Амониев йон (NH4 +): Формула, свойства и употреби

Амониевият йон е положително зареден многоатомния катион, чиято химична формула е NH ₄ +. Молекулата не е плоска, но има форма на тетраедър. Четирите атома на водорода съставляват четирите ъгъла.

Азотът от амоняка има двойка неразположени електрони, способни да приемат протон (основа на Люис), следователно амониевият йон се образува от протонирането на амоняка съгласно реакцията: NH3 + H + → NH4 +

Амонийът също е заместен заместен амин или заместен амониев катион. Например, метиламониев хлорид е йонна сол с формула СНзН4С1, където хлоридният йон е свързан към метиламин.

Амониевият йон има свойства, много подобни на по-тежките алкални метали и често се счита за близък роднина. Очаква се амонийът да се държи като метал при много високи налягания, като например в огромни газови планети като Уран и Нептун.

Амониевият йон играе важна роля в синтеза на протеини в човешкото тяло. Накратко, всички живи същества се нуждаят от протеини, които се образуват от около 20 различни аминокиселини. Докато растенията и микроорганизмите могат да синтезират повечето аминокиселини от азота в атмосферата, животните не могат.

За хората някои аминокиселини изобщо не могат да бъдат синтезирани и трябва да се консумират като незаменими аминокиселини.

Други аминокиселини обаче могат да бъдат синтезирани от микроорганизми в стомашно-чревния тракт с помощта на амонячни йони. Така, тази молекула е ключова фигура в азотния цикъл и в синтеза на протеини.

свойства

Разтворимост и молекулно тегло

Амониевият йон има молекулно тегло 18, 039 g / mol и разтворимост от 10, 2 mg / ml вода (Национален център за биотехнологична информация, 2017). При разтваряне на амоняк във вода, амониевият йон се образува съгласно реакцията:

NH3 + Н20 → NH4 + ОН-

Това увеличава концентрацията на хидроксил в средата, повишавайки рН на разтвора (Royal Society of Chemistry, 2015).

Киселинни основни свойства

Амониевият йон има pKb от 9.25. Това означава, че при рН над тази стойност ще има кисело поведение и при по-ниско рН ще има основно поведение.

Например, при разтваряне на амоняк в оцетна киселина (pKa = 4.76), свободната електронна двойка от азот поема протон от средата, увеличавайки концентрацията на хидроксидни йони съгласно уравнението:

NH3 + CH3COOH, NH4 + + CH3COO-

Обаче, в присъствието на силна основа, като натриев хидроксид (рКа = 14.93), амониевият йон дава протон към средата съгласно реакцията:

NH4 + + NaOH> NH3 + Na + + H20

В заключение, при рН по-ниско от 9.25, азотът ще бъде протониран, докато при рН по-висока от тази стойност ще бъде депротониран. Това е много важно за разбирането на кривите на титруване и разбирането на поведението на вещества като аминокиселини.

Амониеви соли

Един от най-характерните свойства на амоняка е неговата способност да се комбинира директно с киселини за образуване на соли според реакцията:

NH3 + HX → NH4X

Така, със солна киселина, се образува амониев хлорид (NH4C1); С азотна киселина, амониев нитрат (NH ₄ NO ₃ ), с въглеродна киселина ще образуват амониев карбонат ((NH ₄ ) ₂ CO ₃ ) и т.н.

Показано е, че перфектно сух амоняк няма да се комбинира с перфектно суха солна киселина, като влагата е необходима за предизвикване на реакцията (VIAS Encyclopedia, 2004).

Повечето прости амониеви соли са много разтворими във вода. Изключение прави амониевият хексахлорплатинат, чието образуване се използва като тест за амоняк. Солите на амониевия нитрат и особено перхлората са силно експлозивни, в тези случаи амониевият агент е редуктор.

В един необичаен процес амониевите йони образуват амалгама. Такива видове се приготвят чрез електролиза на амониев разтвор, като се използва живачен катод. Тази амалгама в крайна сметка се разлага за освобождаване на амоняк и водород (Johnston, 2014).

Една от най-често използваните амониеви соли е амониевият хидроксид, който е просто амоняк, разтворен във вода. Това съединение е много често срещано и се среща естествено в околната среда (във въздуха, водата и почвата) и във всички растения и животни, включително хора.

приложения

Амонийът е важен източник на азот за много растителни видове, особено тези, които растат на хипоксични почви. Той е също така токсичен за повечето видове култури и рядко се прилага като единствен източник на азот (база данни, Human Metabolome, 2017).

