AMMONIUMACETAT: STRUKTUR, EGENSKAPER, ANVÄNDNINGSOMRÅDEN OCH RISKER - KEMI - 2026

Den ammoniumacetat är ett oorganiskt salt som har den kemiska formeln NH ₄ CH ₃ COOH. Det härrör från blandningen av ättiksyra, närvarande i kommersiell vinäger i en koncentration av 5%, och ammoniak. Båda utgångsämnena har karakteristiska lukt, så det är möjligt att få en uppfattning om varför detta salt luktar vinäger-ammoniak.

Den mest enastående aspekten av detta salt är dock inte dess lukt, utan dess låga smältpunkt. Det är så lågt att det i vilket laboratorium som helst kan erhållas i dess flytande version, där joner flyter fritt för att transportera elektriska laddningar.

Ammoniumacetatkristaller. Källa: Vidak.

Å andra sidan är ammoniumacetat deliquescent; det vill säga den absorberar vatten eller fuktighet från miljön tills den upplöses helt. Det är därför, även om kristallerna är vita, i vattenfritt tillstånd, blir de snabba ljusa (som de som finns i bägaren på bilden ovan).

Som en fast källa till ammoniak bör den hanteras på ett sådant sätt att inandning av dess ångor minimeras. Men trots denna negativa egenskap, NH ₄ CH ₃ är COOH användbar för framställning av buffertlösningar som bevarar mat, samt vara en komponent i vissa protein utvinna lösningsmedel.

Struktur av ammoniumacetat

Joner av ammoniumacetat. Källa: CCoil

Bilden ovan visar joner som utgör ammoniumacetat i en sfär- och stångmodell. Till vänster är katjonen av tetraedrisk geometri, NH ₄ ⁺ , medan till höger är molekyläranjonen med två delokaliserade elektroner mellan två syreatomer, CH ₃ COO ^- (den prickade linjen mellan de röda sfärerna).

Således både joner, NH ₄ ⁺ och CH ₃ COO ^- , hålls samman av deras elektrostatisk attraktion som, tillsammans med de repulsioner mellan lika laddningar, till slut definierar en kristall. Denna ammoniumacetatkristall har en ortorombisk struktur, som kunde observeras i mikroskopiska prover eller till och med av synliga storlekar.

Inte bara är jonbindning viktig för detta salt, utan också vätebindningar. NH ₄ ⁺ kan donera upp till fyra av dessa broar; dvs i var och en av spetsarna hos dess tetraeder en syreatom från en angränsande CH ₃ COO ^- (H ₃ N ⁺ -H- OCOCH ₃ ) är belägen.

I teorin bör krafterna i dina kristaller då vara mycket starka. men experimentellt är det motsatta, eftersom det bara smälter vid 114 ° C. Därför behöver vätebindningar inte kompensera för svaghet sin jonbindning, och inte heller den låga gitterenergi av den ortorombiska kristallen av NH ₄ CH ₃ COO.

Andra kompositioner och vatten

Ursprungligen sades ammoniumacetat att beredas genom blandning av ättiksyra och ammoniak. Därför kan saltet även uttryckas som: NH ₃ · CH ₃ COOH. Sålunda, beroende på sammansättningen, andra strukturer kan erhållas: NH ₃ · 2CH ₃ COOH eller NH ₃ · 5CH ₃ COOH, till exempel.

Det nämndes också att det absorberar en hel del fukt. I att göra så, inkorporerar det vattenmolekyler till sina kristaller, som hydrolyserar för att ge NH ₃ eller CH ₃ COOH; och det är därför salt ger lukten av ammoniak eller vinäger.

Egenskaper

Fysiskt utseende

Deliquescent vita kristaller med en vinäger och ammoniaklukt.

Molmassa

77,083 g / mol.

Densitet

1,073 g / ml vid 25 ° C.

Smältpunkt

114 ° C Detta värde är avsevärt lägre jämfört med andra salter eller joniska föreningar. Dessutom saknar den en kokpunkt på grund av bildandet av ammoniak, vilket innebär sönderfall av saltet.

löslighet

143 g / 100 ml vid 20 ° C Notera dess extraordinära löslighet i vatten, vilket visar affiniteten filt av vattenmolekyler för NH ₄ ⁺ och CH ₃ COO ^- joner, hydrating dem i vattenhaltiga sfärer.

