Ion амониева (NH4 +) Формула, Свойства и Употреба



на амониев йон е положително заредена полиатомна катион, чиято химична формула е NH4+. 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 + Н+ → NH4+

Амонийът е също заместен заместен амин или заместен амониев катион. Например, метиламониев хлорид е йонна сол с формула СН3NH4С1, където хлорният йон е свързан с метиламин.

Амониевият йон има свойства, много подобни на по-тежките алкални метали и често се счита за близък роднина. Очаква се амонякът 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.

индекс

  • 1 Свойства
    • 1.1 Разтворимост и молекулно тегло
    • 1.2 Свойства на киселинната основа
    • 1.3 Амониеви соли
  • 2 Използване
  • 3 Препратки

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 се образува амониев йон съгласно реакцията:

NH3 + Н2О → NH4+ + OH-

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 азот поема протон от средата, увеличавайки концентрацията на хидроксидни йони съгласно уравнението

NH3 + СН3COOH = NH4+ + СН3COO-

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

NH4+ + NaOH 'NH3 + Na+ + Н2О

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 при разбирането на кривите на титруване и разбирането на поведението на вещества като аминокиселини.

Амониеви соли

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

NH3 + HX → NH4X

Така, със солна киселина, той образува амониев хлорид (NH.)4Cl); С азотна киселина, амониев нитрат (NH4NO3с въглена киселина ще образува амониев карбонат ((NH4)2CO3) и т.н..

Доказано е, че перфектно сух амоняк няма да се комбинира с перфектно суха солна киселина, като влажността 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. Въпреки това, той е токсичен и за повечето видове култури и рядко се прилага като единствен източник на азот (база данни, Human Metabolome, 2017).

Азотът (N), свързан с протеини в мъртва биомаса, се консумира от микроорганизми и се превръща в амониеви йони (NH4 +), които могат да бъдат директно абсорбирани 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 нитрат е известно като нитрификация. Този процес разглежда няколко стъпки и се медиира от автотрофни, задължителни аеробни бактерии.

В наводнените почви окисляването на NH4 + е ограничено. Уреята се разлага от ензима уреаза или се химически хидролизира до амоняк и СО2.

В 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 подвижен 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 за храни и лекарства (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 храни, 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, S.F.). 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 баланса на киселинното основание при пациенти..

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 камъни от калциев оксалат.
  • Малко амоняк в урината и високо рН на урината предполага бъбречна тубуларна ацидоза. Тези пациенти са изложени на риск от калциев фосфат.
  • Пациентите с калциеви оксалатни камъни и калциев фосфат често се третират с цитрат, за да повишат цитрата на урината (естествен инхибитор на растежа на калциев оксалат и 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 прекалено високо при лечение 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. Добрата доза първоначален 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..

препратки

  1. База данни, човешки метаболом. (2017, 2 март). Показване на метабокс за амоняк. Изтеглено от: hmdb.ca.
  2. Johnston, F.J. (2014). Амониева сол. възстановен от accessscience: accessscience.com.
  3. Национален център за биотехнологична информация. (2017, 25 февруари). PubChem Compound Database; CID = 16741146. Изтеглено от PubChem.
  4. PNA асоциация на калиев нитрат. (2016 г.). Нитрат (NO3-) спрямо амониев (NH4 +). възстановен от kno3.org.
  5. Кралско химическо дружество. (2015). Амониев йон. Извлечено от chemspider: chemspider.com.
  6. Sposito, G. (2011, 2 септември). Почва. Възстановен от британската енциклопедия: britannica.com.
  7. Тест ID: RAMBO Амоний, Случайна, Урина. (S.F.). Възстановен от encyclopediamayomedicallaboratorie.com.
  8. VIAS Енциклопедия. (2004, 22 декември). Амониеви соли. Възстановен от енциклопедия vias.org.