AMMONIUMACETAT: STRUKTUR, EGENSKAPER, BRUK OG RISIKO - KJEMI - 2026

Den ammoniumacetat er et uorganisk salt som har den kjemiske formel NH _4- CH ₃ COOH. Den er avledet fra blandingen av eddiksyre, til stede i kommersiell eddik i en konsentrasjon på 5%, og ammoniakk. Begge startstoffene har karakteristisk lukt, så det er mulig å få en ide om hvorfor dette saltet lukter eddik-ammoniakk.

Det mest fremragende aspektet av dette saltet er imidlertid ikke lukten, men det lave smeltepunktet. Den er så lav at det i et hvilket som helst laboratorium kunne fås i dens flytende versjon, der ioner flyter fritt for å transportere elektriske ladninger.

Ammoniumacetatkrystaller. Kilde: Vidak.

På den annen side er ammoniumacetat deliquescent; det vil si at den absorberer vann eller fuktighet fra omgivelsene til det løses helt opp. Det er derfor, selv om krystallene i vannfri tilstand er hvite, blir de raskt lyse (som de i begerglasset på bildet over).

Som en solid kilde til ammoniakk, bør den håndteres på en slik måte at innånding av dampene minimeres. Men til tross for denne negative egenskap, NH _4- CH ₃ er COOH nyttige for fremstilling av bufferløsninger som bevarer mat, så vel som å være en komponent av visse protein å ekstrahere løsningsmidler.

Struktur av ammoniumacetat

Ioner av ammoniumacetat. Kilde: CCoil

Bildet over viser ionene som utgjør ammoniumacetat i en sfære- og stangmodell. På venstre side er kation av tetraedrisk geometri, NH ₄ ⁺ , mens til høyre er molekylæranionen med to delokaliserte elektroner mellom to oksygenatomer, CH ₃ COO ^- (den stiplede linjen mellom de røde kulene).

Således kan både ioner, NH ₄ ⁺ og CH ₃ COO ^- , er holdt sammen ved deres elektrostatisk tiltrekning som, sammen med de repulsions mellom like ladninger, ende opp med å definere en krystall. Denne ammoniumacetatkrystallen har en ortorombisk struktur, som kan observeres i mikroskopiske prøver eller til og med av synlige størrelser.

Ikke bare er ionebinding viktig for dette saltet, men det er også hydrogenbindinger. NH ₄ ⁺ kan gi opptil fire av disse broene; det vil si, i hvert av hjørnene i sin tetrahedron et oksygenatom fra en nabo CH ₃ COO ^- (H ₃ N ⁺ -H- OCOCH ₃ ) er plassert.

I teorien skal kreftene i krystallene dine da være veldig sterke; men eksperimentelt oppstår det motsatte, siden det bare smelter ved 114 ° C. Derfor trenger hydrogenbindinger ikke kompensere for den svakhet av deres ioniske binding, og heller ikke for de lave gitter energien i ortorombisk krystall av NH _4- CH ₃ COO.

Andre komposisjoner og vann

Opprinnelig ble ammoniumacetat fremstilt ved å blande eddiksyre og ammoniakk. Derfor kan saltet også uttrykkes som: NH ₃ · CH ₃ COOH. Således, avhengig av sammensetningen, kan andre konstruksjoner kan fås: NH ₃ · 2CH ₃ COOH eller NH ₃ · 5CH ₃ COOH, f.eks.

Dessuten ble det nevnt at det absorberer mye fuktighet. Ved å gjøre dette, omfatter det vannmolekyler til sine krystaller, som hydrolyserer for å gi NH ₃ eller CH ₃ COOH; og det er grunnen til at salt gir lukten av ammoniakk eller eddik.

Egenskaper

Fysisk utseende

Deliquescent hvite krystaller med en eddik og ammoniakklukt.

Molmasse

77,083 g / mol.

tetthet

1,073 g / ml ved 25 ° C.

Smeltepunkt

114 ° C. Denne verdien er betydelig lavere sammenlignet med andre salter eller ioniske forbindelser. I tillegg mangler det et kokepunkt på grunn av dannelse av ammoniakk, noe som innebærer spaltning av saltet.

løselighet

143 g / 100 ml ved 20 ° C. Legg merke til den ekstraordinære løselighet i vann, noe som viser affinitet følt av vannmolekyler for NH ₄ ⁺ og CH ₃ COO ^- ioner, hydratiserende dem i vandige kuler.

