- Physikalische und chemische Eigenschaften
- Chemische Struktur
- Strukturelle Kuriositäten
- Anwendungen
- Risiken
- Verweise
Das Ammoniumcarbonat ist ein anorganischer Salzstickstoff, speziell Ammoniak, die chemische Formel (NH 4 ) 2 CO 3 . Es wird durch Syntheseverfahren hergestellt, bei denen die Sublimation eines Gemisches aus Ammoniumsulfat und Calciumcarbonat auffällt : (NH 4 ) 2 SO 4 (s) + CaCO 3 (s) => (NH 4 ) 2 CO 3 (s) + CaSO 4 (s).
Im Allgemeinen werden die Ammonium- und Calciumcarbonatsalze in einem Gefäß erhitzt, um das Ammoniumcarbonat herzustellen. Das industrielle Verfahren, bei dem Tonnen dieses Salzes hergestellt werden, besteht darin, Kohlendioxid durch eine Absorptionskolonne zu leiten, die eine Lösung von Ammonium in Wasser enthält, und anschließend zu destillieren.
Ammoniak, Kohlendioxid und Wasser enthaltende Dämpfe kondensieren unter Bildung von Ammoniumcarbonatkristallen: 2NH 3 (g) + H 2 O (l) + CO 2 (g) → (NH 4 ) 2 CO 3 (s) ). Bei der Reaktion entsteht nach dem Auflösen von Kohlendioxid in Wasser Kohlensäure, H 2 CO 3 , und diese Säure gibt ihre beiden Protonen H + an zwei Ammoniakmoleküle ab.
Physikalische und chemische Eigenschaften
Es ist ein weißer, kristalliner, farbloser Feststoff mit starken Ammoniakgerüchen und -aromen. Es schmilzt bei 58 ° C und zerfällt in Ammoniak, Wasser und Kohlendioxid: genau die vorherige chemische Gleichung, jedoch in entgegengesetzter Richtung.
Diese Zersetzung erfolgt jedoch in zwei Schritten: Zuerst wird ein Molekül NH 3 freigesetzt , das Ammoniumbicarbonat (NH 4 HCO 3 ) erzeugt; und zweitens, wenn das Erhitzen fortgesetzt wird, ist das Carbonat unverhältnismäßig und setzt noch mehr gasförmiges Ammoniak frei.
Es ist ein Feststoff, der in Wasser sehr gut und in Alkoholen weniger löslich ist. Es bildet Wasserstoffbrücken mit Wasser, und wenn 5 g in 100 g Wasser gelöst werden, entsteht eine basische Lösung mit einem pH-Wert um 8,6.
Aufgrund seiner hohen Affinität zu Wasser ist es ein hygroskopischer Feststoff (nimmt Feuchtigkeit auf), weshalb es schwierig ist, ihn in seiner wasserfreien Form zu finden. Tatsächlich ist seine monohydratisierte Form (NH 4 ) 2 CO 3 · H 2 O) die häufigste von allen und erklärt, wie Salz Ammoniakgas transportiert, das Geruch verursacht.
In Luft zersetzt es sich unter Bildung von Ammoniumbicarbonat und Ammoniumcarbonat (NH 4 NH 2 CO 2 ).
Chemische Struktur
Das obere Bild zeigt die chemische Struktur von Ammoniumcarbonat. In der Mitte befindet sich das Anion CO 3 2– , das flache Dreieck mit schwarzer Mitte und roten Kugeln; und auf seinen beiden Seiten die NH 4 + -Ammoniumkationen mit tetraedrischen Geometrien.
Die Geometrie des Ammoniumions wird durch die sp 3 -Hybridisierung des Stickstoffatoms erklärt, wobei die Wasserstoffatome (die weißen Kugeln) in Form eines Tetraeders um dieses herum angeordnet werden. Unter den drei Ionen werden Wechselwirkungen durch Wasserstoffbrücken (H 3 N- H -O-CO 2 2– ) hergestellt.
Dank seiner Geometrie kann ein einzelnes CO 3 2 -Anion bis zu drei Wasserstoffbrückenbindungen bilden. während NH 4 + -Kationen aufgrund elektrostatischer Abstoßungen zwischen ihren positiven Ladungen möglicherweise nicht in der Lage sind, ihre entsprechenden vier Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden.
Das Ergebnis all dieser Wechselwirkungen ist die Kristallisation eines orthorhombischen Systems. Warum ist es so hygroskopisch und wasserlöslich? Die Antwort ist im selben Absatz oben: Wasserstoffbrückenbindungen.
Diese Wechselwirkungen sind für die schnelle Absorption von Wasser aus dem wasserfreien Salz unter Bildung von (NH 4 ) 2 CO 3 · H 2 O) verantwortlich. Dies führt zu Änderungen in der räumlichen Anordnung der Ionen und folglich in der Kristallstruktur.
