Как пишется уксусная кислота

«Acetic» redirects here. Not to be confused with Ascetic.

Acetic acid

Names
Preferred IUPAC name Acetic acid[3]
Systematic IUPAC name Ethanoic acid
Other names Vinegar (when dilute); Hydrogen acetate; Methanecarboxylic acid[1][2]
Identifiers
CAS Number	64-19-7
3D model (JSmol)	Interactive image
3DMet	B00009
Abbreviations	AcOH
Beilstein Reference	506007
ChEBI	CHEBI:15366
ChEMBL	ChEMBL539
ChemSpider	171
DrugBank	DB03166
ECHA InfoCard	100.000.528
EC Number	200-580-7
E number	E260 (preservatives)
Gmelin Reference	1380
IUPHAR/BPS	1058
KEGG	C00033 D00010
MeSH	Acetic+acid
PubChem CID	176
RTECS number	AF1225000
UNII	Q40Q9N063P
UN number	2789
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5024394
InChI InChI=1S/C2H4O2/c1-2(3)4/h1H3,(H,3,4)  Key: QTBSBXVTEAMEQO-UHFFFAOYSA-N
SMILES CC(O)=O
Properties
Chemical formula	CH3COOH
Molar mass	60.052 g·mol−1
Appearance	Colourless liquid
Odor	Heavily vinegar-like
Density	1.049 g/cm3 (liquid); 1.27 g/cm3 (solid)
Melting point	16 to 17 °C; 61 to 62 °F; 289 to 290 K
Boiling point	118 to 119 °C; 244 to 246 °F; 391 to 392 K
Solubility in water	Miscible
log P	-0.28[4]
Vapor pressure	11.6 mmHg (20 °C)[5]
Acidity (pKa)	4.756
Conjugate base	Acetate
Magnetic susceptibility (χ)	-31.54·10−6 cm3/mol
Refractive index (nD)	1.371 (VD = 18.19)
Viscosity	1.22 mPa s
Dipole moment	1.74 D
Thermochemistry
Heat capacity (C)	123.1 J K−1 mol−1
Std molar entropy (S⦵298)	158.0 J K−1 mol−1
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	-483.88–483.16 kJ/mol
Std enthalpy of combustion (ΔcH⦵298)	-875.50–874.82 kJ/mol
Pharmacology
ATC code	G01AD02 (WHO) S02AA10 (WHO)
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H226, H314
Precautionary statements	P280, P305+P351+P338, P310
NFPA 704 (fire diamond)	3 2 0
Flash point	40 °C (104 °F; 313 K)
Autoignition temperature	427 °C (801 °F; 700 K)
Explosive limits	4–16%
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LD50 (median dose)	3.31 g kg−1, oral (rat)
LC50 (median concentration)	5620 ppm (mouse, 1 hr) 16000 ppm (rat, 4 hr)[7]
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 10 ppm (25 mg/m3)[6]
REL (Recommended)	TWA 10 ppm (25 mg/m3) ST 15 ppm (37 mg/m3)[6]
IDLH (Immediate danger)	50 ppm[6]
Related compounds
Related carboxylic acids	Formic acid Propionic acid
Related compounds	Acetaldehyde Acetamide Acetic anhydride Chloroacetic acid Acetyl chloride Glycolic acid Ethyl acetate Potassium acetate Sodium acetate Thioacetic acid
Supplementary data page
Acetic acid (data page)
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Acetic acid , systematically named ethanoic acid , is an acidic, colourless liquid and organic compound with the chemical formula CH₃COOH (also written as CH₃CO₂H, C₂H₄O₂, or HC₂H₃O₂). Vinegar is at least 4% acetic acid by volume, making acetic acid the main component of vinegar apart from water and other trace elements.

Acetic acid is the second simplest carboxylic acid (after formic acid). It is an important chemical reagent and industrial chemical, used primarily in the production of cellulose acetate for photographic film, polyvinyl acetate for wood glue, and synthetic fibres and fabrics. In households, diluted acetic acid is often used in descaling agents. In the food industry, acetic acid is controlled by the food additive code E260 as an acidity regulator and as a condiment. In biochemistry, the acetyl group, derived from acetic acid, is fundamental to all forms of life. When bound to coenzyme A, it is central to the metabolism of carbohydrates and fats.

The global demand for acetic acid is about 6.5 million metric tons per year (t/a), of which approximately 1.5 t/a is met by recycling; the remainder is manufactured from methanol.^[8] Vinegar is mostly dilute acetic acid, often produced by fermentation and subsequent oxidation of ethanol.

Nomenclature[edit]

The trivial name «acetic acid» is the most commonly used and preferred IUPAC name. The systematic name «ethanoic acid», a valid IUPAC name, is constructed according to the substitutive nomenclature.^[9] The name «acetic acid» derives from «acetum», the Latin word for vinegar, and is related to the word «acid» itself.

«Glacial acetic acid» is a name for water-free (anhydrous) acetic acid. Similar to the German name «Eisessig» («ice vinegar»), the name comes from the ice-like crystals that form slightly below room temperature at 16.6 °C (61.9 °F) (the presence of 0.1% water lowers its melting point by 0.2 °C).^[10]

A common symbol for acetic acid is AcOH, where Ac is the pseudoelement symbol representing the acetyl group CH₃−C(=O)−; the conjugate base, acetate (CH₃COO⁻), is thus represented as AcO⁻.^[11] (The symbol Ac for the acetyl functional group is not to be confused with the symbol Ac for the element actinium; the context prevents confusion among organic chemists). To better reflect its structure, acetic acid is often written as CH₃−C(O)OH, CH₃−C(=O)OH, CH₃COOH, and CH₃CO₂H. In the context of acid–base reactions, the abbreviation HAc is sometimes used,^[12] where Ac in this case is a symbol for acetate (rather than acetyl). Acetate is the ion resulting from loss of H⁺ from acetic acid. The name «acetate» can also refer to a salt containing this anion, or an ester of acetic acid.^[13]

Properties[edit]

Acidity[edit]

The hydrogen centre in the carboxyl group (−COOH) in carboxylic acids such as acetic acid can separate from the molecule by ionization:

CH₃COOH ⇌ CH₃CO−2 + H⁺

Because of this release of the proton (H⁺), acetic acid has acidic character. Acetic acid is a weak monoprotic acid. In aqueous solution, it has a pK_a value of 4.76.^[14] Its conjugate base is acetate (CH₃COO⁻). A 1.0 M solution (about the concentration of domestic vinegar) has a pH of 2.4, indicating that merely 0.4% of the acetic acid molecules are dissociated.^[a] However, in very dilute (< 10⁻⁶ M) solution acetic acid is >90% dissociated.

Structure[edit]

In solid acetic acid, the molecules form chains, individual molecules being interconnected by hydrogen bonds.^[15] In the vapour at 120 °C (248 °F), dimers can be detected. Dimers also occur in the liquid phase in dilute solutions in non-hydrogen-bonding solvents, and a certain extent in pure acetic acid,^[16] but are disrupted by hydrogen-bonding solvents. The dissociation enthalpy of the dimer is estimated at 65.0–66.0 kJ/mol, and the dissociation entropy at 154–157 J mol⁻¹ K⁻¹.^[17] Other carboxylic acids engage in similar intermolecular hydrogen bonding interactions.^[18]

Solvent properties[edit]

Liquid acetic acid is a hydrophilic (polar) protic solvent, similar to ethanol and water. With a relative static permittivity (dielectric constant) of 6.2, it dissolves not only polar compounds such as inorganic salts and sugars, but also non-polar compounds such as oils as well as polar solutes. It is miscible with polar and non-polar solvents such as water, chloroform, and hexane. With higher alkanes (starting with octane), acetic acid is not miscible at all compositions, and solubility of acetic acid in alkanes declines with longer n-alkanes.^[19] The solvent and miscibility properties of acetic acid make it a useful industrial chemical, for example, as a solvent in the production of dimethyl terephthalate.^[8]

Biochemistry[edit]

At physiological pHs, acetic acid is usually fully ionised to acetate.

The acetyl group, formally derived from acetic acid, is fundamental to all forms of life. When bound to coenzyme A, it is central to the metabolism of carbohydrates and fats. Unlike longer-chain carboxylic acids (the fatty acids), acetic acid does not occur in natural triglycerides. However, the artificial triglyceride triacetin (glycerine triacetate) is a common food additive and is found in cosmetics and topical medicines.^[20]

Acetic acid is produced and excreted by acetic acid bacteria, notably the genus Acetobacter and Clostridium acetobutylicum. These bacteria are found universally in foodstuffs, water, and soil, and acetic acid is produced naturally as fruits and other foods spoil. Acetic acid is also a component of the vaginal lubrication of humans and other primates, where it appears to serve as a mild antibacterial agent.^[21]

Production[edit]

Acetic acid is produced industrially both synthetically and by bacterial fermentation. About 75% of acetic acid made for use in the chemical industry is made by the carbonylation of methanol, explained below.^[8] The biological route accounts for only about 10% of world production, but it remains important for the production of vinegar because many food purity laws require vinegar used in foods to be of biological origin. Other processes are methyl formate isomerization, conversion of syngas to acetic acid, and gas phase oxidation of ethylene and ethanol.^[22]

Acetic acid can be purified via fractional freezing using an ice bath. The water and other impurities will remain liquid while the acetic acid will precipitate out. As of 2003–2005, total worldwide production of virgin acetic acid^[b] was estimated at 5 Mt/a (million tonnes per year), approximately half of which was produced in the United States. European production was approximately 1 Mt/a and declining, while Japanese production was 0.7 Mt/a. Another 1.5 Mt were recycled each year, bringing the total world market to 6.5 Mt/a.^[23][24] Since then the global production has increased to 10.7 Mt/a (in 2010), and further; however, a slowing in this increase in production is predicted.^[25] The two biggest producers of virgin acetic acid are Celanese and BP Chemicals. Other major producers include Millennium Chemicals, Sterling Chemicals, Samsung, Eastman, and Svensk Etanolkemi [sv].^[26]

Methanol carbonylation[edit]

Most acetic acid is produced by methanol carbonylation. In this process, methanol and carbon monoxide react to produce acetic acid according to the equation:

The process involves iodomethane as an intermediate, and occurs in three steps. A catalyst, metal carbonyl, is needed for the carbonylation (step 2).^[27]

1. CH₃OH + HI → CH₃I + H₂O
2. CH₃I + CO → CH₃COI
3. CH₃COI + H₂O → CH₃COOH + HI

Two related processes exist for the carbonylation of methanol: the rhodium-catalyzed Monsanto process, and the iridium-catalyzed Cativa process. The latter process is greener and more efficient^[28] and has largely supplanted the former process, often in the same production plants. Catalytic amounts of water are used in both processes, but the Cativa process requires less, so the water-gas shift reaction is suppressed, and fewer by-products are formed.

By altering the process conditions, acetic anhydride may also be produced on the same plant using the rhodium catalysts.^[29]

Acetaldehyde oxidation[edit]

Prior to the commercialization of the Monsanto process, most acetic acid was produced by oxidation of acetaldehyde. This remains the second-most-important manufacturing method, although it is usually not competitive with the carbonylation of methanol. The acetaldehyde can be produced by hydration of acetylene. This was the dominant technology in the early 1900s.^[30]

Light naphtha components are readily oxidized by oxygen or even air to give peroxides, which decompose to produce acetic acid according to the chemical equation, illustrated with butane:

2 C₄H₁₀ + 5 O₂ → 4 CH₃CO₂H + 2 H₂O

Such oxidations require metal catalyst, such as the naphthenate salts of manganese, cobalt, and chromium.

The typical reaction is conducted at temperatures and pressures designed to be as hot as possible while still keeping the butane a liquid. Typical reaction conditions are 150 °C (302 °F) and 55 atm.^[31] Side-products may also form, including butanone, ethyl acetate, formic acid, and propionic acid. These side-products are also commercially valuable, and the reaction conditions may be altered to produce more of them where needed. However, the separation of acetic acid from these by-products adds to the cost of the process.^[32]

Under similar conditions and using similar catalysts as are used for butane oxidation, the oxygen in air to produce acetic acid can oxidize acetaldehyde.^[32]

2 CH₃CHO + O₂ → 2 CH₃CO₂H

Using modern catalysts, this reaction can have an acetic acid yield greater than 95%. The major side-products are ethyl acetate, formic acid, and formaldehyde, all of which have lower boiling points than acetic acid and are readily separated by distillation.^[32]

Ethylene oxidation[edit]

Acetaldehyde may be prepared from ethylene via the Wacker process, and then oxidised as above.

In more recent times, chemical company Showa Denko, which opened an ethylene oxidation plant in Ōita, Japan, in 1997, commercialised a cheaper single-stage conversion of ethylene to acetic acid.^[33] The process is catalyzed by a palladium metal catalyst supported on a heteropoly acid such as silicotungstic acid. A similar process uses the same metal catalyst on silicotungstic acid and silica:^[34]

C₂H₄ + O₂ → CH₃CO₂H

It is thought to be competitive with methanol carbonylation for smaller plants (100–250 kt/a), depending on the local price of ethylene.
The approach will be based on utilizing a novel selective photocatalytic oxidation technology for the selective oxidation of ethylene and ethane to acetic acid. Unlike traditional oxidation catalysts, the selective oxidation process will use UV light to produce acetic acid at ambient temperatures and pressure.

