Essigsäure

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Wechseln zu: Navigation, Suche
Strukturformel
Strukturformel der Essigsäure
Allgemeines
Name Essigsäure
Andere Namen
  • Acetoxylsäure
  • Acetylsäure (veraltet)
  • acidum aceticum (lateinisch)
  • AcOH
  • Äthansäure
  • Eisessig (hochkonzentrierte Säure 99–100 %)
  • Ethansäure (IUPAC)
  • Ethoxylsäure
  • HAc
  • Holzsäure (obsolet)
  • Methylameisensäure
  • Methancarbonsäure
  • Methylcarbonsäure
  • E 260
  • Säureessig
Summenformel C2H4O2
CAS-Nummer 64-19-7
PubChem 176
ATC-Code
Kurzbeschreibung

stechend riechende Flüssigkeit mit charakteristischem Geruch [1]

Eigenschaften
Molare Masse 60,05 g·mol−1
Aggregatzustand

flüssig

Dichte

1,05 g·cm−3 (20 °C)[1]

Schmelzpunkt

17 °C[1]

Siedepunkt

118 °C[1]

Dampfdruck

15,8 hPa (20 °C)[1]

pKs-Wert

4,76[2]

Löslichkeit

vollständig mischbar mit Wasser (20 °C)[1]

Dipolmoment

1,70(3) D[3] (5,7 · 10−30 C · m)

Brechungsindex

1,3720 (20 °C, λ=589,3 nm)[4]

Sicherheitshinweise
Bitte die eingeschränkte Gültigkeit der Gefahrstoffkennzeichnung bei Arzneimitteln beachten
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP)[5], ggf. erweitert[1]
02 – Leicht-/Hochentzündlich 05 – Ätzend

Gefahr

H- und P-Sätze H: 226​‐​290​‐​314
P: 210​‐​280​‐​301+330+331​‐​305+351+338​‐​308+310 [1]
MAK

DFG/Schweiz: 10 ml·m−3 bzw. 25 mg·m−3[1][6]

Toxikologische Daten

3310 mg·kg−1 (LD50Ratteoral)[7]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Essigsäure (systematisch Ethansäure, lateinisch acidum aceticum) ist eine farblose, ätzende, hygroskopische, brennbare Flüssigkeit. Es handelt sich um eine einfache Carbonsäure der Zusammensetzung C2H4O2 und der Halbstrukturformel CH3COOH. Essigsäure weist einen charakteristischen sauren Geschmack und Geruch auf. Sie ist eine schwache Säure, die nur teilweise in wässriger Lösung dissoziiert.

Essigsäure ist eine wichtige Industriechemikalie zur Herstellung von Polymeren wie Polyvinylacetat oder Celluloseacetat. Der globale Bedarf beträgt etwa zehn Millionen Jahrestonnen.[8] Essigsäure für industrielle Zwecke wird meist durch die Carbonylierung von Methanol oder die Oxidation von Acetaldehyd gewonnen.

Die im Haushalt verwendete Essigsäure, in verdünnter wässriger Lösung als Essig bezeichnet, wird ausschließlich durch Fermentation von Ethanol gewonnen. Als Lebensmittelzusatzstoff trägt sie die E-Nummer E 260. Neben der Verwendung als Lebensmittel wird die verdünnte Essigsäure als Entkalkungsmittel eingesetzt. Die Liste der unentbehrlichen Arzneimittel der Weltgesundheitsorganisation führt Essigsäure als ein für die Behandlung von HNO-Erkrankungen des Kindesalters angewandtes Mittel.

Nomenklatur[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), eine Institution, die unter anderem Empfehlungen zur Nomenklatur und Terminologie von chemischen Verbindungen vergibt, bevorzugt den Trivialnamen Essigsäure als Standardnamen. Zugleich hat die IUPAC den Namen Ethansäure als systematischen Namen festgelegt, der sich aus der substitutiven Nomenklatur ergibt.[9]

Der englische Namensbestandteil Acetic beziehungsweise der deutsche Name des Essigsäure-Anions Acetat und die veralteten Namen Acetylsäure und Acetoxylsäure leiten sich vom lateinischen Wort für Essig, acetum, ab.[10] In den chemischen Kurzbezeichnungen AcOH oder HAc steht das Ac für die Acetylgruppe, OH steht für die OH-Gruppe der Carboxygruppe und H für das Proton der Säure.

Die Bezeichnung Eisessig bezieht sich auf die Eigenschaft von wasserfreier Essigsäure, bei einer Temperatur von 16,6 °C zu eisähnlichen Kristallen zu gefrieren.[11] Der Name Holzessig bezieht sich auf Essigsäure, die aus der trockenen Destillation von Holz gewonnen wurde. Die Namen Methylameisensäure, Methancarbonsäure und Methylcarbonsäure stammen aus älteren substitutiven Nomenklaturen.

Geschichte[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die europäische und asiatische Küche nutzt Essig seit vielen Jahrhunderten als Würzmittel zur Säuerung und zur Konservierung von Lebensmitteln. In Europa geht die Verwendung bis in die Antike zurück. Noch zu Ende des 18. und Beginn des 19. Jahrhunderts herrschte die Meinung, Essigsäure sei die einzige pflanzliche Säure und alle anderen beständen aus ihren zusammengesetzten Formen.[12] Carl Wilhelm Scheele widerlegte dies 1786 durch die Isolierung der Gallussäure. Es brauchte jedoch lange, bis sich die Erkenntnis allgemein durchzusetzte.[13] 1814 ermittelte Jöns Jakob Berzelius die Zusammensetzung der Essigsäure.[14]

Fermentation von Wein[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Aceto balsamico, Rot- und Weißweinessig
Hauptartikel: Essig

Wie bei dem bekannten Aceto balsamico in der italienischen Region Modena gewannen die Hersteller den Essig traditionell aus Wein, der offen stehengelassen wurde und dabei vergor. Das im Mittelalter in Frankreich entwickelte Orleans-Verfahren gewann den Essig aus Wein, der in große und flache Bottiche gefüllt und offen hingestellt wurde. Taufliegen, auch als Frucht- oder Essigfliegen bekannt, trugen Essigsäurebakterien ein, die eine Kahmhaut auf der Weinoberfläche bildeten, die so genannte Essigmutter.[15]

