Schwache Basen

Säuren und Laugen werden nicht nur in der Chemie verwendet, sondern sie begegnen uns auch im Alltag. Basen werden auch Laugen genannt. Beispiele für Laugen aus dem Haushalt sind Waschmittel, Seifen, Soda und Ammoniaklösungen in Mitteln zum Fensterputzen. Dabei sind einige Laugen weniger stark basisch als Andere.

Schwache Basen – Definition

Schwache Basen sind eine Subkategorie der Basen. Dieser Teil der Basen kommt, in Wasser gelöst, nicht vollständig ionisiert vor. Die Dissoziation von schwachen Basen in Wasser ist unvollständig. Aufgrund dessen sind schwache Basen schwache Elektrolyte.

Wenn Basen in Wasser gelöst werden, dissoziieren sie. Das heißt, Basen erzeugen im Wasser ein Hydroxid-Ion (OH^-), welches das Anion ist, und ein Kation. Dieses Kation ist gleichzeitig eine Säure. Im Falle einer schwachen Base ist das entstehende Kation eine starke Säure. Die ursprüngliche Base und das in der chemischen Reaktion entstandene Kation bilden ein Säure-Base-Paar.

Die Einteilung der Basen in schwach und stark erfolgt mithilfe der Basenstärke als chemische Grundlage. Das ist ähnlich wie bei Säuren, wobei hierbei die Säurestärke als Grundlage verwendet werden.

Unterschied zwischen starken und schwachen Basen

Wie bereits erwähnt, kommen schwache Basen in Wasser nur teils ionisiert vor. Das Gleichgewicht der chemischen Reaktion liegt auf der Seite der Ausgangsstoffe (Edukte). Im Gegensatz dazu sind starke Basen in Wasser vollständig ionisiert. Das Gleichgewicht der chemischen Reaktion ist auf der Seite der Produkte, also auf der Seite der Ionen.

$\mathrm{B}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\rightleftharpoons {\mathrm{BH}}^{+}+{\mathrm{OH}}^{-}$

Schwache Basen – Basenstärke

Eine andere Bezeichnung für Basenstärke ist Basizität. Die Basenstärke wird durch den pK_B-Wert ausgedrückt und genutzt, um Basen in Stark und Schwach einzuteilen.

Als chemische Grundlage für die Definition des pK_B-Werts wird das Massenwirkungsgesetz genutzt.

Alle Basen mit einem pK_B-Wert über 4,75 gelten als schwache Basen. Starke Basen haben einen pK_B-Wert der kleiner als 1,5 ist. Basen, deren pK_B-Wert dazwischenliegt, sind mittelstarke Basen.

Schwache Basen – Beispiele

In der folgenden Tabelle findest du einige Beispiele für schwache Basen und deren pK_B-Wert aufgelistet.

Schwache Basen – pH-Wert berechnen

Der pH-Wert von Säuren und Basen, die in Wasser gelöst sind, lässt sich berechnen. Die Berechnung des pH-Werts von schwachen und starken Basen unterscheidet sich hierbei.

Zunächst wird die Basenkonstante als Grundlage benötigt. Die Gleichgewichtskonzentration der Base c(B) kann durch deren Ausgangskonzentration c₀(B) ersetzt werden. Dies ist möglich, da so wenige Teilchen der schwachen Base in dieser chemischen Reaktion dissoziiert sind. Somit können die Gleichgewichts- und Ausgangskonzentration in dieser chemischen Reaktion als gleich groß betrachtet werden.

${\mathrm{K}}_{\mathrm{B}}=\frac{\mathrm{c}\left({\mathrm{BH}}^{+}\right)·\mathrm{c}\left({\mathrm{OH}}^{-}\right)}{{\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{B}\right)}$

Bei der Dissoziation der Basen in Wasser entstehen jeweils ein Hydroxid-Ion (OH^-) und ein Kation (BH⁺), welches als eine Säure auftritt. Deswegen kann vereinfacht für diese chemische Reaktion gesagt werden:

$$\begin{gathered} \mathrm{c}\left({\mathrm{BH}}^{+}\right)=\mathrm{c}\left({\mathrm{OH}}^{-}\right) \\ {\mathrm{K}}_{\mathrm{B}}=\frac{{\mathrm{c}}^2\left({\mathrm{OH}}^{-}\right)}{{\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{B}\right)} \end{gathered}$$

Die Gleichung wird nach der Konzentration der Hydroxid-Ionen umgestellt und die Wurzel gezogen.

$\mathrm{c}\left({\mathrm{OH}}^{-}\right)=\sqrt{{\mathrm{K}}_{\mathrm{B}}·{\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{B}\right)}$

Um den pOH-Wert, also den negativen, dekadischen Logarithmus der Hydroxid-Ionen-Konzentration zu erhalten, musst du den Ausdruck unter der Wurzel logarithmieren und das Vorzeichen ändern.

$$\begin{gathered} \mathrm{pOH}=-\log \left(\sqrt{{\mathrm{K}}_{\mathrm{B}}·{\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{B}\right)}\right) \\ \mathrm{pOH}=-\frac{1}{2}·\log \left({\mathrm{K}}_{\mathrm{B}}·{\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{B}\right)\right) \\ \mathrm{pOH}=\frac{1}{2}·({\mathrm{pK}}_{\mathrm{B}}-{\mathrm{c}}_0(\mathrm{B}\left)\right) \end{gathered}$$

Der pH-Wert berechnet sich anschließend wie folgt:

$$\begin{gathered} \mathrm{pH}=14-\mathrm{pOH} \\ \mathrm{pH}=14-\frac{1}{2}·({\mathrm{pK}}_{\mathrm{B}}-\log \left({\mathrm{c}}_0\left(\mathrm{B}\right)\right)) \end{gathered}$$