Karbamát amonný - Ammonium carbamate - Wikipedia

Karbamát amonný
Karbamát amonný 2-d.gif
Jména
Ostatní jména
amidokarbonát amonný, amidodioxidokarbonát amonný, amoniumformát amonný, amonná sůl kyseliny karbamové, monoamonná sůl kyseliny karbamové[1]
Identifikátory
3D model (JSmol )
ChemSpider
Informační karta ECHA100.012.896 Upravte to na Wikidata
Číslo ES
  • 214-185-2
14637 (G)
Číslo RTECS
  • EY8575000
UNII
UN číslo9083
Vlastnosti
CH6N2Ó2
Molární hmotnost78.071 g · mol−1
VzhledBezbarvé, kosočtverečné krystaly
Hustota1,38 g / cm3 (20 ° C)
Bod tání 60 ° C (140 ° F; 333 K) se rozkládá
Je snadno rozpustný ve vodě
RozpustnostRozpustný v ethanolu, methanolu, kapalném amoniaku, formamidu[2][3]
log P-0,47 v oktanolu / vodě
Tlak páry492 mmHg (51 ° C)
Termochemie
-642,5 kJ / mol
Nebezpečí
Hlavní nebezpečíZdraví škodlivý při požití, škodlivý pro vodní organismy, škodlivý při vdechování, podráždění dýchacích cest, podráždění kůže, podráždění očí
Bezpečnostní listExterní bezpečnostní list
Piktogramy GHSGHS07: Zdraví škodlivý
Signální slovo GHSVarování
NFPA 704 (ohnivý diamant)
Bod vzplanutí 105,6 ° C (222,1 ° F; 378,8 K)
Smrtelná dávka nebo koncentrace (LD, LC):
1 470 mg / kg u potkanů
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
Reference Infoboxu

Karbamát amonný je anorganická sloučenina se vzorcem NH4[H2Poddůstojník2] skládající se z amonný NH+
4 a karbamát H
2Poddůstojník−
2. Je to bílá pevná látka, která je extrémně rozpustná ve vodě, méně v alkoholu. Karbamát amonný může vznikat reakcí amoniak s oxid uhličitý, a bude se za běžných teplot a tlaků na tyto plyny pomalu rozkládat. Je prostředníkem v průmyslové syntéze močovina, důležitý hnojivo.

Vlastnosti

Rovnováha tuhých plynů

V uzavřené nádobě je pevný karbamát amonný v rovnováze s oxidem uhličitým a amoniakem [4][5][6]

NH2CO2NH4 ⇌ 2NH3 + CO2

Nižší teploty posouvají rovnováhu směrem ke karbamátu.

Při vyšších teplotách karbamát amonný kondenzuje na močovinu:

NH2CO2NH4 → (H
2N)
2C = O + H
2Ó

Tato reakce byla poprvé objevena v roce 1870 Bassarov, zahříváním karbamátu amonného v uzavřených skleněných tubách při teplotách v rozmezí od 130 do 140 ° C.[5]

Rovnováha ve vodě

Při běžných teplotách a tlacích existuje karbamát amonný ve vodných roztocích jako rovnováha s amoniakem a oxidem uhličitým a anionty hydrogenuhličitan HCO−
3 a CO3,[7][5][8] Roztoky uhličitanu nebo hydrogenuhličitanu amonného budou ve skutečnosti obsahovat také některé karbamátové anionty.

H
2NCOO−
 + 2 H
2Ó ⇌ NH+
4 + HCO−
3 + HO−
2 H
2NCOO−
 + 2 H
2Ó ⇌ 2 NH+
4 + CO2−
3

Struktura

Struktura pevného karbamátu amonného byla potvrzena rentgenovou krystalografií. Kyslíková centra tvoří vodíkové vazby na amonný kation.[9]

Přirozený výskyt

Karbamát amonný hraje při tvorbě klíčovou roli karbamoyl fosfát, což je nezbytné pro oba močovina cyklus a výroba pyrimidiny. V této enzymem katalyzované reakci se ATP a karbamát amonný přemění na ADP a karbamoylfosfát:[10][11]

ATP + NH2CO2NH4 → ADP + H2NC (O) OPO32−

Příprava

Z tekutého amoniaku a suchého ledu

Karbamát amonný se připravuje přímou reakcí mezi kapalným amoniakem a suchým ledem (pevný oxid uhličitý):[4]

2 NH3 + CO2 → H2NCOONH4

Připravuje se také reakcí dvou plynů při vysoké teplotě (450–500 K. ) a vysoký tlak (150–250 bar ).[12]

Z plynného amoniaku a oxidu uhličitého

Karbamát amonný lze také získat probubláváním plynu CO
2 a NH
3 v bezvodém stavu ethanol, 1-propanol nebo DMF při okolním tlaku a 0 ° C. Karbamát se vysráží a lze jej oddělit jednoduchou filtrací a kapalinu obsahující nezreagovaný amoniak lze vrátit do reaktoru. Absence vody zabraňuje tvorbě hydrogenuhličitanu a uhličitanu a neztrácí se žádný amoniak.[12]

Použití

Syntéza močoviny

Karbamát amonný je meziproduktem průmyslové výroby močovina Typický průmyslový závod na výrobu močoviny může produkovat až 1 500 tun denně. v tomto reaktoru a poté může být dehydratován na močovinu podle následující rovnice:[12]

