi daha zayıf bazların oluşmasını sağlar; örneğin sodyum asetat zayıf bir bazdır. ⓘ

Güçlü bazlar

Güçlü bir baz, asit-baz reaksiyonunda çok zayıf bir asidin (su gibi) bir molekülünden bile bir protonu (H⁺) çıkarabilen (veya deprotonat yapabilen) temel bir kimyasal bileşiktir. Güçlü bazların yaygın örnekleri arasında NaOH ve Ca(OH) gibi alkali metallerin ve toprak alkali metallerin hidroksitleri bulunur.
₂, sırasıyla. Düşük çözünürlükleri nedeniyle, toprak alkali hidroksitler gibi bazı bazlar, çözünürlük faktörü dikkate alınmadığında kullanılabilir. Bu düşük çözünürlüğün bir avantajı da "birçok antiasitin alüminyum hidroksit ve magnezyum hidroksit gibi metal hidroksitlerin süspansiyonu" olmasıdır. Bu bileşikler düşük çözünürlüğe sahiptir ve hidroksit iyonu konsantrasyonundaki artışı durdurarak ağız, yemek borusu ve midedeki dokuların zarar görmesini engelleme özelliğine sahiptir. Reaksiyon devam ettikçe ve tuzlar çözündükçe, mide asidi süspansiyonlar tarafından üretilen hidroksit ile reaksiyona girer. Güçlü bazlar suda neredeyse tamamen hidrolize olarak tesviye etkisine neden olur." Bu süreçte su molekülü, suyun amfoterik özelliği nedeniyle güçlü bir baz ile birleşir ve bir hidroksit iyonu açığa çıkar. Çok güçlü bazlar, su yokluğunda çok zayıf asidik C-H gruplarını bile deprotonlayabilir. İşte birkaç güçlü bazın listesi:

Lityum hidroksit	LiOH ⓘ
Sodyum hidroksit	NaOH
Potasyum hidroksit	KOH
Rubidyum hidroksit	RbOH
Sezyum hidroksit	CsOH
Magnezyum hidroksit	Mg(OH) 2
Kalsiyum hidroksit	Ca(OH) 2
Stronsiyum hidroksit	Sr(OH) 2
Baryum hidroksit	Ba(OH) 2
Tetrametilamonyum hidroksit	N(CH 3) 4OH
Guanidin	HNC(NH 2) 2

Bu güçlü bazların katyonları periyodik tablonun birinci ve ikinci gruplarında (alkali ve toprak alkali metaller) yer alır. Tetraalkillenmiş amonyum hidroksitler de suda tamamen ayrıştıkları için güçlü bazlardır. Guanidin, perklorik asit ve sülfürik asidi çok güçlü asitler yapan nedene benzer şekilde, protonlandığında son derece kararlı olan bir türün özel bir durumudur. ⓘ

P Ka değeri yaklaşık 13'ten fazla olan asitler çok zayıf olarak kabul edilir ve eşlenik bazları güçlü bazlardır. ⓘ

Süper Bazlar

Karbanyonların, amidlerin ve hidridlerin Grup 1 tuzları, kararlı hidrokarbonlar, aminler ve dihidrojen olan eşlenik asitlerinin aşırı zayıflığı nedeniyle daha da güçlü bazlar olma eğilimindedir. Genellikle bu bazlar, eşlenik aside sodyum gibi saf alkali metaller eklenerek oluşturulur. Bunlara süper bazlar denir ve hidroksit iyonundan daha güçlü bazlar oldukları için bunları sulu çözeltilerde tutmak imkansızdır. Bu nedenle, suyun eşlenik asidi olan hidronyum iyonunu deprotonlarlar. Örneğin, etoksit iyonu (etanolün eşlenik bazı) su varlığında bu reaksiyona girer. ⓘ

CH
₃CH
₂O-
+ H
₂O → CH
₃CH
₂OH + OH- ⓘ

Yaygın süperbaz örnekleri şunlardır:

• Bütil lityum (n-C₄H₉Li)
• Lityum diizopropilamid (LDA) [(CH₃)₂CH]₂NLi
• Lityum dietilamid (LDEA) (C
  ₂H
  ₅)
  ₂NLi
• Sodyum amid (NaNH₂)
• Sodyum hidrür (NaH)
• Lityum bis(trimetilsilil)amid [(CH
  ₃)
  ₃Si]
  ₂NLi ⓘ

En güçlü süperbazlar sadece gaz fazında sentezlenir:

