Basen (Chemie) und Kategorie:Basen: Unterschied zwischen den Seiten

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Als '''Basen''' (zu {{grcS|βάσις|basis|de=Grundlage}}) werden in der [[Chemie]] mit enger Definition Verbindungen bezeichnet, die in ''wässriger Lösung'' in der Lage sind, [[Hydroxidion]]en (OH<sup>−</sup>) zu bilden und somit den [[pH-Wert]] einer Lösung zu erhöhen. Sie wird auch als '''alkalische Lösung''' oder '''Lauge''' bezeichnet. Hydroxidionen sind chemische Verbindungen, die [[Proton (Chemie)|Protonen]] von einer [[Säuren|Säure]] unter Bildung eines Wassermoleküls übernehmen können. Eine Base ist damit das Gegenstück zu einer Säure und vermag diese zu [[Neutralisation (Chemie)|neutralisieren]].
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Daneben bestehen weitere Definitionen des Begriffs von ''Basen'' verschiedener [[Säure-Base-Konzepte]] für wesentlich breitere Paletten von chemischen Reaktionen, die über jene von Hydroxidionen in Wasser hinausreichen können. Besonders bedeutsam sind die Konzepte nach ''Lewis'' ([[Lewis-Säure-Base-Konzept#Lewis-Basen|Lewis-Base]] und [[Lewis-Säure-Base-Konzept#Lewis-Säuren|Lewis-Säure]]) und das nach ''Pearson,'' der von ''harten und weichen Säuren und Basen'' spricht ([[HSAB-Konzept]]).
 
== Historische Entwicklung des Begriffes „Base“ ==
In der [[Alchemie]] waren einige [[Alkalien]], wie Kalk ([[Calciumcarbonat|CaCO<sub>3</sub>]], [[Calciumoxid|CaO]] und [[Calciumhydroxid|Ca(OH)<sub>2</sub>]]), [[Natriumhydrogencarbonat|Natron]], [[Natriumcarbonat|Soda]], [[Kaliumcarbonat|Pottasche]] und [[Ammoniak]] bekannt. Bis Anfang des 18. Jahrhunderts wurde allerdings zwischen Soda und Pottasche nicht exakt unterschieden. Der Begriff „Alkalien“ wurde wenig verwendet und kein genauer Zusammenhang zwischen diesen Stoffen erkannt. Die Base (Alkalie) als Gegenpol der Säure wurde in der [[Chemiatrie]], einem medizinisch-theoretischen Lehrgebäude von [[Otto Tachenius]] im 17.&nbsp;Jahrhundert postuliert.
 
Bis in das 18. Jahrhundert bestand eine enge Verknüpfung zwischen Alkalien und dem Feuer bzw. der „Feuermaterie“, auch wegen der bekannten [[exotherm]]en Reaktionen. Der Begriff „Base“ wurde im 17. Jahrhundert von Chemikern wie [[Georg Ernst Stahl]], [[Robert Boyle]] und [[Guillaume François Rouelle]] eingeführt, weil „basische“ Stoffe die ''nichtflüchtige'' Grundlage zur ''Fixierung flüchtiger Säuren'' bildeten und die (ätzende) Wirkung von Säuren aufheben können. Grundlegende Schritte in die Chemie gelangen [[Antoine Laurent de Lavoisier]]. Er dachte, dass Säuren stets aus Nichtmetalloxiden und Wasser und Basen aus Metalloxiden und Wasser entstünden. Sir [[Humphry Davy]] und [[Justus von Liebig]] sahen Säuren als [[Wasserstoff]]-Verbindungen an, die sich durch Metalle in [[Salze]] überführen lassen.
1887 definierte [[Svante Arrhenius]] Basen als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Hydroxidionen dissoziieren, und Säuren als Stoffe, die unter Abgabe von Protonen dissoziieren. Säuren und Basen neutralisieren sich. Die Theorie war jedoch noch unzureichend, da Verbindungen ohne Sauerstoff nicht einbezogen wurden: auch [[Ammoniak]] neutralisiert eine Säure.
 
