In der Chemie wird eine Base als eine Substanz angesehen, die Protonen oder jede chemische Verbindung aufnehmen kann, die Hydroxidionen (OH-) in Lösung liefert. Es wird auch allgemein als jede Substanz bezeichnet, die mit einer Säure reagieren kann, um ihre sauren Eigenschaften zu verringern oder zu neutralisieren, die Farbe von Indikatoren zu ändern (z. roter Lackmus (blau), fühlt sich in Lösung rutschig an, schmeckt bitter, reagiert mit Säuren zu Salzen und fördert bestimmte chemische Reaktionen (z. B. Basenkatalyse). Beispiele für einfache Basen sind Natriumhydroxid und Ammoniak. Natriumhydroxid (NaOH), auch bekannt als Natronlauge oder Lauge, dissoziiert in Wasser unter Bildung von Hydroxidionen (OH-) und Natriumionen (Na +).

Basen haben viele praktische Anwendungen, und einige von ihnen sind häufig zu Hause zu finden. Haushalt Ammoniak ist ein bekanntes Reinigungsmittel. Lauge wird zum Reinigen von Verstopfungen und Abflüssen verwendet. Kaliumhydroxid, auch Kalilauge genannt, wird verwendet, um weiche Seife herzustellen, die sich leicht in Wasser löst. Magnesiumhydroxid in Wasser (auch Magnesiummilch genannt) wird als Antazidum oder Abführmittel verwendet.

Alkali und Base

Ursprünge der Konzepte

Der Begriff „Alkali“ leitet sich vom arabischen Wort al qalīy ab und bedeutet „die kalzinierte Asche.“ Diesen Pflanzenaschen wurden Eigenschaften wie die Fähigkeit, die Wirkung von Säuren umzukehren, und die Waschkraft zugeschrieben. Daher wurde ein Alkali ursprünglich als Antithese zu einer Säure angesehen. Die Bildung von Salzen aus der Säure-Alkali-Reaktion führte zu der Ansicht, dass Salze aus zwei Bestandteilen entgegengesetzter Natur abgeleitet werden können.

Dennoch besaßen nicht alle nicht sauren Bestandteile alkalische Eigenschaften. Beispiele sind Oxide und Hydroxide von Schwermetallen. Daher wurde das Konzept der „Basis“ geboren. Dieses Konzept wurde erstmals 1754 vom französischen Chemiker Guillaume François Rouelle eingeführt. Er stellte fest, dass Säuren — die damals meist flüchtige Flüssigkeiten wie Essigsäure waren — nur in Kombination mit bestimmten Substanzen zu festen Salzen wurden. Diese Substanzen bildeten eine konkrete Basis für das Salz und daher der Name.

Verwechslung zwischen Base und Alkali

Die Begriffe „Base“ und „Alkali“ werden häufig synonym verwendet, da die häufigsten Basen Alkalien sind. Es ist üblich, von „Messung der Alkalität des Bodens“ zu sprechen, wenn eigentlich die Messung des pH-Wertes (Baseneigenschaft) gemeint ist. In ähnlicher Weise werden Basen, die keine Alkalien sind, wie Ammoniak, manchmal fälschlicherweise als alkalisch bezeichnet.

Beachten Sie, dass nicht alle oder sogar die meisten von Alkalimetallen gebildeten Salze alkalisch sind; Diese Bezeichnung gilt nur für solche Salze, die basisch sind.Während die meisten elektropositiven Metalloxide basisch sind, können nur die löslichen Alkali- und Erdalkalimetalloxide korrekt als Alkalien bezeichnet werden.Diese Definition eines Alkalis als basisches Salz eines Alkalimetalls oder Erdalkalimetalls scheint am häufigsten zu sein, basierend auf Wörterbuchdefinitionen, jedoch existieren widersprüchliche Definitionen des Begriffs Alkali. Dazu gehören:

• Jede Base, die wasserlöslich istalkali, Farlex, 2008. Abgerufen am 8. April 2008.</ref> Dies wird genauer als Arrhenius-Basis bezeichnet.
• Die Lösung einer Base in Wasser.