Løseligheten er ikke slik i mindre polare løsningsmidler. For eksempel, 7,89 g NH _4- CH ₃ COO oppløses i 100 ml metanol ved 15 ° C.

Stabilitet

Det er deliquescent, så du bør unngå å oppbevare i fuktige rom. Når den absorberer vann, frigjør den også ammoniakk, og den brytes derfor ned.

pKa

9.9.

Denne konstanten tilsvarer surheten til ammoniumionet:

NH ₄ ⁺ + B <=> NH ₃ + HB

Hvor HB er en svak syre. Hvis basen B handler om vann, vil den ha hydrolysereaksjonen:

NH ₄ ⁺ + H ₂ O <=> NH ₃ + H ₃ O ⁺

I hvilken arten H ₃ O ⁺ definerer pH i løsningen.

På den annen side bidrar acetat også til pH:

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

Således er begge arter H ₃ O ⁺ og OH ^- nøytraliseres gi en nøytral pH 7. I følge Pubchem har imidlertid høykonsentrerte ammoniumacetatløsninger en sur pH; som betyr at hydrolysen av NH ₄ ⁺ dominerer over det fra CH ₃ COO ^- .

Standard dannelses entalpi

Δ _f H ₂₉₈ = -615 kJ / mol.

applikasjoner

analytisk

Vandige oppløsninger av natriumacetat gjør det mulig å oppløse bly, jern og sinksulfater, og konsentrasjonen av disse kan deretter bestemmes ved atomabsorpsjonsspektroskopi.

Middels leder

Når den smelter ved en lav temperatur sammenlignet med andre salter, kan væsken brukes til å lede den elektriske strømmen som lyser kretsen på en lyspære.

Buffer

Den kan regulere pH-endringer i sure eller basiske områder, som brukes til å opprettholde en konstant pH i for eksempel kjøtt, sjokolade, oster, grønnsaker eller andre matprodukter.

På is og jord

Det er et relativt billig og biologisk nedbrytbart salt, brukt til å isfrosne veier. På samme måte som det er en kilde til vannløselig nitrogen, brukes den til landbruksformål for å bestemme kaliumnivåer.

Utfellingsmiddel

Dette saltet brukes til å utfelle proteiner for kromatografisk analyse.

Medisin

Ammoniumacetat fungerer som et vanndrivende middel i veterinærmedisin, og det er også et nødvendig salt for syntesen av insulin og penicillin.

risiko

Neste, og til slutt, er noen risikoer eller negative konsekvenser forårsaket av ammoniumacetat listet opp:

- Det kan forårsake svak irritasjon i huden, men uten å bli absorbert i den.

- Ved svelging forårsaker det mageproblemer, diaré, diurese, angst, økt behov for vannlating, skjelving og andre symptomer relatert til ammoniakkforgiftning, samt skade på leveren.

- Innånding irriterer nese, svelg og lunger.

For resten er det ukjent om det kan forårsake kreft, og enhver mulig brannfare fra dette saltet utelukkes (i det minste under normale lagringsforhold).

referanser

1. Inger Nahringbauer. (1967). Hydrogen Bond-studier. XIV. Krystallstrukturen av ammoniumacetat. Institutt for kjemi, University of Uppsala, Uppsala, Sverige. Acta Cryst. 23, 956.
2. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2019). Ammoniumacetat. PubChem-databasen. CID = 517165. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Sullivan Randy. (2012). Konduktivitet av ammoniumacetat. Gjenopprettet fra: chemdemos.uoregon.edu
4. Viachem, Ltd. (sf). Ammoniumacetat. Gjenopprettet fra: viacheminc.com
5. Wikipedia. (2019). Ammoniumacetat. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
6. New Jersey Department of Health. (2012). Ammoniumacetate - Faktaark om farlig stoff. . Gjenopprettet fra: nj.gov
7. Xueyanghu. (SF). Bruk og risiko for ammoniumacetat. Gjenopprettet fra: xueyanghu.wordpress.com