NH2CO2NH4 → NH2CONH2 + H2Ó

Formulace pesticidů

Karbamát amonný byl také schválen Agenturou pro ochranu životního prostředí jako inertní složka přítomná ve formulacích pesticidů fosforečnanu hlinitého. Tento pesticid se běžně používá k hubení hmyzu a hlodavců v oblastech, kde jsou skladovány zemědělské produkty. Důvodem pro použití karbamátu amonného jako přísady je snížení hořlavosti fosfinu uvolněním amoniaku a oxidu uhličitého ke zředění vodíku fosfinu vzniklého hydrolýzou.[13]

Laboratoř

Karbamát amonný lze použít jako dobré amonizační činidlo, i když zdaleka ne tak silné jako samotný amoniak. Například je to účinné činidlo pro přípravu různých substituovaných β-amino-a, β-nenasycených esterů. Reakce může být provedena v methanolu při teplotě místnosti a může být izolována v nepřítomnosti vody, ve vysoké čistotě a výtěžku.[14]

Příprava kovových karbamátů

Karbamát amonný může být výchozím činidlem pro výrobu solí jiných kationtů. Například reakcí s pevnou látkou chlorid draselný KCl v kapalném amoniaku lze získat karbamát draselný K.+
(NH
2)VRKAT−
.[2] Karbamáty jiných kovů, jako např vápník, lze vyrobit reakcí karbamátu amonného s vhodnou solí požadovaného kationtu v bezvodém rozpouštědle, jako je methanol, ethanol nebo formamid, a to i při pokojové teplotě.[3]

Reference

  1. ^ „Karbamát amonný“ Citováno 12. října 2012.
  2. ^ A b Carl Theodor Thorssell a August Kristensson (1935): "Způsob výroby karbamátu draselného ". Patent USA 2002681, US31484228A
  3. ^ A b Erns Kuss a Emil Germann (1935): "Výroba kovových karbamátů ". Patent USA US2023890A
  4. ^ A b Brooks, L. A .; Audrieta, L. F .; Bluestone, H .; Jofinsox, W. C. (1946). Karbamát amonný. Inorg. Synth. Anorganické syntézy. 2. str. 85–86. doi:10.1002 / 9780470132333.ch23. ISBN  9780470132333.
  5. ^ A b C Clark, K. G .; Gaddy, V. L .; Rist, C. E. (1933). „Rovnováhy v systému amoniumkarbamát-močovina-voda“. Ind. Eng. Chem. 25 (10): 1092–1096. doi:10.1021 / ie50286a008.
  6. ^ R. N. Bennett, P. D. Ritchie, D. Roxburgh a J. Thomson (1953): „Systém amoniak + oxid uhličitý + karbamát amonný. Část I. - Rovnováha tepelné disociace karbamátu amonného“. Transakce Faradayovy společnosti, svazek 49, strany 925-929. doi:10.1039 / TF9534900925
  7. ^ George H. Burrows a Gilbert N. Lewis (1912): „Rovnováha mezi uhličitanem amonným a karbamátem amonným ve vodném roztoku při 25 ° C“. Journal of the American Chemical Society, svazek 34, číslo 8, strany 993-995. doi:10.1021 / ja02209a003
  8. ^ Fabrizio Mani, Maurizio Peruzzini a Piero Stoppioni (2006): „Absorpce CO2 ve vodném prostředí NH
    3     řešení: speciace karbamátu, hydrogenuhličitanu a uhličitanu amonného pomocí 13C NMR studie ". Zelená chemie, svazek 8, číslo 11, strany 995-1000. doi:10.1039 / B602051H
  9. ^ J. M. Adams; R. W. H. Small (1973). „Krystalová struktura karbamátu amonného“. Acta Crystallogr. B29 (11): 2317–2319. doi:10.1107 / S056774087300662X.
  10. ^ Goldberg, R. N. Zdánlivá rovnovážná konstanta pro enzymem katalyzované reakce (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics, 7–19. Citováno z https://www.nist.gov/manuscript-publication-search.cfm?pub_id=900943
  11. ^ Fosforové sloučeniny: Pokroky ve výzkumu a aplikaci: Vydání 2011
  12. ^ A b C Barzagli, F .; Mani, F .; Peruzzini, M. (2011). „Od skleníkových plynů po suroviny: tvorba karbamátu amonného z CO2 a NH3 v organických rozpouštědlech a jeho katalytická přeměna na močovinu za mírných podmínek ". Zelená chemie. 13 (5): 1267–1274. doi:10.1039 / C0GC00674B.
  13. ^ Agentura pro ochranu životního prostředí Spojených států. (2006). Inertní přehodnocení - karbamát amonný [Datový soubor]. Citováno z http://www.epa.gov/opprd001/inerts/carbamate.pdf
  14. ^ Mladen Litvić, Mirela Filipan, Ivan Pogorelić a Ivica Cepanec (2005): „Karbamát amonný; mírný, selektivní a účinný zdroj amoniaku pro přípravu β-amino-α, β-nenasycených esterů při pokojové teplotě“. Zelená chemie, svazek 7, číslo 11, strany 771-774. doi:10.1039 / B510276F