На амониев йон е положително заредена полиатомен катион, чиято химична формула е NH 4 +. Молекулата не е плоска, а е оформена като тетраедър. Четирите водородни атома съставят четирите ъгъла.
Амонячният азот има неразделена двойка електрони, способни да приемат протона (основа на Луис), поради което амониевият йон се образува при протонирането на амоняк според реакцията: NH 3 + H + → NH 4 +
Фигура 1: Структура на амониевия йон.
Наименованието амоний също се дава на заместени амини или заместени амониеви катиони. Например, метиламониев хлорид е йонна сол с формула СН 3 NH 4 Cl където хлорид йон е прикрепена към метиламин.
Амониевият йон има свойства, много подобни на по-тежките алкални метали и често се счита за близък роднина. Очаква се амоният да се държи като метал при много високо налягане, като вътре в планетите от гигантски газове 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 са съставени от около 20 различни аминокиселини. Докато растенията и микроорганизмите могат да синтезират повечето аминокиселини от азот 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. По този начин тази молекула е ключова фигура в азотния цикъл и в синтеза на протеини.
Имоти
Разтворимост и молекулно тегло
Амониевият йон има молекулно тегло 18.039 g / mol и разтворимост 10.2 mg / ml вода (Национален център за информация за биотехнологиите, 2017). Разтварянето на амоняк във вода образува амониевия йон според реакцията:
NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH -
Това увеличава концентрацията на хидроксил в средата чрез повишаване на pH на разтвора (Royal Society of Chemistry, 2015).
Свойства на киселинната основа
Амониевият йон има pKb от 9,25. Това означава, че при pH по-високо от тази стойност ще има киселинно поведение, а при по-ниско рН ще има основно поведение.
Например, при разтваряне на амоняк в оцетна киселина (pKa = 4,76), свободната електронна двойка азот взема протон от средата, увеличавайки концентрацията на хидроксидните йони в съответствие с уравнението:
NH 3 + CH 3 COOH ⇌ NH 4 + + CH 3 COO -
Въпреки това, в присъствието на силна основа, като натриев хидроксид (рКа = 14.93), амониевият йон дава протон на средата според реакцията:
NH 4 + + NaOH ⇌ NH 3 + Na + + H 2 O
В заключение, при рН по-малко от 9,25, азотът ще бъде протониран, докато при pH по-голямо от тази стойност ще бъде депротониран. Това е от изключително значение за разбирането на кривите на титриране и разбирането на поведението на вещества като аминокиселини.
Амониеви соли
Едно от най-характерните свойства на амоняка е неговата сила да се комбинира директно с киселини и да образува соли в зависимост от реакцията:
NH 3 + HX → NH 4 X
По този начин, със солна киселина се образува амониев хлорид (NH 4 Cl); С азотна киселина, амониев нитрат (NH 4 NO 3), с въглеродна киселина той ще образува амониев карбонат ((NH 4) 2 CO 3) и т.н.
Доказано е, че перфектно сухият амоняк няма да се комбинира с идеално суха солна киселина, като влагата е необходима за предизвикване на реакцията (VIAS Encyclopedia, 2004).
Повечето от прости амониеви соли са много разтворими във вода. Изключение прави амониевият хексахлороплатинат, чието образуване се използва като тест за амоний. Солите на амониевия нитрат и особено перхлората са силно експлозивни, в тези случаи амоний е редуциращото средство.
При 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 разгражда, за да освободи амоняк и водород (Johnston, 2014).
Една от най-разпространените амониеви соли е амониевият хидроксид, който е просто амоняк, разтворен във вода. Това съединение е много разпространено и се среща естествено в околната среда (във въздуха, водата и почвата) и във всички растения и животни, включително хора.
Приложения
Амоният е важен източник на азот за много растителни видове, особено за тези, които растат в хипоксични почви. Въпреки това той е токсичен за повечето видове култури и рядко се прилага като единствен източник на азот (Database, 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 абсорбирани директно от корените на растенията (например ориз).
Амониевите йони обикновено се превръщат в нитритни йони (NO2-) от нитрозомонасните бактерии, последвани от второ превръщане в нитрати (NO3-) от бактерии Nitrobacter.
Трите основни източника на азот, използвани в селското стопанство, са урея, амоний и нитрати. Биологичното окисляване на амония до нитрат е известно като нитрификация. Този процес включва няколко стъпки и се медиира от облигационни аеробни, автотрофни бактерии.
В наводнените почви окисляването на NH4 + е ограничено. Урея се разгражда от ензима уреаза или химически хидролизиран до амоняк и CO2.
В етапа на амонизация амонякът се превръща чрез амонизиращи бактерии в амониев йон (NH4 +). В следващия етап амоният се превръща чрез нитрифициране на бактерии в нитрати (нитрификация).