1923 stellte [[Johannes Nicolaus Brønsted]] sein Modell vor. Es hat sich weitgehend durchgesetzt und insbesondere in der [[analytische Chemie|analytischen Chemie]] sehr bewährt. Seiner Theorie nach wechselwirken Base und Säure in einer Protonenübertragungsreaktion. Dabei nehmen Basen Protonen von Säuren auf.
Das von [[Gilbert Newton Lewis]] ebenfalls 1923 vorgestellte Modell ist hilfreich bei der Betrachtung von Reaktionsabläufen in der [[organische Chemie|organischen Chemie]] und in der [[Komplexchemie]] und reicht über die üblichen Definitionen hinaus. Daher spricht man bevorzugt von Lewis-Base und Lewis-Säure. Viele normalerweise als Säure bezeichnete Verbindungen sind nach diesem Modell keine Säuren.
Das ''Konzept der harten und weichen Säuren und Basen'' ([[HSAB-Konzept]]) entwickelte 1963 [[Ralph G. Pearson]] und erweiterte damit Betrachtungsweisen von Reaktionen in der organischen und Komplexchemie.
 
== Was sind Basen? ==
Im engen Zusammenhang mit Basen stehen ''in der Regel'' und häufig ''ohne ausdrückliche Erwähnung'' die Anwesenheit und bestimmte [[Eigenschaften des Wassers]]. Reines Wasser unterliegt der sogenannten [[Protolyse|Autoprotolyse]], bei der sich in sehr geringen und gleichen Konzentrationen [[Oxonium]]ionen (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) und Hydroxidionen (OH<sup>−</sup>) bilden:
 
:<math>\mathrm{H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-}</math>
 
In dieser Reaktionsgleichung des Wassers zeigt sich die Eigenschaft einer Base durch Bildung von OH<sup>−</sup>-Ionen in Wasser. Gleichzeitig bilden sich H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen in Wasser, eine Eigenschaft, die eine Säure auszeichnet. Man bezeichnet jedoch Wasser weder als eine Base, noch als eine Säure und nennt sein Verhalten ''neutral.'' Dies bezieht sich auf den [[pH-Wert]], der die [[Stoffmengenkonzentration|Konzentration]] der H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>-Ionen in Wasser angibt. Reines Wasser hat den pH-Wert von 7, eine sehr kleine Konzentration. Diese Reaktion ist – wie alle in diesem Abschnitt beschriebenen Reaktionen – eine Gleichgewichtsreaktion: Die Bildung der Ionen, sowie deren Vereinigung zu Wasser findet ständig und mit gleicher Häufigkeit statt.
 
Viele Verbindungen, die Basen genannt werden, verfügen über Hydroxid-Ionen (OH<sup>−</sup>) und [[Dissoziation (Chemie)|dissoziieren]] im Wasser in Metall- und Hydroxid-Ionen. Die Lösung wird häufig als ''[[alkalische Lösung]]'' oder ''Lauge'' bezeichnet. So bildet der Feststoff [[Natriumhydroxid]] (NaOH) in Wasser die sogenannte [[Natronlauge]] und [[Kaliumhydroxid]] (KOH) die [[Kalilauge]].
 
Andere Verbindungen verfügen selbst über keine OH<sup>−</sup>-Ionen, bilden sie aber in einer Reaktion mit Wasser. Sie reagieren [[Säure-Base-Reaktion|alkalisch]] durch Übernahme eines Protons H<sup>+</sup> von einem H<sub>2</sub>O-Molekül und lassen damit ein OH<sup>−</sup>-Ion zurück. So bildet beispielsweise das Salz [[Natriumphosphat|Trinatriumphosphat]] (Na<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>) oder auch das Salz [[Natriumcarbonat]] (Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>) in wässriger Lösung Hydroxidionen. Auf gleichem Weg reagieren auch organische Verbindungen wie Salze der [[Carbonsäuren]] und [[Amine]] als Abkömmlinge des Ammoniaks. Die ''ätzende Wirkung'' aller dieser Basen ist im Wesentlichen auf die Bildung von OH<sup>−</sup>-Ionen zurückzuführen.
 