Definitionen von Säuren und Basen

Säuren und Basen bilden komplementäre Paare, daher müssen ihre Definitionen zusammen betrachtet werden. Es gibt drei gemeinsame Gruppen von Definitionen: die Arrhenius-, Brønsted-Lowry- und Lewis-Definitionen in der Reihenfolge zunehmender Allgemeinheit.

• Arrhenius: Nach dieser Definition ist eine Säure eine Substanz, die die Konzentration von Hydroniumionen (H3O+) erhöht, wenn sie in Wasser gelöst wird, während Basen Substanzen sind, die die Konzentration von Hydroxidionen (OH-) erhöhen. Diese Definition beschränkt Säuren und Basen auf Substanzen, die sich in Wasser lösen können. Um 1800 glaubten viele französische Chemiker, darunter Antoine Lavoisier, fälschlicherweise, dass alle Säuren Sauerstoff enthielten. In der Tat ist das moderne deutsche Wort für Sauerstoff Sauerstoff (lit. saure Substanz). Englische Chemiker, darunter Sir Humphry Davy, glaubten gleichzeitig, dass alle Säuren Wasserstoff enthielten. Der schwedische Chemiker Svante Arrhenius nutzte diesen Glauben, um diese Definition von Säure zu entwickeln.Brønsted-Lowry: Nach dieser Definition ist eine Säure ein Proton (Wasserstoffkern) -Donor und eine Base ein Proton (Wasserstoffkern) -Akzeptor. Die Säure soll dissoziiert sein, nachdem das Proton gespendet wurde. Eine Säure und die entsprechende Base werden als konjugierte Säure-Base-Paare bezeichnet. Brønsted und Lowry formulierten diese Definition, die wasserunlösliche Substanzen enthält, die nicht in der Arrhenius-Definition enthalten sind.Lewis: Nach dieser Definition ist eine Säure ein Elektronenpaarakzeptor und eine Base ein Elektronenpaardonor. (Diese werden häufig als „Lewis-Säuren“ und „Lewis-Basen“ bezeichnet und sind Elektrophile bzw. Nukleophile in der organischen Chemie; Lewis-Basen sind auch Liganden in der Koordinationschemie.) Lewis-Säuren schließen Substanzen ohne übertragbare Protonen (d. h. H + Wasserstoffionen) wie Eisen (III) -chlorid ein, und daher hat die Lewis-Definition einer Säure eine breitere Anwendung als die Brønsted-Lowry-Definition. Die Lewis-Definition kann auch mit der Molekülorbital-Theorie erklärt werden. Im Allgemeinen kann eine Säure ein Elektronenpaar in ihrem niedrigsten unbesetzten Orbital (LUMO) vom höchsten besetzten Orbital (HOMO) einer Base erhalten. Das heißt, das HOMO von der Base und das LUMO von der Säure verbinden sich zu einem Bindungsmolekülorbital. Diese Definition wurde von Gilbert N. Lewis entwickelt.

Allgemeine Eigenschaften

Einige allgemeine Eigenschaften von Basen umfassen:

• Geschmack: Bitterer Geschmack (im Gegensatz zum sauren Geschmack von Säuren und der Süße von Aldehyden und Ketonen)
• Berührung: Schleimiges oder seifiges Gefühl an den Fingern
• Reaktivität:Ätzend auf organisches Material, reagieren heftig mit sauren oder reduzierbaren Substanzen
• Elektrische Leitfähigkeit: Wässrige Lösungen oder geschmolzene Basen dissoziieren in Ionen und leiten Strom
• Lackmustest: Basen werden rot Lackmuspapier blau.

Chemische Eigenschaften

Basen Ionisationskonstante und pH

Eine allgemeine Gleichung kann für die Aufnahme von H geschrieben werden+ Ionen aus Wasser durch eine molekulare Base, B, um seine konjugierte Säure zu bilden, BH+.

B(aq) + H2O(l) ⇌ BH+(aq) + OH-(aq)

K b = ⋅ {\displaystyle K_{b}={\cdot \über }}Dann ist K b = ⋅ {\displaystyle cdot \over }}

Die Gleichgewichtskonstante Kb wird auch als Basenionisationskonstante bezeichnet. Es bezieht sich auf die Reaktion, bei der eine Base ihre konjugierte Säure bildet, indem sie ein H + -Ion aus Wasser entfernt.