Eine Weiterentwicklung erfolgte im 19. Jahrhundert durch die ersten Oberflächenfermenter. Dabei wurde beim Fessel-, Generator- oder Spanbildnerverfahren die wein- beziehungsweise alkoholhaltige Lösung durch große Holzgeneratoren gerieselt, die beispielsweise mit Buchenspänen gefüllt waren und als natürliche Träger für die Ansiedlung der Bakterien dienten. Die von der Reaktionswärme angetriebene Luftzirkulation gewährleistete die Sauerstoffzufuhr über eine Belüftung am Boden der Behälter. Ähnliche Verfahren zur Herstellung von Essig sind bis in die heutige Zeit im Einsatz.[15]

Der französische Wissenschaftler Louis Pasteur entdeckte 1856 die Rolle der Bakterien bei der Essigherstellung. 1868 arbeitete er erstmals selektive Wachstumsbedingungen für die Essigsäurebakterien aus und setzte diese ein. Damit legte er den Grundstein für die kontrollierte Herstellung von Essig in Form von Weinessig mit einem Essigsäureanteil von etwa sechs Prozent.[16][15] Das Verfahren und die Ausbeute verbesserten sich erst 1949 durch die Einführung eines Submersverfahrens in Form des Frings-Acetators, benannt nach dem Unternehmen Heinrich Frings GmbH & Co KG in Bonn, das maßgeblich an der Entwicklung beteiligt war. Heute stellt das Submersverfahren die häufigste Produktionsform für biogene Essigsäure dar.[15]

Trockene Destillation von Holz[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Perstorp-Anlage zur Holzverkokung und Aufkonzentration von Holzessig, 1884.[17]

Um 1800 begann die Herstellung von Essigsäure aus Holzessig nach Lowitz. Dabei lieferte Buchenholz etwa 6 % der Trockenmasse an Essigsäure.[18] Der Holzessig, der billiger herzustellen war als der durch Fermentation gewonnene Essig, reagierte mit Kalk zu Calciumacetat, so genanntem Graukalk. Aus diesem konnte durch Reaktion mit Mineralsäuren Essigsäure in hoher Konzentration gewonnen werden, die durch Destillation weiter aufkonzentriert wurde.[19] Die deutsche Industrie stellte zu Beginn des 20. Jahrhunderts nach diesem Verfahren etwa 35.000 Jahrestonnen Essigsäure her.[8]

Industrielle Herstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Kristalline Essigsäure (T < 17 °C).

Dem deutsche Chemiker Hermann Kolbe gelang 1845 die Synthese von Essigsäure aus anorganischen Verbindungen. Die photochemische Reaktion von Tetrachlorethen in Gegenwart von Wasser und Chlor führte zu Trichloressigsäure, die sich mit Natriumamalgam in Essigsäure überführen ließ. Die Reaktion fand indes keine technische Anwendung.[20]

Die erste großtechnische Herstellung erfolgte im Ersten Wacker-Verfahren durch die Hydratisierung von Acetylen unter Quecksilbersulfat / Schwefelsäure-Katalyse zu Acetaldehyd. Dieser wurde unter Mangankatalyse weiter zu Essigsäure oxidiert. Die Wacker Chemie entwickelte dieses Verfahren 1913.

Nachdem in den 1960er Jahren große Mengen an Ethylen zur Verfügung standen, löste das Wacker-Hoechst-Verfahren das Erste Wacker-Verfahren ab. Dabei entsteht der Acetaldehyd durch Oxidation von Ethylen. Die installierte Produktionskapazität betrug in den 1970er Jahren etwa 2,6 Millionen Jahrestonnen.

Mit dem Ausbau der Erdölverarbeitung fielen in den Raffinerien große Mengen von gasförmigen Kohlenwasserstoffen an, die zunächst weder als Kraftstoffe noch in der chemischen Industrie verwendet wurden. Das anfallende Butan und die Butene wurden ab 1952 in der Butanoxidation, die bereits seit 1884 bekannt war, großtechnisch genutzt. Es entstanden Essig-, Ameisen-, Propion- und Buttersäure sowie neutrale Produkte wie Ketone, Aldehyde, Ester und Alkohole.

Der BASF-Chemiker Walter Reppe zeigte 1941 die Wirksamkeit der Carbonyle als Katalysatoren für die Herstellung von Carbonylverbindungen. Basierend auf diesen Arbeiten entwickelte die BASF einen Prozess, mit dem unter hohem Druck und Temperaturen Methanol und Kohlenstoffmonoxid zu Essigsäure umgesetzt wurden. Das Methanol selbst stellte einen Rohstoff dar, der nicht primär auf Erdöl basierte, sondern über Synthesegas aus verschiedenen Rohstoffquellen wie Erdgas und Kohle gewonnen wurde. 1960 wurde der BASF-Prozess erstmals großtechnisch in einer Anlage in Ludwigshafen am Rhein umgesetzt. Die BASF steigerte die Kapazität von anfänglich 3.600 Jahrestonnen kontinuierlich auf 45.000 t/a im Jahr 1981. 1966 baute die amerikanische Borden Chemical Co. eine weitere Anlage auf der Basis des BASF-Prozesses mit einer Kapazität von 45.000 Jahrestonnen in Geismar in Louisiana, die bis 1981 auf 64.000 t/a aufgestockt wurde.[21]

In den späten 1960er-Jahren entwickelte Monsanto den Monsanto-Prozess, in dem Essigsäure durch Carbonylierung von Methanol mit Kohlenstoffmonoxid hergestellt wird. 1970 baute Monsanto die erste Anlage in Texas City mit einer Startkapazität von 135.000 Jahrestonnen, die bis 1975 auf 270.000 Jahrestonnen erhöht wurde. Bereits kurze Zeit nach diesem Start wurde der BASF-Prozess im Vergleich unwirtschaftlicher und konnte nicht mehr konkurrieren. 1978 baute Celanese die Clear Lake Plant in Seabrook in Texas auf der Basis des Monsanto-Prozesses mit einer Startkapazität von 27.000 Jahrestonnen. Eine Prozessverbesserung steigerte die Kapazität auf 900.000 Jahrestonnen.[21]

1986 kaufte BP chemicals die Rechte am Monsanto-Prozess ohne die Modifikationen von Celanese und modifizierte ihn mit Iridiumiodid als Katalysator. Dieser als Cativa-Prozess bezeichnete Weg wurde in den frühen 1990er Jahren weiterentwickelt und ersetzte und verbesserte den Rhodiumiodid-Prozess in der Monsanto-Fabrik in Texas City.[21]

Vorkommen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Essigsäure ist ein Bestandteil von Pflanzensäften und ätherischen Ölen. Alkoholische Getränke, die für längere Zeit der Luft ausgesetzt sind, bilden durch Oxidation des Ethanols Essigsäure.

