Basen (Chemie)

Basen (griechisch βάση, basé - die Ausgangs-, Grundlage, das Fundament) sind chemische Verbindungen, die Protonen aufnehmen (Definition nach Brönsted) bzw. lokale Elektronenüberschüsse aufweisen (nach Lewis). Eine Base ist somit das Gegenstück zu einer Säure und vermag diese zu neutralisieren (Definition nach Brönsted).

Umgangssprachlich werden daher alle Verbindungen als Basen bezeichnet, die in der Lage sind, mit Säuren Salze zu bilden bzw. in wässriger Lösung Hydroxid-Ionen abspalten - und damit die Wasserstoffionen-Konzentration des Wassers verringern (oder, anders ausgedrückt, die den pH-Wert einer wässrigen Lösung erhöhen).

Historische Entwicklung des Begriffes "Base"

Der Begriff "Base" wurde im 17. Jhdt. von Chemikern wie O. Tachenius, R. Boyle und G.F. Rouelle eingeführt, weil "basische" Stoffe die nichtflüchtige Grundlage zur Fixierung flüchtiger Säuren (z. B.: Salzsäure) bilden und diwe Wirkung von Säuren aufheben können. Danach entwickelten sich für Basen und Säuren als ihre Gegenspieler schrittweise folgende Definitionen:

• A.L. Lavoisier: Säuren enthalten Sauerstoff (daher bekam das Element Sauerstoff seinen Namen: Lavoisier dachte, dass Säuren stets aus Nichtmetalloxiden und Wasser entstünden und Basen aus Metalloxiden und Wasser)
• Sir Humphry Davy und Justus von Liebig: Säuren sind Wasserstoff-Verbindungen, der Wasserstoff ist durch Metalle ersetzbar (Salzbildung)
• Arrhenius-Base entsprechend der Arrhenius-Säure: Säuren dissoziieren beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Protonen - Basen unter Abgabe von Hydroxidionen
• Brönsted-Base entsprechend der Brönsted-Säure: Basen (wie z.B. das Hydroxidion) nehmen in wässriger Lösung Protonen auf
• Lewis-Base / Lewis-Säure
• HSAB-Konzept

Die chemischen Eigenschaften der Basen

Die wässrigen Lösungen der Basen (Laugen) zeigen meist eine deutlich "basische" (= alkalische) Reaktion. Das heißt, der pH ihrer Lösungen liegt zwischen 8 und 14. Durch diese erfolgt eine Rötung von Phenolphthalein-Lösung und eine Blaufärbung von rotem Lackmus-Papier. In wässriger Lösung reagiert eine Base wie z.B. Ammoniak deshalb alkalisch, weil sie als Protonenakzeptor Protonen der Säure (= Protonendonator) abfängt:

Beispiel: Ca(OH)₂ ---> Ca²⁺_(aq) + OH^-_(aq)

OH^-_{(aq) + H⁺(aq) ---> H2O}

Beispiele

Zu den anorganischen Basen gehören Laugen - wässrige Lösungen der Metall-Hydroxide wie z. B.:

• Natriumhydroxid (NaOH),
• Kaliumhydroxid (KOH),
• Calciumhydroxid (Ca(OH)₂) oder
• Bariumhydroxid (Ba(OH)₂).

Diese dissoziieren (vgl. Dissoziation) in wässriger Lösung in freie Metall-Ionen und Hydroxid-Ionen.

Desweiteren die sog. Basenbildner (i. d. R. Oxide) wie z. B.: Calciumoxid (CaO) oder Bariumoxid (BaO). Diese Substanzen bilden mit Wasser die entsprechenden Hydroxide, welche sich unter alkalischer Reaktion in dem Wasser lösen (Säure-Base-Reaktion).

Beispiel: CaO + H₂O --> Ca(OH)₂ (weiter wie oben)

Als "Anhydro-Base" wird (neben den oben erwähnten Oxiden) auch das Ammoniak bezeichnet, welches mit Wasser ebenalls Hydroxid-Ionen bildet.

$\mathrm {NH_{3}+H_{2}O\rightarrow NH_{4}^{+}+OH^{-}}$

Zu den organischen Basen zählen ebenfalls alle Moleküle und Ionen, die unter Protonenaufnahme reagieren können (z.B. Pyridin, Amine als Abkömmlinge des Ammoniaks, deprotonierte Aminosäuren usw.). Als Organo-Basen oder organische Basen wird auch eine Klasse von Biomolekülen bezeichnet, die auf das Grundgerüst des Purins oder des Pyrimidins zurückgeführt werden.

Darstellungsmöglichkeiten

Basen wie Natronlauge sind durch die Umsetzung des entsprechenden Metalloxids mit Wasser zugänglich. Dabei entsteht ein Hydroxid-Ion (OH^-). Desweiteren können schwache Basen auch durch Verdrängungsreaktionen hergestellt werden, indem eine starke Base die schwächere Base aus ihrem Salz verdrängt (Beispiel: Die Kreuzprobe als Nachweisreaktion für Ammoniumsalze).

Siehe hierzu auch:

• Nivellierender Effekt des Wassers
• für die Definition nach Lewis siehe: Säure
• für den Gebrauch des Begriffs "basische Aminosäure" siehe Aminosäure

Siehe auch die Begriffsklärungen Base und Basis