Chemie Grundlagen

Basen

In diesem Beitrag erklären wir dir alles rund um das Thema Basen in der Chemie. Dabei gehen wir auch auf verschiedene Eigenschaften einer basischen Verbindung ein.

Du möchtest das alles kurz und knapp in einem Video erklärt bekommen, anstatt langen chemischen Text zu lesen? Dann schau doch hier mal rein.

Inhaltsübersicht

Basen einfach erklärt

Wie bei den Säuren  gibt es auch bei den Basen keine allumfassende einheitliche Definition. Es sind vielmehr unterschiedliche Konzepte, die das Verhalten einer Base unter verschiedenen Bedingungen beschreiben. Die Konzepte sind auch als Säure Base Konzepte bekannt.

Merke

In der Chemie gibt es mehrere verschiedene Säure-Base Konzepte zur Beschreibung von Basen. Die wichtigsten sind die Säure-Base Konzepte nach Arrhenius, nach Brönsted und nach Lewis. 

Das bekannteste und am weitesten verbreitete Basenkonzept ist das von Brönsted und Lowry. Beide haben unabhängig voneinander die Begriffe Säure und Base wie folgt erklärt. Eine Säure gibt ein Proton in einer Reaktion an eine Base weiter. So handelt es sich sich bei einer sauren chemischen Verbindung um einen Protonendonator und bei der basischen um einen Protonenakzeptor.

Basen kannst du synonym auch als Alkalien bezeichnen.

Was ist eine Base?

Eine Base kann nur nach Anwendungsfall definiert werden. Im Folgenden stellen wir dir die wichtigsten Konzepte dafür vor. Eines der frühesten Versuche eine Base zu beschreiben, hat Arrhenius unternommen. Darauf bauen dann die weiter verbreiteten Brönsted und Lewis Erklärungen auf.

Arrhenius untersuchte Säuren und Basen in einer wässrigen Lösung. Ihm ist aufgefallen, dass Basen in Kationen und Hydroxidionen zerfallen (OH). In der Chemie wird dieser Vorgang auch dissoziieren genannt. Beispielsweise würde das für Natronlauge (NaOH) wie folgt aussehen:

NaOH \rightleftharpoons Na+ + OH

Die Base NaOH dissoziiert also in wässriger Lösung. Arrhenius basiert sein Konzept damit auf der Ionentheorie.

Arrhenius Base
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Arrhenius Base

Brönsted Base

Du hast eine Brönsted Base bereits als Protonenakzeptor kennengelernt. Diese Art der chemischen Verbindungen kann also H+ Ionen aufnehmen.

Eine Beispielreaktion wäre Wasser (H20) mit Ammoniak (NH3). Hier wirkt der Ammoniak als Base. Die Reaktion würde wie folgt aussehen.

NH3 + H20 \rightleftharpoons NH_4^+ + OH

NH_4^+ wird dabei als Ammonium Ion bezeichnet und ist die korrespondierende Säure zu Ammoniak. In der Reaktionsgleichung akzeptiert Ammoniak ein Proton von dem Wasser und reagiert so zu Ammonium und einem Hydroxidion OH.

Löst du eine Base in Wasser so kannst du den pOH Wert aus der Konzentration der Hydroxidionen OH bestimmen. Dies ist praktisch der pH Wert für Basen. Werden pH und pOH Ergebnisse zusammen addiert ergeben sie 14. In dem Artikel zu dem pH Wert siehst du, welche chemische Verbindungen welche Werte haben. Wichtig ist, dass auf der pH Skala von 0 bis 7 die Säuren stehen, 7 neutral ist und alles von 7 bis 14 eine Base ist.

Brönsted Base
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Brönsted Base

Lewis Base

Ein weiteres Konzept ist das von Lewis. Es beschreibt die Basen unabhängig ihrer Protonen. Demnach sind basische Verbindungen Elektronenpaardonatoren. Das heißt sie geben gerne Elektronenpaare an einen Elektronenpaarakzeptor ab. Der Akzeptor ist dabei als Säure definiert. Ein Beispiel wäre, wenn die Lewis Säure Bortrifluorid (BF3) mit der Lewis Base Ammoniak (NH3) reagiert. Rechts der Reaktion würde dann der sogenannte Säure-Base-Komplex herauskommen.

BF3 + NH3 \rightleftharpoons  B(NH3)F3

Du kannst dir auch merken, dass jede Base nach Brönsted auch eine Base nach Lewis ist.

Lewis Base
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Lewis Base

Organische Basen

Organische Basen sind beispielsweise die Amine. Sie sind basisch, da diese Stoffgruppe direkt mit dem Ammoniak verwandt ist.

Eine zweite basische Stoffgruppe bilden die Salze der Carbonsäure. Die Säuren tragen eine oder mehrere Carboxygruppen, das heißt ein Molekül mit COOH als Bestandteil.

Alkalische Lösung

Alkalische Lösungen werden auch als Laugen bezeichnet. Hier handelt es sich um die Auflösung von Metallhydroxiden in Wasser. Die Hydroxide fungieren dabei als Base. Beispiele wären das Natriumhydroxid (NaOH) oder das Kaliumhydroxid (KOH).

Jedoch werden die Begrifflichkeiten nicht immer klar abgetrennt. Es kann auch sein, dass mit einer alkalischen Lösung eine nichtwässrige Lösung von einer Base gemeint ist. Dies ist zwar nicht die exakte Bezeichnung, wird aber trotzdem verwendet.