Atmosphärische Vorkommen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Organische Säuren wie Ameisen- und Essigsäure sind Bestandteile der globalen Troposphäre und tragen zum Ansäuern von Niederschlägen bei. Essigsäure gelangt etwa bei Waldbränden in die Atmosphäre.[22] Ameisen- und Essigsäure repräsentieren etwa ein Viertel der atmosphärischen Nicht-Methan-Kohlenwasserstoffe. Neben Emissionen aus Biomasse tragen photochemische Reaktionen zur Bildung von Essigsäure in der Atmosphäre bei.[23]

Interstellare Vorkommen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Interstellares Vorkommen von Essigsäure wurde zuerst 1996 in der molekularen Wolke von Sagittarius B2 Nord, ungefähr 390 Lichtjahre vom Milchstraßenzentrum und etwa 25.000 Lichtjahre von der Erde entfernt, entdeckt.[24] Unter Laborbedingungen wurde nachgewiesen, dass Kohlenstoffdioxid und Methan bereits bei 12 K unter dem Einfluss energiereicher Strahlung über einen Radikalmechanismus zu Essigsäure reagieren.

Dieser Mechanismus könnte die Bildung der interstellaren Vorkommen erklären.[25]

Herstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Weltweit bestehen Produktionskapazitäten für Essigsäure in Höhe von etwa 7 Mio. Tonnen pro Jahr.[26] Zwischen 1998 und 2006 gab es weltweit ein durchschnittliches Wachstum der Produktion von drei bis vier Prozent pro Jahr, wobei etwa 70 % der Jahresproduktion in den USA (1996: 36 %; 2006: 32 %), West-Europa (1996: 24 %; 2006: 17 %) und Japan (1996: 16 %; 2006: 11 %) hergestellt werden. Die ostasiatische Produktion stieg im Vergleich zu diesen Regionen von 1996 mit 14 % auf etwa 18 % im Jahr 2006.[27] Die katalytische Oxidation von Leichtbenzin sowie die Rektifikation von Holzessig wird nur noch selten genutzt.[18] Etwa 190.000 Tonnen werden jährlich weltweit fermentativ hergestellt, wobei etwa 70 % des Weltbedarfs an Speiseessig im Submersverfahren in etwa 700 Bioreaktoren produziert werden.[15]

Biotechnologische Herstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die biotechnologische beziehungsweise fermentative Herstellung von Essigsäure ist die Veratmung von Ethanol durch Bakterien der Gattungen Acetobacter oder Gluconobacter. Es handelt sich biochemisch betrachtet um eine unvollständige Atmung und nicht wie es irrtümlich beschrieben wird, um eine Gärungsform. Die Bakterien wandeln durch Gärungsprozesse entstandenes Ethanol durch eine sogenannte „subterminale Oxidation“ über Acetaldehyd in Essigsäure um.[16]

Die Oxidation erfolgt durch membranständige Alkoholdehydrogenasen (ADH) und Aldehyddehydrogenasen (ALDH), die als prosthetische Gruppe Pyrrolochinolinchinon (PQQ) und bei den ADH zusätzlich Häm c enthalten. Die bei der Oxidation freiwerdenden Elektronen werden über Ubichinon auf eine ebenfalls membranständige Oxidase übertragen.[16]

Ausgangsprodukte für die Essigsäure-Bildung können Wein, Bier oder Malz sein. Dabei sind die Bakterien von einer ausreichenden Sauerstoffversorgung abhängig und reagieren auf sauerstoffarme Lebensbedingungen sehr empfindlich. Bereits bei einer Unterbrechung der Sauerstoffversorgung von wenigen Minuten kommt es zu einer signifikanten Abnahme der Ethanoloxidation. Steht Ethanol als Substrat nicht zur Verfügung, kommt es zu einem oxidativen Abbau der Essigsäure zu Kohlenstoffdioxid.[16] Die Bakterien bauen Kohlenhydrate sowohl über die Glykolyse wie über den Entner-Doudoroff-Weg zu Pyruvat ab, das im Citratzyklus weiter abgebaut wird.[16]

Wacker-Hoechst-Verfahren[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Hauptartikel: Wacker-Hoechst-Verfahren

Große Mengen an Essigsäure werden mittels des Wacker-Hoechst-Verfahrens über die Oxidation von Ethylen erzeugt. Dabei entsteht durch Oxidation von Ethylen in Gegenwart von Palladium(II)-chlorid als Katalysator Acetaldehyd. Der Sauerstoff der Oxidationsreaktion stammt dabei aus dem als Lösungsmittel verwendeten Wasser; der im Verfahren verwendete Sauerstoff dient der Reoxidation des Katalysators mittels Kupfer(II)-chlorid. Die folgenden Bilanzgleichungen fassen den ablaufenden katalytische Kreisprozess zusammen:

mit der Gesamtbilanz:

Die Teilreaktionen a) bis c) lassen sich als gekoppelte Teilreaktionen darstellen:[28]

Teilschritte der Wacker-Oxidation

Der als Zwischenprodukt entstehende Acetaldehyd wird durch Oxidation mit Luft oder Sauerstoff unter Verwendung von Mn(OAc)2 als Katalysator zur Essigsäure oxidiert. In einer Zwischenstufe entsteht Peressigsäure, die durch den Katalysator zur Essigsäure reduziert wird.

Ein älteres Verfahren gewann Acetaldehyd aus Ethylen über die säurekatalysierte Hydratisierung zum Ethanol, welches bei höheren Temperaturen im Lebedew-Prozess zu Acetaldehyd dehydriert wurde.

Monsanto- und Cativa-Prozess[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Monsanto-Prozess; Herstellung von Essigsäure aus Methanol und Kohlenstoffmonoxid.
Hauptartikel: Monsanto-Prozess

Neuere Anlagen für die industrielle Synthese für Essigsäure arbeiten mit der katalytischen Umsetzung von Methanol mit Kohlenmonoxid unter einem Druck von 30 bis 60 bar und bei Temperaturen von 150 bis 200 °C im Monsanto-Prozess.

