Basen (Chemie)

Grundidee und Definition

Basen sind in der Chemie das Gegenstück zu Säuren. In enger Definition sind es Verbindungen, die in wässriger Lösung Hydroxidionen (OH^−) bilden können. Dadurch steigt der pH-Wert der Lösung. Hydroxidionen können Protonen von einer Säure aufnehmen; dabei entsteht ein Wassermolekül. Deshalb können Basen Säuren neutralisieren.

Es gibt weitere Säure-Base-Konzepte, die über Hydroxidionen in Wasser hinausgehen. Wichtig sind besonders das Lewis-Konzept mit Lewis-Base und Lewis-Säure sowie das HSAB-Konzept nach Pearson, das zwischen harten und weichen Säuren und Basen unterscheidet.

Wasser ist für viele Definitionen zentral. Reines Wasser unterliegt der Autoprotolyse: H2O + H2O ⇌ H3O^+ + OH^− Dabei entstehen in sehr geringer und gleicher Konzentration Oxoniumionen (H3O^+) und Hydroxidionen (OH^−). Reines Wasser hat den pH-Wert 7 und gilt als neutral. Weil Wasser sowohl Protonen abgeben als auch aufnehmen kann, nennt man es einen Ampholyt.

Wie Basen in Wasser reagieren

Viele Basen enthalten bereits Hydroxidionen und dissoziieren in Wasser in Metallionen und Hydroxidionen. Beispiele sind Natriumhydroxid und Calciumhydroxid: NaOH ⇌ Na^+ + OH^− Ca(OH)2 ⇌ Ca^2+ + 2 OH^− Die wässrige Lösung von Natriumhydroxid heißt Natronlauge, die von Kaliumhydroxid Kalilauge.

Andere Stoffe enthalten selbst keine OH^−-Ionen, bilden sie aber durch Reaktion mit Wasser. Dabei nimmt die Base ein Proton H^+ von einem Wassermolekül auf; zurück bleibt ein Hydroxidion. Beispiele sind Ammoniak, Phosphat-Ionen, Carbonate, Carbonsäuresalze und Amine: NH3 + H2O ⇌ NH4^+ + OH^− PO4^3− + H2O ⇌ HPO4^2− + OH^−

Bei schwachen und mittelstarken Basen liegen in der Lösung alle beteiligten Teilchen im Gleichgewicht vor. Teilchen, die ein Proton abgeben können, heißen Protonendonatoren; Teilchen, die ein Proton aufnehmen können, heißen Protonenakzeptoren. Eine Reaktion mit Protonenübertragung heißt Protolyse. Je zwei Teilchen, die sich nur durch ein Proton unterscheiden, bilden ein korrespondierendes Säure-Base-Paar.

Bei starken und sehr starken Basen liegt das Gleichgewicht in Wasser vollständig auf der Seite der OH^−-Ionen. In wässriger Lösung lassen sich sehr starke Basen wegen des nivellierenden Effekts des Wassers durch ihre Alkalität nicht mehr unterscheiden. Um ihre Stärke zu vergleichen, bestimmt man Gleichgewichtskonstanten in nichtwässrigen Lösungen und überträgt sie näherungsweise auf Wasser.

Arten von Basen

Basen können nach ihrer ionischen Ladung eingeteilt werden. Neutrale Basen tragen keine ionische Ladung, zum Beispiel Ammoniak (NH3). Anionische Basen sind negativ geladene Teilchen, zum Beispiel Hydrogencarbonat (HCO3^−) oder das Hydroxid-Anion (OH^−). Auch kationische Basen kommen vor, zum Beispiel [Al(OH)(H2O)5]^2+ in wässriger Lösung.

Eine weitere Einteilung richtet sich danach, wie viele Hydroxidionen pro Formeleinheit entstehen. Natriumhydroxid (NaOH) und Kaliumhydroxid (KOH) sind einwertige Basen, weil sie pro Na beziehungsweise K ein OH^− bilden. Calciumhydroxid (Ca(OH)2) ist zweiwertig, weil pro Ca zwei OH^− entstehen.

