pKb Wert

Q: Was ist der pKS- und der pKB-Wert?

Sowohl der pKS-, als auch der pKB-Wert gibt an, wie stark oder schwach ein Stoff einer Säure-Base-Reaktion ist. Der pKS-Wert bezieht sich hierbei auf die Stärke der Säure, während der pKB-Wert die Stärke der Base angibt.Umgekehrt gilt auch: Je kleiner der pKS- bzw. pKB-Wert ist, desto stärker ist die Säure bzw. Base.Je größer der pKS- bzw. der pKB-Wert ist, desto schwächer ist die Säure bzw. Base.

Q: Was ist der pKB-Wert?

Der pKB-Wert gibt an, wie stark oder schwach eine Base in wässriger Lösung ist. Er ist als der negative dekadische Logarithmus der Basenkonstanten definiert.Je kleiner der pKB-Wert ist, desto stärker ist die Base.Umgekehrt gilt: Je größer der pKB-Wert ist, desto schwächer ist die Base.

Q: Was bedeutet der pKB-Wert in der Chemie?

Der pKB-Wert gibt an, wie stark oder schwach eine Base in wässriger Lösung ist. Je kleiner der pKB-Wert der Base ist, desto stärker ist sie. Umgekehrt gilt: Je größer der pKB-Wert ist, desto schwächer ist die Base.

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Der pK_B-Wert gibt an, wie stark oder schwach eine Base in wässriger Lösung ist. Je kleiner der pK_B-Wert ist, desto stärker ist die Base. Das heißt, mehr Protonen werden von der Base aufgenommen, wodurch eine hohe Konzentration an Hydroxidionen (OH^-) entsteht. Je größer der pK_B-Wert ist, desto schwächer ist die Base. Das heißt, weniger Protonen werden von der Base aufgenommen. Man bezeichnet ihn auch als Stoffkonstante, da sich der pK_B-Wert einer Base bei Standardbedingungen durch äußere Einflüsse kaum bzw. gar nicht ändert.

Der pK_B-Wert ist als negativer dekadischer Logarithmus (= negativer Zehnerlogarithmus) der Basenkonstante definiert.

${pK}_{b} = - \log_{10} (K_{b} \times 1 \frac{l}{mol})$

pK_BWert – Herleitung

Um den pK_B-Wert herzuleiten, ist es sinnvoll, sich zuerst eine allgemeine Protolysereaktion (Säure-Base-Reaktion) in wässriger Lösung anzuschauen. Base und Säure sind hierbei nach dem dänischen Chemiker Johannes Nickolaus Brønsted definiert.

Der Begriff der Protolyse bezeichnet allgemein die Übertragung von Protonen zwischen zwei Reaktionspartnern.

Nach dem dänischen Chemiker Johannes Nickolaus Brønsted (im Deutschen wird das "ø" oft als "ö" geschrieben) gibt es Verbindungen, die Protonen abgeben und Verbindungen, die Protonen aufnehmen. Dabei nennt man Verbindungen, die Protonen abgeben, Brönsted-Säuren oder auch Protonendonatoren (engl. to donate = spenden/geben). Verbindungen, die Protonen aufnehmen, nennt man hingegen Brönsted-Basen oder auch Protonenakzeptoren.

${A^{-}}_{(aq)} + H_{2} O ⇌ {HA}_{(aq)} + {OH}^{-}_{(aq)}$

A^- steht hierbei für eine allgemeine Base, während HA die korrespondierende Säure ist. Base, Säure und Hydroxidion liegen in wässriger Lösung vor, weshalb man aq (lat.: aqua = Wasser) in den Index schreibt.

Hergeleitet wird der pK_B-Wert aus der Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf die Protolysereaktion. Mithilfe des Massenwirkungsgesetzes erhält man die Gleichgewichtskonstante K, die angibt, auf welcher Seite der Reaktionsgleichung das chemische Gleichgewicht liegt.

$K = \frac{c (HA) \times c ({OH}^{-})}{c (A^{-}) \times c (H_{2} O)}$

Die Konzentration an Wassermolekülen ändert sich praktisch nicht, da ihre Konzentration im Vergleich zu denen der anderen Reaktionspartner sehr hoch ist. Dadurch betrachtet man c(H₂O) ebenfalls als Konstante.