=== Basische Reaktionen ===
{| class="wikitable"
|-
| Allgemein
|align="center"|<math>\mathrm{MOH \ \rightleftharpoons \ M^+ + OH^-}</math>
|rowspan="5"|
|align="center"| <math>\mathrm{B + H_2O \ \rightleftharpoons \ BH^+ + OH^-}</math>
|-
|rowspan="4"| Beispiele
|align="center"|<math>\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+ + OH^-}</math>
|align="center"|<math>\mathrm{NH_3 + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-}</math>
|-
|align="center"|<math>\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+} + 2 \ OH^-}</math>
|align="center"| <math>\mathrm{PO_4^{3-} + H_2O \ \rightleftharpoons \ HPO_4^{2-} + OH^-}</math>
|-
|
|align="center"| <math>\mathrm{H_3C{-}NH_2 \ + \ H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}NH_3^+ \ + \ OH^-}</math>
|-
|
|align="center"| [[Datei:Acetat-Ion.svg|90px]] <math>\mathrm{+ \ H_2O \ \rightleftharpoons \ OH^- \ + }</math> [[Datei:Essigsäure Skelett.svg|100px]]
|}
 
Bei ''schwachen und mittelstarken'' Basen liegen in den Gleichgewichtsreaktionen alle an der Reaktion beteiligten Komponenten in der Lösung vor. Je zwei der [[Reaktant]]en unterscheiden sich nur durch die Anwesenheit oder Abwesenheit eines Protons (H<sup>+</sup>). Sie bilden ein ''korrespondierendes Säure-Base-Paar.'' Teilchen, die über ein geeignetes Proton verfügen, werden [[Protonendonator]]en genannt; Teilchen, welche die Fähigkeit besitzen, ein Proton aufzunehmen, werden [[Protonenakzeptor]]en genannt. Die gesamte Reaktion wird als [[Protolyse]] bezeichnet. Die Stärke einer Base wird durch die Lage des Gleichgewichts (der [[Basenkonstante]]) beschrieben.
 
{| class="wikitable"
|-
|align="center"|<math>\mathrm{{\color{blue}B} + {\color{red}H_2O} \ \rightleftharpoons \ {\color{blue}BH^+} + {\color{red}OH^-}}</math><br />
<math>\mathrm{{\color{blue}H^+ Akzeptor} + {\color{red}H^+ Donator} \ \rightleftharpoons \ {\color{blue}H^+ Donator} + {\color{red}H^+ Akzeptor}}</math>
|}
 
Bei ''starken und sehr starken'' Basen liegen die Gleichgewichtsreaktionen vollständig auf der Seite der OH<sup>−</sup>-Ionen. Dies ist beispielsweise bei der Reaktion von Alkalihydroxiden mit Wasser der Fall:
 
:<math>\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+ + OH^-}</math>
 
Das Kation Na<sup>+</sup> spielt dabei keine Rolle. Das Hydroxid-Ion ist hier die eigentliche Base und Wasser der Protonendonator:
 
{| class="wikitable"
|-
|align="center"| <math>\mathrm{OH^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2O + OH^-}</math><br />
<math>\mathrm{H^+ Akzeptor + H^+ Donator \ \rightleftharpoons \ H^+ Donator + H^+ Akzeptor}</math>
|}
 
Aufgrund dieses Gleichgewichts lassen sich starke von sehr starken Basen (wie z.&nbsp;B. [[Natriumethanolat]]) in wässriger Lösung durch ihre [[Alkalische Lösung|Alkalität]] nicht mehr unterscheiden. Hier spricht man vom ''nivellierenden Effekt'' (von {{frS|niveler|de=gleichmachen}}) des Wassers. Um auch sehr starke Basen bezüglich der Stärke unterscheiden zu können, bestimmt man Gleichgewichtskonstanten in nichtwässrigen Lösungen und überträgt diese annäherungsweise auf das Lösungsmittel Wasser.
 