Der Prozess verwendet einen Rhodium-Katalysator und ergibt eine Selektivität von über 99 % bezogen auf Methanol. Der Prozess ist ein Beispiel für ein homogenkatalytisches Verfahren und besteht aus mehreren Teilreaktionen.

Als Nebenreaktion wird die Wassergas-Shift-Reaktion katalysiert, wobei geringe Mengen an Kohlenstoffdioxid und Wasserstoff entstehen. Weiterhin fällt durch Carbonylierung von Ethanol, das als Verunreinigung des Methanols in den Prozess gelangt, Propionsäure an.

Eine Verfahrensvariante wurde 1996 durch BP chemicals entwickelt. Mittels eines Iridium-Katalysators im so genannten Cativa-Prozess konnte ein höherer Umsatz sowie ein geringer Kapitaleinsatz beim Bau neuer Anlagen erreicht werden. Im Jahr 2000 wurde die erste Anlage nach diesem Verfahren in Malaysia in Betrieb genommen.

Butan- und Butenoxidation[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Für die C4-Kohlenwasserstoffe Butan, 1-Buten und 2-Buten, die in verschiedenen Raffinerieprozessen anfielen, gab es anfangs weder Verwendung als Kraftstoff noch als Rohstoff für die chemische Industrie. Dass die Oxidation von Butan zu Essigsäure möglich ist, war lange bekannt. Verschiedene Firmen wie die Chemischen Werke Hüls entwickelten technische Prozesse zur Butan- und Butenoxidation. Ab den frühen 1950er Jahren wurden Anlagen für die Flüssigphasenoxidation von n-Butan bei etwa 170 bis 200 °C und 60 bis 80 bar im Hüls-Butan-Prozess gebaut; ein analoges Verfahren geht von Buten aus.[8]

Der Celanese-n-Butan-LPO-Prozess arbeitet bei 54 bar und 175 °C mit Cobaltacetat als Katalysator.[29]

Der Anfall von Nebenprodukten wie anderen niedermolekularen Säuren, Ketonen und anderen Oxidationsprodukten erschwerte die Aufarbeitung des Reaktionsgemischs. Durch die komplexe Aufarbeitung und alternative Verwendungen für den C4-Schnitt wurde der Betrieb dieser Anlagen unwirtschaftlich.[30]

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Molekulare Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Mesomere Grenzstrukturen der Essigsäure.[31]

Die Bindungslänge der Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung beträgt 154 pm, die der Kohlenstoff-Sauerstoff-Doppelbindung 124 pm, die der Kohlenstoff-Sauerstoff-Einfachbindung 129 pm und die der intermolekularen Wasserstoffbrücke 261 pm.[32]

Die Bindungswinkel der Carboxygruppe betragen 120°, wobei die Kohlenstoff-Sauerstoff-Einfachbindung einen partiellen π-Charakter aufweist. Die Bindung des Sauerstoffatoms der Hydroxygruppe zum Carboxykohlenstoffatom erfolgt über sp2-Orbitale. Die Struktur kann durch zwei mesomere Grenzstrukturen mit einer negativen Partialladung an einem Sauerstoffatom und einer positiven am partiell doppelgebundenen Sauerstoff der Hydroxygruppe dargestellt werden.[33]

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Dimerbildung durch gestrichelt gezeichnete Wasserstoffbrückenbindungen.
Dampfdruckfunktion von Essigsäure

Essigsäure besitzt mit 118 °C eine relativ hohe Siedetemperatur gegenüber polaren Stoffen mit vergleichbarer molarer Masse; beispielsweise beträgt der Siedepunkt von 1-Propanol 97 °C. Die Ursache dafür ist die Fähigkeit der Essigsäure-Moleküle, über ihre Carboxygruppen zwei „gegenseitige“ Wasserstoffbrückenbindungen auszubilden, so dass Dimere aus zwei Essigsäure-Molekülen entstehen, die sich wie ein Molekül doppelter molarer Masse verhalten. Daher wird für die Überleitung dieser Dimere in die Gasphase ein höherer Energiebetrag erforderlich, erkennbar an der „erhöhten“ Siedetemperatur.

Die Dampfdruckfunktion ergibt sich nach der Antoine-Gleichung entsprechend log10(P) = A−(B/(T+C)) (P in bar, T in K) mit A = 4,68206, B = 1642,540 und C = −39,764 im Temperaturbereich von 290,26 bis 391,01 K.[34]

Die Temperaturabhängigkeit der Verdampfungsenthalpie lässt sich entsprechend der Gleichung ΔVH0=A·exp(−αTr)(1−Tr)βVH0 in kJ/mol, Tr =(T/Tc) reduzierte Temperatur) mit A = 22,84 kJ/mol, α = 0,0184, β = −0,0454 und Tc = 592,7 K im Temperaturbereich zwischen 298 und 392 K beschreiben.[35] Reine Essigsäure hat als potentieller Elektrolyt eine, nur auf der Autoprotolyse beruhende, sehr geringe Leitfähigkeit für elektrischen Strom. Die Leitfähigkeit reiner Essigsäure beträgt bei 25 °C 6·10−7 S·m−1.[36] Erst durch Wasser tritt Dissoziation und die Erhöhung der Leitfähigkeit ein. Wasserfreie Essigsäure erstarrt schon bei 17 °C zu eisähnlichen Kristallen.

Essigsäure kristallisiert in einer orthorhombischen Raumgruppe Pna21Vorlage:Raumgruppe/33 mit den Gitterparametern a = (1332 ± 2) pm, b = (408 ± 1) pm und c = (577 ± 1) pm. Die Moleküle sind über Wasserstoffbrückenbindungen zu endlosen Ketten verbunden.