Um beide Konstanten (Gleichgewichtskonstante K und die Konzentration der Wassermoleküle) auf eine Seite zu bringen, multipliziert man die ganze Gleichung mit der Konzentration der Wassermoleküle.

$K \times c (H_{2} O) = \frac{c (HA) \times c ({OH}^{-})}{c (A^{-})}$

Nun fasst man das Produkt der Gleichgewichtskonstanten K und der Konzentration der Wassermoleküle unter der neuen Konstanten K_B zusammen.

$K_{b} = \frac{c (HA) \times c ({OH}^{-})}{c (A^{-})}$

K_B wird hierbei als Basenkonstante bezeichnet.

Den pK_B-Wert erhält man durch die Anwendung des negativen dekadischen Logarithmus (= negativer Zehnerlogarithmus) auf die Basenkonstante K_B.

Man multipliziert hierbei die Säurekonstante mit $1 \frac{l}{mol}$ , um die Einheiten vollständig kürzen zu können, da der pK_B-Wert keine Einheit besitzt. Der pK_B-Wert wird dadurch auch als dimensionslose Größe bezeichnet.

${pK}_{b} = - \log_{10} (K_{b} \times 1 \frac{l}{mol}) = - \log_{10} (\frac{c (HA) \times c ({OH}^{-})}{c (A^{-})} \times 1 \frac{l}{mol})$

Den pK_B-Wert erhält man durch die Anwendung des negativen dekadischen Logarithmus auf die Basenkonstante K_B.

${pK}_{b} = - \log_{10} (\frac{c (HA) \times c ({OH}^{-})}{c (A^{-})} \times 1 \frac{l}{mol})$

Mithilfe des pK_B-Werts kannst du Aussagen darüber treffen, wie stark oder schwach eine Base ist. Da die Berechnung der unterschiedlich starken Basen nicht gleich ist, musst du zwischen sehr starken, mittelstarken und schwachen Basen unterscheiden.

pK_B-Wert berechnen

Wie schon erwähnt, musst du bei der Berechnung des pK_B-Werts zwischen dem Stärkegrad der Basen unterscheiden.

Generell gilt für alle Basenstärken:

Die Konzentration an Hydroxidionen entspricht auch immer der Konzentration der korrespondierenden Säure, da beide Stoffe äquimolar (im Verhältnis 1:1) reagieren. Dies kannst du an der allgemeinen Säure-Base-Reaktion sehen. Aus diesem Grund kannst du beide Konzentrationen gleichsetzen.

$c ({OH}^{-}) = c (HA)$

Dadurch kannst du bei der pK_B-Wert-Berechnung auch die Konzentration der korrespondierenden Säure durch die Konzentration an Hydroxidionen ersetzen.

${pK}_{b} = - \log_{10} (\frac{c^{2} ({OH}^{-})}{c (A^{-})} \times 1 \frac{l}{mol})$

pK_BWert – Schwache Basen

Schwache Basen liegen größtenteils unprotolysiert (Basenmoleküle haben keine Protonen aufgenommen) vor, da das chemische Gleichgewicht hier stark auf der Eduktseite liegt (also links). So unterscheidet sich die Konzentration der Base (A^-) kaum von ihrer Anfangskonzentration.

Man schreibt zur Kennzeichnung von Anfangskonzentrationen eine 0 in den Index: c₀(A^-)

Setzt man also die Anfangskonzentration im chemischen Gleichgewicht mit der Konzentration der Säure vereinfacht gleich, so erhält man folgende Gleichung zur Berechnung des pK_B-Werts:

$c (A^{-}) = c_{0} (A^{-})$

${pK}_{b} = - \log_{10} (\frac{c^{2} ({OH}^{-})}{c_{0} (A^{-})} \times 1 \frac{l}{mol})$

pK_BWert – Sehr starke Basen

Sehr starke Basen haben (fast) alle Protonen aufgenommen, da das chemische Gleichgewicht hier sehr stark auf der Produktseite (also rechts) liegt. Das heißt, die Konzentration an Basemolekülen (A^-) ist gleich null. Da man einen Bruch in der Mathematik nicht durch null teilen darf, kann man die Formel zur Berechnung des pK_B-Werts in diesem Fall nicht anwenden.

