- Fysische en chemische eigenschappen
- Chemische structuur
- Structurele curiositeiten
- Toepassingen
- Risico's
- Referenties
Het ammoniumcarbonaat is een anorganisch zout stikstof, ammoniak specifiek, de chemische formule (NH 4 ) 2 CO 3 . Het wordt gemaakt door middel van synthesemethoden, waarbij de sublimatie van een mengsel van ammoniumsulfaat en calciumcarbonaat opvalt: (NH 4 ) 2 SO 4 (s) + CaCO 3 (s) => (NH 4 ) 2 CO 3 (s) + CaSO 4 (s).
In het algemeen worden de ammonium- en calciumcarbonaatzouten verwarmd in een vat om het ammoniumcarbonaat te produceren. De industriële methode die tonnen van dit zout produceert, bestaat uit kooldioxide door een absorptiekolom met een oplossing van ammonium in water te leiden, gevolgd door destillatie.
De dampen die ammoniak, kooldioxide en water bevatten condenseren om ammoniumcarbonaatkristallen te vormen: 2NH 3 (g) + H 2 O (l) + CO 2 (g) → (NH 4 ) 2 CO 3 (s ). Bij de reactie wordt koolzuur, H 2 CO 3 , geproduceerd na het oplossen van kooldioxide in water, en het is dit zuur dat zijn twee protonen, H + , afgeeft aan twee ammoniakmoleculen.
Fysische en chemische eigenschappen
Het is een witte, kristallijne, kleurloze vaste stof met sterke ammoniakgeuren en -smaken. Het smelt bij 58 ° C en valt uiteen in ammoniak, water en kooldioxide: precies de vorige chemische vergelijking maar in tegengestelde richting.
Deze afbraak vindt echter plaats in twee stappen: eerst komt er een molecuul NH 3 vrij , waardoor ammoniumbicarbonaat (NH 4 HCO 3 ) ontstaat ; en ten tweede, als het verwarmen doorgaat, is het carbonaat onevenredig waardoor er nog meer gasvormige ammoniak vrijkomt.
Het is een vaste stof die zeer oplosbaar is in water en minder oplosbaar in alcoholen. Het vormt waterstofbruggen met water en wanneer 5 gram wordt opgelost in 100 gram water, genereert het een basische oplossing met een pH van rond de 8,6.
Zijn hoge affiniteit voor water maakt het een hygroscopische vaste stof (absorbeert vocht), en daarom is het moeilijk om het in zijn watervrije vorm te vinden. In feite is de monohydraatvorm, (NH 4 ) 2 CO 3 · H 2 O), de meest voorkomende en legt uit hoe zout ammoniakgas vervoert, dat geur veroorzaakt.
In lucht ontleedt het om ammoniumbicarbonaat en ammoniumcarbonaat (NH 4 NH 2 CO 2 ) te genereren .
Chemische structuur
De bovenste afbeelding illustreert de chemische structuur van ammoniumcarbonaat. In het midden bevindt zich het anion CO 3 2– , de platte driehoek met een zwart centrum en rode bollen; en aan zijn twee kanten, de NH 4 + ammoniumkationen met tetraëdrische geometrieën.
De geometrie van het ammoniumion wordt verklaard door de sp 3- hybridisatie van het stikstofatoom, waarbij de waterstofatomen (de witte bollen) eromheen zijn gerangschikt in de vorm van een tetraëder. Tussen de drie ionen worden interacties tot stand gebracht door waterstofbruggen (H 3 N-H-O-CO 2 2– ).
Dankzij zijn geometrie kan een enkel CO 3 2– anion tot drie waterstofbruggen vormen; terwijl NH 4 + -kationen mogelijk niet in staat zijn hun overeenkomstige vier waterstofbruggen te vormen vanwege elektrostatische afstoting tussen hun positieve ladingen.
Het resultaat van al deze interacties is de kristallisatie van een orthorhombisch systeem. Waarom is het zo hygroscopisch en oplosbaar in water? Het antwoord staat in dezelfde alinea hierboven: waterstofbruggen.
Deze interacties zijn verantwoordelijk voor de snelle opname van water uit het watervrije zout om (NH 4 ) 2 CO 3 · H 2 O) te vormen. Dit leidt tot veranderingen in de ruimtelijke rangschikking van de ionen en bijgevolg in de kristalstructuur.
