AMMONIUMACETAAT: STRUCTUUR, EIGENSCHAPPEN, TOEPASSINGEN EN RISICO'S - CHEMIE - 2024

De ammoniumacetaat een anorganisch zout met de chemische formule NH ₄ CH ₃ COOH. Het is afgeleid van het mengsel van azijnzuur, aanwezig in commerciële azijn in een concentratie van 5%, en ammoniak. Beide uitgangsstoffen hebben karakteristieke geuren, dus het is mogelijk om een ​​idee te krijgen waarom dit zout naar azijn-ammoniak ruikt.

Het meest opvallende aspect van dit zout is echter niet de geur, maar het lage smeltpunt. Het is zo laag dat het in elk laboratorium kan worden verkregen in de vloeibare versie, waar ionen vrij stromen om elektrische ladingen te transporteren.

Ammoniumacetaatkristallen. Bron: Vidak.

Aan de andere kant is ammoniumacetaat vervloeiend; dat wil zeggen, het absorbeert water of vochtigheid uit de omgeving totdat het volledig oplost. Dat is de reden waarom, hoewel de kristallen in watervrije toestand wit zijn, ze snel helder worden (zoals die in de beker in de bovenstaande afbeelding).

Omdat het een vaste bron van ammoniak is, moet het zo worden gehanteerd dat de inademing van de dampen tot een minimum wordt beperkt. Maar ondanks deze negatieve eigenschap is NH ₄ CH ₃ COOH nuttig voor de bereiding van bufferoplossingen die voedsel conserveren, en is het ook een bestanddeel van bepaalde eiwitextraherende oplosmiddelen.

Structuur van ammoniumacetaat

Ionen van ammoniumacetaat. Bron: CCoil

De afbeelding hierboven toont de ionen waaruit ammoniumacetaat bestaat in een bolvormig en staafvormig model. Aan de linkerkant is het kation van de tetraëdrische geometrie, NH ₄ ⁺ , terwijl aan de rechterkant het moleculaire anion staat met twee gedelokaliseerde elektronen tussen twee zuurstofatomen, CH ₃ COO ^- (de stippellijn tussen de rode bollen).

Dus beide ionen, NH ₄ ⁺ en CH ₃ COO ^- , worden bij elkaar gehouden door hun elektrostatische aantrekking die, samen met de afstotingen tussen gelijke ladingen, uiteindelijk een kristal vormen. Dit ammoniumacetaatkristal heeft een orthorhombische structuur, die kan worden waargenomen in microscopisch kleine monsters of zelfs van zichtbare afmetingen.

Niet alleen is ionische binding belangrijk voor dit zout, maar ook waterstofbruggen. NH ₄ ⁺ kan maximaal vier van deze bruggen schenken; dat wil zeggen, in elk van de hoekpunten van zijn tetraëder bevindt zich een zuurstofatoom van een naburige CH ₃ COO ^- (H ₃ N ⁺ -H- OCOCH ₃ ).

In theorie zouden de krachten in je kristallen dan erg sterk moeten zijn; maar experimenteel gebeurt het tegenovergestelde, aangezien het pas smelt bij 114 ° C. Daarom compenseren waterstofbruggen niet de zwakte van de ionische binding, noch de lage roosterenergie van het orthorhombische kristal van NH ₄ CH ₃ COO.

Andere composities en water

Van ammoniumacetaat werd oorspronkelijk gezegd dat het werd bereid door azijnzuur en ammoniak te mengen. Daarom kan het zout ook worden uitgedrukt als: NH ₃ · CH ₃ COOH. Zo kunnen, afhankelijk van de samenstelling, andere structuren worden verkregen: bijvoorbeeld NH ₃ · 2CH ₃ COOH, of NH ₃ · 5CH ₃ COOH.

Ook werd er gezegd dat het veel vocht opneemt. Daarbij neemt het watermoleculen op in zijn kristallen, die hydrolyseren om NH ₃ of CH ₃ COOH te geven; en daarom geeft zout de geur van ammoniak of azijn af.

Eigendommen

Fysiek uiterlijk

Deliquescente witte kristallen met een geur van azijn en ammoniak.

Molaire massa

77,083 g / mol.

Dichtheid

1,073 g / ml bij 25 ° C

Smeltpunt

114 ° C. Deze waarde is aanzienlijk lager in vergelijking met andere zouten of ionische verbindingen. Bovendien mist het een kookpunt door de vorming van ammoniak, wat de ontleding van het zout impliceert.

