Basizität

Basizität ist in der Chemie die Fähigkeit einer Substanz, ein Proton aufzunehmen. Nach der Brønsted-Lowry-Definition handelt es sich um eine Base, die ein Proton akzeptieren kann; im Lewis-Konzept ist eine Base eine Substanz, die ein Elektronenpaar spenden kann. Basizität kann auch als relative Stärke einer Base verstanden werden, die Stärke hängt stark vom Lösungsmittel ab.

In wässriger Lösung wird die Basizität üblicherweise durch die Gleichgewichtskonstante Kb beschrieben und mit der Stärke der konjugierten Säure verknüpft. Die Basenkonstante wird als pKb ausgedrückt: pKb = -log10(Kb). Je größer Kb, desto stärker die Base. Für das Verhältnis der konjugierten Säure und der Base gilt bei 25 °C pKa der konjugierten Säure plus pKb der Base ≈ pKw ≈ 14. Als Beispiel hat Ammoniak NH3 pKb ≈ 4,75, und die konjugierte Säure NH4+ besitzt pKa ≈ 9,25; 4,75 + 9,25 = 14.

Die Basizität ist stark vom Lösungsmittel abhängig. In anderen Lösungsmitteln oder im Gasraum unterscheiden sich Rangfolgen der Basen, und elektronische Effekte, Sterik sowie die Stabilität des konjugierten Säurekomplexes beeinflussen die Basizität. Allgemein steigern besser verfügbare Elektronenpaare, geringere Delokalisierung und geringere Sterik die Basizität, während starke Elektronenziehende Gruppen sie mindern können.

Zu den typischen Basen gehören Ammoniak, aliphatische Amine, Hydroxid- und Alkoxid-Ionen; aromatische Amine oder stark elektrophile Substituenten können weniger basisch sein. Basizität ist somit kontextabhängig und gilt in einem bestimmten Medium als Maß für die Protonenaufnahmebereitschaft einer Substanz.