Ammoniumcarbonaat eigenschappen, structuur, toepassingen en risico's

de ammoniumcarbonaat is een anorganisch stikstofzout, specifiek ammoniak, waarvan de chemische formule is (NH₄)₂CO₃. Het wordt uitgewerkt volgens synthesewerkwijzen, waaronder het gebruik van sublimatie van een mengsel van ammoniumsulfaat en calciumcarbonaat vermeldenswaardig is: (NH₄)₂SW₄(s) + CaCO₃(s) => (NH₄)₂CO₃(s) + CaSO₄(S).

In het algemeen worden de ammonium- en calciumcarbonaatzouten verwarmd in een vat om het ammoniumcarbonaat te laten ontstaan. De industriële werkwijze die tonnen produceert van dit zout bestaat uit een kooldioxide absorptiekolom bevattende ammoniakoplossing in water, het dan uitvoeren destilleren.

Dampen die ammonium, koolstofdioxide en water bevatten condenseren tot ammoniumcarbonaatkristallen: 2NH₃(g) + H₂O (l) + CO₂(g) → (NH₄)₂CO₃(S). Koolzuur wordt geproduceerd in de reactie, H₂CO₃, na het oplossen van de koolstofdioxide in het water, en het is dit zuur dat zijn twee protonen opgeeft, H⁺, tot twee moleculen ammoniak.

index

• 1 Fysische en chemische eigenschappen
• 2 Chemische structuur
  • 2.1 Structurele curiositeiten
• 3 Gebruik
• 4 Risico's
• 5 Referenties

Fysische en chemische eigenschappen

Het is een witte vaste stof, kristallijn en kleurloos, met sterke geuren en ammoniakachtige smaken. Het smelt bij 58 ° C, waarbij het uiteenvalt in ammoniak, water en koolstofdioxide: precies de bovenstaande chemische vergelijking maar in de tegenovergestelde richting.

Deze ontleding gebeurt echter in twee stappen: eerst wordt een NH-molecuul vrijgegeven₃, het produceren van ammoniumbicarbonaat (NH₄HCO₃); en ten tweede, als de verwarming doorgaat, wordt het carbonaat gedisproportioneerd waardoor nog meer gasvormige ammoniak vrijkomt.

Het is een vaste stof die zeer oplosbaar is in water en minder oplosbaar is in alcoholen. Het vormt waterstofbruggen met water en wanneer het 5 gram oplost in 100 gram water, genereert het een basische oplossing met een pH rond 8,6.

De 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 ervan, (NH₄)₂CO₃· H₂O), is de meest voorkomende en legt uit hoe zout de drager is van ammoniakgas, dat geur veroorzaakt.

In de lucht ontleedt het om ammoniumbicarbonaat en ammoniumcarbonaat (NH₄NH₂CO₂).

Chemische structuur

De chemische structuur van ammoniumcarbonaat is geïllustreerd in het bovenste beeld. In het midden bevindt zich het CO-anion₃^2-, de platte driehoek met het zwarte midden en de rode bollen; en aan beide zijden, de ammonium-NH-kationen₄⁺ met tetraëdrische geometrieën.

De geometrie van het ammoniumion wordt verklaard door de sp-hybridisatie³ van het stikstofatoom, ordening van de waterstofatomen (de witte bollen) er omheen in de vorm van een tetraëder. Interacties worden vastgesteld tussen de drie ionen door waterstofbruggen (H.₃N-H-O-CO₂^2-).

Dankzij zijn geometrie, een enkele anion CO₃^2- het kan tot drie waterstofbruggen vormen; terwijl de NH-kationen₄⁺ misschien kunnen ze hun corresponderende vier waterstofbruggen niet vormen vanwege de elektrostatische afstotingen 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 paragraaf hierboven: waterstofbruggen.

Deze interacties zijn verantwoordelijk voor de snelle absorptie van water uit het watervrije zout om te vormen (NH₄)₂CO₃· H₂O). Dit resulteert in veranderingen in de ruimtelijke ordening van de ionen, en dientengevolge in de kristallijne structuur.

Structurele curiositeiten

Zo simpel als het eruit ziet (NH₄)₂CO₃, het is zo gevoelig voor oneindige transformaties dat de structuur ervan een mysterie is dat onderhevig is aan de ware samenstelling van de vaste stof. Deze structuur varieert ook afhankelijk van de druk die de kristallen beïnvloedt.