Der pH-Wert von (unreinem) Wasser ist ein Maß für seinen Säuregehalt. In reinem Wasser dissoziiert etwa eines von zehn Millionen Molekülen in Hydroniumionen (H3O +) und Hydroxidionen (OH−) gemäß der folgenden Gleichung:

2H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH- (aq)

Eine Base akzeptiert (entfernt) Hydroniumionen (H3O +) aus der Lösung oder spendet Hydroxidionen (OH-) an die Lösung. Beide Aktionen senken die Konzentration von Hydroniumionen und erhöhen somit den pH−Wert. Im Gegensatz dazu spendet eine Säure H3O + -Ionen an die Lösung oder akzeptiert OH-, wodurch der pH-Wert gesenkt wird.

Wenn beispielsweise 1 Mol Natriumhydroxid (40 g) in 1 Liter Wasser gelöst wird, wird die Konzentration der Hydroxidionen = 1 mol/ L. Daher = 10-14 mol/ L und pH = −log 10-14 = 14.

Die Basizitätskonstante oder pKb ist ein Maß für die Basizität und hängt mit der pKa durch die einfache Beziehung pKa + pKb = 14 zusammen.

Basenstärke

Eine „starke Base“ ist eine, die vollständig hydrolysiert, Säuren in einer Säure-Base-Reaktion deprotoniert und somit den pH-Wert der Lösung auf 14 erhöht. Verbindungen mit einem pH-Wert von mehr als etwa 13 werden als starke Basen bezeichnet. Starke Basen greifen wie starke Säuren lebendes Gewebe an und verursachen schwere Verbrennungen. Sie reagieren anders auf die Haut als Säuren, während starke Säuren ätzend sind, Wir sagen, dass starke Basen ätzend sind. Übliche Beispiele für starke Basen sind die Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen wie NaOH und Ca(OH)2. Sehr starke Basen sind sogar in der Lage, sehr schwach saure C-H-Gruppen in Abwesenheit von Wasser zu deprotonieren.Superbasen sind eine Klasse von besonders basischen Verbindungen und Harpunenbasen sind eine spezielle Klasse von starken Basen mit schlechter Nukleophilie.

Beispiele für starke Basen (Hydroxidverbindungen) in absteigender Stärke:

• Kaliumhydroxid (KOH)
• Bariumhydroxid (Ba(OH)2)
• Cäsiumhydroxid (CsOH)
• Natriumhydroxid (NaOH)
• Strontiumhydroxid (Sr(OH)2)
• Calciumhydroxid (Ca(OH)2)
• Lithiumhydroxid (LiOH)
• Rubidiumhydroxid (RbOH)

Die Kationen dieser starken Basen kommen in den Gruppen 1 und 2 des Periodensystems (Alkali- und Erdalkalimetalle) vor.

Noch stärkere Basen sind:

• Natriumhydrid (NaH)
• Lithiumdiisopropylamid (LDA) (C6H14LiN)
• Natriumamid (NaNH2)

Eine „schwache Base“ ist eine, die in Lösung nicht vollständig ionisiert. Wenn eine Base ionisiert, nimmt sie ein Wasserstoffion aus dem Wasser um sie herum auf und hinterlässt ein OH-Ion. Schwache Basen haben eine höhere H+ -Konzentration als starke Basen. Schwache Basen existieren im chemischen Gleichgewicht genauso wie schwache Säuren. Die Basenionisationskonstante Kb gibt die Stärke der Base an. Große Kbs gehören zu stärkeren Basen. Der pH-Wert einer Base ist größer als 7 (wobei 7 die neutrale Zahl ist; unter 7 ist eine Säure), normalerweise bis zu 14.Ein übliches Beispiel für eine schwache Base ist Ammoniak, das zur Reinigung verwendet wird.