• Ortho-diethynylbenzene dianion (C₆H₄(C₂)₂)2- (Bu şimdiye kadar sentezlenen en güçlü süper bazdır)
• Meta-dietilnilbenzen dianyonu (C₆H₄(C₂)₂)2- (ikinci en güçlü süper baz)
• Para-dietilnilbenzen dianyon (C₆H₄(C₂)₂)2- (üçüncü en güçlü süper baz)
• Lityum monoksit anyonu (LiO-), dietinilbenzen dianyonları oluşturulmadan önce en güçlü süper baz olarak kabul ediliyordu. ⓘ

Zayıf bazlar

Zayıf bir baz, sulu bir çözeltide tam olarak iyonlaşmayan veya protonlamanın tamamlanmadığı bazdır. Örneğin, amonyak aşağıdaki denkleme göre suya bir proton aktarır

$NH_{3}(aq)+H_{2}O(l)\rightleftharpoons NH_{4}^{+}(aq)+OH^{-}(aq)$

Bu reaksiyon için 25 °C'deki denge sabiti 1,8 x 10-5'tir, öyle ki reaksiyonun boyutu veya iyonlaşma derecesi oldukça küçüktür. ⓘ

Lewis bazları

Bir Lewis bazı veya elektron çifti vericisi, bir eklenti oluşturmak için bir alıcı moleküldeki düşük enerjili boş bir orbital ile paylaşılabilen bir veya daha fazla yüksek enerjili yalnız elektron çiftine sahip bir moleküldür. H⁺ 'ya ek olarak, olası elektron çifti alıcıları (Lewis asitleri) BF₃ gibi nötr molekülleri ve Ag²⁺, Fe³⁺ ve Mn⁷⁺ gibi yüksek oksidasyon durumlu metal iyonlarını içerir. Metal iyonlarını içeren eklentiler genellikle koordinasyon kompleksleri olarak tanımlanır. ⓘ

Lewis'in orijinal formülasyonuna göre, nötr bir baz nötr bir asitle bağ oluşturduğunda, bir elektrik gerilimi durumu meydana gelir. Asit ve baz, daha önce baza ait olan elektron çiftini paylaşır. Sonuç olarak, sadece moleküllerin yeniden düzenlenmesi ile sıfıra indirilebilen yüksek bir dipol moment oluşur. ⓘ

Katı bazlar

Katı baz örnekleri şunları içerir:

• Oksit karışımları: SiO₂, Al₂O₃; MgO, SiO₂; CaO, SiO₂
• Monte edilmiş bazlar: Silika üzerine LiCO₃; alümina üzerine NR₃, NH₃, KNH₂; alümina üzerine silika üzerine monte edilmiş NaOH, KOH
• İnorganik kimyasallar: BaO, KNaCO₃, BeO, MgO, CaO, KCN
• Anyon değiştirici reçineler
• Santigrat 900 derecede işlenmiş veya N₂O, NH₃, ZnCl₂-NH₄Cl-CO₂ ile aktive edilmiş odun kömürü ⓘ

Bir katı yüzeyin elektriksel olarak nötr bir asidi absorbe ederek başarılı bir şekilde eşlenik bir baz oluşturma yeteneğine bağlı olarak, yüzeyin bazik gücü belirlenir. "Katının birim yüzey alanı başına düşen bazik bölge sayısı", bir katı baz katalizöründe ne kadar bazik güç bulunduğunu ifade etmek için kullanılır. Bilim insanları bazik bölgelerin miktarını ölçmek için iki yöntem geliştirmiştir: Birincisi, indikatörler kullanılarak benzoik asit ile titrasyon ve gaz halinde asit adsorpsiyonu. Yeterli bazik güce sahip bir katı, elektriksel olarak nötr bir asidik indikatörü emecek ve asidik indikatörün renginin eşlenik bazının rengine dönüşmesine neden olacaktır. Gazlı asit adsorpsiyon yöntemi uygulanırken nitrik oksit kullanılır. Bazik bölgeler daha sonra absorbe edilen karbondioksit miktarı hesaplanarak belirlenir. ⓘ

Katalizör olarak bazlar

Bazik maddeler kimyasal reaksiyonlar için çözünmeyen heterojen katalizörler olarak kullanılabilir. Bazı örnekler magnezyum oksit, kalsiyum oksit ve baryum oksit gibi metal oksitlerin yanı sıra alümina ve bazı zeolitler üzerindeki potasyum florürdür. Birçok geçiş metali iyi katalizörler oluşturur ve bunların çoğu bazik maddeler oluşturur. Bazik katalizörler hidrojenasyonda, çift bağların göçünde, Meerwein-Ponndorf-Verley indirgemesinde, Michael reaksiyonunda ve diğer birçok reaksiyonda kullanılır. Hem CaO hem de BaO yüksek sıcaklıklara ısıtıldıklarında oldukça aktif katalizörler olabilirler. ⓘ