Im 13C-NMR, gemessen in Deuterochloroform, liefert der Carbonylkohlenstoff einen Peak bei einer chemischen Verschiebung von 178,12 ppm und der Kohlenstoff der Methylgruppe einen Peak bei einer chemischen Verschiebung von 20,8 ppm.[37] Im 1H-NMR, gemessen in Deuterochloroform, liefert der Wasserstoff der Säurefunktion einen Peak bei einer chemischen Verschiebung von 11,42 ppm und die Wasserstoffe der Methylgruppe einen Peak bei 2,098 ppm.[37]

Zusammenstellung der wichtigsten thermodynamischen Eigenschaften
Eigenschaft Typ Wert und Einheit Bemerkungen
Standardbildungsenthalpie ΔfH0liquid
ΔfH0gas
−484,5 kJ·mol−1
−433 kJ·mol−1[38]
Standardentropie S0l, 1 bar
S0g
158,0 J·mol−1·K−1[39]
282,84 J·mol−1·K−1[40]
als Flüssigkeit
als Gas
Verbrennungsenthalpie ΔcH0liquid −875,16 kJ·mol−1[41]
Wärmekapazität cp 123,1 J·mol−1·K−1 (25 °C)[39]
63,44 J·mol−1·K−1 (25 °C)[38]
als Flüssigkeit
als Gas
Kritische Temperatur Tc 318,8 °C[42]
Kritischer Druck pc 57,86 bar[42]
Azentrischer Faktor ωc 0,46652[42]
Schmelzenthalpie ΔfH0 11,72 kJ·mol−1 [39] beim Schmelzpunkt
Schmelzentropie ΔfS0 40,5 kJ·mol−1 [39] beim Schmelzpunkt
Verdampfungsenthalpie ΔVH0 23,7 kJ·mol−1 [35] beim Normaldrucksiedepunkt

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

In wässriger Lösung reagiert Essigsäure als mittelstarke Säure. Der pKs-Wert der Essigsäure beträgt 4,75. In einer protolytischen Reaktion stellt sich ein Gleichgewicht zwischen der Essigsäure und dem Acetat-Ion ein, das stark auf Seiten der Säure liegt. Wie bei allen Carbonsäuren ist die Carboxylatgruppe des Acetat-Ions durch Mesomerie stabilisiert, was wesentlich zur sauren Reaktion der Carbonsäuren beiträgt:

Protolyse der Essigsäure

Der Dissoziationsgrad der Säure liegt in verdünnten Lösungen nur im Bereich einiger Prozente. In einer einmolaren Lösung liegt er nur bei etwa 0,5 %. Das dabei entstehende Oxoniumion (H3O+) führt zu einer sauren Lösung (pH-Wert < 7). pH-Werte 30 % (= 5-molar) pH 1,7; 40 % pH 1,53; 50 % pH 1,31.

Wird der pH-Wert einer Essigsäurelösung durch Zusatz einer starken Base oder durch Zusatz von Acetaten erhöht, wird eine Pufferlösung gebildet. Ist der pH-Wert der Lösung gleich dem pKs-Wert der Essigsäure, liegen Essigsäure und Acetat-Ion in gleichen Konzentrationen vor. Dies ist der optimale Pufferpunkt des Essigsäure-Acetat-Puffers und federt die Änderung des pH-Werts beim Zusatz von Säuren oder Basen ab. Dieses Puffersystem ist bedeutend für biochemische Systeme im sauren Bereich, da es einen günstigen pKs-Wert hat und die beteiligten Komponenten die meisten Organismen und Biomoleküle nicht negativ beeinflussen. Er ist ein stabiles Puffersystem, das heißt, das konjugierte Säure-Base-Paar verbleibt in Lösung und kann nicht wie zum Beispiel beim Hydrogencarbonatpuffer aus dem System entweichen.

Essigsäure oxidiert an der Luft vollständig unter Hitzeentwicklung zu Wasser und Kohlenstoffdioxid. Dies geschieht bei Raumtemperatur jedoch nur extrem langsam.

Unedle Metalle wie Magnesium, Calcium, Zink oder Eisen lösen sich in verdünnter Essigsäure unter Bildung wasserlöslicher Acetate und Freisetzung von Wasserstoff auf. Mit Kupfer reagiert die Essigsäure in Gegenwart von Sauerstoff zu Kupferacetat, einem grünen, gesundheitsschädlichen Salz, das besser unter dem Namen „Grünspan“ bekannt ist. Die Salze der Essigsäure werden als Acetate bezeichnet. Es sind zumeist farblose kristalline Salze, die in ihren Kristallgittern (Ionengittern) das Acetat-Anion (CH3COO) enthalten. Essigsäure wird in verdünnter Form zum Kalklösen verwendet gemäß folgender Reaktionsgleichung:

Essigsäure reagiert mit Ethanol säurekatalysiert zu Essigsäureethylester, einem vielverwendeten Lösungsmittel. Wird 1-Pentanol statt Ethanol verwendet, entsteht Essigsäureamylester, ein stark riechender Ester. Mit Glyzerin setzt sich Essigsäure zu Triacetin um, einem Weichmacher für Lacke und Klebstoffe. Allylacetat findet als Riechstoff Verwendung.

Essigsäure reagiert bei 800 °C unter Dehydratisierung zu Keten. Dieses wiederum reagiert mit überschüssiger Essigsäure zu Essigsäureanhydrid.

Mit Thionylchlorid lässt sich Essigsäure in Acetylchlorid überführen, das für Veresterungsreaktionen verwendet wird. Die Chlorierung führt zu Chloressigsäure, die zur Herstellung von Carboxymethylcellulosen, Mercaptoessigsäure, Pflanzenschutzmittel, Farbstoffe oder Arzneimittel verwendet wird. Mit Ammoniak entsteht zunächst Ammoniumacetat, das durch Erhitzen in Acetamid überführt wird.

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Ernährung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Essigsäure hat eine große Bedeutung als Geschmacksstoff. Essigsäure (E 260) und ihre Salze Kaliumacetat (E 261), Natriumacetat (E 262) und Calciumacetat (E 263) werden als Säuerungsmittel für Obst und Gemüse in Dosen und Gläsern (0,5–3 % Essigsäure) oder als Teigsäuerungsmittel verwendet. Außerdem wird Essigsäure bei Fisch in allen Variationen, Konserven, verschiedenen Marinaden, Feinkostsalaten, Mayonnaisen, Salatsoßen zusammen mit Sorbinsäure (E 200) oder Benzoesäure (E 210) verwendet. Das Einlegen und Abwaschen von frischem Fleisch geschieht ebenfalls mit Hilfe von Essigsäure. Der bakterizide Effekt der Essigsäure besteht darin, dass durch den veränderten pH-Wert physiologische Prozesse unterbunden werden und Eiweiße denaturieren. Haushaltsessig besteht aus biogenem Essig und enthält 5 % Essigsäure. Essigessenz ist eine 25-prozentige Essigsäurelösung in Wasser, riecht stark stechend und darf nur verdünnt in Speisen verwendet werden.

Handelssorten des Essigs Konzentration
Speise- od. Tafelessig 3,5–5 %
Einmachessig 5 %
Weinessig 6 %
Doppelessig 7 %
Dreifachessig oder Essigspirit 10,5 %

Wässrige Lösungen der Essigsäure mit einem Säuregehalt größer 15 % dürfen nicht als Essig bezeichnet werden.

Folgeprodukte[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Kleber auf Polyvinylacetatbasis

Für die stoffliche Nutzung wird fast ausschließlich großtechnisch hergestellte Essigsäure genutzt. Dabei werden mehr als 65 % der Weltproduktion für Polymere auf der Basis von Vinylacetat (43 %) und Celluloseacetat (25 %) aufgewendet. Vinylacetat ist die Grundlage für Polyvinylacetat (PVAc), das unter anderem in Farben und Klebstoffen verwendet wird, in geringerem Umfang in Vinylacetat-Copolymeren wie Ethylenvinylacetaten und Polyvinylalkohol.[43] Celluloseacetat wird vor allem zur Produktion von Zigarettenfiltern, Folien und Kunststoffprodukten verwendet. Weiter wird Terephtalsäure hergestellt oder Essigsäure wird direkt als Lösungsmittel für die Flüssigphasenoxidation verwendet. Essigsäure ist ein wichtiges Zwischenprodukt zur Herstellung von Riechstoffen und Medikamenten.

Weitere Verwendungen umfassen verschiedene Ester wie Essigsäure-n-butylester und Essigsäureisopropylester, zusammen etwa 11 %, die als Lösungsmittel für Kosmetika und Parfüms verwendet werden. Weitere 10 % werden für die Herstellung von Essigsäureanhydrid, Acetanilid, Essigsäurechlorid und Ammoniumacetat genutzt.[43] Salze wie Aluminiumdiacetat sind Hilfsmittel in der Textil- und Lederindustrie und dienen dort zur Imprägnierung.

Bei der Umsetzung von Organochlorsilanen wie Dichlordimethylsilan mit Essigsäure entstehen Acetoxysilane. In Reaktion mit Silanolen reagieren diese unter Kondensation und Freisetzung von Essigsäure zu Silikonen.

Essigsäure reagiert mit Wasserstoffperoxid unter Bildung von Peroxyessigsäure. Industriell entsteht sie bei der Oxidation von Acetaldehyd mit Luft. Peroxyessigsäure ist ein starkes Oxidationsmittel, das antimikrobiell wirkt und zur Desinfektion eingesetzt wird. Außerdem epoxidiert Peroxyessigsäure verschiedene Alkene zu Epoxiden.

Handelssorten der Essigsäure Konzentration
Eisessig, Acidum glaciale 99 %
Essigessenz 15–25 %
Technische Essigsäure 30–50 %
Rohe Essigsäure 40–80 %
Essigsäure Deutsches Arzneibuch 7 99 %

Sonstige Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

In der Fotolaborpraxis der „nassen“ oder analogen Fotografie wird verdünnte Essigsäure (3–5 %) zur Neutralisation der Entwickler-Bäder als sogenanntes „Stoppbad“ eingesetzt. Vielfach wird die Lösung mit einem Indikatorfarbstoff versetzt, die anzeigt, wann das Stoppbad alkalisch und somit unwirksam wird.

Latex, eine Suspension von Naturkautschuk im wässrigen Medium, wird mit Essigsäure in geringer Konzentration koaguliert. Die geladenen Latexpartikel stoßen sich gegenseitig ab, durch Zugabe von Essigsäure wird diese Ladung neutralisiert und der Latex gerinnt.[44]

Biologische Bedeutung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Unter physiologischen Bedingungen dissoziiert Essigsäure vollständig und liegt als Acetation vor. In Form von Acetyl-Coenzym A, als Thioester an Coenzym A gebunden, ist sie zentral für den Stoffwechsel von Kohlenhydraten und Fetten und spielt eine entscheidende Rolle bei der Synthese und Oxidation von Fettsäuren und der Oxidation von Pyruvat im Citratzyklus.

Acetylcholin, ein Ester der Essigsäure und des Aminoalkohols Cholin, ist ein Neurotransmitter, der an viele kognitiven Prozessen beteiligt ist. Er spielt eine wichtige Rolle bei Lern- und Gedächtnisprozessen.[45]

Acetobacter aceti, ein Gram-negatives Bakterium, sowie das Bakterium Clostridium acetobutylicum scheiden Essigsäure als Teil ihres Stoffwechsels aus. Diese Mikroorganismen treten überall dort auf, wo Ethanol als Teil der Zuckerfermentation vorkommt. Acetobacter aceti wächst am besten bei Temperaturen von 25 bis 30 °C und einem pH-Wertbereich von 5,4 bis 6,3. Essigsäure ist auch Bestandteil der Vaginalschmierung des Menschen und anderen Primaten, wo es als ein mildes antibakterielles Mittel dient.[46]

Bei der Propionsäuregärung zur Reifung von Hartkäse fermentieren Streptokokken und Milchsäurebakterien Lactose zu Milchsäure; im weiteren Verlauf setzen Propionsäurebakterien die Milchsäure zu Essigsäure und Propionsäure um, die Komponenten des Käsearomas sind.[47]

Gefahrenhinweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Die Einstufung und Kennzeichnung nach den Gefahrgutvorschriften hängt von der Konzentration ab.[1] Eisessig oder Lösungen mit mehr als 80 Masse-% Säure werden der Gefahrgutklasse 8 (Ätzende Stoffe) mit der Verpackungsgruppe II (mittlere Gefährlichkeit) zugeordnet. Als Nebengefahr muss die Gefahrgutklasse 3 (Entzündbare Flüssigkeiten) mit gekennzeichnet werden (Gefahrzettel 8/3). Lösungen mit mindestens 50 Masse-% und höchstens 80 Masse-% Säure werden nur noch der Klasse 8 (Ätzende Stoffe) mit der Verpackungsgruppe II (mittlere Gefährlichkeit) zugeordnet (Gefahrzettel 8). Für Lösungen mit mehr als 10 Masse-% und weniger als 50 Masse-% Säure gilt die Klasse 8 (Ätzende Stoffe) mit der Verpackungsgruppe III (geringe Gefährlichkeit) (Gefahrzettel: 8).

