Basenkonstante

Die Basenkonstante (Kb) ist eine Größe, welche angibt, in welchem Maße eine Base in einem Lösungsmittel alkalisch reagiert. Sie wird eher selten verwendet, da sie sich direkt aus der Säurekonstante Ks berechnen lässt. Es gilt dabei, dass je kleiner der pKb-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 + H_2O} \leftrightharpoons \mathrm{OH^- + 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 c(H2O) bei der Reaktion praktisch konstant bleibt, lässt sich c(H2O) in die Konstante K einbeziehen. Damit ergibt sich schließlich die Basenkonstante Kb:

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

Häufig wird der negative dekadische Logarithmus von Kb, der sogenannte pKb-Wert, angegeben:

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

Für den pKb-Wert und den analog definierten pKs-Wert gilt bei Zimmertemperatur:

\mathrm{p}K_\mathrm{b} \!\ + \!\ \mathrm{p}K_\mathrm{s} = 14

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