Bazların kullanım alanları

• Sodyum hidroksit sabun, kağıt ve sentetik elyaf suni ipek üretiminde kullanılır.
• Kalsiyum hidroksit (sönmüş kireç) ağartma tozu üretiminde kullanılır.
• Kalsiyum hidroksit ayrıca enerji santralleri ve fabrikalarda egzozdan kaynaklanan sülfür dioksiti temizlemek için de kullanılır.
• Magnezyum hidroksit, midedeki fazla asidi nötralize etmek ve hazımsızlığı tedavi etmek için 'antiasit' olarak kullanılır.
• Sodyum karbonat çamaşır sodası olarak ve sert suyu yumuşatmak için kullanılır.
• Sodyum bikarbonat (veya sodyum hidrojen karbonat) yemek pişirmede kabartma tozu olarak, kabartma tozu yapımında, hazımsızlığı tedavi etmek için antiasit olarak ve soda asitli yangın söndürücüde kullanılır.
• Amonyum hidroksit giysilerdeki yağ lekelerini çıkarmak için kullanılır ⓘ

Monoprotik ve poliprotik bazlar

Formül birimi başına sadece bir iyonlaşabilir hidroksit (OH-) iyonu içeren bazlar, bir proton (H+) kabul edebildikleri için monoprotik olarak adlandırılır. Formül birimi başına birden fazla OH- içeren bazlar poliprotiktir. ⓘ

Bir bazın bir formül biriminde bulunan iyonlaşabilir hidroksit (OH-) iyonlarının sayısı da bazın asitliği olarak adlandırılır. Asitlik temelinde bazlar üç tipte sınıflandırılabilir: monoasidik, diasidik ve triasidik. ⓘ

Monoasidik bazlar

Sodyum hidroksit ⓘ

Tam iyonlaşma yoluyla bir bazın bir molekülü bir hidroksit iyonu ürettiğinde, bazın monoasidik veya monoprotik bir baz olduğu söylenir. Monoasidik bazlara örnek olarak şunlar verilebilir: Sodyum hidroksit, potasyum hidroksit, gümüş hidroksit, amonyum hidroksit, vb. ⓘ

Diasidik bazlar

Tam iyonlaşma yoluyla bir baz molekülü iki hidroksit iyonu ürettiğinde, bazın diasidik veya diprotik olduğu söylenir. Diasidik bazlara örnek olarak şunlar verilebilir:

Baryum hidroksit ⓘ

Baryum hidroksit, magnezyum hidroksit, kalsiyum hidroksit, çinko hidroksit, demir(II) hidroksit, kalay(II) hidroksit, kurşun(II) hidroksit, bakır(II) hidroksit, vb. ⓘ

Triasidik bazlar

Tam iyonlaşma yoluyla bir baz molekülü üç hidroksit iyonu ürettiğinde, bazın triasidik veya triprotik olduğu söylenir. Triasidik bazlara örnek olarak şunlar verilebilir: Alüminyum hidroksit, demir hidroksit, Altın Trihidroksit, ⓘ

Terimin etimolojisi

Baz kavramı daha eski bir simya kavramı olan "matriks "ten kaynaklanmaktadır:

"Baz" terimi ilk kez 1717 yılında Fransız kimyager Louis Lémery tarafından Paracelsus'un eski "matris" teriminin eşanlamlısı olarak kullanılmış gibi görünmektedir. Paracelsus, 16. yüzyıl animizmine uygun olarak, doğal olarak oluşan tuzların, evrensel bir asit ya da seminal prensibin dünyevi bir matriksi ya da rahmi emdirmesi sonucunda yeryüzünde büyüdüğünü varsaymıştı. Ancak modern anlamı ve kimya sözlüğüne genel girişi genellikle Fransız kimyager Guillaume-François Rouelle'e atfedilir. ... Rouelle 1754'te nötr tuzu, bir asidin suda çözünen bir alkali, uçucu bir alkali, emici bir toprak, bir metal veya bir yağ gibi, "somut veya katı bir form vererek" tuz için "baz" görevi görebilecek herhangi bir maddeyle birleşmesinden oluşan ürün olarak açıkça tanımlamıştır. XVIII. yüzyılda bilinen asitlerin çoğu damıtılabilen uçucu sıvılar ya da "ruhlar" iken, tuzlar doğaları gereği kristal katılardı. Dolayısıyla, asidin uçuculuğunu ya da ruhunu yok ettiği varsayılan ve ortaya çıkan tuza katılık özelliği kazandıran (yani, somut bir taban veren), asidi nötralize eden maddeydi.

- William B. Jensen, "Baz" teriminin kökeni ⓘ