Beispiele für schwache Basen:

• Alanin (C3H5O2NH2)
• Ammoniak (Wasser) (NH3 (NH4OH))
• Dimethylamin ((CH3)2NH)
• Ethylamin (C2H5NH2)
• Glycin (C2H3O2NH2)
• Hydrazin ( N2H4)
• Methylamin (CH3NH2)
• Trimethylamin ((CH3)3N)

Säure – Basen-Neutralisation

Basen können als das chemische Gegenteil von Säuren angesehen werden. Eine Reaktion zwischen einer Säure und einer Base wird Neutralisation genannt. Basen und Säuren werden als Gegensätze angesehen, da die Wirkung einer Säure darin besteht, die Hydroniumionenkonzentration (H3O +) in Wasser zu erhöhen, wobei als Basen diese Konzentration verringert wird. Basen reagieren mit Säuren unter Bildung von Salzen und Wasser.

Ein positives Ion des Salzes kommt von der Base und sein negatives Ion kommt von der Säure.Betrachtet man ein Metallhydroxid als Base, so lautet die allgemeine Reaktion:

HX(aq) + MOH(aq) → MX(aq) + HOH(l) Säure-Basen-Salzwasser

Salze starker Basen und starker Säuren

Eine starke Säure HCl (Salzsäure) reagiert mit einer starken Base NaOH (Natriumhydroxid) unter Bildung von NaCl (Salz = Natriumchlorid) und Wasser. Wenn die Mengen der Säure und der Base im richtigen stöchiometrischen Verhältnis stehen, wird die Reaktion vollständig neutralisiert, wobei die Säure und die Base beide ihre jeweiligen Eigenschaften verlieren.

HCL(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) starke starke Salzwasser-Säure-Base

Salze von starken Basen und schwachen Säuren

Eine starke Base NaOH (Natriumhydroxid) zu einer schwachen Säure CH3COOH (Essigsäure) in 1L Lösung, Bilden CH3COO (Natriumacetat) und Wasser.

CH3COOH (aq) + NaOH(aq) → CH3COO (aq) + H2O(l) schwache schwache Salzwasser-Säure-Base

Salze schwacher Basen und starker Säuren

Schwache Basen reagieren mit starken Säuren unter Bildung saurer Salzlösungen. Die konjugierte Säure der schwachen Base bestimmt ihren pH-Wert. Zum Beispiel wird NH3 (Ammoniak) zu HCl (Salzsäure) gegeben, um NH4Cl (Ammoniumchlorid) zu bilden.

NH3(aq) + HCl(aq) → NH4Cl(aq) schwache starke Salzbasissäure

Sobald das Salz gebildet wird, reagiert es mit Wasser, was zu einer leicht sauren Lösung führt.

Salze schwacher Basen und schwacher Säuren

Salzlösungen, die saure Kationen und basische Anionen wie NH4F (Ammoniumfluorid) enthalten, haben zwei mögliche Reaktionen:

NH4+(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + NH3(aq) Ka(NH4+) = 5,6 x 10-10 F-(aq) + H2O(l) ↔ HF(aq) + OH- ( aq) Kb(F-) = 1.4 x 10-11

Seit Ka(NH4+) > Kb (F-) ist die Reaktion von Ammoniak mit Wasser günstiger. Daher ist die resultierende Lösung leicht sauer.

Alkalien

Alkalisalze

Die meisten basischen Salze sind Alkalisalze, von denen übliche Beispiele sind:

• Natriumhydroxid (oft als „Natronlauge“ bezeichnet)
• Kaliumhydroxid (allgemein als „Kali“ bezeichnet)
• Lauge (Oberbegriff für eine der beiden vorherigen oder sogar für eine Mischung)
• Calciumcarbonat (manchmal auch als „freier Kalk“ bezeichnet)
• Magnesiumhydroxid ist ein Beispiel für ein atypisches Alkali: Es ist eine schwache Base (kann nicht von Phenolphthalein nachgewiesen werden) und es ist in Wasser wenig löslich.

Alkalischer Boden

Boden mit einem pH-Wert von mehr als 7,4 wird normalerweise als alkalisch bezeichnet. Diese Bodeneigenschaft kann natürlich aufgrund der Anwesenheit von Alkalisalzen auftreten. Obwohl einige Pflanzen leicht basische Böden bevorzugen (einschließlich Gemüse wie Kohl und Futter wie Büffelgras), bevorzugen die meisten Pflanzen einen leicht sauren Boden (pH-Wert zwischen 6,0 und 6,8), und alkalische Böden können Probleme verursachen.

