Starke Basen

Die Geschichte der Säuren und Basen

Die Begriffe Säure und Base stammen bereits aus dem 17. Jahrhundert. Damals hat der englische Forscher Robert Boyle als Erster Unterschiede zwischen Säuren, Basen und neutralen Stoffen mithilfe von Lackmus, ein Farbstoff aus einer Flechtenart, nachgewiesen. Der französische Chemiker De Lavoisier fand später heraus, dass Säuren aus einem Nichtmetall und Sauerstoff bestehen. Zudem nannte er Verbindungen, die mit Säuren zu einem Salz und Wasser reagieren, Basen.

Säuren und Basen nach Arrhenius

Svante Arrhenius entwickelte die erste Säure-Base-Theorie in der Chemie, die Ionentheorie. Demnach zerfallen Basen in Wasser in positiv geladene Kationen und Hydroxidionen (OH^-). Als Beispiel für die Dissoziation in die Einzelkomponenten kannst du hier Natronlauge sehen:

Säuren hingegen dissoziieren nach Arrhenius in Wasser in Protonen (H⁺) und negativ geladene Anionen.

Die Theorie von Arrhenius beschränkte sich hinsichtlich Basen jedoch auf wässrige Lösungen und Substanzen, die hydroxidhaltig sind. Dieser Nachteil der Theorie wurde 1923 durch das Donator-Akzeptor-Konzept der Brønsted-Lowry-Theorie ausgeglichen.

Säuren und Basen nach Brønsted

Die Theorie von Brønsted begibt sich auf die Teilchenebene. Eine Base wird hier als Teilchen beschrieben, welches elektronegativ geladen ist und somit ein freies Elektronenpaar besitzt. An dieses freie Elektronenpaar der Base kann sich ein Proton anlagern. Nach Brønsted werden Basen daher auch als Protonenakzeptoren bezeichnet.

Ein Beispiel für eine Base nach Brønsted ist Ammoniak. Wie du in Abbildung 1 erkennen kannst, besitzt Ammoniak ein freies Elektronenpaar. Dieses ist rot markiert. Durch das freie Elektronenpaar kann Ammoniak ein Proton aufnehmen und somit als Base fungieren. In diesem Fall dient Wasser als Protonendonator.

Das Proton könnte beispielsweise von einer Säure stammen aufgrund einer Protolyse. Eine Reaktion zwischen einer Säure und einer Base in einer wässrigen Lösung ist eine Protolyse.

Nach Brønsted sind Säuren Protonendonatoren. Das heißt, Säuren geben Protonen ab.

Es ergibt sich folgende Definition für Basen:

Schwache und starke Basen

Sowohl für Säuren als auch für Basen kannst du einen pH-Wert ermitteln. Grundsätzlich gelten Substanzen mit einem pH-Wert von 8 bis 14 auf der pH-Skala als Basen. Stoffe mit einem pH-Wert unter 7 sind Säuren.

Der pH-Wert ist definiert als der negative dekadische Logarithmus der Konzentration der Oxoniumionen. Je größer der Gehalt an Oxoniumionen in der wässrigen Lösung ist, desto höher ist der pH-Wert. Oxoniumionen entstehen durch Aufnahme eines Protons von Wasser. Dies ist beispielsweise möglich, wenn eine Säure ein Proton abgibt.

Starke Basen haben in einer wässrigen Lösung meistens einen pH-Wert zwischen 12 und 14. Schwache Basen haben in einer wässrigen Lösung einen pH-Wert von unter 12.

Starke Basen: pK_B-Wert-Berechnung

Die Säurekonstante K_S ist ein Maß für die Säurestärke. Ähnlich zur Säurestärke kann diese auch für Basen definiert werden. Die Basizität ist die Stärke einer Base und wird in der Chemie durch die Basenkonstante K_B beschrieben.

Mithilfe dieser Konstante kannst du die Lage des Gleichgewichts in einer Säure-Base-Reaktion in Wasser, also einer Protolyse, bestimmen. Dazu wird der pK_B-Wert verwendet.

Folgende Reaktion einer Base in Wasser ist gegeben:

Die Basenkonstante K_B wird auf Grundlage des Massenwirkungsgesetzes für diese Reaktion wie folgt definiert:

Der pK_B-Wert einer Base ist der negative dekadische Logarithmus von K_B:

Je geringer der pK_B-Wert einer Base ist, desto stärker ist die Base.

Starke Basen: Berechnung des pH-Werts

Der pH-Werte von starken Säuren kannst du mithilfe der folgenden Gleichung berechnen:

Auch für die Berechnung des pH-Werts starker Basen eignet sich die Formel der starken Säure in leicht abgewandelter Form.

Beachte jedoch, dass du den pOH-Wert der Base berechnest, wenn du bei der Berechnung den negativen dekadischen Logarithmus die Anfangskonzentration verwendest. Grund dafür ist, dass bei der Reaktion einer starken Base mit Wasser Hydroxidionen entstehen und keine Oxoniumionen, wie bei einer Säure in einer wässrigen Lösung. Mithilfe des pOH-Wertes kannst du in der Chemie jedoch den pH-Wert der wässrigen Lösung ermitteln:

Der pH-Wert einer starken Base lässt sich also mit den folgenden Gleichungen berechnen:

1) Mittels des pOH:

2) Mittels der Anfangskonzentration der starken Base:

Liste mit starken Basen

Hier findest du eine Liste mit einigen starken Basen aus der Chemie und ihre entsprechende Stärke, welche am pK_B-Wert erkennbar ist.

(starke) Base	Summenformel	pKB-Wert
Natriumhydroxid / Natronlauge		-2,43
Calciumhydroxid	Ca(OH)2	1,37
Kaliumhydroxid		-1,1

Beispiele für starke Basen im Alltag

Ähnlich wie Säuren findest du viele Basen im Alltag wieder, beispielsweise in einer Laugenbrezel oder im Rohrreiniger für den Toilettenabfluss. Solche chemische Rohreiniger enthalten als Hauptbestandteil Natriumhydroxid. Mittels dieser Chemikalie können organische Ablagerungen zersetzt werden.

Auch Seife besteht aus einer Base und entsteht durch die sogenannte Verseifung. Dabei werden Fette mit einer starken Base, wie Natriumhydroxid, gekocht. Vereinfacht ausgedrückt entstehen dann Glycerin und die Seife, welche das Natrium- beziehungsweise Kaliumsalz von Fettsäuren sind.

Beim Händewaschen mit der Seife zerfällt diese in Natrium-Ionen und Fettsäurerest-Ionen. Die Fettsäurereste entziehen dem Wasser Wasserstoffionen, sodass die Konzentration der Hydroxidionen steigt und somit auch der pH-Wert. Die Seife wirkt hier als Tensid. Diese lösen Fette und Verunreinigungen von der Haut.

Bei alkalischen Reinigungsmitteln handelt es sich meistens um Natronlauge. Natronlauge ist die alkalische Lösung, die durch Lösen von Natriumhydroxid in Wasser entsteht. Derartige Haushaltsreiniger können Rückstände von Eiweißstoffen aufquellen lassen. Dadurch können diese anschließend mit Wasser ganz einfach weggespült werden. Andere alkalische Reiniger, wie Backofensprays, entfernen Verkrustungen und eingebrannte Fettspritzer.