Oplosbaarheid

143 g / 100 ml bij 20 ° C. Let op zijn buitengewone oplosbaarheid in water, wat de affiniteit aantoont die watermoleculen voelen voor NH ₄ ⁺ en CH ₃ COO ^- ionen, die ze hydrateren in waterige sferen.

De oplosbaarheid is niet zo in minder polaire oplosmiddelen. Zo wordt 7,89 g NH ₄ CH ₃ COO opgelost in 100 ml methanol bij 15 ° C.

Stabiliteit

Het is verleidelijk, dus bewaar het niet in vochtige ruimtes. Bij het absorberen van water geeft het ook ammoniak vrij en daarom ontleedt het.

pKa

9,9.

Deze constante komt overeen met de zuurgraad van het ammoniumion:

NH ₄ ⁺ + B <=> NH ₃ + HB

Waar HB een zwak zuur is. Als de basis B over water gaat, zal het zijn hydrolysereactie hebben:

NH ₄ ⁺ + H ₂ O <=> NH ₃ + H ₃ O ⁺

Waarin de soort H ₃ O ⁺ de pH van de oplossing bepaalt.

Aan de andere kant draagt ​​acetaat ook bij aan de pH:

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

Dus beide soorten H ₃ O ⁺ en OH ^- worden geneutraliseerd en geven een neutrale pH 7. Volgens Pubchem hebben hooggeconcentreerde ammoniumacetaatoplossingen echter een zure pH; wat betekent dat de hydrolyse van NH ₄ ⁺ overheerst boven die van CH ₃ COO ^- .

Standaard formatie-enthalpie

Δ _f H ₂₉₈ = -615 kJ / mol.

Toepassingen

Analytisch

Waterige oplossingen van natriumacetaat maken het mogelijk dat lood-, ijzer- en zinksulfaten oplosbaar worden gemaakt, en hun concentratie kan vervolgens worden bepaald door middel van atoomabsorptiespectroscopie.

Middelgrote geleider

Omdat het smelt bij een lage temperatuur in vergelijking met andere zouten, kan de vloeistof worden gebruikt om de elektrische stroom te geleiden die het circuit van een gloeilamp verlicht.

Buffer

Het kan pH-veranderingen in zure of basische bereiken regelen, die wordt gebruikt om een ​​constante pH te handhaven in bijvoorbeeld vlees, chocolaatjes, kazen, groenten of andere voedingsproducten.

Op ijs en bodem

Het is een relatief goedkoop en biologisch afbreekbaar zout dat wordt gebruikt om bevroren wegen te ontdooien. Evenzo, omdat het een bron is van in water oplosbare stikstof, wordt het voor landbouwdoeleinden gebruikt om de kaliumspiegel te bepalen.

Neerslagmiddel

Dit zout wordt gebruikt om eiwitten neer te slaan voor chromatografische analyse.

Geneesmiddel

Ammoniumacetaat werkt als een diureticum in de diergeneeskunde en is ook een noodzakelijk zout voor de synthese van insuline en penicilline.

Risico's

Vervolgens en tot slot worden enkele risico's of negatieve gevolgen van ammoniumacetaat opgesomd:

- Het kan lichte irritatie van de huid veroorzaken, maar zonder erin te worden opgenomen.

- Bij inname veroorzaakt het maagklachten, diarree, diurese, angst, verhoogde behoefte om te plassen, tremoren en andere symptomen die verband houden met ammoniakvergiftiging, evenals schade aan de lever.

- De inademing irriteert de neus, keel en longen.

Voor het overige is niet bekend of het kanker kan veroorzaken en is elk mogelijk brandgevaar van dit zout uitgesloten (althans onder normale bewaarcondities).

Referenties

1. Inger Nahringbauer. (1967). Waterstofbindingsonderzoeken. XIV. De kristalstructuur van ammoniumacetaat. Instituut voor Chemie, Universiteit van Uppsala, Uppsala, Zweden. Acta Cryst. 23, 956.
2. Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2019). Ammoniumacetaat. PubChem-database. CID = 517165. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Sullivan Randy. (2012). Geleidbaarheid van ammoniumacetaat. Hersteld van: chemdemos.uoregon.edu
4. Viachem, Ltd. (sf). Ammoniumacetaat. Hersteld van: viacheminc.com
5. Wikipedia. (2019). Ammoniumacetaat. Hersteld van: en.wikipedia.org
6. Ministerie van Volksgezondheid van New Jersey. (2012). Ammoniumacetaat - Informatieblad over gevaarlijke stoffen. . Hersteld van: nj.gov
7. Xueyanghu. (sf). Gebruik en risico's van ammoniumacetaat. Hersteld van: xueyanghu.wordpress.com