Wasser spielt in Säure-Base-Reaktionen eine wichtige Rolle. Neben der oben beschriebenen [[Protolyse]] ist Wasser zu der sogenannten [[Protolyse|Autoprotolyse]] fähig. Es kann Protonen abgeben und OH<sup>−</sup> bilden, oder Protonen aufnehmen und H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> bilden. Dies ist einmal eine Reaktion als Base und das andere eine Reaktion als Säure. Man bezeichnet Wasser deswegen als [[Ampholyt]].
 
{| class="wikitable"
|-
|align="center"| <math>\mathrm{H_2O + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + OH^-}</math><br />
<math>\mathrm{H^+ Akzeptor + H^+Donator \ \rightleftharpoons \ H^+ Donator + H^+ Akzeptor}</math>
|}
 
=== Typen ===
Bestimmte [[Chemische Verbindung|Verbindungen]] werden wegen ihrer besonderen chemischen Eigenschaft als Basen bezeichnet. Die breite Palette dieser Chemikalien lässt sich nach verschiedenen Merkmalen in Gruppen einordnen. Man kann Basen nach ihrer ionischen Ladung in ''neutrale, anionische oder kationische Basen'' einteilen. [[Ammoniak]] (NH<sub>3</sub>) trägt keine ionische Ladung und ist somit eine neutrale Base. Als anionische Base kann man [[Natriumhydrogencarbonat]] bezeichnen, da in Lösung das Anion HCO<sub>3</sub><sup>−</sup> vorliegt. Auch das Hydroxid-Anion (OH<sup>−</sup>) selbst kann man als anionische Base bezeichnen.
 
Ein anderer Weg zur Einteilung ist die Unterteilung in ''einwertige oder zweiwertige Basen.'' [[Natriumhydroxid]] (NaOH) bildet in Lösung pro Na ein OH<sup>−</sup> und ist einwertig, [[Calciumhydroxid]] (Ca(OH)<sub>2</sub>) bildet pro Ca zwei OH<sup>−</sup> und ist damit zweiwertig.
 
Als ''Basenbildner'' kann man Verbindungen bezeichnen, bei denen vor der basischen Reaktion noch eine weitere chemische Reaktion vorgelagert ist. Als Basenbildner kann man die [[Metalloxide]] bezeichnen, welche beim Lösen in Wasser die entsprechenden [[Hydroxide]] bilden. So bildet [[Calciumoxid]] (CaO) mit Wasser die Base Ca(OH)<sub>2</sub>. Unedle Metalle wie die [[Alkalimetalle]] können zuvor durch Einwirkung des Wassers oxidiert werden. Bei der heftigen Reaktion von [[Natrium]] entwickelt sich neben der Natronlauge auch [[Wasserstoff]].
 
