Die wichtigsten anorganischen Säuren

Ahh, das ist sauer! Neee, das wollen wir nicht. Weg, weg! Saures ist für viele erstmal gewöhnungsbedürftig. Aber heute stellen wir uns! Denn EINMAL müssen wir alle in den sauren Apfel beißen, und "die wichtigsten anorganischen Säuren" lernen. Kurz zur Einordnung: "Zitronensäure", "Essigsäure", "Milchsäure", "Ameisensäure" – das sind alles ORGANISCHE Säuren. Also Säuren, die auf Kohlenstoff basieren und vor allem in Lebewesen vorkommen. Davon gibt es unglaublich viele! ANORGANISCHE Säuren hingegen können aus Salzen und Mineralen der Erdkruste gewonnen werden. Sie werden industriell hergestellt und weiterverwendet. Davon sehen wir uns nun die wichtigsten Vertreter an. Fangen wir an mit "Salzsäure". Diese kann aus Kochsalz gewonnen werden, kommt aber auch im menschlichen Körper vor: Sie ist Bestandteil der Magensäure. Chemisch gesehen ist sie die einfachste Säure: "Chlorwasserstoff", also "H-C-L", zerfällt in wässriger Lösung zu einem "Wasserstoff-Ion" und dem "Chlorid-Anion". Erst durch diese "Dissoziation" in wässriger Lösung entwickelt sich der "saure Charakter", der die Salzsäure ausmacht. Das ist auch bei anderen "Halogenwasserstoffen" so: "Fluorwasserstoff" bildet "Flusssäure", und bei "Bromwasserstoff" und "Iodwasserstoff" ist es ähnlich. Wichtig ist aber vor allem die "Salzsäure". Sie wird als Grundstoff für viele chemische Prozesse verwendet. Das trifft auch auf unseren nächsten Kandidaten zu: "Schwefelsäure". Diese kann über Umwege aus reinem Schwefel oder aus Sulfiden (also schwefelhaltigen Mineralen) gewonnen werden und wird unter anderem zur Herstellung von Düngern, Farbstoffen und Waschmitteln verwendet. Die chemische Formel ist ein wenig komplizierter: Hier kommt zusätzlich "Sauerstoff" ins Spiel. Der ist in VIELEN Säuren enthalten (daher kommt übrigens auch sein Name). Genauer gesagt im Säure-REST, also dem "Molekül-Ion", das nach der Dissoziation übrigbleibt. Das sogenannte SULFÁT-Ion ist zweifach negativ geladen. Deshalb kann es auch ZWEI Wasserstoffatome binden. Die Formel "S-O-Vier zwei-minus" solltest du dir merken. Die kommt ziemlich oft vor. Es gibt allerdings auch "S-O-DREI", das sogenannte SULFIT-Ion. Das ist auch zweifach negativ geladen, kommt aber weniger häufig vor. Die zugehörige Säure wird "schweflige Säure" genannt. Hier besteht erhöhte Verwechslungsgefahr mit dem SULFÍD-Ion, womit das ANION des Schwefels gemeint ist (das in einigen Salzen vorkommt). Die Endung "-id" kommt also bei Ionen OHNE Sauerstoff zum Einsatz, während "-at" und "-it" immer die Molekül-Ionen des jeweiligen Elements MIT Sauerstoff bezeichnen. So ist das auch bei der nächsten Säure. "Salpetersäure" enthält das einfach negativ geladene NITRAT-Ion, "N-O-drei-minus". Es gibt aber auch "salpetrige Säure" mit dem NITRIT-Ion, "N-O-ZWEI-minus". Hier ist wieder "ein weniger" gebunden, genau wie das auch bei der "schwefligen Säure" war. Und ähnlich wie Schwefelsäure wird auch Salpetersäure als Grundstoff zur Herstellung vieler chemischer Industrieprodukte verwendet; unter anderem auch zur Herstellung von Sprengstoffen. Im bekannten "Nitroglycerin" findest du die Wortsilbe des Stickstoffs wieder. Eine Mischung aus konzentrierter Salpetersäure und Salzsäure wird "Königswasser" genannt. Der Name entstand im Mittelalter, denn mit dem extrem gefährlichen Gemisch konnte sogar das sonst so reaktionsträge GOLD zersetzt werden! Jetzt aber zu einer deutlich schwächeren Säure: Phosphorsäure. Die wird unter anderem als Zusatzstoff in Lebensmitteln verwendet, zum Beispiel in Cola. Das dunkle Zeug kann deshalb übrigens prima als Abflussreiniger verwendet werden – LECKER, oder? Auch chemisch gesehen ist Phosphorsäure besonders: Das PHOSPHAT-ION ist DREIFACH negativ geladen. Das trifft auch auf das PHOSPHIT-Ion der "phosphorigen Säure" zu. Beide Vertreter können also bis zu drei Wasserstoff-Ionen abspalten. Unsere letzte Säure, "Kohlensäure", enthält hingegen wieder nur ein ZWEIFACH negativ geladenes Anion, das CARBONAT-Ion. Hier ist zwar "Kohlenstoff" enthalten, aber es gibt keine Kohlenstoff-Wasserstoff-Bindung. Deswegen zählen die Kohlensäure und deren Salze (die "Carbonate") auch zu den ANORGANISCHEN Stoffen. Kohlensäure kennst du natürlich von Getränken wie Sprudelwasser. Sie ist noch schwächer als Phosphorsäure. Die bitzeligen Bläschen entstehen dabei aber nicht durch DIESE Dissoziation, sondern durch den Zerfall der Säure zu Wasser und "Kohlendioxid": BEIDE Reaktionen finden in wässriger Lösung statt. Bei der Gelegenheit wollen wir kurz auf den "Doppelpfeil" eingehen, den wir bisher bei allen Reaktionen gezeichnet haben. Er bedeutet, dass die Reaktionen sowohl in die EINE als auch in die ANDERE Richtung ablaufen. Es stellt sich ein "chemisches Gleichgewicht" ein. Bei SCHWACHEN Säuren wie "Kohlensäure" liegt der Schwerpunkt dabei eher auf der LINKEN Seite. Das heißt, nur WENIGE der Säureteilchen spalten tatsächlich Wasserstoff-Ionen ab. Bei einer STARKEN Säure wie "Salzsäure" sieht das ganz anders aus. Praktisch ALLE Chlorwasserstoff-Teilchen zerfallen in wässriger Lösung. Man sagt: "Starke Säuren dissoziieren VOLLSTÄNDIG". Und genau DAS macht den gefährlich sauren Charakter von starken Säuren aus. Aber auch SCHWACHE Säuren können gefährlich sein (und STARKE Säuren vergleichsweise ungefährlich). Entscheidend ist nämlich auch die KONZENTRATION, in der die Säure gelöst ist, also der Anteil der Säureteilchen im Verhältnis zum "Gesamtvolumen" der Lösung. Mit Hochkonzentrierten Säuren ist NIEMALS zu spaßen, egal ob schwach oder stark. Und bevor der Spaß aufhört kommt die Zusammenfassung. Die fünf wichtigsten anorganischen Säuren sind Salzsäure, Schwefelsäure, Salpetersäure, Phosphorsäure, und Kohlensäure. Du solltest wissen, wie sie in wässriger Lösung "dissoziieren", und die Namen und Formeln der "Säurereste" auswendig kennen. Nützlich ist auch, STARKE Säuren von schwächeren Vertretern unterscheiden zu können. Mit dieser Handvoll Formeln kannst du haufenweise "Säure-Base-Reaktionen" aufstellen. So geht das saure Zeug viel leichter runter – und der Drops ist bald gelutscht!