Strukturelle Kuriositäten
So einfach wie (NH 4 ) 2 CO 3 aussieht , es ist so empfindlich gegenüber unzähligen Transformationen, dass seine Struktur ein Rätsel ist, das der wahren Zusammensetzung des Feststoffs unterliegt. Diese Struktur variiert auch in Abhängigkeit von den Drücken, die die Kristalle beeinflussen.
Einige Autoren haben herausgefunden, dass Ionen als wasserstoffgebundene koplanare Ketten angeordnet sind (dh eine Kette mit einer Sequenz NH 4 + -CO 3 2– -…), in der Wassermoleküle wahrscheinlich als Linker zu anderen dienen. Ketten.
Wie sind diese Kristalle im Weltraum oder unter interstellaren Bedingungen, wenn sie den Erdhimmel überschreiten? Wie setzen sie sich hinsichtlich der Stabilität der Carbonatspezies zusammen? Es gibt Studien, die die große Stabilität dieser Kristalle bestätigen, die in planetaren Eismassen und Kometen gefangen sind.
Dadurch können sie als Kohlenstoff-, Stickstoff- und Wasserstoffreserven fungieren, die unter Sonneneinstrahlung in organisches Material wie Aminosäuren umgewandelt werden können.
Mit anderen Worten, diese gefrorenen Ammoniakblöcke könnten Träger des "Rades sein, das die Maschinerie des Lebens startet" im Kosmos. Aus diesen Gründen wächst sein Interesse auf dem Gebiet der Astrobiologie und Biochemie.
Anwendungen
Es wird als Treibmittel verwendet, da es beim Erhitzen Kohlendioxid und Ammoniumgase erzeugt. Ammoniumcarbonat ist, wenn Sie so wollen, ein Vorläufer moderner Backpulver und kann zum Backen von Keksen und Fladenbroten verwendet werden.
Es wird jedoch nicht zum Backen von Kuchen empfohlen. Aufgrund der Dicke der Kuchen werden die Ammoniumgase im Inneren eingeschlossen und erzeugen einen unangenehmen Geschmack.
Es wird als Expektorans verwendet, dh es lindert Husten durch Entstauung der Bronchien. Es hat eine fungizide Wirkung und wird aus diesem Grund in der Landwirtschaft eingesetzt. Es ist auch ein Regulator des Säuregehalts in Lebensmitteln und wird bei der organischen Synthese von Harnstoff unter Hochdruckbedingungen und von Hydantoinen verwendet.
Risiken
Ammoniumcarbonat ist hochgiftig. Erzeugt beim Menschen bei Kontakt eine akute Reizung der Mundhöhle.
Darüber hinaus verursacht es bei Einnahme Magenreizungen. Eine ähnliche Wirkung wird bei Augen beobachtet, die Ammoniumcarbonat ausgesetzt sind.
Das Einatmen der Gase aus der Zersetzung von Salz kann Nase, Rachen und Lunge reizen und Husten und Atemnot verursachen.
Akute Exposition von Nüchternhunden gegenüber Ammoniumcarbonat in einer Dosis von 40 mg / kg Körpergewicht führt zu Erbrechen und Durchfall. Höhere Dosen von Ammoniumcarbonat (200 mg / kg Körpergewicht) sind oft tödlich. Ein Herzschaden wird als Todesursache angegeben.
Bei Erwärmung auf sehr hohe Temperaturen und in sauerstoffangereicherter Luft werden giftige NO 2 -Gase freigesetzt .
Verweise
- PubChem. (2018). Ammoniumcarbonat. Abgerufen am 25. März 2018 von PubChem: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Organische Chemie Portal. ((2009-2018)). Bucherer-Bergs-Reaktion. Abgerufen am 25. März 2018 vom Organic Chemistry Portal: www.organic-chemistry.org
- Kiyama, Ryo; Yanagimoto, Takao (1951) Chemische Reaktionen unter ultrahohem Druck: Harnstoffsynthese aus festem Ammoniumcarbonat. The Review of Physical Chemistry of Japan, 21: 32-40
- Fortes, AD, Wood, IG, Alfè, D., Hernández, ER, Gutmann, MJ & Sparkes, HA (2014). Struktur, Wasserstoffbrückenbindung und Wärmeausdehnung von Ammoniumcarbonatmonohydrat. Acta Crystallographica Sektion B, Strukturwissenschaften, Kristalltechnik und Werkstoffe, 70 (Pt6), 948–962.
- Wikipedia. (2018). Ammoniumcarbonat. Abgerufen am 25. März 2018 von Wikipedia: en.wikipedia.org
- The Chemical Company. (2018). The Chemical Company. Abgerufen am 25. März 2018 von The Chemical Company: thechemco.com