Nun kann man sich berechtigterweise fragen, wieso man trotz vollständiger Protonenaufnahme unterschiedliche Werte für diese Basen im Chemiebuch finden kann. Grund dafür ist die Tatsache, dass man bspw. zwei dieser Basen in einem anderen Lösungsmittel reagieren lässt. Hierbei schaut man, welche der beiden Basen in größerem Maße Protonen aufnimmt, diese ist dann die Stärkere.

Einige Basen, die vollständig Protonen aufnehmen, sind hier in abnehmender Stärke aufgelistet:

Wasserstoffionen ( $H^{-}$ )
Oxidionen ( $O^{2 -}$ )
Amidionen ( ${NH}_{2}^{-}$ )

pK_BWert – Mittelstarke Basen

Mittelstarke Basen sind weniger bestrebt Protonen aufzunehmen, als starke Basen, aber weniger bestrebt als schwache Basen. Dadurch kann man die Konzentration der Base nicht mit ihrer Anfangskonzentration gleichsetzen. Da aber aus einem Basenmolekül immer ein Hydroxidion entsteht, kann man die Konzentration der Base mithilfe der Anfangskonzentration der Base und der Konzentration an Hydroxidionen berechnen. Die Konzentration der Base ist ja nicht anderes, als ihre Anfangskonzentration minus die Konzentration an entstanden Hydroxidionen.

$c (A^{-}) = c_{0} (A^{-}) - c ({OH}^{-})$

Dadurch erhältst du folgende Gleichung zur Berechnung despK_B-Werts:

${pK}_{b} = - \log_{10} (\frac{c^{2} ({OH}^{-})}{c_{0} (A^{-}) - c ({OH}^{-})} \times 1 \frac{l}{mol})$

pK_B Wert – Tabelle

In Schulbüchern oder anderen Informationsquellen wird meist ausschließlich die pK_S-Tabelle abgedruckt, da darin meist auch die korrespondierende Base und deren pK_B-Wert abgebildet ist. Da Protolysereaktionen zu den reversiblen (umkehrbaren) chemischen Reaktionen gehören, stellt sich je nach Bedingungen (Temperatur, Druck) ein Gleichgewicht ein.

Folgende Tabelle zeigt ausnahmsweise eine pK_B-Tabelle, das heißt, die Tabelle ist die Spiegelung der pK_S-Tabelle und kann somit, wenn man den pK_B-Wert betrachten möchte, von links nach rechts gelesen werden:

Basenstärke	pK_B	$Base + H_{2} O ⇌$	${OH}^{-} + Säure$	pK_S
sehr stark	-24	Wasserstoffion ( $H^{-}$ )	Wasserstoffmolekül ( $H_{2}$ )	39
	-10	Oxid ( $O^{2 -}$ )	Hydroxidion ( ${OH}^{-}$ )	24
	-9	Amid ( ${NH}_{2}^{-}$ )	Ammoniak ( ${NH}_{3}$ )	23
	-1,74	Hydroxidion ( ${OH}^{-}$ )	Wasser ( $H_{2} O$ )	15,74
stark	3,67	Carbonat ( ${CO}_{3}^{2 -}$ )	Hydrogencarbonation ( ${HCO}_{3}^{-}$ )	10,33
mittelstark	4,76	Ammoniak ( ${NH}_{3}$ )	Ammoniumion ( ${NH}_{4}^{+}$ )	9,24
	6,81	Sulfit ( ${SO}_{3}^{2 -}$ )	Hydrogensulfition ( ${HSO}_{3}^{-}$ )	7,19
	7,65	Hydrogencarbonat ( ${HCO}_{3}^{-}$ )	Kohlensäure ( $H_{2} {CO}_{3}$ )	6,35
	9,24	Acetat ( ${CH}_{3} {COO}^{-}$ )	Essigsäure ( ${CH}_{3} COOH$ )	4,76
schwach	10,25	Methanoat ( ${HCOO}^{-}$ )	Ameisensäure (Methansäure) ( $HCOOH$ )	3,75
	10,85	Nitrit ( ${NO}_{2}^{-}$ )	Salpetrige Säure ( ${HNO}_{2}$ )	3,15
	10,86	Fluorid ( $F^{-}$ )	Flusssäure ( $HF$ )	3,14
	10,87	Dihydrogenisocitrat ( $C_{6} H_{7} {O_{7}}^{-}$ )	Citronensäure ( $C_{6} H_{8} O_{7}$ )	3,13
	11,78	Dihydrogenphosphat ( $H_{2} {PO}_{4}^{-}$ )	Phosphorsäure ( $H_{3} {PO}_{4}$ )	2,13
	12,08	Sulfat ( ${SO}_{4}^{2 -}$ )	Hydrogensulfat ( ${HSO}_{4}^{-}$ )	1,92
	15,32	Nitrat ( ${NO}_{3}^{-}$ )	Salpetersäure ( ${HNO}_{3}$ )	-1,32
	15,74	Wasser ( $H_{2} O$ )	Oxoniumion ( $H_{3} O^{+}$ )	-1,74
sehr schwach	17	Hydrogensulfat ( ${HSO}_{4}^{-}$ )	Schwefelsäure ( $H_{2} {SO}_{4}$ )	-3
	20	Chlorid ( ${Cl}^{-}$ )	Salzsäure ( $HCl$ )	-6
	22	Iodid ( $I^{-}$ )	Iodwasserstoffsäure( $HI$ )	-8

