Amonija oksalāta struktūra, īpašības un izmantošanas veidi



The amonija oksalāts ir amonija un skābeņskābes sāls, kuru attiecība ir 2: 1. To iegūst no neitralizācijas reakcijas ūdenī ar skābeņskābi, H2C2O4, ar amonija karbonātu vai amonija hidroksīdu. Pirmajā gadījumā tiek ražots CO2 sekundārā formā.

Tās molekulārā formula ir C2H8N2O4, bet tas parasti ir rakstīts kā (NH4)2C2O4. Tā tiek ražota bioloģiski mugurkaulniekiem, sākot ar glikoksilskābes vai askorbīnskābes metabolismu..

Amonija oksalāts var būt dažu veidu nierakmeņos, lai gan lielāks nieru oksalāta akmeņu īpatsvars ir apvienots ar kalciju, veidojot kalcija oksalātu..

To nevar metabolizēt cilvēka organismā, bet tā var uzsūkties zarnās un izdalās izkārnījumos. To var izvadīt arī no cilvēka ķermeņa ar urīnu.

Dabā tas ir atrodams oksammīta rūdā, ko uzskata par retu un retu minerālu. Turklāt tas atrodas gvano: jūras putnu, sikspārņu un roņu izkārnījumu produkts ļoti sausā vidē. Gvano, pateicoties tā bagātīgajam slāpeklim, ir izmantots kā augu mēslojums un fungicīds.

Indekss

  • 1 Ķīmiskā struktūra
  • 2 Fizikālās un ķīmiskās īpašības
    • 2.1. Fiziskais izskats
    • 2.2 Molekulārā formula
    • 2.3 Bezūdens molekulmasa
    • 2.4. Kušanas punkts
    • 2.5 Viršanas punkts
    • 2.6 Šķīdība ūdenī
    • 2.7. Šķīdība organiskos šķīdinātājos
    • 2.8 Blīvums
    • 2.9 Tvaika spiediens
    • 2,10 pH
    • 2.11 Sadalīšanās
  • 3 Lietojumi
    • 3.1 Rūpniecība
    • 3.2 Wintrobe reaģents
    • 3.3. Bioloģiskā un analītiskā
  • 4 Riski tās lietošanā
  • 5 Atsauces 

Ķīmiskā struktūra

Amonija oksalātu veidojošo jonu struktūras ir attēlotas iepriekš attēlā. Lai gan tas nav novērtēts, NH4+ sastāv no tetrahedrona, bet C2O42- Tam piemīt plakana struktūra, pateicoties spibridizācijai2 visu tās oglekļa atomu.

Tās ķīmiskā formula (NH4)2C2O4, norāda, ka jābūt diviem NH4+ elektrostatiski mijiedarbojas ar C2O42-; tas ir, divi tetrahedroni ap plakni.

Papildus jonu saitei joni spēj veidot vairākas ūdeņraža saites; NH4+ donuts un C2O42- viņš tos pieņem (caur saviem četriem oksīdiem).

Tā kā pastāv liela iespēja, ka molekula veido arī ūdeņraža saiknes ar vienu no joniem, tā ir interkalēta, izraisot (NH4)2C2O4∙ H2O.

Kristāli sastāv no miljoniem jonu un vienības šūnu, kurās ir sasniegts 2NH koeficients4/ 1C2O4 tikko nosaukts.

Tā kā tas ir, (NH4)2C2O4∙ H2Vai tiek veidots ortorombisks kristāla izkārtojums, kur ūdeņraža tiltiem ir būtiska nozīme to fizikālajās īpašībās.

Novērojot kristālisko struktūru no frontālās plaknes, NH4+ veidot fāzi, bet C2O42- un H2Vai veidojiet citu posmu; tetrahedras rindas, kas atdalītas ar plaknēm un leņķiskām molekulām (ūdeni).

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Fiziskais izskats

Cieta balta.

Molekulārā formula

C2H8N2O4

Bezūdens molekulmasa

124,096 g / mol.

Kušanas punkts

70 ° C (158 ° F), kā tas parādās Vikipēdijā. Tomēr Chemspider un Softschools norāda uz kušanas punktu no 131 līdz 135 ° C.

Kamēr Pubchem ir norādīts, ka savienojuma sadalīšanās notiek 70 ° C temperatūrā, padarot neiespējamu, ka kušanas temperatūra ir augstāka par šo temperatūru.

Viršanas punkts

Nav noteikts pēc savienojuma sadalīšanās.

Šķīdība ūdenī

5,1 g / 100 ml ūdens 20 ° C temperatūrā. Amonija oksalāts tiek lēni izšķīdināts ūdenī, un parasti tajā nonāk.