Alkaliseen

In Alkaliseen (einer Art Salzsee) konzentriert die Verdampfung die natürlich vorkommenden Alkalisalze und bildet oft großflächig eine Kruste aus leicht basischem Salz.

Beispiele für Alkaliseen:

• Redberry Lake, Saskatchewan, Kanada.
• Tramping Lake, Saskatchewan, Kanada.

Alkalität von Nichthydroxiden

Sowohl Natriumcarbonat als auch Ammoniak sind Basen, obwohl keine dieser Substanzen OH-Gruppen enthält. Das liegt daran, dass beide Verbindungen H+ annehmen, wenn sie in Wasser gelöst sind:

Na2CO3 + H2O → 2 Na+ + HCO3- + OH- NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Basen als heterogene Katalysatoren

Basische Substanzen können als unlösliche heterogene Katalysatoren für chemische Reaktionen verwendet werden. Beispiele sind Metalloxide wie Magnesiumoxid, Calciumoxid und Bariumoxid sowie Kaliumfluorid auf Aluminiumoxid und einige Zeolithe. Viele Übergangsmetalle sind gute Katalysatoren, von denen viele Grundstoffe bilden. Basische Katalysatoren wurden für Hydrierungen, die Migration von Doppelbindungen, in der Meerwein-Ponndorf-Verlay-Reduktion, der Michael-Reaktion und vielen anderen Reaktionen verwendet.

Praktische Basischemie

Zusätzlich zu ihrer Verwendung in der Industrie haben Basen viele Anwendungen rund um das Haus. Antazida werden verwendet, um die Magensäure zu neutralisieren; gärtner verwenden Basen wie Kalk (CaO), um den Boden basischer zu machen. Milde Basen werden verwendet, um alles von Geschirr und Kleidung bis hin zu Fahrzeugen und dem Familienhund zu reinigen.

Neutralisierung der Magensäure

Ein Antazidum ist eine Base, die verwendet wird, um überschüssige Magensäure zu neutralisieren. Die empfohlene Dosis ist die Menge an Base, die erforderlich ist, um einige, aber nicht alle, der Magensäure zu neutralisieren.

Die Säure – Basen-Chemie einiger Antazida:

Compound	Chemical Formula	Chemical Reaction
Aluminum hydroxide	Al(OH)3	Al(OH)3(s) + 3 HCl(aq) —–> AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
Calcium carbonate	CaCO3	CaCO3(s) + 2 HCl(aq) —–> CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Magnesium carbonate	MgCO3	MgCO3(s) + 2 HCl(aq) —–> MgCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Magnesium hydroxide	Mg(OH)2	Mg(OH)2(s) + 2 HCl(aq) —–> MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
Sodium bicarbonate	NaHCO3	NaHCO3(aq) + HCl(aq) —–> NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Household Cleaners

Most cleaning compounds such as dishwashing detergents, scouring powders, laundry detergents, and oven cleaners are basic. Vor vielen Jahrzehnten wurde hausgemachte Laugenseife verwendet, um Kleidung sowie die Haut der Menschen zu reinigen. Das, was Laugenseife heute am nächsten kommt, ist Geschirrspülmittel. Wirklich harte Reinigungsarbeiten rund um das Haus erfordern chemisch aggressive Reiniger. Sehr einfache Reiniger werden verwendet, um Schmutz, Fett oder Flecken zu entfernen. Abfluss- und Ofenreiniger befinden sich am anderen Ende des pH-Spektrums und haben pH-Werte von 12 oder höher. Sie enthalten normalerweise eine starke Base wie NaOH, die mit Fetten und Fett zu einer löslichen Seife reagiert. Alle stark basischen Lösungen, sowohl im Labor als auch zu Hause, sind gefährlich und sollten jederzeit mit Vorsicht gehandhabt werden.

Siehe auch

• Acid-base reaction theories
• Acid

Anmerkungen