Structurele curiositeiten
Hoe eenvoudig (NH 4 ) 2 CO 3 er ook uitziet , het is zo gevoelig voor talloze transformaties dat de structuur ervan een mysterie is afhankelijk van de ware samenstelling van de vaste stof. Deze structuur varieert ook afhankelijk van de drukken die de kristallen beïnvloeden.
Sommige auteurs hebben ontdekt dat ionen zijn gerangschikt als waterstofgebonden coplanaire ketens (dat wil zeggen, een keten met een sequentie NH 4 + -CO 3 2– -…) waarin watermoleculen waarschijnlijk dienen als linkers naar andere. kettingen.
Bovendien, hoe zien deze kristallen eruit in de ruimte of interstellaire omstandigheden, terwijl ze de aardse hemel overstijgen? Wat zijn hun composities in termen van de stabiliteit van de carbonaatsoorten? Er zijn onderzoeken die de grote stabiliteit bevestigen van deze kristallen die gevangen zitten in planetaire ijsmassa's en kometen.
Hierdoor kunnen ze fungeren als koolstof-, stikstof- en waterstofreserves, die door zonnestraling kunnen worden omgezet in organisch materiaal zoals aminozuren.
Met andere woorden, deze bevroren ammoniakblokken zouden dragers kunnen zijn van "het wiel dat de machinerie van het leven start" in de kosmos. Om deze redenen groeit zijn interesse op het gebied van astrobiologie en biochemie.
Toepassingen
Het wordt gebruikt als rijsmiddel, omdat het bij verhitting kooldioxide en ammoniumgassen produceert. Ammoniumcarbonaat is, als je wilt, een voorloper van moderne bakpoeders en kan worden gebruikt om koekjes en flatbreads te bakken.
Het wordt echter niet aanbevolen om taarten te bakken. Door de dikte van de cakes worden de ammoniumgassen binnenin opgesloten en produceren ze een onaangename smaak.
Het wordt gebruikt als slijmoplossend middel, dat wil zeggen, het verlicht hoest door de bronchiën te ontlasten. Het heeft een fungicide werking en wordt om deze reden in de landbouw gebruikt. Het is ook een regulator van de zuurgraad die in voedsel aanwezig is en wordt gebruikt bij de organische synthese van ureum onder hoge druk en van hydantoïnen.
Risico's
Ammoniumcarbonaat is zeer giftig. Veroorzaakt bij contact bij mensen acute irritatie van de mondholte.
Bovendien veroorzaakt het, als het wordt ingeslikt, maagirritatie. Een vergelijkbare werking wordt waargenomen bij ogen die zijn blootgesteld aan ammoniumcarbonaat.
Inademing van de gassen van de afbraak van zout kan de neus, keel en longen irriteren, waardoor hoesten en ademhalingsproblemen ontstaan.
Acute blootstelling van nuchtere honden aan ammoniumcarbonaat bij een dosis van 40 mg / kg lichaamsgewicht veroorzaakt braken en diarree. Hogere doses ammoniumcarbonaat (200 mg / kg lichaamsgewicht) zijn vaak dodelijk. Een hartschade wordt aangegeven als doodsoorzaak.
Bij verhitting tot zeer hoge temperaturen en in met zuurstof verrijkte lucht komen giftige NO 2 -gassen vrij .
Referenties
- PubChem. (2018). Ammoniumcarbonaat. Opgehaald op 25 maart 2018, van PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Portaal voor organische chemie. ((2009-2018)). Reactie van Bucherer-Bergs. Opgehaald op 25 maart 2018, via Organic Chemistry Portal: www.organic-chemistry.org
- Kiyama, Ryo; Yanagimoto, Takao (1951) Chemische reacties onder ultrahoge druk: ureumsynthese uit vast ammoniumcarbonaat. The Review of Physical Chemistry of Japan, 21: 32-40
- Fortes, AD, Wood, IG, Alfè, D., Hernández, ER, Gutmann, MJ, & Sparkes, HA (2014). Structuur, waterstofbinding en thermische uitzetting van ammoniumcarbonaatmonohydraat. Acta Crystallographica Sectie B, Structural Science, Crystal Engineering and Materials, 70 (Pt6), 948-962.
- Wikipedia. (2018). Ammoniumcarbonaat. Opgehaald op 25 maart 2018, van Wikipedia: en.wikipedia.org
- The Chemical Company. (2018). The Chemical Company. Opgehaald op 25 maart 2018, van The Chemical Company: thechemco.com