Starke Basen

Starke Basen bezeichnen in der Chemie eine Untergruppe der Basen. Sie liegen in wässrigen Lösungen komplett ionisiert vor. Somit sind sie starke Elektrolyten. Die Basenstärke bezieht sich immer auf die wässrigen Lösungen der Base, nicht auf die Reinstoffe.

Reaktivität

Wenn eine reine Base in Wasser gegeben wird, bildet sich eine alkalische Lösung. Diese Reaktion, bei der die Base ein Proton von der Säure aufnimmt, nennt sich Protolyse. Starke Basen liegen immer komplett protolysiert/ionisiert in wässriger Lösung vor. Das Reaktionsgleichgewicht liegt auf der Seite der Produkte.^[1] Folgend ist ein allgemeines Beispiel einer Base B, die in Wasser protolysiert:

${\mathrm {B+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ OH^{-}+BH^{+}}}$

Bei einer starken Base liegt dieses Gleichgewicht, wie oben schon erwähnt, auf der rechten Seite, der Produktseite. Es bildet sich ein negativ geladenes Hydroxidion und ein positiv geladenes Kation. Das Kation ist die korrespondierende Säure zur Base. Diese Paare nennen sich korrespondierende Säure-Base-Paare.
Die Reaktivität der starken Basen hängt im Wesentlichen von der Konzentration der gebildeten Hydroxidionen ab. Zusätzlich hängt die Reaktivität auch von der Säure des Säure-Base-Paares ab.^[2]

pK_s- und pK_b-Werte

Ein Weg herauszufinden, wie stark eine Base ist, geht über die protochemische Spannungsreihe in der die pK_b- und pK_s-Werte einiger Säure-Base-Paare aufgelistet sind. Wobei die pK_b-Werte die Basenstärke bezeichnen und die pK_s-Werte die Säurestärke bezeichnen. Die pK_s- und pK_b-Werte geben an, inwieweit eine Base bei der Gleichgewichtsreaktion mit Wasser ionisiert vorliegt. Dabei gilt: Je kleiner der Wert desto stärker ist die Säure/Base. Sehr starke Basen besitzen einen pK_b-Wert von kleiner als −0,35.^[1] Starke Basen besitzen einen pK_b-Wert von bis zu 3,75.^[3] Starke Basen sind immer auch schwache Säuren. Die folgende Tabelle listet pK_s- und pK_b-Werte einiger sehr starker bis sehr schwacher Basen und ihrer korrespondierenden Säuren bei Standardbedingungen auf.^[4]^[5]^[6]^[7] Mittelstarke Säuren und Basen sind hellgrau hinterlegt, während schwache bis sehr schwache Säuren und Basen dunkelgrau hinterlegt sind. Sie sind nur zum Vergleich aufgelistet:

Säurestärke	pK_s	Säure + H₂O $\ \rightleftharpoons \$ H₃O⁺ + Base		pK_b	Basenstärke
sehr schwach	48	CH₄	CH₃⁻		sehr stark
	23	NH₃	NH₂⁻	−9
	15,90	CH₃CH₂-OH	CH₃-CH₂-O⁻	−1,90
schwach	14,00	H₂O	OH⁻	0,00	stark
	13,00	HS⁻	S²⁻	1,00
	12,36	HPO₄²⁻	PO₄³⁻	1,64
	10,40	HCO₃⁻	CO₃²⁻	3,60
	9,40	HCN	CN⁻	4,60
	9,25	NH₄⁺	NH₃	4,75
mittelstark	7,20	H₂PO₄⁻	HPO₄²⁻	6,80	mittelstark
	6,92	H₂S	HS⁻	7,08
	6,52	H₂CO₃	HCO₃⁻	7,48
	4,85	[Al(H₂O)₆]³⁺	[Al(OH)(H₂O)₅]²⁺	9,15
	4,75	CH₃COOH	CH₃COO⁻	9,25
stark	3,75	HCOOH	HCOO⁻	10,25	schwach
	3,14	HF	F⁻	10,86
	2,22	[Fe(H₂O)₆]³⁺	[Fe(OH)(H₂O)₅]²⁺	11,78
	2,13	H₃PO₄	H₂PO₄⁻	11,87
	1,92	HSO₄⁻	SO₄²⁻	12,08
	0,00	H₃O⁺	H₂O	14,00
sehr stark	−1,32	HNO₃	NO₃⁻	15,32	sehr schwach
	−3	H₂SO₄	HSO₄⁻	17
	−6	HCl	Cl⁻	20
	−10	HI	I⁻	24
	−10	HClO₄	ClO₄⁻	24

Starke anorganische Basen

Die Liste starker Basen ist im Vergleich zu der der schwachen Basen relativ kurz. Bei den anorganischen Basen handelt es sich vor allem um in Wasser gelöste Alkali- und Erdalkali hydroxide wie zum Beispiel Natriumhydroxid (NaOH), Kaliumhydroxid (KOH) und Magnesiumhydroxid (Mg(OH)₂).^[2] Außerdem sind einige Sauerstoffverbindungen wie Phosphate (PO₄³⁻) und Carbonate (CO₃²⁻) bekannte starke Basen.^[2] Dazu kommen noch Sulfide (S²⁻), wie zum Beispiel Natriumsulfid.

Starke organische Basen

Bei den organischen Basen gibt es nur wenige starke Basen. Einige Amine und Naphthaline sind starke Basen. Dies hängt allerdings von den weiteren Substituenten ab, die sich in der Nachbarschaft der basischen Gruppe befinden.^[8]

Einzelnachweise

↑ ^{Hochspringen nach: a} ^bCharles E. Mortimer, Ulrich Müller: Chemie. Thieme, Stuttgart 2010, ISBN 978-3-13-484310-1, S. 310 f.
↑ ^{Hochspringen nach: a} ^b ^cT. L. Brown ;H. E. LeMay;B. E. Bursten: Chemie, studieren kompakt. Pearson Verlag, München 2011, ISBN 978-3-86894-122-7.
↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S.245.
↑ Gerhart Jander, Karl Friedrich Jahr, Gerhard Schulze, Jürgen Simon (Hrsg.): Maßanalyse. Theorie und Praxis der Titrationen mit chemischen und physikalischen Indikationen. 16. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin u.a. 2003, ISBN 3-11-017098-1, S. 81.
↑ P.W. Atkins, T.L. Overton, J.P. Rourke, M.T. Weller, F.A. Armstrong: Shriver & Atkins’ inorganic chemistry. 5th Edition. Oxford University Press, Oxford New York 2010, ISBN 978-0-19-923617-6, S. 115.
↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 91.–100., verbesserte und stark erweiterte Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1985, ISBN 3-11-007511-3, S. 241.
↑ Jerry March: Advanced Organic Chemistry. Reactions, Mechanisms, and Structure. 3. Auflage. Wiley, New York NY u.a. 1985, ISBN 0-471-88841-9, S. 222.
↑ Liste einiger pKb-Werte.(auto. Download, Exel-Taballe)

Basierend auf einem Artikel in: