AMMONIUMACETAT: STRUKTUR, EGENSKABER, ANVENDELSER OG RISICI - KEMI - 2024

Den ammoniumacetat er et uorganisk salt med den kemiske formel NH ₄ CH ₃ COOH. Det stammer fra blandingen af ​​eddikesyre, der er til stede i kommerciel eddike i en koncentration på 5% og ammoniak. Begge udgangsstoffer har karakteristisk lugt, så det er muligt at få en idé om, hvorfor dette salt lugter eddike-ammoniak.

Det mest fremragende aspekt af dette salt er imidlertid ikke dets lugt, men dets lave smeltepunkt. Det er så lavt, at det i ethvert laboratorium kunne fås i dens flydende version, hvor ioner flyder frit for at transportere elektriske ladninger.

Ammoniumacetatkrystaller. Kilde: Vidak.

På den anden side er ammoniumacetat deliquescent; det vil sige, det absorberer vand eller fugtighed fra miljøet, indtil det er helt opløst. Derfor er de krystaller hvide i vandfri tilstand, men de bliver hurtigt lyse (som dem i bægerglaset på billedet ovenfor).

Som en solid kilde til ammoniak, bør det håndteres på en sådan måde, at indånding af dets dampe minimeres. Men trods denne negative egenskab, NH ₄ CH ₃ COOH er anvendelig til fremstilling af pufferopløsninger, som bevarer fødevarer, samt at det er en bestanddel af visse proteinholdige ekstraktion opløsningsmidler.

Struktur af ammoniumacetat

Ioner af ammoniumacetat. Kilde: CCoil

Billedet ovenfor viser ioner, der udgør ammoniumacetat i en kugle- og stangmodel. På venstre side er kationen af ​​tetrahedrisk geometri, NH ₄ ⁺, mens til højre er molekylæranionen med to delokaliserede elektroner mellem to oxygenatomer, CH ₃ COO ^- (den stiplede linje mellem de røde kugler).

Således begge ioner, NH ₄ ⁺ og CH ₃ COO ^-, holdes sammen af deres elektrostatisk tiltrækning, der sammen med de frastødninger mellem lige store gebyrer, ender afgrænser en krystal. Denne ammoniumacetatkrystall har en orthorhombisk struktur, som kunne observeres i mikroskopiske prøver eller endda af synlige størrelser.

Ikke kun er ionisk binding vigtig for dette salt, men det er også hydrogenbindinger. NH ₄ ⁺ kan donere op til fire af disse broer; det er, i hvert af hjørnerne i dets tetraeder et oxygenatom fra en nærliggende CH ₃ COO ^- (H ₃ N ⁺ -H- OCOCH ₃) er placeret.

I teorien skal kræfterne inden i dine krystaller være meget stærke; men eksperimentelt forekommer det modsatte, da det kun smelter ved 114 ° C. Derfor behøver hydrogenbindinger ikke kompensere for den svage deres ioniske binding, eller for lav gitterenergi af den orthorhombiske krystal af NH ₄ CH ₃ COO.

Andre sammensætninger og vand

Oprindeligt siges, at ammoniumacetat blev fremstillet ved at blande eddikesyre og ammoniak. Derfor kan saltet også udtrykkes som: NH ₃ · CH ₃ COOH. Således, afhængigt af sammensætningen, kan der opnås andre strukturer: NH ₃ · 2CH ₃ COOH eller NH ₃ · 5CH ₃ COOH, f.eks.

Det blev også nævnt, at det absorberer en hel del fugtighed. Dermed det indeholder vandmolekyler til sine krystaller, som hydrolyserer til dannelse af NH ₃ eller CH ₃ COOH; og det er grunden til, at salt giver lugten af ​​ammoniak eller eddike.

Ejendomme

Fysisk fremtoning

Deliquescent hvide krystaller med en eddike og ammoniak lugt.

Molar masse

77,083 g / mol.

Massefylde

1,073 g / ml ved 25 ° C.

Smeltepunkt

114 ° C Denne værdi er betydeligt lavere sammenlignet med andre salte eller ioniske forbindelser. Derudover mangler det et kogepunkt på grund af dannelsen af ​​ammoniak, hvilket indebærer nedbrydning af saltet.

Opløselighed

143 g / 100 ml ved 20 ° C Bemærk sin ekstraordinære opløselighed i vand, hvilket viser affiniteten mærkes af vandmolekyler for NH ₄ ⁺ og CH ₃ COO ^- ioner, hydratiserende dem i vandige sfærer.

Dens opløselighed er ikke sådan i mindre polære opløsningsmidler. For eksempel 7,89 g NH ₄ CH ₃ COO opløses i 100 ml methanol ved 15 ° C.

Stabilitet

Det er deliquescent, så du bør undgå opbevaring i fugtige rum. Mens det absorberer vand frigiver det også ammoniak, og derfor nedbrydes det.

pKa

9.9.

Denne konstant svarer til surhedsgraden af ​​ammoniumion:

NH ₄ ⁺ + B <=> NH ₃ + HB

Hvor HB er en svag syre. Hvis basen B handler om vand, får den sin hydrolysereaktion:

NH ₄ ⁺ + H ₂ O <=> NH ₃ + H ₃ O ⁺

Hvor arten H ₃ O ⁺ definerer pH af opløsningen.

På den anden side bidrager acetat også til pH:

CH ₃ COO ^- + H ₂ O <=> CH ₃ COOH + OH ^-

Således begge arter H ₃ O ⁺ og OH ^- neutraliseres giver en neutral pH 7. Ifølge Pubchem har stærkt koncentrerede ammoniumacetatopløsninger imidlertid en sur pH; Hvilket betyder, at hydrolysen af NH ₄ ⁺, beregnet i forhold til den af CH ₃ COO ^-.

Standard dannelse entalpi

Δ _f H ₂₉₈ = -615 kJ / mol.

Applikationer

Analytisk

Vandige opløsninger af natriumacetat tillader opløsning af bly, jern og zinksulfater, og deres koncentration kan derefter bestemmes ved atomabsorptionsspektroskopi.

Mellemleder

Når den smelter ved en lav temperatur sammenlignet med andre salte, kan dens væske bruges til at lede den elektriske strøm, der lyser for en lyspære.

Buffer

Det kan regulere pH-ændringer i sure eller basiske intervaller, der bruges til at opretholde en konstant pH i for eksempel kød, chokolade, ost, grøntsager eller andre fødevarer.

På is og jord

Det er et relativt billigt og bionedbrydeligt salt, der bruges til at isaffrosne veje. Da det også er en kilde til vandopløseligt nitrogen, bruges det til landbrugsformål til at bestemme kaliumniveauer.

Udfældningsmiddel

Dette salt bruges til at udfælde proteiner til kromatografisk analyse.

Medicin

Ammoniumacetat fungerer som et diuretikum i veterinærmedicin, og det er også et nødvendigt salt til syntese af insulin og penicillin.

Risici

Derefter og endelig er nogle risici eller negative konsekvenser forårsaget af ammoniumacetat anført:

- Kan forårsage let irritation af huden, men uden at blive optaget i den.

- Ved indtagelse forårsager det maveforstyrrelser, diarré, diurese, angst, øget behov for vandladning, rysten og andre symptomer relateret til ammoniakforgiftning samt skader på leveren.

- Indånding irriterer næse, hals og lunger.

For resten er det ukendt, om det kan forårsage kræft, og enhver mulig brandfare fra dette salt udelukkes (i det mindste under normale opbevaringsbetingelser).

Referencer

1. Inger Nahringbauer. (1967). Hydrogenbindingsundersøgelser. XIV. Krystallstrukturen af ​​ammoniumacetat. Institut for Kemi, University of Uppsala, Uppsala, Sverige. Acta Cryst. 23, 956.
2. National Center for Biotechnology Information. (2019). Ammoniumacetat. PubChem-database. CID = 517165. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Sullivan Randy. (2012). Konduktivitet af ammoniumacetat. Gendannes fra: chemdemos.uoregon.edu
4. Viachem, Ltd. (sf). Ammoniumacetat. Gendannes fra: viacheminc.com
5. Wikipedia. (2019). Ammoniumacetat. Gendannet fra: en.wikipedia.org
6. New Jersey Department of Health. (2012). Ammoniumacetat - faktaark om farligt stof.. Gendannes fra: nj.gov
7. Xueyanghu. (Sf). Anvendelser og risici ved ammoniumacetat. Gendannes fra: xueyanghu.wordpress.com