Oxidative fermentation[edit]

For most of human history, acetic acid bacteria of the genus Acetobacter have made acetic acid, in the form of vinegar. Given sufficient oxygen, these bacteria can produce vinegar from a variety of alcoholic foodstuffs. Commonly used feeds include apple cider, wine, and fermented grain, malt, rice, or potato mashes. The overall chemical reaction facilitated by these bacteria is:

C₂H₅OH + O₂ → CH₃COOH + H₂O

A dilute alcohol solution inoculated with Acetobacter and kept in a warm, airy place will become vinegar over the course of a few months. Industrial vinegar-making methods accelerate this process by improving the supply of oxygen to the bacteria.^[35]

The first batches of vinegar produced by fermentation probably followed errors in the winemaking process. If must is fermented at too high a temperature, acetobacter will overwhelm the yeast naturally occurring on the grapes. As the demand for vinegar for culinary, medical, and sanitary purposes increased, vintners quickly learned to use other organic materials to produce vinegar in the hot summer months before the grapes were ripe and ready for processing into wine. This method was slow, however, and not always successful, as the vintners did not understand the process.^[36]

One of the first modern commercial processes was the «fast method» or «German method», first practised in Germany in 1823. In this process, fermentation takes place in a tower packed with wood shavings or charcoal. The alcohol-containing feed is trickled into the top of the tower, and fresh air supplied from the bottom by either natural or forced convection. The improved air supply in this process cut the time to prepare vinegar from months to weeks.^[37]

Nowadays, most vinegar is made in submerged tank culture, first described in 1949 by Otto Hromatka and Heinrich Ebner.^[38] In this method, alcohol is fermented to vinegar in a continuously stirred tank, and oxygen is supplied by bubbling air through the solution. Using modern applications of this method, vinegar of 15% acetic acid can be prepared in only 24 hours in batch process, even 20% in 60-hour fed-batch process.^[36]

Anaerobic fermentation[edit]

Species of anaerobic bacteria, including members of the genus Clostridium or Acetobacterium can convert sugars to acetic acid directly without creating ethanol as an intermediate. The overall chemical reaction conducted by these bacteria may be represented as:

C₆H₁₂O₆ → 3 CH₃COOH

These acetogenic bacteria produce acetic acid from one-carbon compounds, including methanol, carbon monoxide, or a mixture of carbon dioxide and hydrogen:

2 CO₂ + 4 H₂ → CH₃COOH + 2 H₂O

This ability of Clostridium to metabolize sugars directly, or to produce acetic acid from less costly inputs, suggests that these bacteria could produce acetic acid more efficiently than ethanol-oxidizers like Acetobacter. However, Clostridium bacteria are less acid-tolerant than Acetobacter. Even the most acid-tolerant Clostridium strains can produce vinegar in concentrations of only a few per cent, compared to Acetobacter strains that can produce vinegar in concentrations up to 20%. At present, it remains more cost-effective to produce vinegar using Acetobacter, rather than using Clostridium and concentrating it. As a result, although acetogenic bacteria have been known since 1940, their industrial use is confined to a few niche applications.^[39]

Uses[edit]

Acetic acid is a chemical reagent for the production of chemical compounds. The largest single use of acetic acid is in the production of vinyl acetate monomer, closely followed by acetic anhydride and ester production. The volume of acetic acid used in vinegar is comparatively small.^[8][24]

Vinyl acetate monomer[edit]

The primary use of acetic acid is the production of vinyl acetate monomer (VAM). In 2008, this application was estimated to consume a third of the world’s production of acetic acid.^[8] The reaction consists of ethylene and acetic acid with oxygen over a palladium catalyst, conducted in the gas phase.^[40]

2 H₃C−COOH + 2 C₂H₄ + O₂ → 2 H₃C−CO−O−CH=CH₂ + 2 H₂O

Vinyl acetate can be polymerised to polyvinyl acetate or other polymers, which are components in paints and adhesives.^[40]

Ester production[edit]

The major esters of acetic acid are commonly used as solvents for inks, paints and coatings. The esters include ethyl acetate, n-butyl acetate, isobutyl acetate, and propyl acetate. They are typically produced by catalyzed reaction from acetic acid and the corresponding alcohol:

CH₃COO−H + HO−R → CH₃COO−R + H₂O, R = general alkyl group

For example, acetic acid and ethanol gives ethyl acetate and water.

CH₃COO−H + HO−CH₂CH₃ → CH₃COO−CH₂CH₃ + H₂O

Most acetate esters, however, are produced from acetaldehyde using the Tishchenko reaction. In addition, ether acetates are used as solvents for nitrocellulose, acrylic lacquers, varnish removers, and wood stains. First, glycol monoethers are produced from ethylene oxide or propylene oxide with alcohol, which are then esterified with acetic acid. The three major products are ethylene glycol monoethyl ether acetate (EEA), ethylene glycol monobutyl ether acetate (EBA), and propylene glycol monomethyl ether acetate (PMA, more commonly known as PGMEA in semiconductor manufacturing processes, where it is used as a resist solvent). This application consumes about 15% to 20% of worldwide acetic acid. Ether acetates, for example EEA, have been shown to be harmful to human reproduction.^[24]

Acetic anhydride[edit]

The product of the condensation of two molecules of acetic acid is acetic anhydride. The worldwide production of acetic anhydride is a major application, and uses approximately 25% to 30% of the global production of acetic acid. The main process involves dehydration of acetic acid to give ketene at 700–750 °C. Ketene is thereafter reacted with acetic acid to obtain the anhydride:^[41]

CH₃CO₂H → CH₂=C=O + H₂O

CH₃CO₂H + CH₂=C=O → (CH₃CO)₂O

Acetic anhydride is an acetylation agent. As such, its major application is for cellulose acetate, a synthetic textile also used for photographic film. Acetic anhydride is also a reagent for the production of heroin and other compounds.^[41]

Use as solvent[edit]

As a polar protic solvent, acetic acid is frequently used for recrystallization to purify organic compounds. Acetic acid is used as a solvent in the production of terephthalic acid (TPA), the raw material for polyethylene terephthalate (PET). In 2006, about 20% of acetic acid was used for TPA production.^[24]

Acetic acid is often used as a solvent for reactions involving carbocations, such as Friedel-Crafts alkylation. For example, one stage in the commercial manufacture of synthetic camphor involves a Wagner-Meerwein rearrangement of camphene to isobornyl acetate; here acetic acid acts both as a solvent and as a nucleophile to trap the rearranged carbocation.^[42]

Glacial acetic acid is used in analytical chemistry for the estimation of weakly alkaline substances such as organic amides. Glacial acetic acid is a much weaker base than water, so the amide behaves as a strong base in this medium. It then can be titrated using a solution in glacial acetic acid of a very strong acid, such as perchloric acid.^[43]

Medical use[edit]

Acetic acid injection into a tumor has been used to treat cancer since the 1800s.^[44][45]

Acetic acid is used as part of cervical cancer screening in many areas in the developing world.^[46] The acid is applied to the cervix and if an area of white appears after about a minute the test is positive.^[46]

Acetic acid is an effective antiseptic when used as a 1% solution, with broad spectrum of activity against streptococci, staphylococci, pseudomonas, enterococci and others.^[47][48][49] It may be used to treat skin infections caused by pseudomonas strains resistant to typical antibiotics.^[50]

While diluted acetic acid is used in iontophoresis, no high quality evidence supports this treatment for rotator cuff disease.^[51][52]

As a treatment for otitis externa, it is on the World Health Organization’s List of Essential Medicines.^[53][54]

Foods[edit]

Acetic acid has 349 kcal (1,460 kJ) per 100 g.^[55] Vinegar is typically no less than 4% acetic acid by mass.^[56][57][58] Legal limits on acetic acid content vary by jurisdiction. Vinegar is used directly as a condiment, and in the pickling of vegetables and other foods. Table vinegar tends to be more diluted (4% to 8% acetic acid), while commercial food pickling employs solutions that are more concentrated. The proportion of acetic acid used worldwide as vinegar is not as large as commercial uses, but is by far the oldest and best-known application.^[59]

Reactions[edit]

Organic chemistry[edit]

Acetic acid undergoes the typical chemical reactions of a carboxylic acid. Upon treatment with a standard base, it converts to metal acetate and water. With strong bases (e.g., organolithium reagents), it can be doubly deprotonated to give LiCH₂COOLi. Reduction of acetic acid gives ethanol. The OH group is the main site of reaction, as illustrated by the conversion of acetic acid to acetyl chloride. Other substitution derivatives include acetic anhydride; this anhydride is produced by loss of water from two molecules of acetic acid. Esters of acetic acid can likewise be formed via Fischer esterification, and amides can be formed. When heated above 440 °C (824 °F), acetic acid decomposes to produce carbon dioxide and methane, or to produce ketene and water:^[60][61][62]

CH₃COOH → CH₄ + CO₂

CH₃COOH → CH₂=C=O + H₂O

Reactions with inorganic compounds[edit]

Acetic acid is mildly corrosive to metals including iron, magnesium, and zinc, forming hydrogen gas and salts called acetates:

Mg + 2 CH₃COOH → (CH₃COO)₂Mg + H₂

Because aluminium forms a passivating acid-resistant film of aluminium oxide, aluminium tanks are used to transport acetic acid. Metal acetates can also be prepared from acetic acid and an appropriate base, as in the popular «baking soda + vinegar» reaction giving off sodium acetate:

NaHCO₃ + CH₃COOH → CH₃COONa + CO₂ + H₂O

A colour reaction for salts of acetic acid is iron(III) chloride solution, which results in a deeply red colour that disappears after acidification.^[63] A more sensitive test uses lanthanum nitrate with iodine and ammonia to give a blue solution.^[64] Acetates when heated with arsenic trioxide form cacodyl oxide, which can be detected by its malodorous vapours.^[65]

Other derivatives[edit]

Organic or inorganic salts are produced from acetic acid. Some commercially significant derivatives:

• Sodium acetate, used in the textile industry and as a food preservative (E262).
• Copper(II) acetate, used as a pigment and a fungicide.
• Aluminium acetate and iron(II) acetate—used as mordants for dyes.
• Palladium(II) acetate, used as a catalyst for organic coupling reactions such as the Heck reaction.

Halogenated acetic acids are produced from acetic acid. Some commercially significant derivatives:

• Chloroacetic acid (monochloroacetic acid, MCA), dichloroacetic acid (considered a by-product), and trichloroacetic acid. MCA is used in the manufacture of indigo dye.
• Bromoacetic acid, which is esterified to produce the reagent ethyl bromoacetate.
• Trifluoroacetic acid, which is a common reagent in organic synthesis.

Amounts of acetic acid used in these other applications together account for another 5–10% of acetic acid use worldwide.^[24]

History[edit]

Vinegar was known early in civilization as the natural result of exposure of beer and wine to air, because acetic acid-producing bacteria are present globally. The use of acetic acid in alchemy extends into the third century BC, when the Greek philosopher Theophrastus described how vinegar acted on metals to produce pigments useful in art, including white lead (lead carbonate) and verdigris, a green mixture of copper salts including copper(II) acetate. Ancient Romans boiled soured wine to produce a highly sweet syrup called sapa. Sapa that was produced in lead pots was rich in lead acetate, a sweet substance also called sugar of lead or sugar of Saturn, which contributed to lead poisoning among the Roman aristocracy.^[66]

In the 16th-century German alchemist Andreas Libavius described the production of acetone from the dry distillation of lead acetate, ketonic decarboxylation. The presence of water in vinegar has such a profound effect on acetic acid’s properties that for centuries chemists believed that glacial acetic acid and the acid found in vinegar were two different substances. French chemist Pierre Adet proved them identical.^[66][67]

In 1845 German chemist Hermann Kolbe synthesised acetic acid from inorganic compounds for the first time. This reaction sequence consisted of chlorination of carbon disulfide to carbon tetrachloride, followed by pyrolysis to tetrachloroethylene and aqueous chlorination to trichloroacetic acid, and concluded with electrolytic reduction to acetic acid.^[68]

By 1910, most glacial acetic acid was obtained from the pyroligneous liquor, a product of the distillation of wood. The acetic acid was isolated by treatment with milk of lime, and the resulting calcium acetate was then acidified with sulfuric acid to recover acetic acid. At that time, Germany was producing 10,000 tons of glacial acetic acid, around 30% of which was used for the manufacture of indigo dye.^[66][69]

Because both methanol and carbon monoxide are commodity raw materials, methanol carbonylation long appeared to be attractive precursors to acetic acid. Henri Dreyfus at British Celanese developed a methanol carbonylation pilot plant as early as 1925.^[70] However, a lack of practical materials that could contain the corrosive reaction mixture at the high pressures needed (200 atm or more) discouraged commercialization of these routes. The first commercial methanol carbonylation process, which used a cobalt catalyst, was developed by German chemical company BASF in 1963. In 1968, a rhodium-based catalyst (cis−[Rh(CO)₂I₂]⁻) was discovered that could operate efficiently at lower pressure with almost no by-products. US chemical company Monsanto Company built the first plant using this catalyst in 1970, and rhodium-catalyzed methanol carbonylation became the dominant method of acetic acid production (see Monsanto process). In the late 1990s, the chemicals company BP Chemicals commercialised the Cativa catalyst ([Ir(CO)₂I₂]⁻), which is promoted by iridium^[71] for greater efficiency. This iridium-catalyzed Cativa process is greener and more efficient^[28] and has largely supplanted the Monsanto process, often in the same production plants.

Interstellar medium[edit]

Interstellar acetic acid was discovered in 1996 by a team led by David Mehringer^[72] using the former Berkeley-Illinois-Maryland Association array at the Hat Creek Radio Observatory and the former Millimeter Array located at the Owens Valley Radio Observatory. It was first detected in the Sagittarius B2 North molecular cloud (also known as the Sgr B2 Large Molecule Heimat source). Acetic acid has the distinction of being the first molecule discovered in the interstellar medium using solely radio interferometers; in all previous ISM molecular discoveries made in the millimetre and centimetre wavelength regimes, single dish radio telescopes were at least partly responsible for the detections.^[72]

Health effects and safety[edit]

Concentrated acetic acid is corrosive to skin.^[73][74] These burns or blisters may not appear until hours after exposure.

Prolonged inhalation exposure (eight hours) to acetic acid vapours at 10 ppm can produce some irritation of eyes, nose, and throat; at 100 ppm marked lung irritation and possible damage to lungs, eyes, and skin may result. Vapour concentrations of 1,000 ppm cause marked irritation of eyes, nose and upper respiratory tract and cannot be tolerated. These predictions were based on animal experiments and industrial exposure.

In 12 workers exposed for two or more years to acetic acid airborne average concentration of 51 ppm (estimated), produced symptoms of conjunctive irritation, upper respiratory tract irritation, and hyperkeratotic dermatitis. Exposure to 50 ppm or more is intolerable to most persons and results in intensive lacrimation and irritation of the eyes, nose, and throat, with pharyngeal oedema and chronic bronchitis. Unacclimatised humans experience extreme eye and nasal irritation at concentrations in excess of 25 ppm, and conjunctivitis from concentrations below 10 ppm has been reported. In a study of five workers exposed for seven to 12 years to concentrations of 80 to 200 ppm at peaks, the principal findings were blackening and hyperkeratosis of the skin of the hands, conjunctivitis (but no corneal damage), bronchitis and pharyngitis, and erosion of the exposed teeth (incisors and canines).^[75]

The hazards of solutions of acetic acid depend on the concentration. The following table lists the EU classification of acetic acid solutions:^{[76][citation needed]}

Concentration by weight	Molarity	GHS pictograms	H-Phrases
10–25%	1.67–4.16 mol/L		H315
25–90%	4.16–14.99 mol/L		H314
>90%	>14.99 mol/L		H226, H314

Concentrated acetic acid can be ignited only with difficulty at standard temperature and pressure, but becomes a flammable risk in temperatures greater than 39 °C (102 °F), and can form explosive mixtures with air at higher temperatures (explosive limits: 5.4–16%).

See also[edit]

• Acetic acid (data page)
• Acids in wine

Notes[edit]

References[edit]

External links[edit]

• International Chemical Safety Card 0363
• National Pollutant Inventory – Acetic acid fact sheet
• NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
• Method for sampling and analysis
• 29 CFR 1910.1000, Table Z-1 (US Permissible exposure limits)
• ChemSub Online: Acetic acid
• Calculation of vapor pressure, liquid density, dynamic liquid viscosity, surface tension of acetic acid
• Acetic acid bound to proteins in the PDB
• Swedish Chemicals Agency. Information sheet – Acetic Acid
• Process Flow sheet of Acetic acid Production by the Carbonylation of Methanol

«Acetic» redirects here. Not to be confused with Ascetic.

Acetic acid

Names
Preferred IUPAC name Acetic acid[3]
Systematic IUPAC name Ethanoic acid
Other names Vinegar (when dilute); Hydrogen acetate; Methanecarboxylic acid[1][2]
Identifiers
CAS Number	64-19-7
3D model (JSmol)	Interactive image
3DMet	B00009
Abbreviations	AcOH
Beilstein Reference	506007
ChEBI	CHEBI:15366
ChEMBL	ChEMBL539
ChemSpider	171
DrugBank	DB03166
ECHA InfoCard	100.000.528
EC Number	200-580-7
E number	E260 (preservatives)
Gmelin Reference	1380
IUPHAR/BPS	1058
KEGG	C00033 D00010
MeSH	Acetic+acid
PubChem CID	176
RTECS number	AF1225000
UNII	Q40Q9N063P
UN number	2789
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5024394
InChI InChI=1S/C2H4O2/c1-2(3)4/h1H3,(H,3,4)  Key: QTBSBXVTEAMEQO-UHFFFAOYSA-N
SMILES CC(O)=O
Properties
Chemical formula	CH3COOH
Molar mass	60.052 g·mol−1
Appearance	Colourless liquid
Odor	Heavily vinegar-like
Density	1.049 g/cm3 (liquid); 1.27 g/cm3 (solid)
Melting point	16 to 17 °C; 61 to 62 °F; 289 to 290 K
Boiling point	118 to 119 °C; 244 to 246 °F; 391 to 392 K
Solubility in water	Miscible
log P	-0.28[4]
Vapor pressure	11.6 mmHg (20 °C)[5]
Acidity (pKa)	4.756
Conjugate base	Acetate
Magnetic susceptibility (χ)	-31.54·10−6 cm3/mol
Refractive index (nD)	1.371 (VD = 18.19)
Viscosity	1.22 mPa s
Dipole moment	1.74 D
Thermochemistry
Heat capacity (C)	123.1 J K−1 mol−1
Std molar entropy (S⦵298)	158.0 J K−1 mol−1
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	-483.88–483.16 kJ/mol
Std enthalpy of combustion (ΔcH⦵298)	-875.50–874.82 kJ/mol
Pharmacology
ATC code	G01AD02 (WHO) S02AA10 (WHO)
Hazards
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H226, H314
Precautionary statements	P280, P305+P351+P338, P310
NFPA 704 (fire diamond)	3 2 0
Flash point	40 °C (104 °F; 313 K)
Autoignition temperature	427 °C (801 °F; 700 K)
Explosive limits	4–16%
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LD50 (median dose)	3.31 g kg−1, oral (rat)
LC50 (median concentration)	5620 ppm (mouse, 1 hr) 16000 ppm (rat, 4 hr)[7]
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 10 ppm (25 mg/m3)[6]
REL (Recommended)	TWA 10 ppm (25 mg/m3) ST 15 ppm (37 mg/m3)[6]
IDLH (Immediate danger)	50 ppm[6]
Related compounds
Related carboxylic acids	Formic acid Propionic acid
Related compounds	Acetaldehyde Acetamide Acetic anhydride Chloroacetic acid Acetyl chloride Glycolic acid Ethyl acetate Potassium acetate Sodium acetate Thioacetic acid
Supplementary data page
Acetic acid (data page)
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Acetic acid , systematically named ethanoic acid , is an acidic, colourless liquid and organic compound with the chemical formula CH₃COOH (also written as CH₃CO₂H, C₂H₄O₂, or HC₂H₃O₂). Vinegar is at least 4% acetic acid by volume, making acetic acid the main component of vinegar apart from water and other trace elements.

Acetic acid is the second simplest carboxylic acid (after formic acid). It is an important chemical reagent and industrial chemical, used primarily in the production of cellulose acetate for photographic film, polyvinyl acetate for wood glue, and synthetic fibres and fabrics. In households, diluted acetic acid is often used in descaling agents. In the food industry, acetic acid is controlled by the food additive code E260 as an acidity regulator and as a condiment. In biochemistry, the acetyl group, derived from acetic acid, is fundamental to all forms of life. When bound to coenzyme A, it is central to the metabolism of carbohydrates and fats.

The global demand for acetic acid is about 6.5 million metric tons per year (t/a), of which approximately 1.5 t/a is met by recycling; the remainder is manufactured from methanol.^[8] Vinegar is mostly dilute acetic acid, often produced by fermentation and subsequent oxidation of ethanol.

Nomenclature[edit]

The trivial name «acetic acid» is the most commonly used and preferred IUPAC name. The systematic name «ethanoic acid», a valid IUPAC name, is constructed according to the substitutive nomenclature.^[9] The name «acetic acid» derives from «acetum», the Latin word for vinegar, and is related to the word «acid» itself.

«Glacial acetic acid» is a name for water-free (anhydrous) acetic acid. Similar to the German name «Eisessig» («ice vinegar»), the name comes from the ice-like crystals that form slightly below room temperature at 16.6 °C (61.9 °F) (the presence of 0.1% water lowers its melting point by 0.2 °C).^[10]

A common symbol for acetic acid is AcOH, where Ac is the pseudoelement symbol representing the acetyl group CH₃−C(=O)−; the conjugate base, acetate (CH₃COO⁻), is thus represented as AcO⁻.^[11] (The symbol Ac for the acetyl functional group is not to be confused with the symbol Ac for the element actinium; the context prevents confusion among organic chemists). To better reflect its structure, acetic acid is often written as CH₃−C(O)OH, CH₃−C(=O)OH, CH₃COOH, and CH₃CO₂H. In the context of acid–base reactions, the abbreviation HAc is sometimes used,^[12] where Ac in this case is a symbol for acetate (rather than acetyl). Acetate is the ion resulting from loss of H⁺ from acetic acid. The name «acetate» can also refer to a salt containing this anion, or an ester of acetic acid.^[13]

Properties[edit]

Acidity[edit]

The hydrogen centre in the carboxyl group (−COOH) in carboxylic acids such as acetic acid can separate from the molecule by ionization:

CH₃COOH ⇌ CH₃CO−2 + H⁺

Because of this release of the proton (H⁺), acetic acid has acidic character. Acetic acid is a weak monoprotic acid. In aqueous solution, it has a pK_a value of 4.76.^[14] Its conjugate base is acetate (CH₃COO⁻). A 1.0 M solution (about the concentration of domestic vinegar) has a pH of 2.4, indicating that merely 0.4% of the acetic acid molecules are dissociated.^[a] However, in very dilute (< 10⁻⁶ M) solution acetic acid is >90% dissociated.

Structure[edit]

In solid acetic acid, the molecules form chains, individual molecules being interconnected by hydrogen bonds.^[15] In the vapour at 120 °C (248 °F), dimers can be detected. Dimers also occur in the liquid phase in dilute solutions in non-hydrogen-bonding solvents, and a certain extent in pure acetic acid,^[16] but are disrupted by hydrogen-bonding solvents. The dissociation enthalpy of the dimer is estimated at 65.0–66.0 kJ/mol, and the dissociation entropy at 154–157 J mol⁻¹ K⁻¹.^[17] Other carboxylic acids engage in similar intermolecular hydrogen bonding interactions.^[18]

Solvent properties[edit]

Liquid acetic acid is a hydrophilic (polar) protic solvent, similar to ethanol and water. With a relative static permittivity (dielectric constant) of 6.2, it dissolves not only polar compounds such as inorganic salts and sugars, but also non-polar compounds such as oils as well as polar solutes. It is miscible with polar and non-polar solvents such as water, chloroform, and hexane. With higher alkanes (starting with octane), acetic acid is not miscible at all compositions, and solubility of acetic acid in alkanes declines with longer n-alkanes.^[19] The solvent and miscibility properties of acetic acid make it a useful industrial chemical, for example, as a solvent in the production of dimethyl terephthalate.^[8]

Biochemistry[edit]

At physiological pHs, acetic acid is usually fully ionised to acetate.

The acetyl group, formally derived from acetic acid, is fundamental to all forms of life. When bound to coenzyme A, it is central to the metabolism of carbohydrates and fats. Unlike longer-chain carboxylic acids (the fatty acids), acetic acid does not occur in natural triglycerides. However, the artificial triglyceride triacetin (glycerine triacetate) is a common food additive and is found in cosmetics and topical medicines.^[20]

Acetic acid is produced and excreted by acetic acid bacteria, notably the genus Acetobacter and Clostridium acetobutylicum. These bacteria are found universally in foodstuffs, water, and soil, and acetic acid is produced naturally as fruits and other foods spoil. Acetic acid is also a component of the vaginal lubrication of humans and other primates, where it appears to serve as a mild antibacterial agent.^[21]

Production[edit]

Acetic acid is produced industrially both synthetically and by bacterial fermentation. About 75% of acetic acid made for use in the chemical industry is made by the carbonylation of methanol, explained below.^[8] The biological route accounts for only about 10% of world production, but it remains important for the production of vinegar because many food purity laws require vinegar used in foods to be of biological origin. Other processes are methyl formate isomerization, conversion of syngas to acetic acid, and gas phase oxidation of ethylene and ethanol.^[22]

Acetic acid can be purified via fractional freezing using an ice bath. The water and other impurities will remain liquid while the acetic acid will precipitate out. As of 2003–2005, total worldwide production of virgin acetic acid^[b] was estimated at 5 Mt/a (million tonnes per year), approximately half of which was produced in the United States. European production was approximately 1 Mt/a and declining, while Japanese production was 0.7 Mt/a. Another 1.5 Mt were recycled each year, bringing the total world market to 6.5 Mt/a.^[23][24] Since then the global production has increased to 10.7 Mt/a (in 2010), and further; however, a slowing in this increase in production is predicted.^[25] The two biggest producers of virgin acetic acid are Celanese and BP Chemicals. Other major producers include Millennium Chemicals, Sterling Chemicals, Samsung, Eastman, and Svensk Etanolkemi [sv].^[26]

Methanol carbonylation[edit]

Most acetic acid is produced by methanol carbonylation. In this process, methanol and carbon monoxide react to produce acetic acid according to the equation:

The process involves iodomethane as an intermediate, and occurs in three steps. A catalyst, metal carbonyl, is needed for the carbonylation (step 2).^[27]

1. CH₃OH + HI → CH₃I + H₂O
2. CH₃I + CO → CH₃COI
3. CH₃COI + H₂O → CH₃COOH + HI

Two related processes exist for the carbonylation of methanol: the rhodium-catalyzed Monsanto process, and the iridium-catalyzed Cativa process. The latter process is greener and more efficient^[28] and has largely supplanted the former process, often in the same production plants. Catalytic amounts of water are used in both processes, but the Cativa process requires less, so the water-gas shift reaction is suppressed, and fewer by-products are formed.

By altering the process conditions, acetic anhydride may also be produced on the same plant using the rhodium catalysts.^[29]

Acetaldehyde oxidation[edit]

Prior to the commercialization of the Monsanto process, most acetic acid was produced by oxidation of acetaldehyde. This remains the second-most-important manufacturing method, although it is usually not competitive with the carbonylation of methanol. The acetaldehyde can be produced by hydration of acetylene. This was the dominant technology in the early 1900s.^[30]

Light naphtha components are readily oxidized by oxygen or even air to give peroxides, which decompose to produce acetic acid according to the chemical equation, illustrated with butane:

2 C₄H₁₀ + 5 O₂ → 4 CH₃CO₂H + 2 H₂O

Such oxidations require metal catalyst, such as the naphthenate salts of manganese, cobalt, and chromium.

The typical reaction is conducted at temperatures and pressures designed to be as hot as possible while still keeping the butane a liquid. Typical reaction conditions are 150 °C (302 °F) and 55 atm.^[31] Side-products may also form, including butanone, ethyl acetate, formic acid, and propionic acid. These side-products are also commercially valuable, and the reaction conditions may be altered to produce more of them where needed. However, the separation of acetic acid from these by-products adds to the cost of the process.^[32]

Under similar conditions and using similar catalysts as are used for butane oxidation, the oxygen in air to produce acetic acid can oxidize acetaldehyde.^[32]

2 CH₃CHO + O₂ → 2 CH₃CO₂H

Using modern catalysts, this reaction can have an acetic acid yield greater than 95%. The major side-products are ethyl acetate, formic acid, and formaldehyde, all of which have lower boiling points than acetic acid and are readily separated by distillation.^[32]

Ethylene oxidation[edit]

Acetaldehyde may be prepared from ethylene via the Wacker process, and then oxidised as above.

In more recent times, chemical company Showa Denko, which opened an ethylene oxidation plant in Ōita, Japan, in 1997, commercialised a cheaper single-stage conversion of ethylene to acetic acid.^[33] The process is catalyzed by a palladium metal catalyst supported on a heteropoly acid such as silicotungstic acid. A similar process uses the same metal catalyst on silicotungstic acid and silica:^[34]

C₂H₄ + O₂ → CH₃CO₂H

It is thought to be competitive with methanol carbonylation for smaller plants (100–250 kt/a), depending on the local price of ethylene.
The approach will be based on utilizing a novel selective photocatalytic oxidation technology for the selective oxidation of ethylene and ethane to acetic acid. Unlike traditional oxidation catalysts, the selective oxidation process will use UV light to produce acetic acid at ambient temperatures and pressure.

Oxidative fermentation[edit]

For most of human history, acetic acid bacteria of the genus Acetobacter have made acetic acid, in the form of vinegar. Given sufficient oxygen, these bacteria can produce vinegar from a variety of alcoholic foodstuffs. Commonly used feeds include apple cider, wine, and fermented grain, malt, rice, or potato mashes. The overall chemical reaction facilitated by these bacteria is:

C₂H₅OH + O₂ → CH₃COOH + H₂O

A dilute alcohol solution inoculated with Acetobacter and kept in a warm, airy place will become vinegar over the course of a few months. Industrial vinegar-making methods accelerate this process by improving the supply of oxygen to the bacteria.^[35]

The first batches of vinegar produced by fermentation probably followed errors in the winemaking process. If must is fermented at too high a temperature, acetobacter will overwhelm the yeast naturally occurring on the grapes. As the demand for vinegar for culinary, medical, and sanitary purposes increased, vintners quickly learned to use other organic materials to produce vinegar in the hot summer months before the grapes were ripe and ready for processing into wine. This method was slow, however, and not always successful, as the vintners did not understand the process.^[36]

One of the first modern commercial processes was the «fast method» or «German method», first practised in Germany in 1823. In this process, fermentation takes place in a tower packed with wood shavings or charcoal. The alcohol-containing feed is trickled into the top of the tower, and fresh air supplied from the bottom by either natural or forced convection. The improved air supply in this process cut the time to prepare vinegar from months to weeks.^[37]

Nowadays, most vinegar is made in submerged tank culture, first described in 1949 by Otto Hromatka and Heinrich Ebner.^[38] In this method, alcohol is fermented to vinegar in a continuously stirred tank, and oxygen is supplied by bubbling air through the solution. Using modern applications of this method, vinegar of 15% acetic acid can be prepared in only 24 hours in batch process, even 20% in 60-hour fed-batch process.^[36]

Anaerobic fermentation[edit]

Species of anaerobic bacteria, including members of the genus Clostridium or Acetobacterium can convert sugars to acetic acid directly without creating ethanol as an intermediate. The overall chemical reaction conducted by these bacteria may be represented as:

C₆H₁₂O₆ → 3 CH₃COOH

These acetogenic bacteria produce acetic acid from one-carbon compounds, including methanol, carbon monoxide, or a mixture of carbon dioxide and hydrogen:

2 CO₂ + 4 H₂ → CH₃COOH + 2 H₂O

This ability of Clostridium to metabolize sugars directly, or to produce acetic acid from less costly inputs, suggests that these bacteria could produce acetic acid more efficiently than ethanol-oxidizers like Acetobacter. However, Clostridium bacteria are less acid-tolerant than Acetobacter. Even the most acid-tolerant Clostridium strains can produce vinegar in concentrations of only a few per cent, compared to Acetobacter strains that can produce vinegar in concentrations up to 20%. At present, it remains more cost-effective to produce vinegar using Acetobacter, rather than using Clostridium and concentrating it. As a result, although acetogenic bacteria have been known since 1940, their industrial use is confined to a few niche applications.^[39]

Uses[edit]

Acetic acid is a chemical reagent for the production of chemical compounds. The largest single use of acetic acid is in the production of vinyl acetate monomer, closely followed by acetic anhydride and ester production. The volume of acetic acid used in vinegar is comparatively small.^[8][24]

Vinyl acetate monomer[edit]

The primary use of acetic acid is the production of vinyl acetate monomer (VAM). In 2008, this application was estimated to consume a third of the world’s production of acetic acid.^[8] The reaction consists of ethylene and acetic acid with oxygen over a palladium catalyst, conducted in the gas phase.^[40]

2 H₃C−COOH + 2 C₂H₄ + O₂ → 2 H₃C−CO−O−CH=CH₂ + 2 H₂O

Vinyl acetate can be polymerised to polyvinyl acetate or other polymers, which are components in paints and adhesives.^[40]

Ester production[edit]

The major esters of acetic acid are commonly used as solvents for inks, paints and coatings. The esters include ethyl acetate, n-butyl acetate, isobutyl acetate, and propyl acetate. They are typically produced by catalyzed reaction from acetic acid and the corresponding alcohol:

CH₃COO−H + HO−R → CH₃COO−R + H₂O, R = general alkyl group

For example, acetic acid and ethanol gives ethyl acetate and water.

CH₃COO−H + HO−CH₂CH₃ → CH₃COO−CH₂CH₃ + H₂O

Most acetate esters, however, are produced from acetaldehyde using the Tishchenko reaction. In addition, ether acetates are used as solvents for nitrocellulose, acrylic lacquers, varnish removers, and wood stains. First, glycol monoethers are produced from ethylene oxide or propylene oxide with alcohol, which are then esterified with acetic acid. The three major products are ethylene glycol monoethyl ether acetate (EEA), ethylene glycol monobutyl ether acetate (EBA), and propylene glycol monomethyl ether acetate (PMA, more commonly known as PGMEA in semiconductor manufacturing processes, where it is used as a resist solvent). This application consumes about 15% to 20% of worldwide acetic acid. Ether acetates, for example EEA, have been shown to be harmful to human reproduction.^[24]

Acetic anhydride[edit]

The product of the condensation of two molecules of acetic acid is acetic anhydride. The worldwide production of acetic anhydride is a major application, and uses approximately 25% to 30% of the global production of acetic acid. The main process involves dehydration of acetic acid to give ketene at 700–750 °C. Ketene is thereafter reacted with acetic acid to obtain the anhydride:^[41]

CH₃CO₂H → CH₂=C=O + H₂O

CH₃CO₂H + CH₂=C=O → (CH₃CO)₂O

Acetic anhydride is an acetylation agent. As such, its major application is for cellulose acetate, a synthetic textile also used for photographic film. Acetic anhydride is also a reagent for the production of heroin and other compounds.^[41]

Use as solvent[edit]

As a polar protic solvent, acetic acid is frequently used for recrystallization to purify organic compounds. Acetic acid is used as a solvent in the production of terephthalic acid (TPA), the raw material for polyethylene terephthalate (PET). In 2006, about 20% of acetic acid was used for TPA production.^[24]

Acetic acid is often used as a solvent for reactions involving carbocations, such as Friedel-Crafts alkylation. For example, one stage in the commercial manufacture of synthetic camphor involves a Wagner-Meerwein rearrangement of camphene to isobornyl acetate; here acetic acid acts both as a solvent and as a nucleophile to trap the rearranged carbocation.^[42]

Glacial acetic acid is used in analytical chemistry for the estimation of weakly alkaline substances such as organic amides. Glacial acetic acid is a much weaker base than water, so the amide behaves as a strong base in this medium. It then can be titrated using a solution in glacial acetic acid of a very strong acid, such as perchloric acid.^[43]

Medical use[edit]

Acetic acid injection into a tumor has been used to treat cancer since the 1800s.^[44][45]

Acetic acid is used as part of cervical cancer screening in many areas in the developing world.^[46] The acid is applied to the cervix and if an area of white appears after about a minute the test is positive.^[46]

Acetic acid is an effective antiseptic when used as a 1% solution, with broad spectrum of activity against streptococci, staphylococci, pseudomonas, enterococci and others.^[47][48][49] It may be used to treat skin infections caused by pseudomonas strains resistant to typical antibiotics.^[50]

While diluted acetic acid is used in iontophoresis, no high quality evidence supports this treatment for rotator cuff disease.^[51][52]

As a treatment for otitis externa, it is on the World Health Organization’s List of Essential Medicines.^[53][54]

Foods[edit]

Acetic acid has 349 kcal (1,460 kJ) per 100 g.^[55] Vinegar is typically no less than 4% acetic acid by mass.^[56][57][58] Legal limits on acetic acid content vary by jurisdiction. Vinegar is used directly as a condiment, and in the pickling of vegetables and other foods. Table vinegar tends to be more diluted (4% to 8% acetic acid), while commercial food pickling employs solutions that are more concentrated. The proportion of acetic acid used worldwide as vinegar is not as large as commercial uses, but is by far the oldest and best-known application.^[59]

Reactions[edit]

Organic chemistry[edit]

Acetic acid undergoes the typical chemical reactions of a carboxylic acid. Upon treatment with a standard base, it converts to metal acetate and water. With strong bases (e.g., organolithium reagents), it can be doubly deprotonated to give LiCH₂COOLi. Reduction of acetic acid gives ethanol. The OH group is the main site of reaction, as illustrated by the conversion of acetic acid to acetyl chloride. Other substitution derivatives include acetic anhydride; this anhydride is produced by loss of water from two molecules of acetic acid. Esters of acetic acid can likewise be formed via Fischer esterification, and amides can be formed. When heated above 440 °C (824 °F), acetic acid decomposes to produce carbon dioxide and methane, or to produce ketene and water:^[60][61][62]

CH₃COOH → CH₄ + CO₂

CH₃COOH → CH₂=C=O + H₂O

Reactions with inorganic compounds[edit]

Acetic acid is mildly corrosive to metals including iron, magnesium, and zinc, forming hydrogen gas and salts called acetates:

Mg + 2 CH₃COOH → (CH₃COO)₂Mg + H₂

Because aluminium forms a passivating acid-resistant film of aluminium oxide, aluminium tanks are used to transport acetic acid. Metal acetates can also be prepared from acetic acid and an appropriate base, as in the popular «baking soda + vinegar» reaction giving off sodium acetate:

NaHCO₃ + CH₃COOH → CH₃COONa + CO₂ + H₂O

A colour reaction for salts of acetic acid is iron(III) chloride solution, which results in a deeply red colour that disappears after acidification.^[63] A more sensitive test uses lanthanum nitrate with iodine and ammonia to give a blue solution.^[64] Acetates when heated with arsenic trioxide form cacodyl oxide, which can be detected by its malodorous vapours.^[65]

Other derivatives[edit]

Organic or inorganic salts are produced from acetic acid. Some commercially significant derivatives:

• Sodium acetate, used in the textile industry and as a food preservative (E262).
• Copper(II) acetate, used as a pigment and a fungicide.
• Aluminium acetate and iron(II) acetate—used as mordants for dyes.
• Palladium(II) acetate, used as a catalyst for organic coupling reactions such as the Heck reaction.

Halogenated acetic acids are produced from acetic acid. Some commercially significant derivatives:

• Chloroacetic acid (monochloroacetic acid, MCA), dichloroacetic acid (considered a by-product), and trichloroacetic acid. MCA is used in the manufacture of indigo dye.
• Bromoacetic acid, which is esterified to produce the reagent ethyl bromoacetate.
• Trifluoroacetic acid, which is a common reagent in organic synthesis.

Amounts of acetic acid used in these other applications together account for another 5–10% of acetic acid use worldwide.^[24]

History[edit]

Vinegar was known early in civilization as the natural result of exposure of beer and wine to air, because acetic acid-producing bacteria are present globally. The use of acetic acid in alchemy extends into the third century BC, when the Greek philosopher Theophrastus described how vinegar acted on metals to produce pigments useful in art, including white lead (lead carbonate) and verdigris, a green mixture of copper salts including copper(II) acetate. Ancient Romans boiled soured wine to produce a highly sweet syrup called sapa. Sapa that was produced in lead pots was rich in lead acetate, a sweet substance also called sugar of lead or sugar of Saturn, which contributed to lead poisoning among the Roman aristocracy.^[66]

In the 16th-century German alchemist Andreas Libavius described the production of acetone from the dry distillation of lead acetate, ketonic decarboxylation. The presence of water in vinegar has such a profound effect on acetic acid’s properties that for centuries chemists believed that glacial acetic acid and the acid found in vinegar were two different substances. French chemist Pierre Adet proved them identical.^[66][67]

In 1845 German chemist Hermann Kolbe synthesised acetic acid from inorganic compounds for the first time. This reaction sequence consisted of chlorination of carbon disulfide to carbon tetrachloride, followed by pyrolysis to tetrachloroethylene and aqueous chlorination to trichloroacetic acid, and concluded with electrolytic reduction to acetic acid.^[68]

By 1910, most glacial acetic acid was obtained from the pyroligneous liquor, a product of the distillation of wood. The acetic acid was isolated by treatment with milk of lime, and the resulting calcium acetate was then acidified with sulfuric acid to recover acetic acid. At that time, Germany was producing 10,000 tons of glacial acetic acid, around 30% of which was used for the manufacture of indigo dye.^[66][69]

Because both methanol and carbon monoxide are commodity raw materials, methanol carbonylation long appeared to be attractive precursors to acetic acid. Henri Dreyfus at British Celanese developed a methanol carbonylation pilot plant as early as 1925.^[70] However, a lack of practical materials that could contain the corrosive reaction mixture at the high pressures needed (200 atm or more) discouraged commercialization of these routes. The first commercial methanol carbonylation process, which used a cobalt catalyst, was developed by German chemical company BASF in 1963. In 1968, a rhodium-based catalyst (cis−[Rh(CO)₂I₂]⁻) was discovered that could operate efficiently at lower pressure with almost no by-products. US chemical company Monsanto Company built the first plant using this catalyst in 1970, and rhodium-catalyzed methanol carbonylation became the dominant method of acetic acid production (see Monsanto process). In the late 1990s, the chemicals company BP Chemicals commercialised the Cativa catalyst ([Ir(CO)₂I₂]⁻), which is promoted by iridium^[71] for greater efficiency. This iridium-catalyzed Cativa process is greener and more efficient^[28] and has largely supplanted the Monsanto process, often in the same production plants.

Interstellar medium[edit]

Interstellar acetic acid was discovered in 1996 by a team led by David Mehringer^[72] using the former Berkeley-Illinois-Maryland Association array at the Hat Creek Radio Observatory and the former Millimeter Array located at the Owens Valley Radio Observatory. It was first detected in the Sagittarius B2 North molecular cloud (also known as the Sgr B2 Large Molecule Heimat source). Acetic acid has the distinction of being the first molecule discovered in the interstellar medium using solely radio interferometers; in all previous ISM molecular discoveries made in the millimetre and centimetre wavelength regimes, single dish radio telescopes were at least partly responsible for the detections.^[72]

Health effects and safety[edit]

Concentrated acetic acid is corrosive to skin.^[73][74] These burns or blisters may not appear until hours after exposure.

Prolonged inhalation exposure (eight hours) to acetic acid vapours at 10 ppm can produce some irritation of eyes, nose, and throat; at 100 ppm marked lung irritation and possible damage to lungs, eyes, and skin may result. Vapour concentrations of 1,000 ppm cause marked irritation of eyes, nose and upper respiratory tract and cannot be tolerated. These predictions were based on animal experiments and industrial exposure.

In 12 workers exposed for two or more years to acetic acid airborne average concentration of 51 ppm (estimated), produced symptoms of conjunctive irritation, upper respiratory tract irritation, and hyperkeratotic dermatitis. Exposure to 50 ppm or more is intolerable to most persons and results in intensive lacrimation and irritation of the eyes, nose, and throat, with pharyngeal oedema and chronic bronchitis. Unacclimatised humans experience extreme eye and nasal irritation at concentrations in excess of 25 ppm, and conjunctivitis from concentrations below 10 ppm has been reported. In a study of five workers exposed for seven to 12 years to concentrations of 80 to 200 ppm at peaks, the principal findings were blackening and hyperkeratosis of the skin of the hands, conjunctivitis (but no corneal damage), bronchitis and pharyngitis, and erosion of the exposed teeth (incisors and canines).^[75]

The hazards of solutions of acetic acid depend on the concentration. The following table lists the EU classification of acetic acid solutions:^{[76][citation needed]}

Concentration by weight	Molarity	GHS pictograms	H-Phrases
10–25%	1.67–4.16 mol/L		H315
25–90%	4.16–14.99 mol/L		H314
>90%	>14.99 mol/L		H226, H314

Concentrated acetic acid can be ignited only with difficulty at standard temperature and pressure, but becomes a flammable risk in temperatures greater than 39 °C (102 °F), and can form explosive mixtures with air at higher temperatures (explosive limits: 5.4–16%).

See also[edit]

• Acetic acid (data page)
• Acids in wine

Notes[edit]

References[edit]

External links[edit]

• International Chemical Safety Card 0363
• National Pollutant Inventory – Acetic acid fact sheet
• NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards
• Method for sampling and analysis
• 29 CFR 1910.1000, Table Z-1 (US Permissible exposure limits)
• ChemSub Online: Acetic acid
• Calculation of vapor pressure, liquid density, dynamic liquid viscosity, surface tension of acetic acid
• Acetic acid bound to proteins in the PDB
• Swedish Chemicals Agency. Information sheet – Acetic Acid
• Process Flow sheet of Acetic acid Production by the Carbonylation of Methanol

Уксусная кислота
Общие
Химическая формула	CH3COOH
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	бесцветная жидкость
Молярная масса	60,05 г/моль
Плотность	1,0492 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	16,75 °C
Температура кипения	118,1 °C
Критическая точка	321,6 °C, 5,79 МПа
Молярная теплоёмкость (ст. усл.)	123,4 Дж/(моль·К)
Энтальпия образования (ст. усл.)	−487 кДж/моль
Химические свойства
pKa	4,76 (Ka=1,75*10-5)
Оптические свойства
Показатель преломления	1,372
Структура
Дипольный момент	1,74 Д
Классификация
Рег. номер CAS	64-19-7

У́ксусная кислота (эта́новая кислота) — органическое вещество с формулой CH₃COOH.  Слабая, предельная одноосно́вная карбоновая кислота. Производные уксусной кислоты носят название «ацетаты».

История

Уксус является продуктом брожения вина и известен человеку с давних времен.

Первое упоминание о практическом применении уксусной кислоты относится к третьему веку до н. э. Греческий ученый Теофраст впервые описал действие уксуса на металлы, приводящее к образованию некоторых используемых в искусстве пигментов. Уксус применялся для получения «свинцовых белил», а также ярь-медянки (зелёной смеси солей меди, содержащей помимо всего ацетат меди).

В Древнем Риме готовили специально прокисшее вино в свинцовых горшках. В результате получался очень сладкий напиток, который называли «сапа». «Сапа» содержала большое количество ацетата свинца — очень сладкого вещества, которое также называют «свинцовым сахаром» или «сахаром Сатурна». Высокая популярность «сапы» была причиной хронического отравления свинцом, распространенного среди римской аристократии.^[1]

В VIII веке арабский алхимик Джабир ибн Хайян впервые получил концентрированную уксусную кислоту путем перегонки.

Во времена Эпохи Возрождения уксусную кислоту получали путём возгонки ацетатов некоторых металлов (чаще всего использовался ацетат меди (II)) (при сухой перегонке ацетатов металлов получается ацетон, вполне промышленный способ до середины 20 века).

Свойства уксусной кислоты меняются в зависимости от содержания в ней воды. В связи с этим многие века химики ошибочно считали, что кислота из вина и кислота из ацетатов на самом деле являются двумя разными веществами. Идентичность веществ, полученных различными способами, была показана немецким алхимиком XVI века Андреа Либавиусом (нем. Andreas Libavius) и французским химиком Пьером Августом Адэ (фр. Pierre Auguste Adet)^[1].

В 1847 году немецкий химик Адольф Кольбе впервые синтезировал уксусную кислоту из неорганических материалов. Последовательность превращений включала в себя хлорирование сероуглерода до тетрахлорметана с последующим пиролизом до тетрахлорэтилена. Дальнейшее хлорирование в воде привело к трихлоруксусной кислоте, которая после электролитического восстановления превратилась в уксусную кислоту.^[2]

В конце XIX — начале XX века большую часть уксусной кислоты получали перегонкой древесины. Основным производителем уксусной кислоты являлась Германия. В 1910 году ею было произведено более 10 тыс. тонн кислоты, причем около 30 % этого количества было израсходовано на производство красителя индиго.^[1][3]

Физические свойства

Уксусная кислота представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким запахом и кислым вкусом. Гигроскопична. Неограниченно растворима в воде. Смешивается со многими растворителями; в уксусной кислоте хорошо растворимы неорганические соединения и газы, такие как HF, HCl, HBr, HI и другие. Существует в виде циклических и линейных димеров^[4].

Абсолютная уксусная кислота называется ледяной, ибо при замерзании образует льдовидную массу (см. изображение справа).

• Давление паров (в мм. рт. ст.):
  • 10 (17,1 °C)
  • 40 (42,4 °C)
  • 100 (62,2 °C)
  • 400 (98,1 °C)
  • 560 (109 °C)
  • 1520 (143,5 °C)
  • 3800 (180,3 °C)
• Диэлектрическая проницаемость: 6,15 (20 °C)
• Динамическая вязкость жидкостей и газов (в мПа·с): 1,155 (25,2 °C); 0,79 (50 °C)
• Поверхностное натяжение: 27,8 мН/м (20 °C)
• Удельная теплоемкость при постоянном давлении: 2,01 Дж/г·K (17 °C)
• Стандартная энергия Гиббса образования Δ_fG⁰ (298 К, кДж/моль): −392,5 (ж)
• Стандартная энтропия образования Δ_fS⁰ (298 К, Дж/моль·K): 159,8 (ж)
• Энтальпия плавления ΔH_пл: 11,53 кДж/моль
• Температура вспышки в воздухе: 38 °C
• Температура самовоспламенения на воздухе: 454 °C
• Теплота сгорания: 876,1 кДж/моль

Уксусная кислота образует двойные азеотропные смеси со следующими веществами.

Вещество	tкип, °C	массовая доля уксусной кислоты
четыреххлористый углерод	76,5	3 %
циклогексан	81,8	6,3 %
бензол	88,05	2 %
толуол	104,9	34 %
гептан	91,9	33 %
трихлорэтилен	86,5	4 %
этилбензол	114,65	66 %
о-ксилол	116	76 %
п-ксилол	115,25	72 %
бромоформ	118	83 %

• • Уксусная кислота образует тройные азеотропные смеси
    • с водой и бензолом (t_кип 88 °C);
    • с водой и бутилацетатом (t_кип 89 °C).

Получение

• Уксусную кислоту можно получить окислением ацетальдегида кислородом воздуха. Процесс проводят в присутствии катализатора — ацетата марганца (II) Mn(CH₃COO)₂ при температуре 50-60 °С:

2 CH₃CHO + O₂ → 2 CH₃COOH

В промышленности

Окислительные методы

Ранними промышленными методами получения уксусной кислоты были окисление ацетальдегида и бутана^[5].

Ацетальдегид окислялся в присутствии ацетата марганца (II) при повышенной температуре и давлении. Выход уксусной кислоты составлял около 95 %.

Окисление н-бутана проводилось при температуре 150—200 °C и давлении 150 атм. Катализатором этого процесса являлся ацетат кобальта.

Оба метода базировались на окислении продуктов крекинга нефти. В результате повышения цен на нефть оба метода стали экономически невыгодными, и были вытеснены более совершенными каталитическими процессами карбонилирования метанола^[5].

Каталитическое карбонилирование метанола

Важным способом промышленного синтеза уксусной кислоты является каталитическое карбонилирование метанола моноксидом углерода^[6], которое происходит по формальному уравнению:

Реакция карбонилирования метанола была открыта учеными фирмы BASF в 1913 году. В 1960 году эта компания запустила первый завод, производящий уксусную кислоту этим методом.^[7] Катализатором превращения служил йодид кобальта.

Усовершенствованная реакция синтеза уксусной кислоты карбонилированием метанола была внедрена исследователями фирмы Monsanto в 1970 году.^[8][9] Это гомогенный процесс, в котором используются соли родия в качестве катализаторов, а также йодид-ионы в качестве промоторов. Важной особенностью метода является большая скорость, а также высокая селективность (99 % по метанолу и 90 % по CO).^[5]

Этим способом получают чуть более 50 % всей промышленной уксусной кислоты.^[10]

В процессе фирмы BP в качестве катализаторов используются соединения иридия.

Биохимический способ производства

При биохимическом производство уксусной кислоты используется способность некоторых микроорганизмов окислять этанол. Этот процесс называют уксуснокислым брожением. В качестве сырья используются этанолсодержащие жидкости (вино, забродившие соки), либо же просто водный раствор этилового спирта^[11].

Реакция окисления этанола до уксусной кислоты протекает при участии фермента алкогольоксидазы. Это сложный многоступенчатый процесс, который описывается формальным уравнением^[12]:

СН₃СН₂ОН + О₂ → СН₃СООН + Н₂О

Химические свойства

Уксусная кислота обладает всеми свойствами карбоновых кислот. Связь между водородом и кислородом карбоксильной группы (−COOH) карбоновой кислоты является сильно полярной, вследствие чего эти соединения способны легко диссоциировать и проявляют кислотные свойства.

В результате диссоциации уксусной кислоты образуется ацетат-ион CH₃COO⁻ и протон H⁺. Уксусная кислота является слабой одноосновной кислотой со значением pK_a в водном растворе равным 4,75. Раствор с концентрацией 1.0 M (приблизительная концентрация пищевого уксуса) имеет pH 2,4, что соответствует степени диссоциации 0,4 %.

Исследования показывают, что в кристаллическом состоянии молекулы образуют димеры, связанные водородными связями.^[13]

Уксусная кислота способна взаимодействовать с активными металлами. При этом выделяется водород и образуются соли — ацетаты.

Mg(тв) + 2CH₃COOH → (CH₃COO)₂Mg + H₂

Уксусная кислота может хлорироваться действием газообразного хлора. При этом образуется хлоруксусная кислота.

CH₃COOH + Cl₂ → CH₂ClCOOH + HCl

Этим путем могут быть получены также дихлоруксусная (CHCl₂COOH) и трихлоруксусная (CCl₃COOH) кислоты.

Уксусная кислота вступает во все реакции, характерные для карбоновых кислот. Она может быть восстановлена до этанола действием алюмогидрида лития. Уксусная кислота также может быть превращена в хлорангидрид действием тионилхлорида. Натриевая соль уксусный кислоты декарбоксилируется при нагревании со щелочью, что приводит к образованию метана.

Применение

Уксусную кислоту, концентрация которой близка к 100 %, называют ледяной. 70-80 % водный раствор уксусной кислоты называют уксусной эссенцией, а 3-15 % — уксусом^[14]. Водные растворы уксусной кислоты широко используются в пищевой промышленности (пищевая добавка E260) и бытовой кулинарии, а также в консервировании.

Уксусную кислоту применяют для получения лекарственных и душистых веществ, как растворитель (например, в производстве ацетилцеллюлозы, ацетона). Она используется в книгопечатании и крашении.

Уксусная кислота используется как реакционная среда для проведения окисления различных органических веществ. В лабораторных условиях это, например, окисление органических сульфидов пероксидом водорода, в промышленности — окисление пара-ксилола кислородом воздуха в терефталевую кислоту.

Поскольку пары уксусной кислоты обладают резким раздражающим запахом, возможно её применение в медицинских целях в качестве замены нашатырного спирта для выведения больного из обморочного состояния.

Безопасность

Пары уксусной кислоты раздражают слизистые оболочки верхних дыхательных путей. Порог восприятия запаха уксусной кислоты в воздухе находится в районе 0,4 мг/л. ПДК в атмосферном воздухе составляет 0,06 мг/м³, в воздухе рабочих помещений — 5 мг/м³.^[4]

Действие уксусной кислоты на биологические ткани зависит от степени её разбавления водой. Опасными считаются растворы, в которых концентрация кислоты превышает 30 %.^[4] Концентрированная уксусная кислота способна вызывать химические ожоги, инициирующие развитие коагуляционных некрозов прилегающих тканей различной протяженности и глубины^[15].

Токсикологические свойства уксусной кислоты не зависят от способа, которым она была получена^[16]. Смертельная доза составляет примерно 20 мл.

Последствиями приёма концентрированной уксусной кислоты являются тяжёлый ожог слизистой оболочки полости рта, глотки, пищевода и желудка; последствия всасывания уксусной эссенции — ацидоз, гемолиз, гемоглобинурия, нарушение свёртываемости крови, сопровождающееся тяжёлыми желудочно-кишечными кровотечениями. Характерно значительное сгущение крови из-за потери плазмы через обожжённую слизистую оболочку, что может вызвать шок. К опасным осложнениям отравления уксусной эссенцией относятся острая почечная недостаточность и токсическая дистрофия печени.

При приёме уксусной кислоты внутрь следует выпить большое количество жидкости. Вызов рвоты является крайне опасным, так как вторичное прохождение кислоты по пищеводу усугубит ожог. Показано промывание желудка через зонд. Необходима немедленная госпитализация.

Примечания

Ссылки

	Портал «Наука»
	Уксусная кислота на Викискладе?
	Проект «Химия»

• Уксусная кислота
• Свойства
• Плотность водных растворов уксусной кислоты в зависимости от концентрации

Растворимость кислот, оснований и солей в воде

H+ Li+ K+ Na+ NH4+ Ba2+ Ca2+ Mg2+ Sr2+ Al3+ Cr3+ Fe2+ Fe3+ Ni2+ Co2+ Mn2+ Zn2+ Ag+ Hg2+ Hg22+ Pb2+ Sn2+ Cu+ Cu2+ OH− P P P — P М Н М Н Н Н — Н Н Н Н Н — — Н Н Н Н F− P Н P P Р М Н Н М Р Н Н Н Р Р М Р Р М М Н Р Н Р Cl− P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н Р Н М — Н Р Br− P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н М Н М Р H Р I− P P P P Р Р Р Р Р Р  ? Р — Р Р Р Р Н Н Н Н М Н — S2− P P P P — Р М Н Р — — Н — Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н SO32− P P P P Р М М М Н  ?  ? М  ? Н Н Н М Н Н Н Н  ? Н  ? SO42− P P P P Р Н М Р Н Р Р Р Р Р Р Р Р М — Н Н Р Р Р NO3− P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р — Р — Р Р NO2− P P P P Р Р Р Р Р  ?  ?  ?  ? Р М  ?  ? М  ? ?  ?  ?  ?  ? PO43− P Н P P — Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н  ? Н Н Н Н CO32− М Р P P Р Н Н Н Н — — Н — Н Н — Н Н — Н — —  ? — CH3COO− P Р P P Р Р Р Р Р — Р Р — Р Р Р Р Р Р М Р — Р Р CN− P Р P P Р Р Р Р Р ? Н Н — Н Н Н Н Н Р Н Р — — Н SiO32− H Н P P  ? Н Н Н Н ? ? Н ? ? ? Н Н ? ?  ? Н ? ? ?

Одноосновные предельные карбоновые кислоты
С0	Муравьиная
С1 — С5	Уксусная (С1) · Пропионовая (С2) · Масляная (С3) · Валериановая (С4) · Капроновая (С5)
С6 — С10	Энантовая (С6) · Каприловая (С7) · Пеларгоновая (С8) · Каприновая (С9) · Ундециловая (С10)
С11 — С15	Лауриновая (С11) · Тридекановая (С12) · Миристиновая (С13) · Пентадекановая (С14) · Пальмитиновая (С15)
С16 — С20	Маргариновая (С16) · Стеариновая (С17) · Нонадекановая (С18) · Арахиновая (С19) · Генэйкозановая (С20)
С21 и более	Бегеновая (С21) · Трикозановая (С22) · Лигноцериновая (С23)  · Пентакозановая (С24)  · Церотиновая (С25)

Уксусная кислота
Общие
Систематическое наименование (b)	Этановая кислота
Сокращения	Уксус
Традиционные названия	Уксусная кислота
Хим. формула (b)	CH3COOH
Физические свойства
Состояние (b)	Жидкость
Молярная масса (b)	60,05 г/моль (b)
Плотность (b)	1,0492 г/см³
Поверхностное натяжение (b)	27,1 ± 0,01 мН/м[1], 24,61 ± 0,01 мН/м[1] и 22,13 ± 0,01 мН/м[1]
Динамическая вязкость (b)	1,056 мПа·с[2], 0,786 мПа·с[2], 0,599 мПа·с[2] и 0,464 мПа·с[2]
Энергия ионизации (b)	10,66 ± 0,01 эВ[3]
Термические свойства
Температура
• плавления (b)	16,75 °C
• кипения (b)	118,1 °C
• вспышки (b)	103 ± 1 ℉[3] и 39 ± 6 °C[4]
• самовоспламенения (b)	427 ± 1 °C[5]
Пределы взрываемости (b)	4 ± 0,1 об.%[3]
Критическая точка (b)	321,6 °C, 5,79 МПа
Мол. теплоёмк. (b)	123,4 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	−487 кДж/моль
Давление пара	11 ± 1 мм рт.ст.[3], 10 ± 1 кПа[6] и 100 ± 1 кПа[6]
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты (b)	4,76 (Ka=1,75*10-5)
Оптические свойства
Показатель преломления (b)	1,372
Структура
Дипольный момент (b)	1,74 Д (b)
Классификация
Рег. номер CAS (b)	64-19-7
PubChem (b)	176
Рег. номер EINECS (b)	200-580-7
SMILES (b)	CC(=O)O
InChI (b)	InChI=1S/C2H4O2/c1-2(3)4/h1H3,(H,3,4) QTBSBXVTEAMEQO-UHFFFAOYSA-N
Кодекс Алиментариус (b)	E260
RTECS (b)	AF1225000
ChEBI	15366
Номер ООН (b)	2789
ChemSpider (b)	171
Безопасность
Пиктограммы ECB
NFPA 704 (b)	2 3 1 ACID
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

У́ксусная кислота́ (эта́новая кислота, в быту «у́ксус», химическая формула (b) — C₂H₄O₂ или CH₃COOH, AcOH) — cлабая (b) органическая кислота (b) , относящаяся к классу предельных карбоновых кислот (b) .

При стандартных условиях (b) уксусная кислота — это одноосновная карбоновая кислота (b) , представляющая собой бесцветную жидкость с характерным запахом и кислым вкусом.

Соли и сложные эфиры уксусной кислоты называются ацета́тами (b) .

История

Уксус (b) является продуктом брожения вина (b) и известен человеку с давних времен.

Первое упоминание о практическом применении уксусной кислоты относится к III веку (b) до н. э. Греческий учёный Теофраст (b) впервые описал действие уксуса на металлы (b) , приводящее к образованию некоторых используемых в искусстве пигментов (b) . Уксус применялся для получения свинцовых белил (b) , а также ярь-медянки (b) (зелёной смеси солей меди, содержащей, помимо прочего, ацетат меди).

В Древнем Риме готовили специально прокисшее вино (b) в свинцовых горшках. В результате получался очень сладкий напиток, который называли «сапа». Сапа содержала большое количество ацетата свинца — очень сладкого вещества, которое также называют свинцовым сахаром (b) или сахаром Сатурна (b) . Высокая популярность сапы была причиной хронического отравления свинцом (b) , распространённого среди римской аристократии^[7].

В VIII веке арабский алхимик Джабир ибн Хайян (b) впервые изложил способы получения уксуса.

Во времена Эпохи Возрождения (b) уксусную кислоту получали путём возгонки ацетатов некоторых металлов (чаще всего использовался ацетат меди (II)) (при сухой перегонке (b) ацетатов металлов получается ацетон, вполне промышленный способ до середины XX века).

Свойства уксусной кислоты меняются в зависимости от содержания в ней воды (b) . В связи с этим многие века химики ошибочно считали, что кислота (b) из вина и кислота из ацетатов являются двумя разными веществами. Идентичность веществ, полученных различными способами, была показана немецким алхимиком XVI века Андреасом Либавиусом (нем. (b)  Andreas Libavius) и французским химиком Пьером Огюстом Аде (фр. (b)  Pierre Auguste Adet)^[7].

В 1847 году (b) немецкий химик Адольф Кольбе (b) впервые синтезировал уксусную кислоту из неорганических материалов. Последовательность превращений включала в себя хлорирование сероуглерода (b) до тетрахлорметана с последующим пиролизом (b) до тетрахлорэтилена. Дальнейшее хлорирование в воде привело к трихлоруксусной кислоте, которая после электролитического восстановления превратилась в уксусную кислоту^[8].

В конце XIX — начале XX века большую часть уксусной кислоты получали перегонкой древесины (b) . Основным производителем уксусной кислоты являлась Германия (b) . В 1910 году (b) ею было произведено более 10 тысяч тонн кислоты, причем около 30 % этого количества было израсходовано на производство красителя индиго (b) ^[7][9].

Физические свойства

Уксусная кислота — это одноосно́вная карбоновая кислота, представляющая собой бесцветную жидкость (b) с характерным резким запахом (b) и кислым вкусом (b) . Гигроскопична (b) . Неограниченно растворима в воде (b) . Смешивается со многими растворителями (b) ; в уксусной кислоте хорошо растворимы неорганические соединения и газы, такие как HF (b) , HCl (b) , HBr (b) , HI (b) и другие. Существует в виде циклических и линейных димеров^[10].

Абсолютная уксусная кислота называется ледяной, так как при замерзании образует льдовидную массу. Способ получения ледяной уксусной кислоты в 1789 году открыл российский химик немецкого происхождения Товий Егорович Ловиц (b) .

Давление паров

Давление паров (b) (в мм. рт. ст. (b) ):	Температура(°C)
10	17,1
40	42,4
100	62,2
400	98,1
560	109
1520	143,5
3800	180,3

• Относительная диэлектрическая проницаемость (b) : 6,15 (+20 °C)
• Динамическая вязкость (b) жидкостей и газов (в мПа·с): 1,155 (+25,2 °C); 0,79 (+50 °C)
• Поверхностное натяжение (b) : 27,8 мН/м (+20 °C)
• Удельная теплоёмкость (b) при постоянном давлении: 2,01 Дж/г·K (+17 °C)
• Стандартная энергия Гиббса (b) образования Δ_fG⁰ (298 К, кДж/моль): −392,5 (ж)
• Стандартная энтропия (b) образования Δ_fS⁰ (298 К, Дж/моль·K): 159,8 (ж)
• Энтальпия плавления ΔH_пл: 11,53 кДж/моль
• Температура вспышки в воздухе: +38 °C
• Температура самовоспламенения на воздухе: 454 °C
• Теплота сгорания (b) : 876,1 кДж/моль

Уксусная кислота образует двойные азеотропные смеси (b) со следующими веществами.

Вещество	tкип, °C	массовая доля уксусной кислоты
четырёххлористый углерод (b)	76,5	3 %
циклогексан (b)	81,8	6,3 %
бензол (b)	88,05	2 %
толуол (b)	104,9	34 %
гептан (b)	91,9	33 %
трихлорэтилен (b)	86,5	4 %
этилбензол (b)	114,65	66 %
о-ксилол (b)	116	76 %
п-ксилол (b)	115,25	72 %
бромоформ (b)	118	83 %

• Уксусная кислота образует тройные азеотропные смеси
  • с водой и бензолом (b) (t_кип +88 °C);
  • с водой и бутилацетатом (b) (t_кип +89 °C).
• Криоскопическая постоянная (b) : 3,6 К кг/моль

Получение

В промышленности

Ранними промышленными методами получения уксусной кислоты были окисление ацетальдегида (b) и бутана (b) ^[11].

Ацетальдегид окислялся в присутствии ацетата марганца(II) (b) при повышенной температуре и давлении. Выход уксусной кислоты составлял около 95 % при температуре +50—+60 °С.

Окисление н-бутана (b) проводилось при 150 атм (b) . Катализатором этого процесса являлся ацетат кобальта (b) .

Оба метода базировались на окислении продуктов крекинга нефти (b) . В результате повышения цен на нефть оба метода стали экономически невыгодными, и были вытеснены более совершенными каталитическими процессами карбонилирования метанола^[11].

Каталитическое карбонилирование метанола

Важным способом промышленного синтеза уксусной кислоты является каталитическое карбонилирование метанола (b) монооксидом углерода (b) ^[12], которое происходит по формальному уравнению:

Реакция карбонилирования метанола была открыта учеными фирмы BASF (b) в 1913 году. В 1960 году эта компания запустила первый завод, производящий уксусную кислоту этим методом.^[13] Катализатором превращения служил йодид кобальта. Метод заключался в барботаже монооксида углерода при температуре 180 °С и давлениях 200—700 атм через смесь реагентов. Выход уксусной кислоты составляет 90 % по метанолу (b) и 70 % по СО. Одна из установок была построена в Гейсмаре (шт. Луизиана (b) ) и долго оставалась единственным процессом BASF (b) в США^[14].

Усовершенствованная реакция синтеза уксусной кислоты карбонилированием метанола была внедрена исследователями фирмы Monsanto (b) в 1970 году (b) .^[15][16] Это гомогенный процесс, в котором используются соли родия (b) в качестве катализаторов, а также йодид-ионы в качестве промоторов. Важной особенностью метода является большая скорость, а также высокая селективность (99 % по метанолу и 90 % по CO).^[11]

Этим способом получают чуть более 50 % всей промышленной уксусной кислоты.^[17]

В процессе фирмы BP в качестве катализаторов используются соединения иридия (b) .

Биохимический способ производства

При биохимическом производстве уксусной кислоты используется способность некоторых микроорганизмов окислять этанол (b) . Этот процесс называют уксуснокислым брожением. В качестве сырья используются этанолсодержащие жидкости (вино (b) , забродившие соки (b) ), либо же просто водный раствор этилового спирта (b) ^[18].

Реакция окисления (b) этанола до уксусной кислоты протекает при участии фермента (b) алкогольдегидрогеназы (b) . Это сложный многоступенчатый процесс, который описывается формальным уравнением^[19]:

Гидратация ацетилена (b) в присутствии ртути (b) и двухвалентных солей ртути

 — реакция Кучерова (b)

Химические свойства

Уксусная кислота обладает всеми свойствами карбоновых кислот (b) , и иногда рассматривается как их наиболее типичный представитель (в отличие от муравьиной кислоты (b) , которая обладает некоторыми свойствами альдегидов (b) ). Связь между водородом и кислородом карбоксильной группы (b) (−COOH) карбоновой кислоты является сильно полярной, вследствие чего эти соединения способны легко диссоциировать и проявляют кислотные свойства.

В результате диссоциации уксусной кислоты образуется ацетат-ион CH₃COO⁻ и протон H⁺. Уксусная кислота является слабой одноосновной кислотой со значением pK_a в водном растворе равным 4,75. Раствор с концентрацией 1,0 M (b) (приблизительная концентрация пищевого уксуса) имеет pH (b) 2,4, что соответствует степени диссоциации (b) 0,4 %.

На слабой диссоциации уксусной кислоты в водном растворе основана качественная реакция (b) на наличие солей уксусной кислоты: к раствору добавляется сильная кислота (например, серная (b) ), если появляется запах уксусной кислоты, значит, соль уксусной кислоты в растворе присутствует (кислотные остатки уксусной кислоты, образовавшиеся из соли, связались с катионами водорода от сильной кислоты и получилось большое количество молекул уксусной кислоты)^[20].

Исследования показывают, что в кристаллическом состоянии молекулы образуют димеры, связанные водородными связями^[21].

Уксусная кислота способна взаимодействовать с активными металлами. При этом выделяется водород (b) и образуются соли — ацетаты (b) :

Уксусная кислота может хлорироваться действием газообразного хлора. При этом образуется хлоруксусная кислота:

Этим путём могут быть получены также дихлоруксусная (CHCl₂COOH) и трихлоруксусная (CCl₃COOH) кислоты.

Уксусная кислота может быть восстановлена до этанола (b) действием алюмогидрида лития (b) . Она также может быть превращена в хлорангидрид действием тионилхлорида (b) . Натриевая соль уксусной кислоты декарбоксилируется при нагревании со щелочью, что приводит к образованию метана (b) и карбоната натрия (b) .

Взаимодействует с растворимыми гидроксидами (щелочами) и не растворимыми гидроксидами

Уксусная кислота в биохимии организмов

Уксусная кислота образуется в живых организмах в процессе углеводного обмена (b) , в том числе в организме человека в процессе биохимических реакции, в частности в цикле Кребса (b) , утилизации (b) алкоголя (b) .

Применение

Уксусную кислоту, концентрация которой близка к 100 %, называют «ледяной». 70—80%-й водный раствор уксусной кислоты называют «уксусной эссенцией», а 3—15%-й — «уксусом (b) »^[22]. Водные растворы уксусной кислоты используются в пищевой промышленности (пищевая добавка (b) E260) и бытовой кулинарии, а также в консервировании и для избавления от накипи. Однако количество уксусной кислоты, используемой в качестве уксуса, очень мало, по сравнению с количеством уксусной кислоты, используемой в крупнотоннажном химическом производстве.

Уксусную кислоту применяют для получения лекарственных и душистых веществ, таких как растворитель (b) (например, в производстве ацетилцеллюлозы (b) , ацетона (b) ). Она используется в книгопечатании и крашении.

Уксусная кислота используется как реакционная среда для проведения окисления различных органических веществ. В лабораторных условиях это, например, окисление органических сульфидов (b) пероксидом водорода (b) , в промышленности — окисление пара-ксилола (b) кислородом воздуха в терефталевую кислоту (b) .

Поскольку пары уксусной кислоты обладают резким раздражающим запахом, возможно её применение в медицинских целях в качестве замены нашатырного спирта (b) для выведения больного из обморочного состояния (что является нежелательным, если только это необходимо для его эвакуации из опасного места его собственными силами).

Токсикология

Безводная уксусная кислота — едкое вещество. Пары уксусной кислоты раздражают слизистые оболочки верхних дыхательных путей. Предельно допустимая концентрация (b) в атмосферном воздухе (b) составляет 0,06 мг/м³, в воздухе рабочих помещений — 5 мг/м^3[10][23]. Порог восприятия запаха уксусной кислоты в воздухе по данным ^[10],^[24] составляет 300—500 мг/м³ (т.е. в 100 раз превышает ПДК).

Местное действие уксусной кислоты на биологические ткани зависит от степени её разбавления водой. Опасными считаются растворы, в которых концентрация кислоты превышает 30 %^[10]. Концентрированная уксусная кислота способна вызывать химические ожоги, инициирующие развитие коагуляционных некрозов (b) прилегающих тканей (b) различной протяженности и глубины^[25].

Токсикологические свойства уксусной кислоты не зависят от способа, которым она была получена^[26]. Смертельная разовая доза составляет примерно 20 мл (при энтеральном приёме в перерасчёте на 100 % кислоту).

Последствиями приёма внутрь концентрированной уксусной кислоты являются тяжёлый ожог слизистой оболочки полости рта, глотки (b) , пищевода (b) и желудка (b) ; общетоксические последствия отравления уксусной кислотой — ацидоз (b) , гемолиз (b) , гемоглобинурия (b) , нарушение свёртываемости крови, сопровождающееся тяжёлыми желудочно-кишечными кровотечениями. Характерно значительное сгущение крови из-за потери плазмы через обожжённую слизистую оболочку, что может вызвать шок (b) . К опасным осложнениям отравления уксусной эссенцией относятся острая почечная недостаточность (b) и токсическая дистрофия печени (b) .

В качестве первой помощи при приёме уксусной кислоты внутрь следует выпить большое количество жидкости. Вызов рвоты является крайне опасным, так как вторичное прохождение кислоты по пищеводу усугубит ожог, также кислое содержимое может попасть в дыхательные пути. Допускается в целях нейтрализации кислоты и защиты слизистой приём жжёной магнезии (b) , сырого яичного белка, киселя. Нельзя употреблять в этих целях соду (b) , так как образующийся углекислый газ и вспенивание будет также способствовать забросу кислоты обратно в пищевод, гортань, а также может привести к прободению стенок желудка. Показано промывание желудка через зонд. Необходима немедленная госпитализация.

При ингаляционном отравлении парами требуется ополоснуть слизистые водой или 2 % раствором пищевой соды (b) , приём внутрь молока, слабого щелочного раствора (2 % сода, щелочные минеральные воды) с последующей госпитализацией.

Примечания

1. 1 2 3 CRC Handbook of Chemistry and Physics (англ.) / W. M. Haynes — 95 — Boca Raton (b) : CRC Press (b) , 2014. — P. 6—182. — ISBN 978-1-4822-0868-9
2. 1 2 3 4 CRC Handbook of Chemistry and Physics (англ.) / W. M. Haynes — 95 — Boca Raton (b) : CRC Press (b) , 2014. — P. 6—232. — ISBN 978-1-4822-0868-9
3. 1 2 3 4 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0002.html
4. ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics (англ.) / W. M. Haynes — 95 — Boca Raton (b) : CRC Press (b) , 2014. — P. 16—19. — ISBN 978-1-4822-0868-9
5. ↑ http://www.cdc.gov/niosh/ipcsneng/neng0363.html
6. 1 2 CRC Handbook of Chemistry and Physics (англ.) / W. M. Haynes — 95 — Boca Raton (b) : CRC Press (b) , 2014. — P. 6—95. — ISBN 978-1-4822-0868-9
7. 1 2 3 Martin, Geoffrey. Industrial and Manufacturing Chemistry (неопр.). — Part 1, Organic. — London: Crosby Lockwood, 1917. — С.  330—31.
8. ↑ Goldwhite, Harold. Short summary of the career of the German organic chemist, Hermann Kolbe (англ.) // New Haven Section Bull. Am. Chem. Soc. : journal. — 2003. — September (vol. 20, no. 3). Архивировано 4 марта 2009 года.
9. ↑ Schweppe, Helmut. Identification of dyes on old textiles (неопр.) // J. Am. Inst. Conservation. — 1979. — Т. 19, № 1/3. — С.  14—23. — doi (b) :10.2307/3179569. Архивировано 29 мая 2009 года.
10. 1 2 3 4 Уксусная кислота. Дата обращения: 8 сентября 2009. Архивировано 5 июня 2008 года.
11. 1 2 3 Реутов О. А. Органическая химия. — М.: Изд-во МГУ, 1999. — Т. 4.
12. ↑ Advances in Organometallic Chemistry. Дата обращения: 3 октября 2017. Архивировано 17 сентября 2014 года.
13. ↑ Acetic Acid Production and Manufacturing Process. Дата обращения: 13 сентября 2009. Архивировано 6 октября 2009 года.
14. ↑ Б. Лич. Катализ в промышленности. Том 1. — Москва: Мир, 1986. — 324 с.
15. ↑ U.S. Patent 3 769 329
16. ↑ Патент США
17. ↑ Экологический фактор, или Окружающая среда как стимул эволюции промышленной химии. Дата обращения: 11 сентября 2009. Архивировано 28 января 2010 года.
18. ↑ Кандидат биологических наук Н. Кустова. Уксус. Что это такое и как его делают. Интернет-ресурс «Всякая всячина». Дата обращения: 2 сентября 2010. Архивировано из оригинала 20 октября 2009 года.
19. ↑ Биотехнология органических кислот и белковых препаратов: Учебное пособие (недоступная ссылка)
20. ↑ Ходаков Ю. В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А. § 8. Реакции ионного обмена // Неорганическая химия. Учебник для 9 класса. — 7-е изд. — М.: Просвещение (b) , 1976. — С. 15—18. — 2 350 000 экз.
21. ↑ Jones, R.E.; Templeton, D.H. The crystal structure of acetic acid (англ.) // Acta Crystallogr.  (англ.) (рус. (b)  : journal. — International Union of Crystallography (b) , 1958. — Vol. 11, no. 7. — P.  484—87. — doi (b) :10.1107/S0365110X58001341.
22. ↑ Уксус — статья из Большой советской энциклопедии (b) . 
23. ↑ (Роспотребнадзор). № 2400. Этановая кислота (уксусная кислота) // ГН 2.2.5.3532-18 «Предельно допустимые концентрации (ПДК) вредных веществ в воздухе рабочей зоны» / утверждены А.Ю. Поповой (b) . — Москва, 2018. — С. 162. — 170 с. — (Санитарные правила).Архивная копия от 12 июня 2020 на Wayback Machine (b)
24. ↑ Balavoine P. Observatiojns sur les Qualités Olfactifves et Gustatives des Aliments (англ.) // Mitteilungen aus dem Gebiete der Lebensmitteluntersuchung und Hygiene. — Bern: BAG, 1948. — Vol. 39. — P. 342–350. — ISSN (b) 1424-1307. цитируется по: Odor Threshold ValuesАрхивная копия от 11 июля 2020 на Wayback Machine (b) p. 73.
25. ↑ Уксусная кислота : Медицинский портал Eurolab. Дата обращения: 8 сентября 2009. Архивировано 15 декабря 2010 года.
26. ↑ www.textra-vita.com/technology Глава 17. Уксусная кислота 7. Токсиколого-гигиеническая оценка. Дата обращения: 16 мая 2011. Архивировано из оригинала 25 мая 2012 года.

Ссылки

• Уксусная кислота
• Плотность водных растворов уксусной кислоты в зависимости от концентрации

Уксусная кислота это органическое соединение, относящееся к группе карбоновых кислот. Его формула CH₃COOH, где метильная группа присоединена к карбоксильной функциональной группе.

Его название IUPAC-этановая кислота. Уксусная кислота является основным компонентом уксуса и известна с древних времен.

Раствор уксуса содержит уксусную кислоту и воду, где этановая кислота составляет от 5 до 20% по объему. Уксусная кислота в уксусе отвечает за его резкий запах и кислый вкус.

Он также имеет множество других важных применений. Здесь мы также узнаем о физических и химических свойствах уксусной кислоты.

Что такое уксусная кислота

Этановая кислота-вторая по простоте карбоновая кислота.

• Структура этановой кислоты приведена CH₃COOH.
• В твердом состоянии уксусной кислоты существует цепочка молекул с отдельными молекулами, соединенными водородными связями.
• В парообразном состоянии его димеры находятся при температуре около 120°C.
• Когда он находится в жидкой фазе, его димеры обнаруживаются в разбавленном растворе.

Структура уксусной кислоты.

Уксусная кислота с химической формулой CH₃COOH также известна как этановая кислота. Это бесцветная жидкость с характерным резким запахом.

Это органическое соединение растворимо в воде и более кисло_, чем H₂О, но менее кисло, чем минеральные кислоты.

5-8% уксусной кислоты в воде называется уксусом и широко используется в качестве консервантов в соленых огурцах.

Структура CH₃COOH в твердом состоянии существует в цепочке молекул, и они связаны друг с другом водородными связями.

Неразбавленная его версия также известна как ледяная уксусная кислота, потому что она имеет температуру плавления 16 ° C и, следовательно, часто замерзает зимой, когда погода холодная.

Молярная масса CHCOOH

По расчетам, молярная масса уксусной кислоты составляет 60,05 г/моль. Его можно рассчитать как:

(2 × 12.011) + (4 × 1.00794) + (2×15.999) г/моль = 60,05 г/моль

Физические свойства уксусной кислоты

Некоторые важные физические свойства уксусной кислоты перечислены ниже.

• Этановая или уксусная кислота имеет резкий уксусный запах и кислый вкус.
• Это бесцветная жидкость.
• Он закипает при 391 тыс.
• Его плотность в жидком виде составляет 1,049 г/см³.
• Он может смешиваться с водой, спиртом, эфиром во всех пропорциях.
• В воде он растворяется с выделением тепла и уменьшением объема.
• Он агрессивен по своей природе и вызывает появление волдырей при контакте с кожей.

В нем растворены сера, йод и многие другие органические соединения.

Температура плавления уксусной кислоты

Температура плавления уксусной кислоты составляет 289,5 К или 16,5°С.

При охлаждении ниже этой температуры он образует кристаллы, похожие на лед. Поэтому чистую и безводную кислоту обычно называют ледяной уксусной кислотой, где ледяная означает ледяная.

Химические свойства уксусной кислоты

Уксусная кислота является второй простейшей формой метильной группы, содержащей карбоновую кислоту, с химическим названием CH₃ и связана с группой карбоновых кислот (COOH).

Другими словами, мы можем сказать, что это ацетильная группа (CH₃CO), связанная с гидроксильной группой (OH).

Структура CH₃COOH показывает, что она содержит гибридизацию sp 2. Этановая кислота ведет себя как димер в жидком и парообразном состоянии из-за межмолекулярной водородной связи. На рисунке 2 показана структура.

Кислотность (Реакция с металлами, щелочами)

1. Известно, что этановая кислота вступает в реакцию с активными металлами, такими как Na, с выделением водорода. Эта реакция аналогична реакции этанола.

CH₃COOH + Na → CH₃COONa+H₂

2. Уксусная кислота вступает в реакцию с NaOH с образованием соли и воды.

CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O

3.CH₃COOH также вступает в реакцию с карбонатом натрия и гидрокарбонатом натрия, которые являются более слабыми основаниями и выделяют CO₂.

Na₂CO₃ + 2 CH₃COOH → 2 CH₃COONa + CO₂ + H₂O

CH₃COOH + NaHCO₃ → NaC₃COO + H₂O + CO₂

Хлориды кислот

Он вступает в реакцию с тионилхлоридом и образует ацетилхлорид.

CH3COOH + SOCl₂ → CH₃COCl + HCl + SO₂

Кислотный ангидрид

Уксусная кислота вступает в реакцию с хлоридом кислоты в присутствии основания и высвобождает уксусный ангидрид.

CH₃CO₂H → CH₂ =C=O + H₂O

CH₃CO₂H + CH₂=C=O → (CH₃CO)₂O

Эфир

Когда любой спирт вступает в реакцию с любой карбоновой кислотой, он образует сложные эфиры. Когда уксусная кислота вступает в реакцию с этиловым спиртом, это приводит к образованию этилэтаноата.

CH₃COOH + C₂H₅OH → CH₃COOC₂H₅ + H₂O

CH₃COOH в качестве растворителя

Уксусная кислота является полярным протонным растворителем. Это кислотный растворитель, так как он может передавать ион H⁺ растворяемому веществу.

Он часто используется в таких реакциях, как алкилирование Фриделя-Крафта. С его помощью можно получить терефталевую кислоту.

Некоторые важные химические свойства уксусной кислоты приведены ниже:

• Карбоксильная функциональная группа в этановой кислоте вызывает ионизацию соединения, получаемого в результате реакции: CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
• Кислотное качество уксусной кислоты обусловлено высвобождением протона, описанного выше в равновесной реакции.
• В растворе воды константа кислотной диссоциации (pKa) этановой кислоты 4,76.
• CHCOO⁻, ацетат является конъюгированным основанием уксусной кислоты.
• Уксусная кислота не диссоциирует полностью, так как видно, что рН раствора этановой кислоты с концентрацией 1,0 М составляет 2,4.
• Уксусная кислота-полярный протонный растворитель с диэлектрической проницаемостью 6,2 в жидкой форме.

Получение Уксусной Кислоты

Этановая кислота получают промышленным способом главным образом путем карбонилирования. Этот процесс состоит из следующих этапов

1. CH₃OH + HI → CH₃I + H₂O

2. CH₃I + CO → CH₃COI

3. CH₃COI + H₂O → CH₃COOH + HI

Другие Методы

Окисление ацетальдегида

2 CH₃CHO + O₂ → 2 CH₃CO₂Н

При некоторых условиях и с использованием катализаторов может образовываться уксусная кислота. В этой реакции образуется несколько значительных побочных продуктов, например муравьиная кислота, этилацетат и т.д.

Окисление этилена

В присутствии палладиевого катализатора мы можем получить уксусную кислоту из этилена.

C₂Н₄ + O₂ → CH₃CO₂Н

Окислительная ферментация

В присутствии достаточного количества кислорода уксуснокислые бактерии могут производить этановую кислоту из пищевых продуктов.

C₂H₅OH + O₂ → CH₃COOH + H₂O

Анаэробное Брожение

C₆H12O₆ → 3 CH₃COOH

Некоторые анаэробные бактерии, такие как ацетобактерии, могут превращать сахар непосредственно в уксусную кислоту.

Помимо этих методов, исследователи также пытаются получить уксусную кислоту путем окисления отходящих газов промышленных процессов

Реакции с уксусной кислотой

Уксусная кислота подвергается почти всем реакциям карбоновой кислоты.

• Уксусная кислота подвергается разложению при нагревании выше 440°C с образованием либо метана и двуокиси углерода, либо воды и этанола, указанных в уравнениях.

CH₃COOH + Тепло → CO + CH₄

Ch₃COOH + Тепло → H₂C=C=O + H₂O

• При воздействии уксусной кислоты некоторые металлы, такие как магний, железо и цинк, подвергаются коррозии. Эта реакция приводит к образованию ацетатных солей. Когда магний вступает в реакцию с уксусной кислотой, он дает ацетат магния и водород, указанные в уравнении.

2CH₃COOH + Mg → Mg(CH₃COO)₂ (ацетат магния) + H₂

• Ацетатные соли образуются, когда уксусная кислота вступает в реакцию со щелочами, как описано в уравнении.

ЧКУХ + КОХ → ЧКУК + Н₂О

• Соединения, образующиеся при реакции с карбонатами, представляют собой соли ацетата, воду и диоксид углерода.

2CH₃COOH + Na₂CO₃ (карбонат натрия) → 2CH₃COONa +CO₂ + H₂O

CH₃COOH + NaHCO₃ (бикарбонат натрия) → CH₃COOHNa +CO₂ +H₂O

Применение уксусной кислоты

• Этановая кислота используется в производстве различных красителей, пластмасс, тканей, шелка и парфюмерии.
• Его проще всего использовать в качестве столового уксуса.
• В медицине он используется как местное раздражающее средство.
• В резиновой промышленности он также используется в качестве коагулянта.
• Он также используется в качестве коагулирующего агента в резиновой промышленности.
• Он полезен при производстве ацетата, ацетона и сложных эфиров, используемых в различных отраслях промышленности.
• Он широко используется в производстве VAM (мономера винилацетата).
• При лечении рака его вводят непосредственно в опухоль.
• Уксусная кислота обладает желательными свойствами растворителя, а также способностью образовывать смешиваемые смеси как с полярными, так и с неполярными соединениями. Следовательно, это очень важный промышленный растворитель. Он широко используется в промышленном производстве диметилтерефталата (ДМТ).
• Это активное бактерицидное дезинфицирующее средство, которое также эффективно против большинства других бактерий.

Часто задаваемые вопросы?

Какие физические свойства у уксусная кислота?

Физические свойства уксусной кислоты. Уксусная кислота в чистом виде – это бесцветная жидкость, которая имеет плотность 1, 05 г/см². Она способна интенсивно поглощать влагу из воздуха.

Достигая температуры 16,6°С кислота кристаллизуется в бесцветные кристаллы, плотность которых – 1,105 г/см2.

Какая это кислота CH₃COOH?

Уксусная кислота (CH₃COOH) – это концентрированный уксус, знакомый человечеству с давних времён. Его изготовляли путём брожения вина, т.е. углеводов и спиртов.

Сколько процентов уксусная кислота?

Уксусную кислоту, концентрация которой близка к 100 %, называют ледяной. 70—80%-й водный раствор уксусной кислоты называют уксусной эссенцией, а 3—15%-й — уксусом.

Какова плотность ледяной уксусной кислоты?

100% уксусная кислота («ледяная») имеет плотность около 1,05 кг/л, таким образом при росте концентрации CH₃COOH плотность раствора сначала возрастает, но затем (при концентрациях от 80% до 100%) убывает до 1,05 кг/л. С ростом температуры плотность раствора снижается.

Приведите некоторые методы приготовления уксусной кислоты?

В промышленности уксусную кислоту получают карбонилированием метанола. Эти два соединения вступают в реакцию с образованием промежуточного продукта йодистого метила, который затем вступает в реакцию с монооксидом углерода.

Полученное соединение вступает в реакцию с водой с образованием уксусной кислоты. Здесь карбонильный комплекс необходим в качестве катализатора на второй стадии.

Уравнения процесса подготовки являются:

CH₃OH (метанол) + HI (йодистый водород) → CH₃I (промежуточное соединение йодистого метила) + H₂O

CO (монооксид углерода) + CH₃I → CH₃COI (ацетил иодид)

H₂O+CH₃COI→ CH₃COOH (уксусная кислота) + HI

Другим методом подготовки является :

Он также может быть получен окислением ацетальдегида, где в качестве металлических катализаторов могут быть использованы нафталиновые соли кобальта, хрома и марганца.

2CH₃CHO+ O₂ → 2CH₃COOH.

В чем может заключаться опасность уксусной кислоты?

Хотя уксусная кислота является слабой кислотой, но ее концентрированная форма вызывает коррозию кожи, которая вызывает волдыри и ожоги.

Длительное воздействие паров уксусной кислоты при вдыхании около восьми часов при 10 промилле может вызвать некоторое раздражение глаз, носа и горла.

Раздражение легких и возможное повреждение легких, глаз и кожи могут привести к 100 промилле.

Работники, контактирующие с уксусной кислотой в течение длительного периода, могут страдать бронхитом, фарингитом, эрозией открытых зубов, а также конъюнктивитом. Таким образом, в основном опасность зависит от концентрации кислоты.

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).

---