Reine Essigsäure gilt als entzündliche Flüssigkeit. Oberhalb des Flammpunktes können sich entzündliche Dampf-Luft-Gemische bilden. Die Verbindung hat einen Flammpunkt bei 38,5 °C.[1] Der Explosionsbereich liegt zwischen 6 Vol.‑% (148 g/m3) als untere Explosionsgrenze (UEG) und 17 Vol.‑% (430 g/m3) als obere Explosionsgrenze (OEG).[1] Der maximale Explosionsdruck beträgt 6,3 bar.[1] Die Sauerstoffgrenzkonzentration liegt bei 200 °C bei 10,6 Vol-%.[48] Die Grenzspaltweite wurde mit 1,69 mm bestimmt.[1] Es resultiert damit eine Zuordnung in die Explosionsgruppe IIA.[1] Die Zündtemperatur beträgt 485 °C.[49] Der Stoff fällt somit in die Temperaturklasse T1. Die Geruchsschwelle liegt bei 8–10 ppm. Bei etwa 80%iger Konzentration entspricht die Ätzwirkung der von konzentrierter Salzsäure.

Toxikologie[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Essigsäure wird über den Verdauungstrakt, die Atemluft und die Haut aufgenommen. Die letztendlichen Stoffwechselprodukte sind Wasser und Kohlenstoffdioxid; Essigsäure kann in reiner Form wieder über die Lungen ausgeatmet werden. Konzentrierte Essigsäure wirkt stark reizend gegenüber der Haut und den Schleimhäuten.[50] Nach Kontakt mit der Säure muss daher mit angemessener Sorgfalt behandelt werden, um Verätzungen, Augenschäden und Reizungen der Schleimhäute zu vermeiden. Hautblasen treten zum Teil erst Stunden nach der Exposition auf. Längerer Hautkontakt mit Eisessig führt zu Gewebezerstörung. Eine Exposition über acht Stunden bei einer Konzentration von 10 ppm kann zu Reizungen der Augen sowie der Nasen- und Mundschleimhäute sowie Reizungen des Halses führen. Konzentrationen über 1000 ppm führen zu starken Reizungen und können nicht über einen längeren Zeitraum ertragen werden. Als letale Dosis gelten 20 bis 50 Gramm Essigsäure, bei Kindern liegt der Wert bei 5 bis 10 Gramm.[50]

Längerfristiger Kontakt mit Essigsäure entfettet die Haut und führt gegebenenfalls zu Ekzemen. Ein direkter Kontakt der Essigsäure mit den Augen, etwa durch Spritzer, führt möglicherweise zur Erblindung. Eine Sensibilisierung gegenüber Essigsäure ist selten, ist aber aufgetreten.

Literatur[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Weblinks[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