Einteilung der Basen in Kategorien anhand ihrer pK_B-Werte

Anhand ihres pK_B-Werts kann man Basen in Kategorien einteilen. In diesem Fall teilt man die Basenstärke in die folgenden fünf Kategorien ein:

Basenstärke	pK_B-Wert
sehr starke Basen	${pK}_{b} \leq - 1, 74$
starke Basen	$- 1, 74 < {pK}_{b} \leq 4, 5$
mittelstarke Basen	$4, 5 < {pK}_{b} \leq 9, 5$
schwache Basen	$9, 5 < {pK}_{b} \leq 15, 74$
sehr schwache Basen	${pK}_{b} > 15, 74$

Die Aussage der pK_B-Tabelle

Mithilfe der pK_B- bzw. der pK_S-Tabelle kann man Aussagen über eine Säure-Base-Reaktion treffen. Generell erkennt man, welchen pK_B-Wert die Base besitzt, sowie in welcher Basenstärkekategorie sie einzuteilen ist. Dadurch weiß man, welche Formel man zur Berechnung des pK_B-Werts verwenden muss. Bei vielen Tabellen kann man zusätzlich auch den pK_S-Wert der korrespondierenden Säure ablesen.

Der pK_S-Wert ist sozusagen das Gegenteil des pK_B-Werts. Er beschreibt, wie stark oder schwach eine Säure ist. Der pK_S-Wert ist der Populärere der beiden.

Über den pK_B-Wert einer Base kann man auf deren Eigenschaft schließen.

So haben bei sehr starken Basen alle oder annähernd alle Basenmoleküle Protonen aufgenommen. Es existieren also (fast) nur korrespondierende Säuremoleküle.

Das Amidion zählt mit einem pK_B-Wert von -9 zu den sehr starken Basen. Die Basenmoleküle liegen in wässriger Lösung (fast) alle protoniert vor. Das heißt, (annähernd) alle Basenmoleküle ${NH}_{2}^{-}$ haben ein Proton eines Wassermoleküls aufgenommen und liegen somit als korrespondierende Säure ${NH}_{3}$ (Ammoniak) vor.

Im Gegenteil dazu liegen die Basenmoleküle einer schwachen Base überwiegend deprotoniert vor. Das heißt, es gibt kaum Moleküle der korrespondierenden Säure, sondern annähernd nur Moleküle der Base.

Da das Chloridion einen pK_B-Wert von 20 besitzt, ist es den sehr schwachen Basen zuzuordnen. Die Basenmoleküle liegen in wässriger Lösung alle deprotoniert vor. Das bedeutet, (fast) alle Basenmoleküle Cl^- haben KEIN Proton aufgenommen und liegen somit immer noch als Base vor.

Zusammenhang zwischen pK_S Wert und pK_B Wert

Die Addition des pK_B-Werts der Base und pK_S-Werts der korrespondierenden Säure ergibt immer 14. Aber wieso ist das so?

Hergeleitet wird dieser Zusammenhang aus der Multiplikation der Basenkonstanten K_B und der Säurekonstanten K_S.

