Ist Essigsäure eine starke Säure?

Guten Tag und herzlich Willkommen Zum bereits 9. Teil aus der Reihe "die häufigsten Chemieirrtümer". Und heute befassen wir uns mit einer vorgefassten Meinung, die man häufig zu hören bekommt: "Essigsäure ist eine starke Säure". Wie sieht es aus damit? Ist es nicht tatsächlich so, wenn ich mir die Essigsäureflasche nehme, sie öffne, so entweicht ein ätzender Dampf. Die Flüssigkeit selber, wenn ich sie auf die Hand gieße, ruft Hautirritationen hervor und ich muss mir schnell die Hände abspülen, um Schäden vorzubeugen. Ja, das ist aber nur subjektiv. Wie kann ich nun beurteilen, ob es sich bei der Essigsäure um eine starke oder schwache Säure handelt? Eine erste Idee dazu wäre der ph-Wert, aber ich habe bereits in den Videos vorher gesagt, dass der ph-Wert dafür nicht geeignet ist. Es gibt dafür eine andere Größe, und darüber möchte ich sprechen. Wenn wir Essigsäure haben, so wissen wir, dass sie in wässriger Lösung CH3COOH dissoziiert. Es stellt sich ein chemisches Gleichgewicht ein und als Reaktionsprodukte erhält man positiv geladen Wasserstoffionen und negativ geladene Säurerestionen: CH3COO-, die man auch als Acetationen bezeichnet. Wenn dieses Gleichgewicht sich eingestellt hat, so kann man das Massenwirkungsgesetz der Herren Guldberg und Waage verwenden. Man nimmt die Konzentration der Reaktionsprodukte, multipliziert sie miteinander: [H+] ist die Konzentration der Wasserstoffionen × [CH3COO-] ist die Konzentration der Acetationen. Und man dividiert diese Konzentration durch die Konzentration der Ausgangsverbindung. In diesem Fall reicht es, für diese vereinfachte Darstellung aus, die Konzentration der undissoziierten Essigsäure zu formulieren: [CH3COOH]. Ja, und das Massenwirkungsgesetz sagt nun aus, dass dieses Verhältnis unter bestimmten Bedingungen - gleichbleibendem Druck und gleichbleibender Temperatur - eine Konstante ist, die man als Gleichgewichtskonstante bezeichnet. Und im konkreten Fall wird sie mit einem Index "s" versehen: Ks, der darauf hinweist, dass es sich um eine Dissoziation einer Säure handelt. Ks ist die Säurekonstante. Und die Säurekonstante gibt Auskunft darüber, ob diese Säure stark ist, oder schwach. Stark ist sie in diesem Fall, wenn sich viele Wasserstoffionen bilden können. Das heißt also, wenn das Gleichgewicht sehr stark verschoben ist, in Richtung der Reaktionsprodukte, der Zähler groß ist, der Nenner klein. Ich möchte den Wert von Ks etwas später nennen und zunächst erstmal die Säurekonstante von Salzsäure nennen. Salzsäure hat die chemische Formel HCL und die Säurekonstante von HCL, die übrigens auch nicht einfach zu ermitteln ist, beträgt nach populären Literaturangaben 10⁶. Und 10⁶ ist eine Menge, es ist immerhin 1 Million und 1 Million bedeutet, dass bei der Salzsäure praktisch alle Teilchen zerfallen sind und gar keine Salzsäure in der Lösung mehr vorhanden ist. Demzufolge ist die Salzsäure eine starke Säure. Jetzt haben wir einen Vergleichswert, nämlich für Ks, die 10⁶ und schauen uns den entsprechenden Wert für unsere Essigsäure an. Und für Essigsäure findet man auch exakte Literaturwerte und ich möchte hier nur den auf glatte Zehnerpotenz gerundeten Wert angeben. Und der beträgt für Essigsäure, ihr werdet überrascht sein, 10^-5. Das bedeutet also, es ist eine sehr kleine Zahl. Und diese sehr kleine Zahl heißt wiederum, dass die Dissoziation nur in sehr geringem Maße erfolgt. Das Gleichgewicht ist sehr stark in Richtung des Ausgangsstoffes verschoben. Nur sehr wenig Wasserstoffionen bilden sich. Daher ist die Essigsäure eine schwache Säure. Wenn das aber nun so ist und wir mit unserem Chemieirrtum aufräumen, dann ergibt sich natürlich die Frage, warum greift sie unsere Haut an? Warum reizt sie die Nasenschleimhäute? Und hier kommen wir zu einem alten und verbreitetem Vorurteil, das nämlich besagt, dass Säurestärke und der Begriff "ätzend" zwei Begriffe sind, die praktisch als Synonym im Haushalt und in der Chemie zu behandeln sind. Also: Säurestärke und ätzend, ist man häufig der Meinung, diese Begriffe sind gleich. Aber sie sind mitnichten gleich, sie sind eigentlich grundverschieden. Starke Säuren müssen nicht immer unbedingt ätzend sein, und schwache Säuren sind nicht immer unbedingt unbedenklich. Sie können, ganz im Gegenteil, unsere Haut gewaltig verätzen. Und nun ergibt sich die Frage: Wenn das Wasserstoffion nicht allein dafür zuständig ist, dass unsere Haut verätzt wird, ja, wer ätzt hier unsere Haut? Zu einem gewissen Grade könnte man natürlich sagen, das Acetation. Aber da das Acetation auch nur in geringer Menge vorkommt, so müssen wir davon ausgehen, dass auch undissoziierte, reine Essigsäure, das heißt, die Teilchen CH3COOH, eine ätzende Wirkung ausüben. Aber das hat, wie schon gesagt, nichts, oder zumindest nur sehr, sehr wenig damit zu tun, dass es sich hier um eine Säure handelt, die Wasserstoffionen abgeben kann. Es ist tatsächlich so, dass es sich bei Essigsäure um eine schwache Säure handelt. Ich danke für eure Aufmerksamkeit. Alles Gute und auf Wiedersehen.