{| class="wikitable centered"
|- class="hintergrundfarbe5"
! Typen !! Beispiel !! Reaktion
|-
| ''neutrale'' Basen
| [[Ammoniak]] (NH<sub>3</sub>)
|<math>\mathrm{NH_3 + H_2O \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + OH^-}</math>
|-
| ''anionische'' Basen
|[[Natriumhydrogencarbonat]] (NaHCO<sub>3</sub>)
|<math>\mathrm{HCO_3^- + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_2CO_3 + OH^-}</math>
|-
| ''kationische'' Basen
|[Al<sup>3+</sup>(OH)<sup>−</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>5</sub>] in wässriger Lösung
|<math>\mathrm{[Al(OH)(H_2O)_5]^{2+} + H_2O \ \rightleftharpoons \ [Al(H_2O)_6]^{3+} + OH^-}</math>
|-
|colspan="3" class="hintergrundfarbe5"|
|-
| ''einwertige'' Basen
| [[Natriumhydroxid]] (NaOH)<br /> [[Kaliumhydroxid]] (KOH)
| <math>\mathrm{NaOH \ \rightleftharpoons \ Na^+ + OH^-}</math><br /> <math>\mathrm{KOH \ \rightleftharpoons \ K^+ + OH^-}</math>
|-
| ''zweiwertige'' Basen
| [[Calciumhydroxid]] (Ca(OH)<sub>2</sub>)<br />
| <math>\mathrm{Ca(OH)_2 \ \rightleftharpoons \ Ca^{2+} + 2 \ OH^-}</math>
|-
|colspan="3" class="hintergrundfarbe5"|
|-
|rowspan="3"| Basen''bildner''
| unedle Metalle, wie die [[Alkalimetalle]]
| <math>\mathrm{2 \ Na + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 NaOH + H_2}</math>
|-
| [[Calciumoxid]] (CaO)<br /> [[Bariumoxid]] (BaO)
| <math>\mathrm{CaO + H_2O \longrightarrow Ca(OH)_2}</math><br /> <math>\mathrm{BaO + H_2O \longrightarrow Ba(OH)_2}</math>
|}
 
== Eigenschaften von Basen ==
[[Datei:Hydrochloric acid ammonia.jpg|mini|Kontakt von Ammoniakwasser und Salzsäure: Hier reagieren die Gase [[Chlorwasserstoff]] als Säure und [[Ammoniak]] als Base zu [[Ammoniumchlorid]]-Rauch – eine [[Neutralisation (Chemie)|Neutralisation]] ]]
* Viele Basen sind in Wasser löslich (z.&nbsp;B. [[Natriumhydroxid]], [[Ammoniak]]), jedoch nicht alle (z.&nbsp;B. [[Aluminiumhydroxid]])
* Sie sind ätzend und haben auf organische Stoffe zerstörende Wirkung.
* Aus [[Fette|Ölen und Fetten]] bilden sie [[Seife]]n und [[Glycerin]].
* Es gibt [[Starke Basen|starke]] und [[schwache Basen]].
* Basen kann man mit Wasser verdünnen, dabei wird ihre Wirkung je nach Verdünnung deutlich schwächer.
* Die basischen Lösungen führen zu einer Rötung von [[Phenolphthalein]] und färben rotes [[Lackmus]]-Papier blau.
* Die „Gegenspieler“ der Basen (Basenlösung = [[Alkalische Lösung|Lauge]]) sind die [[Säuren]] (vgl. Abbildung). Sie können Basen neutralisieren. Auch Säuren sind ätzend und greifen viele andere Stoffe an, die mit Basen nicht unbedingt reagieren.
* Kleidung, Haut und Augen sind bei Kontakt in Gefahr. Es ist darauf zu achten, eine Schutzbrille zu tragen, da Verätzungen immer vorkommen können.
 
== Neutralisation ==
Die Grundlage der [[Neutralisation (Chemie)|Neutralisation]] beruht auf der Tatsache, dass sich die Wirkungen einer Säure beim Mischen mit einer Base nicht addieren, sondern aufheben. So kann eine Base mit einer geeigneten Menge einer Säure ''neutralisiert'' werden. Dabei reagieren Basen und [[Säuren]] unter Bildung von [[Wasser]].
 
Reaktion von [[Natriumhydroxid]] in und mit Wasser zu [[Natronlauge]]:
: <math>\mathrm{1. \ NaOH + (H_2O) \ \rightleftharpoons \ Na^+ +  OH^-  +  (H_2O)}</math>
 
Reaktion von [[Chlorwasserstoff]] in und mit Wasser zu [[Salzsäure]]:
: <math>\mathrm{2. \ HCl + H_2O \ \rightleftharpoons \ H_3O^+ + Cl^-}</math>
 