$K_{b} \times K_{s} = \frac{c (HA) \times c ({OH}^{-})}{c (A^{-})} \times \frac{c (H_{3} O^{+}) \times c (A^{-})}{c (HA)} = c ({OH}^{-}) \times c (H_{3} O^{+})$

Das Produkt der Hydroxidionen- und der Oxoniumionenkonzentration erinnert an das Ionenprodukt des Wassers (K_W).

Bei Standardbedingungen gilt für dieses Produkt, auf Grundlage der Autoprotolyse des Wassers, folgendes:

$K_{W} = c ({OH}^{-}) \times c (H_{3} O^{+}) = 10^{- 7} \frac{mol}{l} \times 10^{- 7} \frac{mol}{l} = 10^{- 14} \frac{{mol}^{2}}{l^{2}}$

Nun wendet man, wie vorher definiert, den negativen dekadischen Logarithmus auf die Basen- bzw. Säurenkonstante an, um den pK_B-, sowie den pK_S-Wert zu erhalten.

pK_B + pK_S = 14

Beim Logarithmieren eines Produkts wird aus dem Multiplikationszeichen ein Pluszeichen.

Mithilfe dieses Zusammenhangs kannst du nun einfach, bei bekanntem pK_B-Wert einer Base, den zugehörigen pK_S-Wert der korrespondierenden Säure errechnen, oder umgekehrt. Es wird deutlich: Je stärker die Base ist, desto schwächer ist die korrespondierende Säure.

pK_B = 14 - pK_S

pK_S = 14 - pK_B

pK_BWert - Das Wichtigste

Der pK_B-Wert gibt an, wie stark, oder schwach eine Base in wässriger Lösung ist.
Je kleiner der pK_B-Wert ist, desto stärker ist die Base.
Der pK_B-Wert ist als negativer dekadischer Logarithmus der Basenkonstanten definiert.
Je nach Stärke der Base berechnet man den pK_B-Wert etwas anders.
pK_B + pK_S = 14

Häufig gestellte Fragen zum Thema pKb Wert

Sowohl der pK_S-, als auch der pK_B-Wert gibt an, wie stark oder schwach ein Stoff einer Säure-Base-Reaktion ist. Der pK_S-Wert bezieht sich hierbei auf die Stärke der Säure, während der pK_B-Wert die Stärke der Base angibt.

Umgekehrt gilt auch: Je kleiner der pK_S- bzw. pK_B-Wert ist, desto stärker ist die Säure bzw. Base.

Je größer der pK_S- bzw. der pK_B-Wert ist, desto schwächer ist die Säure bzw. Base.

Der pK_B-Wert gibt an, wie stark oder schwach eine Base in wässriger Lösung ist. Er ist als der negative dekadische Logarithmus der Basenkonstanten definiert.

Je kleiner der pK_B-Wert ist, desto stärker ist die Base.
Umgekehrt gilt: Je größer der pK_B-Wert ist, desto schwächer ist die Base.

Der pK_B-Wert gibt an, wie stark oder schwach eine Base in wässriger Lösung ist. Je kleiner der pK_B-Wert der Base ist, desto stärker ist sie. Umgekehrt gilt: Je größer der pK_B-Wert ist, desto schwächer ist die Base.

Die stärkste Base ist das Wasserstoffion. Dieses ist extrem bestrebt ein Proton aufzunehmen.

Die Base ist so stark, dass sie unter Normalbedingungen nie unprotolysiert existiert.

Finales pKb Wert Quiz

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Frage

In welche Kategorien kann man Basen aufgrund ihrer Stärke einteilen?

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Antwort

Man kann Säuren in folgende fünf Kategorien einteilen:

sehr starke Basen
starke Basen
mittelstarke Basen
schwache Basen
sehr schwache Basen

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Frage

Nenne mindestens zwei Basen, die vollständig protolysiert in wässriger Lösung vorliegen.

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Antwort

Basen, die vollständig Protonen aufnehmen, sind:

Wasserstoffionen
Oxidionen
Amidionen

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In welche Kategorien kann man Basen aufgrund ihrer Stärke einteilen?

Man kann Säuren in folgende fünf Kategorien einteilen:

sehr starke Basen
starke Basen
mittelstarke Basen
schwache Basen
sehr schwache Basen

Nenne mindestens zwei Basen, die vollständig protolysiert in wässriger Lösung vorliegen.

Basen, die vollständig Protonen aufnehmen, sind:

Wasserstoffionen
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