Тази силно подвижна форма на азот се абсорбира най-често от корените на растенията, както и от микроорганизмите в почвата.
За да се затвори азотният цикъл, азотният газ в атмосферата се превръща в азот от биомаса от бактерии Rhizobium, които живеят в кореновите тъкани на бобовите растения (например люцерна, грах и боб) и бобови растения (като елша). и от цианобактерии и Azotobacter (Sposito, 2011).
Чрез амоний (NH4 +) водните растения могат да абсорбират и включат азот в протеини, аминокиселини и други молекули. Високите концентрации на амоняк могат да увеличат растежа на водорасли и водни растения.
Амониевият хидроксид и други амониеви соли се използват широко при преработката на храни. Правилата за управление на храните и лекарствата (FDA) посочват, че амониевият хидроксид е безопасен („общопризнат като безопасен“ или GRAS) като агент за дрожди, рН контролиращ агент и завършващ агент. повърхностни в храната.
Списъкът с храни, в които амониевият хидроксид се използва като пряка хранителна добавка, е обширен и включва хлебни изделия, сирена, шоколади, други сладкарски изделия (напр. Бонбони) и пудинги. Амониевият хидроксид се използва и като антимикробно средство в месни продукти.
Амонякът в други форми (напр. Амониев сулфат, амониев алгинат) се използва в подправки, соеви протеинови изолати, закуски, конфитюри и желета и безалкохолни напитки (асоциация на PNA калиев нитрат, 2016).
Измерването на амоняк се използва в теста RAMBO, особено полезен при диагностициране на причината за ацидоза (ID на теста: RAMBO Ammonium, Random, Urine, SF). Бъбрекът регулира екскрецията на киселина и системния киселинно-алкален баланс.
Промяната на количеството амоняк в урината е важен начин за бъбреците да направят това. Измерването на нивото на амоняк в урината може да даде представа за причината за нарушаване на киселинно-алкалния баланс при пациентите.
Нивото на амоняк в урината също може да предостави много информация за дневното производство на киселина при даден пациент. Тъй като по-голямата част от киселинното натоварване на индивида идва от погълнатия протеин, количеството амоняк в урината е добър показател за диетичния прием на протеини.
Измерванията на амоняк в урината могат да бъдат особено полезни за диагностика и лечение на пациенти с камъни в бъбреците:
- Високите нива на амоняк в урината и ниско рН на урината предполагат постоянни стомашно-чревни загуби. Тези пациенти са изложени на риск от камъни с пикочна киселина и калциев оксалат.
- Малко амоняк в урината и високо рН на урината подсказват бъбречна тубулна ацидоза. Тези пациенти са изложени на риск от калциево фосфатни камъни.
- Пациентите с калциев оксалат и калциево фосфатни камъни често се лекуват с цитрат за повишаване на цитрата на урината (естествен инхибитор на растежа на калциев оксалат и калциев фосфат).
Тъй като обаче цитратът се метаболизира до бикарбонат (основа), това лекарство може също да повиши pH на урината. Ако pH на урината е твърде високо при лечение с цитрат, рискът от поява на калциево фосфатни камъни може да се увеличи неволно.
Наблюдението на урината за амоняк е един от начините за титриране на дозата на цитрат и избягване на този проблем. Добра начална доза цитрат е около половината екскреция на амоний с урината (в mEq от всяка).
Ефектът от тази доза върху амониевия, цитратния и рН стойностите на урината може да бъде проследен и дозата на цитрата да се коригира въз основа на отговора. Капка амоняк в урината трябва да показва дали настоящият цитрат е достатъчен за частично (но не напълно) компенсиране на дневния киселинен товар на дадения пациент.
Препратки
- База данни, човешки метаболоми. (2017 г., 2 март). Показване на метабокса за Амоний. Възстановено от: hmdb.ca.
- Johnston, FJ (2014). Амониева сол. Извлечено от accessscience: accessscience.com.
- Национален център за информация за биотехнологиите. (2017 г., 25 февруари). PubChem Compound Database; CID = 16741146. Извлечено от PubChem.
- Асоциация на калиевия нитрат PNA (2016 г.). Нитрат (NO3-) срещу амоний (NH4 +). извлечено от kno3.org.
- Кралско химическо дружество. (2015). Амониев йон. Възстановени от chemspider: chemspider.com.
- Sposito, G. (2011, 2 септември). Почва. Възстановено от енциклопедия britannica: britannica.com.
- Идентификационен номер на теста: RAMBO амоний, случаен, урина. (SF). Възстановена от encyclopediamayomedicallaboratorie.com.
- VIAS Енциклопедия. (2004 г., 22 декември). Амониеви соли Възстановено от енциклопедия vias.org.