PKB-Wert

Die Basenkonstante (K_b) 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 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:

$\mathrm{B + H_2O} \leftrightharpoons \mathrm{OH^- + BH^+}\,$

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 K_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_b, der sogenannte pK_b-Wert, angegeben:

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

Für den pK_b-Wert und den analog definierten pK_s-Wert gilt bei Zimmertemperatur:

pK_b + pK_s = 14