Азотът (N), свързан с протеините в мъртвата биомаса, се консумира от микроорганизми и се превръща в амониеви йони (NH4 +), които могат да се абсорбират директно от корените на растенията (например ориз).

Амониевите йони обикновено се превръщат в нитритни йони (NO2-) от нитрозомонасните бактерии, последвано от второ превръщане в нитрат (NO3-) от Nitrobacter бактерии.

Трите основни източника на азот, използвани в селското стопанство, са карбамид, амоний и нитрати. Биологичното окисление на амония до нитрати е известно като нитрификация. Този процес разглежда няколко етапа и се медиира от автотрофни, задължителни аеробни бактерии.

В наводнените почви окисляването на NH4 + е ограничено. Уреята се разлага чрез уреазен ензим или химически хидролизира до амоняк и СО2.

На етапа на амонификация амонякът се превръща чрез амониеви бактерии в амониевия йон (NH4 +). В следващата стъпка амонийът се превръща чрез нитрифициране на бактериите в нитрат (нитрификация).

Тази форма, много мобилен азот, се абсорбира най-често от корените на растенията, както и от микроорганизми в почвата.

За затваряне на азотния цикъл газообразният азот в атмосферата се превръща в биомасен азот чрез Rhizobium бактерии, които живеят в кореновите тъкани на бобови растения (например люцерна, грах и боб) и бобови растения (като елша) и от цианобактериите и Azotobacter (Sposito, 2011).

Чрез амониеви (NH4 +) водни растения могат да абсорбират и включват азот в протеини, аминокиселини и други молекули. Високите концентрации на амоняк могат да увеличат растежа на водораслите и водните растения.

Амониевият хидроксид и другите амониеви соли се използват широко в хранителната промишленост. Правилата на Агенцията по храните и лекарствата (FDA) гласят, че амониевият хидроксид е безопасен ("общопризнат като безопасен" или GRAS) като дрождев агент, рН контролен агент и довършително средство. повърхностно в храната.

Списъкът на храните, в които амониевият хидроксид се използва като пряка хранителна добавка, е обширен и включва печени изделия, сирена, шоколадови бонбони, други сладкарски продукти (например бонбони) и пудинги. Амониевият хидроксид се използва и като антимикробно средство в месните продукти.

Амонякът в други форми (напр. Амониев сулфат, амониев алгинат) се използва в подправки, соеви протеинови изолати, закуски, конфитюри и желета и безалкохолни напитки (PNA асоциация на калиев нитрат, 2016).

Измерването на амония се използва в RAMBO теста, особено полезен при диагностициране на причината за ацидоза (тест ID: RAMBO Ammonium, Random, Urine, SF). Бъбреците регулират киселинната екскреция и системния киселинен основен баланс.

Промяната на количеството амоний в урината е важен начин за бъбреците да изпълняват тази задача. Измерването на нивото на амония в урината може да даде представа за причината за промяна на киселинното базисно равновесие при пациентите.

Нивото на амоний в урината също може да осигури много информация за дневната продукция на киселина в даден пациент. Тъй като по-голямата част от киселинното натоварване на индивида идва от погълнатите протеини, количеството амоний в урината е добър показател за прием на протеини в храната.

Амониевите измервания в урината могат да бъдат особено полезни за диагностициране и лечение на пациенти с камъни в бъбреците:

• Високите нива на амоний в урината и ниското рН на урината предполагат постоянни стомашно-чревни загуби. Тези пациенти са изложени на риск от пикочна киселина и калциеви оксалатни камъни.
• Малко амоний в урината и високо рН на урината предполага бъбречна тубуларна ацидоза. Тези пациенти са изложени на риск от калциев фосфат.
• Пациенти с калциеви оксалатни камъни и калциев фосфат често се третират с цитрат за повишаване на цитрата на урината (естествен инхибитор на калциев оксалат и растеж на кристал калциев фосфат).

Обаче, тъй като цитратът се метаболизира в бикарбонат (основа), това лекарство може също да повиши рН на урината. Ако рН на урината е твърде високо при третирането с цитрат, рискът от калциеви фосфатни камъни може да бъде неволно увеличен.

Мониторингът на амониевата урина е начин да се титрира дозата на цитрата и да се избегне този проблем. Добра доза от началния цитрат е приблизително половината от екскрецията на амоний в урината (в mEq на всеки).

Можете да наблюдавате ефекта на тази доза върху стойностите на амония, цитрата и рН на урината и да коригирате дозата на цитрата въз основа на отговора. Спадът на амоняка в урината трябва да покаже дали настоящият цитрат е достатъчен за частично (но не напълно) противодействие на дневното киселинно натоварване на този пациент.