Reaktion einer [[Natronlauge]] mit [[Salzsäure]] (Neutralisation):
: <math>\mathrm{3. \ Na^+ + OH^- + H_3O^+ + Cl^- \ \rightleftharpoons \ Na^+ + Cl^- + 2 \ H_2O}</math>
:<small>[[Natronlauge]] + [[Salzsäure]] reagiert zu gelöstem [[Natriumchlorid]] und [[Wasser]].</small>
 
Der entscheidende Prozess ist die Reaktion zwischen dem Hydroxid- und dem [[Oxoniumion]]:
 
:<math>\mathrm{4. \ OH^- + H_3O^+ \ \rightleftharpoons \ 2 \ H_2O}</math>
 
== Säure-Base-Gleichgewicht ==
Die Stärke einer Base bezeichnet man als ihre [[Basizität]] und beschreibt sie durch die Basenkonstante. Die [[Basenkonstante]] (''K''<sub>b</sub>) beschreibt die Lage des Gleichgewichts in der Reaktion zwischen einem Säure-Base-Paar in wässriger Lösungen. Häufig wird der negative dekadische Logarithmus von ''K''<sub>b</sub>, der sogenannte p''K''<sub>b</sub>-Wert angegeben.
 
Bei der Reaktion
:<math>\mathrm{B + H_2O \ \rightleftharpoons \ OH^- + BH^+}</math>
 
Ist die Basenkonstante ''K''<sub>b</sub> folgendermaßen definiert:
:<math>K_\mathrm{b} = \frac{c(\mathrm{B}\mathrm{H}^+) \cdot c(\mathrm{OH}^-)}{c(\mathrm{B})}</math>, mit c(X) = Konzentration von X
 
Der p''K''<sub>b</sub>-Wert ist dementsprechend:
:<math>\mathrm{p}K_\mathrm{b} = -\lg \left( K_\mathrm{b} \cdot \mathrm{\frac {l}{mol}} \right)</math>.
 
== Säure-Base-Reaktionen ohne Wasser ==
Analog zu den Säure-Base-Reaktionen die in wässrigen Lösungen und unter Beteiligung des Wassers ablaufen, existieren Reaktionen in anderen Medien. In wasserfreiem [[Ethanol]] findet mit [[Chlorwasserstoff]] eine Reaktion statt, bei dem Ethanol die Rolle einer Base übernimmt:
 
:<math>\mathrm{H_3C{-}CH_2{-}OH + HCl \ \rightleftharpoons \ H_3C{-}CH_2{-}OH_2^+ + Cl^-}</math>
 
In der Gasphase reagieren die Gase [[Ammoniak]] und [[Chlorwasserstoff]] unter Bildung des Salzes [[Ammoniumchlorid]].
:<math>\mathrm{NH_3 + HCl \ \rightleftharpoons \ NH_4Cl}</math>
 
In Säure-Base-Reaktionen können neben Wasser auch andere hinreichend polare Lösungsmittel als Reaktionspartner wirken. Ein gutes Beispiel ist die Autoprotolyse des flüssigen Ammoniaks:
:<math>\mathrm{NH_3 + NH_3 \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + NH_2^-}</math>
 
== Siehe auch ==
* {{WikipediaDE|Basen (Chemie)}}
 
== Weblinks ==
{{Commonscat|Bases|Basen}}
* [https://www.welltec-wasser.de/de/ratgeber/lesen/wie-ist-der-ph-wert-des-wassers.html Der ph-Wert von Trinkwasser] Website
 
{{Normdaten|TYP=s|GND=4144090-0|LCCN=sh/85/012058}}
 
[[Kategorie:Acidität und Basizität]]
[[Kategorie:Acidität und Basizität]]
[[Kategorie:Stoffgruppe]]
[[Kategorie:Chemikaliengruppe]]
[[Kategorie:Stoffgruppe als Thema]]
[[Kategorie:Basen|!]]
[[Kategorie:Basen|!]]
{{Wikipedia}}

Version vom 9. Dezember 2018, 05:04 Uhr