Jonu amonija (NH4 +) formula, īpašības un lietošanas veidi



The amonija jonu ir pozitīvi uzlādēta polimātiskā katija, kuras ķīmiskā formula ir NH4+. Molekula nav plakana, bet tai ir tetrahedrona forma. Četri stūri ir četri ūdeņraža atomi.

Ammonjaka slāpeklim ir pāris nesaderīgi elektroni, kas spēj pieņemt protonu (Lewis bāzi), tāpēc amonija jonu veido amonjaka protonēšana saskaņā ar reakciju: NH3 + H+ → NH4+

Amonijs ir arī aizvietoti aizvietoti amīni vai aizvietoti amonija katjoni. Piemēram, metilamonija hlorīds ir jonu sāls ar formulu CH3NH4Cl, kur hlorīda jonu saistās ar metilamīnu.

Amonija jonam piemīt īpašības, kas ir ļoti līdzīgas smagākiem sārmu metāliem un bieži tiek uzskatītas par tuviem radiniekiem. Paredzams, ka amonijs darbosies kā metāls ļoti augstā spiedienā, piemēram, milzu gāzes planētām, piemēram, Urānam un Neptūnam..

Amonija jonam ir svarīga loma proteīnu sintēzes procesā cilvēka organismā. Īsāk sakot, visām dzīvajām būtnēm ir vajadzīgas olbaltumvielas, ko veido aptuveni 20 dažādas aminoskābes. Lai gan augi un mikroorganismi var sintezēt lielāko daļu aminoskābju no slāpekļa atmosfērā, dzīvnieki nevar.

Cilvēkiem dažas aminoskābes vispār nevar sintezēt un tās ir jālieto kā būtiskas aminoskābes.

Citas aminoskābes tomēr var sintezēt ar mikroorganismiem kuņģa-zarnu traktā, izmantojot amonjaka jonus. Tādējādi šī molekula ir galvenais skaitlis slāpekļa ciklā un proteīnu sintēze.

Indekss

  • 1 Rekvizīti
    • 1.1. Šķīdība un molekulmasa
    • 1.2. Skābes bāzes īpašības
    • 1.3 Amonija sāļi
  • 2 Lietojumi
  • 3 Atsauces

Rekvizīti

Šķīdība un molekulmasa

Amonija jonu molekulmasa ir 18,039 g / mol un šķīdība 10,2 mg / ml ūdens (Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs, 2017). Izšķīdinot amonjaku ūdenī, amonija jonu veido pēc reakcijas:

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Tas palielina hidroksila koncentrāciju vidē, kas palielina šķīduma pH (Royal Society of Chemistry, 2015).

Skābes bāzes īpašības

Amonija jonu pKb ir 9,25. Tas nozīmē, ka pie pH, kas pārsniedz šo vērtību, būs skāba uzvedība, un zemākā pH līmenī būs pamata uzvedība.

Piemēram, izšķīdinot amonjaku etiķskābē (pKa = 4,76), brīvais elektronu pāri pārņem protonu no vides, kas palielina hidroksīda jonu koncentrāciju saskaņā ar vienādojumu:

NH3 + CH3COOH ⇌ NH4+ + CH3COO-

Tomēr spēcīgas bāzes, piemēram, nātrija hidroksīda (pKa = 14,93) klātbūtnē, amonija jonu vidē iegūst protonu atbilstoši reakcijai:

NH4+ + NaOH ⇌ NH3 + Na+ + H2O

Noslēgumā, pie pH zemāka par 9,25, slāpeklis tiks protonēts, kamēr pH ir augstāks par šo vērtību, tas tiks deprotonēts. Tas ir ļoti svarīgi, lai saprastu titrēšanas līknes un saprastu vielu, piemēram, aminoskābju, uzvedību.

Amonija sāļi

Viena no raksturīgākajām amonjaka īpašībām ir tā spēja apvienoties tieši ar skābēm, lai veidotu sāļus saskaņā ar reakciju:

NH3 + HX → NH4X

Tādējādi ar sālsskābi tā veido amonija hlorīdu (NH4Cl); Ar slāpekļskābi, amonija nitrātu (NH. \ T4NĒ3), ar ogļskābi veidos amonija karbonātu ((NH. \ t4)2CO3) utt.

Ir pierādīts, ka perfekti sausa amonjaka netiks apvienota ar pilnīgi sausu sālsskābi, kuras mitrums ir nepieciešams, lai izraisītu reakciju (VIAS Encyclopedia, 2004).

Lielākā daļa vienkāršo amonija sāļu ir ļoti labi šķīst ūdenī. Izņēmums ir amonija heksahloroplatināts, kura veidošanās tiek izmantota kā amonija tests. Amonija nitrāta un īpaši perhlorāta sāļi ir ļoti sprādzienbīstami, šajos gadījumos reducētājs ir amonija.

Neparastā procesā amonija jonus veido amonija. Šādas sugas tiek gatavotas ar amonija šķīduma elektrolīzi, izmantojot dzīvsudraba katodu. Šis amalgams beidzot sadalās, lai atbrīvotu amonjaku un ūdeņradi (Johnston, 2014).

Viens no visbiežāk sastopamajiem amonija sāļiem ir amonija hidroksīds, kas vienkārši ir ūdenī izšķīdināts amonjaks. Šis savienojums ir ļoti izplatīts un dabiski sastopams vidē (gaisā, ūdenī un augsnē), kā arī visos augos un dzīvniekos, ieskaitot cilvēkus..

Lietojumi

Amonijs ir svarīgs slāpekļa avots daudzām augu sugām, īpaši tām, kas aug hipoksiskās augsnēs. Tomēr tas ir toksisks arī vairumam augu sugu un reti tiek izmantots kā vienīgais slāpekļa avots (datu bāze, cilvēka metabolisms, 2017).

Slāpekli (N), kas saistīts ar olbaltumvielām mirušajā biomasā, patērē mikroorganismi un pārvērš amonija jonos (NH4 +), kurus var tieši absorbēt augu saknes (piemēram, rīsi)..

Amonija jonus nitrozomonu baktērijas parasti pārvērš nitrītu jonos (NO2-), kam seko Nitrobacter baktēriju otrā pārvēršana par nitrātu (NO3-)..

Trīs galvenie lauksaimniecībā izmantojamie slāpekļa avoti ir urīnviela, amonija un nitrāts. Amonija bioloģisko oksidāciju par nitrātu sauc par nitrifikāciju. Šajā procesā tiek aplūkoti vairāki soļi, un to veicina autotrofiski, obligāti aerobās baktērijas.

Applūdušās augsnēs NH4 + oksidācija ir ierobežota. Urea izdalās ar fermentu ureazi vai ķīmiski hidrolizējas uz amonjaku un CO2.

Amortizācijas stadijā amonjaku pārvērš amonija jonu amonija jonos (NH4 +). Nākamajā solī nitrificējošās baktērijas pārvērš amonija nitrātu (nitrifikāciju)..

Šo formu, ļoti mobilu slāpekli, visbiežāk absorbē augu augi, kā arī augsnes mikroorganismi.

Lai aizvērtu slāpekļa ciklu, atmosfērā esošais gāzveida slāpeklis tiek pārveidots par biomasas slāpekli ar Rhizobium baktērijām, kas dzīvo pākšaugu (piemēram, lucernas, zirņi un pupiņas) un pākšaugu (piemēram, alksnis) sakņu audos. un cianobaktērijas un Azotobacter (Sposito, 2011).

Ar amonija (NH4 +) ūdens augiem var absorbēt un iekļaut slāpekli proteīnos, aminoskābēs un citās molekulās. Augsta amonija koncentrācija var palielināt aļģu un ūdens augu augšanu.

Pārtikas apstrādē plaši izmanto amonija hidroksīdu un citus amonija sāļus. Pārtikas un zāļu administrācijas (FDA) noteikumi nosaka, ka amonija hidroksīds ir drošs ("vispārēji atzīts par drošu" vai "GRAS") kā rauga līdzeklis, pH kontroles līdzeklis un apdares līdzeklis. virspusēji.

