Basenkonstante

Die Basenkonstante (K_b) ist eine Größe, welche angibt, in welchem Maße eine Base in einem Lösungsmittel alkalisch reagiert.^[1][2] Sie wird eher selten verwendet, da sie sich direkt aus der Säurekonstante K_s berechnen lässt. Es gilt dabei, dass je kleiner der pK_b-Wert, desto stärker das Bestreben der Base, Protonen aufzunehmen. Für in Wasser gelöste Säuren und Basen gilt mit dem Dissoziationsgleichgewicht des Wassers bei 25 °C unter Vernachlässigung der Fugazitäten näherungsweise folgende Beziehung:

$K_{\mathrm{s}}\cdot K_{\mathrm{b}}={10}^{-14}$

Säure-Base-Reaktion

Zwischen einer Base B und ihrer Säure BH⁺ liegt in wässriger Lösung folgende Gleichgewichtsreaktion vor:

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

Nach dem Massenwirkungsgesetz wird die Lage des Gleichgewichtes durch die Gleichgewichtskonstante K beschrieben:

$\frac{c({\mathrm{OH}}^{-})\cdot c({\mathrm{BH}}^{+})}{c(\mathrm{B})\cdot c({\mathrm{H}}_2\mathrm{O})}=K$

Da die Konzentration von Wasser $\mathrm{c}({\mathrm{H}}_2\mathrm{O})$ bei der Reaktion praktisch konstant bleibt, lässt sich $\mathrm{c}({\mathrm{H}}_2\mathrm{O})$ in die Konstante $K$ einbeziehen. Damit ergibt sich schließlich die Basenkonstante $K_{\mathrm{b}}$:

$K_{\mathrm{b}}=\frac{c(\mathrm{B}{\mathrm{H}}^{+})\cdot c({\mathrm{OH}}^{-})}{c(\mathrm{B})}$

Häufig wird der negative dekadische Logarithmus von $K_{\mathrm{b}}$, der sogenannte $\mathrm{p}{K}_{\mathrm{b}}$-Wert, angegeben:

$\mathrm{p}{K}_{\mathrm{b}}=-\lg (K_{\mathrm{b}}\cdot 1\frac{\mathrm{l}}{\mathrm{mol}})=-\lg (\frac{c(\mathrm{B}{\mathrm{H}}^{+})\cdot c({\mathrm{OH}}^{-})}{c(\mathrm{B})}\cdot 1\frac{\mathrm{l}}{\mathrm{mol}})$

Für den $\mathrm{p}{K}_{\mathrm{b}}$-Wert und den analog definierten $\mathrm{p}{K}_{\mathrm{s}}$-Wert gilt bei Zimmertemperatur:

$\mathrm{p}{K}_{\mathrm{b}}+\mathrm{p}{K}_{\mathrm{s}}=14$

Einzelnachweise

Weblinks

• Umfangreiche Tabellen mit Säuren und Basen