Basenbildner sind Stoffe, bei denen vor der basischen Reaktion noch eine weitere chemische Reaktion abläuft. Metalloxide können beim Lösen in Wasser die entsprechenden Hydroxide bilden, zum Beispiel: CaO + H2O → Ca(OH)2 BaO + H2O → Ba(OH)2 Unedle Metalle wie Alkalimetalle können mit Wasser reagieren. Bei Natrium entsteht Natronlauge und Wasserstoff: 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

Eigenschaften und Sicherheit

Viele Basen sind in Wasser löslich, zum Beispiel Natriumhydroxid und Ammoniak. Nicht alle Basen lösen sich gut in Wasser; Aluminiumhydroxid ist ein Beispiel für eine schlecht lösliche Base.

Basen sind häufig ätzend und können organische Stoffe zerstören. Aus Ölen und Fetten bilden sie Seifen und Glycerin. Es gibt starke und schwache Basen. Durch Verdünnen mit Wasser wird ihre Wirkung je nach Verdünnung deutlich schwächer.

Basische Lösungen lassen sich mit Indikatoren nachweisen: Sie färben Phenolphthalein rot und rotes Lackmus-Papier blau. Säuren sind die Gegenspieler von Basen und können diese neutralisieren. Auch Säuren sind ätzend und greifen viele Stoffe an, die mit Basen nicht unbedingt reagieren.

Beim Umgang mit Basen sind Kleidung, Haut und Augen gefährdet. Eine Schutzbrille ist wichtig, weil Verätzungen auftreten können.

Neutralisation und Gleichgewicht

Neutralisation bedeutet, dass sich die Wirkungen einer Säure und einer Base beim Mischen nicht addieren, sondern aufheben. Eine Base kann mit einer passenden Menge Säure neutralisiert werden. Dabei entstehen Wasser und meist ein Salz.

Ein Beispiel ist die Neutralisation von Natronlauge mit Salzsäure. Natriumhydroxid bildet in Wasser Natriumionen und Hydroxidionen: NaOH + (H2O) ⇌ Na^+ + OH^− + (H2O) Chlorwasserstoff bildet in Wasser Salzsäure mit Oxoniumionen und Chloridionen: HCl + H2O ⇌ H3O^+ + Cl^− Bei der Neutralisation reagieren die Ionen zu gelöstem Natriumchlorid und Wasser: Na^+ + OH^− + H3O^+ + Cl^− ⇌ Na^+ + Cl^− + 2 H2O Der entscheidende Prozess ist: OH^− + H3O^+ ⇌ 2 H2O

Die Stärke einer Base heißt Basizität und wird durch die Basenkonstante Kb beschrieben. Für die Reaktion B + H2O ⇌ OH^− + BH^+ gilt: Kb = (c(BH^+) · c(OH^−)) / c(B), mit c(X) = Konzentration von X. Häufig wird der pKb-Wert verwendet: pKb = −lg(Kb · l/mol).

Reaktionen ohne Wasser

Säure-Base-Reaktionen können auch ohne Wasser stattfinden. In wasserfreiem Ethanol reagiert Chlorwasserstoff so, dass Ethanol die Rolle einer Base übernimmt: H3C-CH2-OH + HCl ⇌ H3C-CH2-OH2^+ + Cl^−

Auch in der Gasphase sind solche Reaktionen möglich. Ammoniak und Chlorwasserstoff reagieren zu Ammoniumchlorid: NH3 + HCl ⇌ NH4Cl

Neben Wasser können auch andere ausreichend polare Lösungsmittel als Reaktionspartner wirken. Ein Beispiel ist die Autoprotolyse von flüssigem Ammoniak: NH3 + NH3 ⇌ NH4^+ + NH2^−