Basen (Chemie)

Als Basen (zu gr. basis, Grundlage) werden in der Chemie mit enger Definition Verbindungen bezeichnet, die in wässriger Lösung in der Lage sind, Hydroxidionen (OH⁻) zu bilden und somit den pH-Wert einer Lösung zu erhöhen. Hydroxidionen sind chemische Verbindungen, die Protonen von einer Säure unter Bildung eines Wassermoleküls übernehmen können. Eine Base ist damit das Gegenstück zu einer Säure und vermag diese zu neutralisieren.

Daneben bestehen weitere Definitionen des Begriffs von Basen verschiedener Säure-Base-Konzepte für wesentlich breitere Paletten von chemischen Reaktionen, die über jene von Hydroxidionen in Wasser hinausreichen können. Besonders bedeutsam sind die Konzepte nach Lewis (Lewis-Base und Lewis-Säure) und das nach Pearson, der von harten und weichen Säuren und Basen spricht (HSAB-Konzept).

Historische Entwicklung des Begriffes „Base“

In der Alchemie waren einige Alkalien, wie Kalk (CaCO₃, CaO und Ca(OH)₂), Natron, Soda, Pottasche und Ammoniak bekannt. Bis Anfang des 18. Jahrhunderts wurde allerdings zwischen Soda und Pottasche nicht exakt unterschieden. Der Begriff „Alkalien“ wurde wenig verwendet und kein genauer Zusammenhang zwischen diesen Stoffen erkannt. Die Base (Alkalie) als Gegenpol der Säure wurde in der Chemiatrie, einem medizinisch-theoretischen Lehrgebäude von Otto Tachenius im 17. Jahrhundert postuliert.

Bis in das 18. Jahrhundert bestand eine enge Verknüpfung zwischen Alkalien und dem Feuer bzw. der „Feuermaterie“, auch wegen der bekannten exothermen Reaktionen. Der Begriff „Base“ wurde im 17. Jahrhundert von Chemikern wie Georg Ernst Stahl, Robert Boyle und Guillaume François Rouelle eingeführt, weil „basische“ Stoffe die nichtflüchtige Grundlage zur Fixierung flüchtiger Säuren bildeten und die (ätzende) Wirkung von Säuren aufheben können. Grundlegende Schritte in die Chemie gelangen Antoine Laurent de Lavoisier. Er dachte, dass Säuren stets aus Nichtmetalloxiden und Wasser und Basen aus Metalloxiden und Wasser entstünden. Sir Humphry Davy und Justus von Liebig sahen Säuren als Wasserstoff-Verbindungen an, die sich durch Metalle in Salze überführen lassen. 1887 definierte Svante Arrhenius Basen als Stoffe, die beim Auflösen in Wasser unter Abgabe von Hydroxidionen dissoziieren, und Säuren als Stoffe, die unter Abgabe von Protonen dissoziieren. Säuren und Basen neutralisieren sich. Die Theorie war jedoch noch unzureichend, da Verbindungen ohne Sauerstoff nicht einbezogen wurden: auch Ammoniak neutralisiert eine Säure.

1923 stellte Johannes Nicolaus Brønsted sein Modell vor. Es hat sich weitgehend durchgesetzt und insbesondere in der analytischen Chemie sehr bewährt. Seiner Theorie nach wechselwirken Base und Säure in einer Protonenübertragungsreaktion. Dabei nehmen Basen Protonen von Säuren auf. Das von Gilbert Newton Lewis ebenfalls 1923 vorgestellte Modell ist hilfreich bei der Betrachtung von Reaktionsabläufen in der organischen Chemie und in der Komplexchemie und reicht über die üblichen Definitionen hinaus. Daher spricht man bevorzugt von Lewis-Base und Lewis-Säure. Viele normalerweise als Säure bezeichnete Verbindungen sind nach diesem Modell keine Säuren. Das Konzept der harten und weichen Säuren und Basen (HSAB-Konzept) entwickelte 1963 Ralph G. Pearson und erweiterte damit Betrachtungsweisen von Reaktionen in der organischen und Komplexchemie.

Was sind Basen?

Im engen Zusammenhang mit Basen stehen in der Regel und häufig ohne ausdrückliche Erwähnung die Anwesenheit und bestimmte Eigenschaften des Wassers. Reines Wasser unterliegt der sogenannten Autoprotolyse, bei der sich in sehr geringen und gleichen Konzentrationen Oxoniumionen (H₃O⁺) und Hydroxidionen (OH⁻) bilden.

In dieser Reaktionsgleichung des Wassers zeigt sich die Eigenschaft einer Base durch Bildung von OH⁻-Ionen in Wasser. Gleichzeitig bilden sich H₃O⁺-Ionen in Wasser, eine Eigenschaft, die eine Säure auszeichnet. Man bezeichnet jedoch Wasser weder als eine Base noch als eine Säure und nennt sein Verhalten neutral. Dies bezieht sich auf den pH-Wert, der die Konzentration der H₃O⁺-Ionen in Wasser angibt. Reines Wasser hat den pH-Wert von 7, eine sehr kleine Konzentration. Diese Reaktion ist – wie alle in diesem Abschnitt beschriebenen Reaktionen – eine Gleichgewichtsreaktion: Die Bildung der Ionen sowie deren Vereinigung zu Wasser findet ständig und mit gleicher Häufigkeit statt.

Viele Verbindungen, die Basen genannt werden, verfügen über Hydroxid-Ionen (OH⁻) und dissoziieren im Wasser in Metall- und Hydroxid-Ionen. Die Lösung wird häufig als alkalische Lösung oder Lauge bezeichnet. So bildet der Feststoff Natriumhydroxid (NaOH) in Wasser die sogenannte Natronlauge und Kaliumhydroxid (KOH) die Kalilauge.

Andere Verbindungen verfügen selbst über keine OH⁻-Ionen, bilden sie aber in einer Reaktion mit Wasser. Sie reagieren alkalisch durch Übernahme eines Protons H⁺ von einem H₂O-Molekül und lassen damit ein OH⁻-Ion zurück. So bildet beispielsweise das Salz Trinatriumphosphat (Na₃PO₄) oder auch das Salz Natriumcarbonat (Na₂CO₃) in wässriger Lösung Hydroxidionen. Auf gleichem Weg reagieren auch organische Verbindungen wie Salze der Carbonsäuren und Amine als Abkömmlinge des Ammoniaks. Die ätzende Wirkung aller dieser Basen ist im Wesentlichen auf die Bildung von OH⁻-Ionen zurückzuführen.