Sommige auteurs hebben ontdekt dat ionen geordend zijn als coplanaire ketens verbonden door waterstofbruggen (dat wil zeggen, een keten met een NH-sequentie).₄⁺-CO₃^2--...) waarin watermoleculen waarschijnlijk dienen als connectoren voor andere ketens.

Sterker nog, de aarde overstijgend, hoe zijn deze kristallen in ruimtelijke of interstellaire omstandigheden? Wat zijn jouw composities in termen van de stabiliteiten van de koolzuurhoudende soort? Er zijn studies die de grote stabiliteit bevestigen van deze kristallen die vastzitten in de planetaire ijsmassa's en de kometen.

Hierdoor kunnen ze functioneren als reserves van koolstof, stikstof en waterstof, die, met behulp van zonnestraling, kunnen worden omgezet in organisch materiaal zoals aminozuren..

Dat wil zeggen, deze ijskoude ammoniakblokken zouden dragers kunnen zijn van 'het wiel dat de machine van het leven initieert' in de kosmos. Om deze redenen groeit zijn interesse op het gebied van astrobiologie en biochemie.

toepassingen

Het wordt gebruikt als rijsmiddel, omdat bij verhitting koolstofdioxide en ammoniakgas. De ammoniumcarbonaat desgewenst een voorloper van moderne bakpoeders en kan worden gebruikt voor het bakken koekjes en biscuits vliegtuigen.

Het gebruik ervan voor het bakken van cake wordt echter niet aanbevolen. Vanwege de dikte van de cakes blijven de ammoniakgassen binnen en produceren ze een onaangename smaak.

Het wordt gebruikt als een slijmoplossend middel, dat wil zeggen, het verlicht hoest door de bronchiën te decongesteren. Het heeft een fungicide werking, die om deze reden in de landbouw wordt gebruikt. Het is ook een regulator van de zuurgraad die aanwezig is in voedingsmiddelen en wordt gebruikt in de organische synthese van ureum onder hoge druk en hydantoïnen.

risico's

Ammoniumcarbonaat is zeer giftig. Het produceert bij de mens een acute irritatie van de mondholte wanneer hij zichzelf in contact brengt.

Bovendien veroorzaakt het, als het wordt ingenomen, irritatie van de maag. Een vergelijkbare actie wordt waargenomen in ogen die zijn blootgesteld aan ammoniumcarbonaat.

Inademing van zoutontbindingsgassen kan de neus, keel en longen irriteren, waardoor hoesten en ademnood worden veroorzaakt.

Acute blootstelling van vastende honden aan ammoniumcarbonaat in een dosis van 40 mg / kg, veroorzaakt braken en diarree. De hoogste doses ammoniumcarbonaat (200 mg / kg gewicht) zijn meestal dodelijk. Een hartschade wordt aangegeven als de doodsoorzaak.

Als het wordt verwarmd tot zeer hoge temperaturen en in een lucht verrijkt met zuurstof, verspreidt het giftige NO-gassen.₂.

referenties

1. PubChem. (2018). Ammoniumcarbonaat. Opgeroepen op 25 maart 2018, van PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
2. Organische chemieportaal. ((2009-2018)). Reactie van Bucherer-Bergs. Opgehaald op 25 maart 2018, van Organic Chemistry Portal: www.organic-chemistry.org
3. Kiyama, Ryo; Yanagimoto, Takao (1951) Chemische reacties onder zeer hoge druk: ureumsynthese uit vast ammoniumcarbonaat. The Review of Physical Chemistry of Japan, 21: 32-40
4. Fortes, A. D., Wood, I. G., Alfe, D. Hernandez, E. R., Gutmann, M.J., en Sparkes, H. A. (2014). Structuur, waterstofbinding en thermische uitzetting van ammoniumcarbonaat monohydraat. Acta Crystallographica Sectie B, Structural Science, Crystal Engineering and Materials, 70(Pt6), 948-962.
5. Wikipedia. (2018). Ammoniumcarbonaat. Opgehaald op 25 maart 2018, op Wikipedia: en.wikipedia.org
6. The Chemical Company. (2018). The Chemical Company. Opgeruimd op 25 maart 2018 van The Chemical Company: thechemco.com