Die Basenkonstante (Kb) ist eine Größe, welche angibt, in welchem Maße eine Base in einem Lösungsmittel alkalisch reagiert.[1][2] 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_{2}O} \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 $ \mathrm {c(H_{2}O)} $ bei der Reaktion praktisch konstant bleibt, lässt sich $ \mathrm {c(H_{2}O)} $ in die Konstante $ K $ einbeziehen. Damit ergibt sich schließlich die Basenkonstante $ K_{\mathrm {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_{\mathrm {b} } $, der sogenannte $ \mathrm {p} K_{\mathrm {b} } $-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 $ \mathrm {p} K_{\mathrm {b} } $-Wert und den analog definierten $ \mathrm {p} K_{\mathrm {s} } $-Wert gilt bei Zimmertemperatur:
- $ \mathrm {p} K_{\mathrm {b} }\!\ +\!\ \mathrm {p} K_{\mathrm {s} }=14 $