 Commons: Essigsäure – Sammlung von Bildern, Videos und Audiodateien
 Wiktionary: Essigsäure – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e f g h i j k l m n o Eintrag zu Essigsäure in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 6. Mai 2017 (JavaScript erforderlich).
  2. chem.wisc.edu: pKa Data, Compiled by R. Williams (PDF, 78 kB).
  3. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Dipole Moments, S. 9-52.
  4. Eintrag zu Acetic acid in der Hazardous Substances Data Bank, abgerufen am 8. Mai 2017.
  5. Eintrag zu Acetic acid im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  6. Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (SUVA): Grenzwerte am Arbeitsplatz 2015 – MAK-Werte, BAT-Werte, Grenzwerte für physikalische Einwirkungen, abgerufen am 2. November 2015.
  7. Eintrag zu Acetic acid in der ChemIDplus-Datenbank der United States National Library of Medicine (NLM)
  8. a b c Michael Röper: Die Geschichte der Essigsäureproduktion auf chemanager-online.com.
  9. IUPAC Provisional Recommendations 2004: Chapter P-12.1 (PDF; 346 kB), S. 4.
  10. Lateinische Übersetzung von Essig auf de.pons.com.
  11. Charles E. Mortimer, Ulrich Müller: Chemie – Das Basiswissen der Chemie. Georg Thieme Verlag, 2003, ISBN 3-13-484308-0, S. 214.
  12. C. R. Noller: Lehrbuch der Organischen Chemie. Springer, 1960, ISBN 978-3-642-87325-6, S. 2.
  13. Edvard Hjelt: Geschichte der Organischen Chemie: Vieweg, 1916, ISBN 978-3-663-06328-5 (Reprint), S. 10.
  14. Meyers Großes Konversations-Lexikon. Band 6, Leipzig 1906, S. 120–122.
  15. a b c d e Christoph Syldatk: Organische Säuren. Essigsäure (Acetat). In: Garabed Antranikian: Angewandte Mikrobiologie. Springer, Berlin und Heidelberg, 2006, ISBN 978-3-540-24083-9, S. 344–347.
  16. a b c d e Rolf D. Schmid: Taschenatlas der Biotechnologie und Gentechnik. 2. Aufl. Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 978-3-527-31310-5, S. 18–19.
  17. Perstorp Holding AB: Annual Report 2005, S. 32.
  18. a b H. M. Binburry, W. Elsner: Die trockene Destillation des Holzes. Verlag Julius Springer, 1925, S. 133.
  19. Max Klar: Technologie der Holzverkohlung und der Fabrikation von Essigsäure, Acteton, Methylalkohol und sonstiger Holzdestillate, Springer, 1903, S. 116–124.
  20. Carl Graeb: Geschichte der Organischen Chemie. Springer Verlag, 1972, ISBN 978-3-642-65018-5, S. 148.
  21. a b c Hosea Cheung, Robin S. Tanke, G. Paul Torrence: Acetic Acid. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005, S. 4–10, doi:10.1002/14356007.a01_045 (Abschnitt „Carbonylation of Methanol“).
  22. R. J. Yokelson u. a.: Emissions of formaldehyde, acetic acid, methanol, and other trace gases from biomass fires in North Carolina measured by airborne Fourier transform infrared spectroscopy. In: Journal of Geophysical Research: Atmospheres. 104, 1999, S. 30109–30125, doi:10.1029/1999JD900817.
  23. Puja Khare, N. Kumar, K. M. Kumari, S. S. Srivastava: Atmospheric formic and acetic acids: An overview. In: Reviews of Geophysics. 37, 1999, S. 227, doi:10.1029/1998RG900005.
  24. David M. Mehringer, Lewis E. Snyder, Yanti Miao, Frank J. Lovas: Detection and Confirmation of Interstellar Acetic Acid. In: The Astrophysical Journal. 480, S. L71-L75, doi:10.1086/310612.
  25. Chris J. Bennett, Ralf I. Kaiser: The Formation of Acetic Acid (CH3COOH) in Interstellar Ice Analogs. In: The Astrophysical Journal. 660, 2007, S. 1289, doi:10.1086/513267.
  26. Hosea Cheung, Robin S. Tanke, G. Paul Torrence: Acetic Acid. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005, S. 1, doi:10.1002/14356007.a01_045 (Abschnitt „Introduction“).
  27. Hosea Cheung, Robin S. Tanke, G. Paul Torrence: Acetic Acid. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005, S. 24–25, doi:10.1002/14356007.a01_045 (Abschnitt „Economic Aspects“).
  28. Dirk Steinborn: Grundlagen der metallorganischen Komplexkatalyse. Teubner, Wiesbaden 2007, ISBN 978-3-8351-0088-6, S. 283–292.
  29. Adalbert Wollrab: Organische Chemie: Eine Einführung für Lehramts- und Nebenfachstudenten. 4. Auflage, Springer, 2014, ISBN 978-3-642-45143-0, S. 588.
  30. R. Brockhaus: Katalytische Gasphasen-Oxidation von Butenen zu Essigsäure. In: Chemie Ingenieur Technik - CIT. 38, 1966, S. 1039, doi:10.1002/cite.330381005.
  31. Eugen Müller: Neuere Anschauungen der Organischen Chemie, Springer Verlag, 1957, ISBN 978-3-642-87592-2, S. 256.
  32. R. E. Jones, D. H. Templeton: The crystal structure of acetic acid. In: Acta Crystallographica. 11, S. 484−487, doi:10.1107/S0365110X58001341.
  33. Eberhard Breitmaier, Günther Jung: Organische Chemie. 5. Auflage, Georg Thieme Verlag, 2005, ISBN 3-13-541505-8, S. 263−264.
  34. R. A. McDonald, S. A. Shrader, D. R. Stull: Vapor Pressures and Freezing Points of 30 Organics. In: J. Chem. Eng. Data. 4, 1959, S. 311–313, doi:10.1021/je60004a009.
  35. a b V. Majer, V. Svoboda: Enthalpies of Vaporization of Organic Compounds: A Critical Review and Data Compilation. Blackwell Scientific Publications, Oxford, 1985, ISBN 978-0-632-01529-0.
  36. Berufsgenossenschaftliche Regeln für Sicherheit und Gesundheit bei der Arbeit; BGR 132: Vermeidung von Zündgefahren infolge elektrostatischer Aufladungen. Jedermann-Verlag, Heidelberg 2004, ISBN 978-3-86825-146-3.
  37. a b Daten aus der Spectral Database for Organic Compounds.
  38. a b Eintrag zu Essigsäure. In: P. J. Linstrom, W. G. Mallard (Hrsg.): NIST Chemistry WebBook, NIST Standard Reference Database Number 69. National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg MD, abgerufen am 20. Juli 2012.
  39. a b c d J. F. Martin, R. J. L. Andon: Thermodynamic properties of organic oxygen compounds. Part LII. Molar heat capacity of ethanoic, propanoic, and butanoic acids. In J. Chem. Thermodynam. 14, 1982, S. 679–688, doi:10.1016/0021-9614(82)90083-0.
  40. W. Weltner Jr.: The vibrational spectrum, associative and thermodynamic properties of acetic acid vapor. In: J. Am. Chem. Soc. 77, 1955, S. 3941–3950, doi:10.1021/ja01620a003.
  41. W. V. Steele, R. D. Chirico, A. B. Cowell, S. E. Knipmeyer, A. Nguyen: Thermodynamic properties and ideal-gas enthalpies of formation for 2-aminoisobutyric acid (2-methylalanine), acetic acid, (4-methyl-3-penten-2-one), 4-methylpent-1-ene, 2,2'-bis(phenylthio)propane, and glycidyl phenyl ether (1,2-epoxy- 3-phenoxypropane). In: J. Chem. Eng. Data. 42, 1997, S. 1052–1066, doi:10.1021/je970099y.
  42. a b c J. Schmidt: Auslegung von Sicherheitsventilen für Mehrzweckanlagen nach ISO 4126-10. In: Chem. Ing. Techn. 83, 2011, S. 796–812, doi:10.1002/cite.201000202.
  43. a b Hosea Cheung, Robin S. Tanke, G. Paul Torrence: Acetic Acid. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Wiley-VCH, Weinheim 2005, S. 19–20, doi:10.1002/14356007.a01_045 (Abschnitt „Uses“).
  44. Rudolf Ditmar: Der Kautschuk, Springer, 1912, S. 25–27.
  45. Barbara E. Jones: From waking to sleeping: neuronal and chemical substrates. In: Trends in Pharmacological Sciences. 26, 2005, S. 578, doi:10.1016/j.tips.2005.09.009.
  46. A. N. Chaudry, P. J. Travers, J. Yuenger, L. Colletta, P. Evans, J. M. Zenilman, A. Tummon: Analysis of Vaginal Acetic Acid in Patients Undergoing Treatment for Bacterial Vaginosis. In: Journal of Clinical Microbiology. 42, 2004, S. 5170–5175, doi:10.1128/JCM.42.11.5170-5175.2004.
  47. Benno Kunz: Lebensmittelbiotechnologie. Behr’s Verlag, 2016, ISBN 978-3-95468-276-8, S. 42.
  48. P. M Osterberg, J. K. Niemeier, C. J. Welch, J. M. Hawkins, J. R. Martinelli, T. E. Johnson, T. W. Root, S. S. Stahl: Experimental Limiting Oxygen Concentrations for Nine Organic Solvents at Temperatures and Pressures Relevant to Aerobic Oxidations in the Pharmaceutical Industry. In: Org. Process Res. Dev. 19, 2015, S. 1537–1542, doi:10.1021/op500328f.
  49. E. Brandes, W. Möller: Sicherheitstechnische Kenngrößen. Band 1: Brennbare Flüssigkeiten und Gase, Wirtschaftsverlag NW – Verlag für neue Wissenschaft GmbH, Bremerhaven 2003.
  50. a b Karlheinz Lohs, Peter Elstner, Ursula Stephan: Fachlexikon Toxikologie. Springer Verlag, 2009, ISBN 978-3-540-27334-9, S.nbsp;156,