To pārtikas produktu saraksts, kuros tiek izmantots amonija hidroksīds kā tieša pārtikas piedeva, ir plašs, un tas ietver ceptas preces, sierus, šokolādes, citus konditorejas izstrādājumus (piemēram, konfektes) un pudiņus. Amonija hidroksīdu izmanto arī kā pretmikrobu līdzekli gaļas produktos.

Amonjaku citos veidos (piem., Amonija sulfāts, amonija algināts) izmanto garšvielās, sojas proteīnu izolātos, uzkodās, ievārījumos un želejās, un bezalkoholiskos dzērienus (PNA kālija nitrāta asociācija, 2016).

Amonija mērījumi tiek izmantoti RAMBO testā, īpaši noderīgi acidozes cēloņa diagnosticēšanai (Testa ID: RAMBO amonijs, nejaušs, urīns, S.F.). Nieres regulē skābes izdalīšanos un sistēmiskā skābes bāzes līdzsvaru.

Amonija daudzuma maiņa urīnā ir svarīgs veids, kā nieres var veikt šo uzdevumu. Amonija līmeņa noteikšana urīnā var dot priekšstatu par skābes bāzes bilances izmaiņu cēloni pacientiem.

Amonija līmenis urīnā var sniegt arī daudz informācijas par skābes ikdienas ražošanu konkrētajā pacientā. Tā kā lielākā daļa indivīda skābes slodzes rodas no uzņemtajiem proteīniem, amonija daudzums urīnā ir labs proteīna uzņemšanas rādītājs diētā..

Amonija mērījumi urīnā var būt īpaši noderīgi, lai diagnosticētu un ārstētu pacientus ar nieru akmeņiem:

  • Augsts amonija līmenis urīnā un zems urīna pH liecina par zarnu trakta zudumiem. Šie pacienti ir pakļauti urīnskābes un kalcija oksalāta akmeņiem.
  • Neliels amonija daudzums urīnā un augsts urīna pH liecina par nieru tubulāro acidozi. Šie pacienti ir pakļauti kalcija fosfātu akmeņiem.
  • Pacienti ar kalcija oksalāta akmeņiem un kalcija fosfātu bieži tiek ārstēti ar citrātu, lai paaugstinātu urīna citrātu (dabisks kalcija oksalāta un kalcija fosfāta kristāla augšanas inhibitors)..

Tomēr, tā kā citrāts tiek metabolizēts bikarbonātā (bāze), šī viela var arī palielināt urīna pH. Ja urīna pH ir pārāk augsts, lietojot citrātu, kalcija fosfāta akmeņu risku var nejauši palielināt.

Amonija urīna kontrole ir veids, kā titrēt citrāta devu un izvairīties no šīs problēmas. Labs sākotnējā citrāta deva ir aptuveni puse no amonija izdalīšanās ar urīnu (katra mEq)..

Jūs varat uzraudzīt šīs devas ietekmi uz amonija, citrāta un urīna pH vērtībām un pielāgot citrāta devu, pamatojoties uz atbildes reakciju. Urīna amonija pilienam jānorāda, vai pašreizējais citrāts ir pietiekams, lai daļēji (bet ne pilnībā) novērstu šī pacienta ikdienas skābes slodzi..

Atsauces

  1. Datu bāze, cilvēka metabolisms. (2017. gada 2. marts). Rāda metabokardu amonija saturam. Saturs iegūts no: hmdb.ca.
  2. Johnston, F. J. (2014). Amonija sāls. atgūstas no accessscience: accessscience.com.
  3. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2017. gada 25. februāris). PubChem Compound datu bāze; CID = 16741146. Izgūti no PubChem.
  4. PNA kālija nitrāta asociācija. (2016). Nitrāts (NO3-) pret amonija (NH4 +). atgūti no kno3.org.
  5. Karaliskā ķīmijas biedrība. (2015). Amonija jonu. Izgūti no chemspider: chemspider.com.
  6. Sposito, G. (2011, 2. septembris). Augsne Atgūts no britannica enciklopēdijas: britannica.com.
  7. Testa ID: RAMBO amonijs, nejaušs, urīns. (S.F.). Atgūts no enciklopediamayomedicallaboratorie.com.
  8. VIAS enciklopēdija. (2004. gada 22. decembris). Amonija sāļi. Atgūts no enciklopēdijas vias.org.