Eigenschaften von Basen

Generell sind Basen ätzend und lösen vor allem organisches Material auf. Deshalb solltest du immer Kleidung und Haut bedecken, falls du mal mit starken Basen arbeitest. Zusätzlich sind fast alle Basen wasserlöslich. Es gibt aber auch Ausnahmen, wie Aluminiumhydroxid. Auch fühlen sich Basen ölig an und sind elektrisch leitfähig .

Neutralisation

Eine Base kann von einer Säure vollständig neutralisiert werden. Dabei hebt sich die Wirkung der Base und die der Säure gegeneinander auf. Bei so einem Vorgang musst du aber darauf achten, dass du die exakt selbe Menge der zwei chemischen Stoffe verwendest. 

Ein gutes Beispiel ist die Kombination von der Base Natronlauge mit der Säure Chlorwasserstoff (HCl).

NaOH + HCl \rightleftharpoons NaCl + 2 H2O

Reagieren die Stoffe miteinander bilden sich Natriumchlorid (NaCl) und zweimal ein Wassermolekül. Die Eigenschaften der Base und Säure wurden somit aufgehoben.

Säure-Base-Gleichgewicht

Reagieren Säuren und Basen miteinander so kommt es zu einer Gleichgewichtsreaktion. Das bedeutet die Hin- und Rückreaktion läuft gleichzeitig ab. Je nach Stärke der reagierenden Stoffe kann sich das Gleichgewicht der Reaktion auf eine Seite verschieben.

Bei Basen kannst du die Stärke mit der Hilfe der Basenkonstante KB ermitteln. Bildest du dann den negativen dekadischen Logarithmus der Konstante, erhältst du den pKB Wert. Je kleiner das pKB Ergebnis, desto stärker ist die Base und damit akzeptiert sie umso leichter Protonen. Handelt es sich um eine starke Base so liegt das Gleichgewicht der Reaktion rechts. Bei einer schwachen links.

Säure Base Gleichgewicht, Säure-Base-Gleichgewicht
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Säure Base Gleichgewicht

Basen Chemie Beispiele

Basen können je nach ihrere Stärke und Eigenschaften in verschiedene Gruppen eingeordnet werden.

Basen können nach ihrer Ladung klassifiziert werden. Dabei gibt es die Gruppen neutral, anionisch und kationisch. Eine neutrale Base wäre zum Beispiel Ammoniak (NH3), da sie keine Ladung besitzt. Eine anionische wäre das Hydroxidion (OH) selbst.

Eine zweite Unterteilung erfolgt in einwertige und zweiwertige Basen. Dabei spielt es eine Rolle, wie viele Hydroxidionen eine chemische Verbindung hat. Hat sie eine, wie Natriumhydroxid (NaOH) spricht man von einer einwertigen, bei zwei, wie Calciumhydroxid (Ca(OH)2), von einer zweiwertigen Base.

Natriumhydroxid und Wasser (NaOH + H2O)

Das Natriumhydroxid (NaOH) ist eine sehr starke Base. Sie hat einen pOH Wert von 14. Das bedeutet die Base nimmt sehr gerne Protonen auf und erzeugt OH Ionen. Das Gleichgewicht in so einer Reaktion liegt dann fast vollständig auf der rechten Seite. Das ist die Begründung, weshalb sich das Natriumhydroxid gerne aufteilt.

NaOH \rightleftharpoons Na+ + OH

Löst du nun das NaOH in Wasser, so spielt das Natrium Ion Na+ keine Rolle, da es sich nicht weiter bindet. Es kommt somit zu folgender Reaktionsgleichung:

OH + H20 \rightleftharpoons H20 + OH

Aus dem Hydroxidion wird Wasser und aus dem Wasser wird ein Hydroxidion durch den Übergang von H+. Musst du jedoch die komplette Reaktionsgleichung aufschreiben, so steht da einfach:

NaOH + H2O \rightleftharpoons Na+ + OH + (H20)

Dabei ist aber die rechte Seite in Wasser gelöst.

Starke Basen

Starke Basen sind aufgrund ihrer Dissoziation in Ionen sehr starke Elektrolyte . Das bedeutet sie können gut Strom leiten.        

Als starke Base kann CH_3^- und NH_2^- eingeordnet werden. Letzeres ist ein Amid. Aber auch das Hydroxidion OH, das Sulfidion S^{2-} und das Phosphat PO_4^{3-} sind sehr stark. Ammoniak NH3 ist ebenfalls stark.

Für eine ausführlichere Aufstellung von starken Säuren und Basen, kannst du dir den Beitrag zu den pKs Werten anschauen.

Schwache Basen

Diese Untergruppe dissoziiert in Wasser nicht immer vollständig, da ihre Neigung Protonen aufzunehmen nicht allzu groß ist. Das bedeutet ebenfalls, sie sind eher schwache Elektrolyte.

Beispiele wären hierfür Fluorid F, das Phosphat H_2PO_4^-, das Sulfat SO_4^2-, Wasser H2O, das Nitrat NO_3^-, Chlorid Cl, Iodid I oder das Perchlorat ClO_4^-.

Laugen Chemie

Bei Laugen handelt es sich um eine alkalische Lösung. Diese Lösung ist meistens in Wasser.

Unter dem Kapitel zur alkalischen Lösung hast du bereits kennengelernt, dass es sich bei Laugen um Metallhydroxide in wässriger Lösung handelt. Beispiele hierfür wären die Natronlauge (NaOH) oder die Kaliumlauge (KOH). Ein weitere Lauge ist die Kalklauge (Ca(OH)2).

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