Šķīdība organiskos šķīdinātājos

Nedaudz šķīst alkoholos un nešķīst amonjakā.

Blīvums

1,5 g / cm3 pie 65,3 ° F.

Tvaika spiediens

0 mmHg pie 20 ° C.

pH

No 6 līdz 7 ar 4% šķīdumu 25 ° C temperatūrā.

Sadalīšanās

Ja tas ir pakļauts augstām temperatūrām, tas sadalās, emitējot toksisku un kodīgu dūmu, kas ietver amonija un slāpekļa oksīdus.

Lietojumi

Rūpnieciskais

-To izmanto sprāgstvielu ražošanā

-Tas kalpo kā elektrolītiska dzelzs iztvaikošana

-Tas ļauj pulēt metāla virsmu.

Nesen pektīni ir ekstrahēti ar amonija oksalātu, lai ražotu pārtikas želeju

Wintrobe reaģents

To lieto kombinācijā ar kālija oksalātu, veidojot Wintrobe reaģentu, ko izmanto kā antikoagulantu..

Reaģents ir 1,2 g amonija oksalāta maisījums ar 0,8 g kālija oksalāta un 0,5 ml formaldehīda, 100 ml ar ūdeni..

Bioloģiskā un analītiskā

-Amonija sāls palielina eritrocītu daudzumu, bet kālija sāls to samazina. Tāpēc tiek kompensēta to ietekme uz eritrocītiem, garantējot tiem morfoloģisko integritāti. Šī sistēma iedarbojas uz antikoagulantu, izdalot kalcija jonu.

-Amonija oksalātu izmanto kā analītisku reaģentu un reducējošu līdzekli, ko izmanto, lai noteiktu kalcija un svina koncentrāciju plazmā. Turklāt amonija oksalātu izmanto kā disperģējošu līdzekli trombocītu virsmas mijiedarbības pētīšanā.

-Tā arī integrē pH bufera sistēmu.

Riski tās lietošanā

-Tieša saskare ar ādu un acīm var izraisīt kairinājumu un apdegumus. Tāpat ilgstoša vai atkārtota ādas saskare ar savienojumu var izraisīt tādas parādības kā izsitumi, sausums un apsārtums..

-Ieelpošana var kairināt degunu, rīkles un plaušas. Atkārtota iedarbība var izraisīt bronhītu ar klepu, flegmu un elpas trūkumu.

-Liela šīs sāls iedarbība var izraisīt galvassāpes, reiboni, sliktu dūšu, vemšanu, krampjus, komu un pat nāvi..

-Norīšana vai pārmērīga ieelpošana izraisa sistēmisku saindēšanos. Iespējamie simptomi ir sāpes rīklē, barības vadā un kuņģī. Gļotādas membrānas kļūst baltas, ir smaga caureja, vājš pulss, sirds un asinsvadu un neiromuskulārais sabrukums. Turklāt tas var ietekmēt nieru darbību un kalcija līdzsvaru.

-Kalcijs ir iesaistīts daudzos procesos, kas notiek dzīvās būtnēs, tai skaitā: veicinot muskuļu kontrakciju, gan gludos, gan rievotos muskuļos; iejaucas neiromuskulārās transmisijas sinapsēs; tas ir būtiski vairākos koagulācijas kaskādes posmos; regulē caurlaidību un jonu vadītspēju membrānās utt..

Tāpēc, atdalot amonija oksalātu ar kalcija jonu, tiek veiktas būtiskas dzīves funkcijas.

Atsauces

  1. Vikipēdija. (2018). Amonija oksalāts. Saturs iegūts no: en.wikipedia.org
  2. Amonija oksalāta monohidrāta kristālu augšana un raksturojums. [PDF] Saturs iegūts no: shodhganga.inflibnet.ac.in
  3. Qiao Y., Wang K., Yuan H. un Yang K. (2015). Negatīva lineāra saspiežamība organiskā minerālūdeņu oksonāta monohidrāta ar ūdeņraža saistīšanas vīna plaukta motīviem. Journal of Physical Chemistry Letters 6 (14): 2755-60
  4. PubChem. (2018). Amonija oksalāts. Saturs iegūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Karaliskā ķīmijas biedrība. (2015). Amonija oksalāts. ChemSpider Saturs iegūts no: chemspider.com
  6. Softschools. (2018). Normāluma formula. Saturs iegūts no: softschools.com
  7. Winkler (s.f.). Ķīmiskās drošības lapa: Amonija oksalāta 1-hidrāts. Saturs iegūts no: iio.ens.uabc.mx
  8. NJ Health (s.f.). Amonija oksalāts. [PDF] Saturs iegūts no: nj.gov