Lösligheten är inte sådan i mindre polära lösningsmedel. Till exempel, 7,89 g NH ₄ CH ₃ COO löses i 100 ml metanol vid 15 ° C.

Stabilitet

Det är deliquescent, så du bör undvika förvaring i fuktiga utrymmen. Även om den absorberar vatten frigör den ammoniak, och därför sönderdelas den.

pKa

9,9.

Denna konstant motsvarar ammoniumjonens surhet:

NH ₄ ⁺ + B <=> NH ₃ + HB

Där HB är en svag syra. Om basen B handlar om vatten kommer den att ha sin hydrolysreaktion:

NH ₄ ⁺ + H ₂ O <=> NH ₃ + H ₃ O ⁺

I vilken arten H ₃ O ⁺ definierar pH i lösningen.

Å andra sidan bidrar acetat också till pH:

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

Sålunda, båda arterna H ₃ O ⁺ och OH ^- neutraliseras vilket ger ett neutralt pH 7. Enligt Pubchem har emellertid högkoncentrerade ammoniumacetatlösningar ett surt pH; vilket innebär att hydrolysen av NH ₄ ⁺ dominerar över den för CH ₃ COO ^- .

Standard bildnings entalpi

Δ _f H ₂₉₈ = -615 kJ / mol.

tillämpningar

Analytisk

Vattenlösningar av natriumacetat gör det möjligt att lösa bly, järn och zinksulfat och deras koncentration kan därefter bestämmas genom atomabsorptionsspektroskopi.

Medium ledare

När den smälter vid en låg temperatur jämfört med andra salter, kan dess vätska användas för att leda den elektriska strömmen som tänder en glödlampas krets.

Buffert

Den kan reglera pH-förändringar i sura eller basiska områden, som används för att upprätthålla ett konstant pH i till exempel kött, choklad, ost, grönsaker eller andra livsmedelsprodukter.

På is och jord

Det är ett relativt billigt och biologiskt nedbrytbart salt, som används för att avisla frysta vägar. Eftersom det är en källa till vattenlösligt kväve, används det också för jordbruksändamål för att bestämma kaliumnivåer.

Fällningsmedel

Detta salt används för att fälla ut proteiner för kromatografisk analys.

Medicin

Ammoniumacetat fungerar som ett diuretikum i veterinärmedicin, och det är också ett nödvändigt salt för syntes av insulin och penicillin.

risker

Nästa och slutligen listas vissa risker eller negativa konsekvenser orsakade av ammoniumacetat:

- Det kan orsaka lätt irritation på huden, men utan att tas upp i den.

- Vid förtäring orsakar det magbesvär, diarré, diuré, ångest, ökat behov av urinering, skakningar och andra symtom relaterade till ammoniakförgiftning samt skador på levern.

- Inandning irriterar näsan, halsen och lungorna.

För övrigt är det okänt om det kan orsaka cancer, och alla möjliga brandrisker från detta salt utesluts (åtminstone under normala lagringsförhållanden).

referenser

1. Inger Nahringbauer. (1967). Vätebindningsstudier. XIV. Kristallstrukturen av ammoniumacetat. Institutet för kemi, Uppsala universitet, Uppsala, Sverige. Acta Cryst. 23, 956.
2. National Center for Biotechnology Information. (2019). Ammoniumacetat. PubChem-databas. CID = 517165. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Sullivan Randy. (2012). Konduktivitet för ammoniumacetat. Återställd från: chemdemos.uoregon.edu
4. Viachem, Ltd. (sf). Ammoniumacetat. Återställd från: viacheminc.com
5. Wikipedia. (2019). Ammoniumacetat. Återställd från: en.wikipedia.org
6. New Jersey Department of Health. (2012). Ammoniumacetate - Faktablad för farligt ämne. . Återställd från: nj.gov
7. Xueyanghu. (Sf). Användning och risker med ammoniumacetat. Återställd från: xueyanghu.wordpress.com