Іон амонію (NH4+) Формула, властивості та використання

іон амонію є позитивно зарядженим багатоатомним катіоном, хімічна формула якого NH₄ +. Молекула не пласка, але має форму тетраедра. Чотири атоми водню становлять чотири кути.

Азот аміаку має пару нерозділених електронів, здатних приймати протон (основа Льюїса), тому іон амонію утворюється при протонуванні аміаку відповідно до реакції: NH₃ + H + → NH₄ +

Амоній також є заміщені заміщені аміни або заміщені катіони амонію. Наприклад, хлорид метиламонію являє собою іонну сіль формули CH₃Нью-Гемпшир₄Cl де хлорид-іон пов'язаний з метиламіном.

Іон амонію має властивості, дуже схожі на більш важкі лужні метали, і часто вважається близьким родичем. Очікується, що амоній поводитиметься як метал при дуже високих тисках, наприклад, усередині гігантських газових планет, таких як Уран та Нептун.

Іон амонію відіграє важливу роль у синтезі білків в організмі людини. Коротше кажучи, всі живі істоти потребують білків, які утворені приблизно 20 різними амінокислотами. У той час як рослини та мікроорганізми можуть синтезувати більшість амінокислот з азоту в атмосфері, тварини не можуть.

Для людини деякі амінокислоти взагалі не можуть бути синтезовані і повинні споживатися як незамінні амінокислоти.

Інші амінокислоти, однак, можуть бути синтезовані мікроорганізмами у шлунково-кишковому тракті за допомогою іонів аміаку. Таким чином, ця молекула є ключовою фігурою в азотному циклі та в синтезі білків.

• 1 властивості
  • 1.1 Розчинність та молекулярна вага
  • 1.2 Кислотно-основні властивості
  • 1.3 Солі амонію

  властивості

  Розчинність та молекулярна вага

  Іон амонію має молекулярну масу 18039 г/моль і розчинність 10,2 мг/мл води (Національний центр біотехнологічної інформації, 2017). При розчиненні аміаку у воді іон амонію утворюється за реакцією

  Це збільшує концентрацію гідроксилу у середовищі, збільшуючи рН розчину (Royal Society of Chemistry, 2015).

  Кислотно-основні властивості

  Іон амонію має pKb 9,25. Це означає, що при рН вище це значення матиме кислу поведінку, а при нижчому рН матиме основну поведінку.

  Наприклад, при розчиненні аміаку в оцтовій кислоті (рКа = 4,76) вільна електронна пара азоту відбирає протон із середовища, збільшуючи концентрацію гідроксид-іонів відповідно до рівняння:

  Однак у присутності сильної основи, такої як гідроксид натрію (pKa = 14,93), іон амонію дає протон у середу відповідно до реакції:

  Нью-Гемпшир₄ + + NaOH ⇌ NH₃ + не доступно + + H₂Про

  На закінчення, при рН нижче 9,25 азот протонуватиметься, а при рН вище цього значення він буде депротонований. Це дуже важливо для розуміння кривих титрування і розуміння поведінки таких речовин, як амінокислоти.

  Солі амонію

  Однією з найбільш характерних властивостей аміаку є його здатність з'єднуватися безпосередньо з кислотами з утворенням солей відповідно до реакції:

  Таким чином, із соляною кислотою утворюється хлорид амонію (NH₄Cl); З азотною кислотою, аміачною селітрою (NH)₄НІ₃), з вуглекислотою утворюється карбонат амонію ((NH₄)₂Колорадо₃) і т. д.

  Було продемонстровано, що сухий аміак не поєднуватиметься з ідеально сухою соляною кислотою, а вологість необхідна для реакції (VIAS Encyclopedia, 2004).

  Найпростіші солі амонію дуже добре розчиняються у воді. Винятком є ​​гексахлороплатинат амонію, освіта якого використовується як тест на амоній. Солі нітрату амонію і особливо перхлорату дуже вибухонебезпечні, у разі амоній є відновником.

  У незвичайному процесі іони амонію утворюють амальгаму. Такі види отримують електроліз розчину амонію з використанням ртутного катода. Ця амальгама зрештою розкладається з виділенням аміаку та водню (Johnston, 2014).

  Однією з найпоширеніших солей амонію є гідроксид амонію, який легко розчиняється у воді. Ця сполука дуже поширена і зустрічається в природі в навколишньому середовищі (у повітрі, воді та грунті) і у всіх рослин і тварин, включаючи людину.

  додатків

  Амоній є важливим джерелом азоту для багатьох видів рослин, особливо тих, що ростуть на гіпоксичних ґрунтах. Тим не менш, він також токсичний для більшості видів сільськогосподарських культур і рідко застосовується як єдине джерело азоту (база даних, метаболом людини, 2017).

  Азот (N), пов'язаний з білками в мертвій біомасі, споживається мікроорганізмами і перетворюється на іони амонію (NH4+), які можуть безпосередньо поглинатися корінням рослин (наприклад, рисом).

  Іони амонію зазвичай перетворюються на нітрит-іони (NO2-) бактеріями нітросомонас з подальшим повторним перетворенням на нітрат (NO3-) бактерій Nitrobacter.

  Трьома основними джерелами азоту, які у сільському господарстві, є сечовина, амоній і нітрат. Біологічне окислення амонію до нітрату відоме як нітрифікація. Цей процес складається з декількох етапів і опосередковується автотрофними, обов'язковими аеробними бактеріями.

  У затоплених ґрунтах окислення NH4+ обмежене. Сечовина розкладається під дією ферменту уреази або хімічно гідролізується до аміаку та CO2.

  На стадії амоніфікації аміак за допомогою бактерій, що амонізують, перетворюється на іон амонію (NH4+). На наступному етапі амоній перетворюється нітрифікуючими бактеріями на нітрат (нітрифікація).

  Ця форма, дуже рухливий азот, найчастіше поглинається корінням рослин, а також мікроорганізмами в грунті.

  Щоб замкнути азотний цикл, газоподібний азот в атмосфері перетворюється на азот біомаси бактеріями ризобію, які живуть у кореневих тканинах бобових (наприклад, люцерни, гороху та бобів) та бобових (таких як вільха), а також ціанобактеріями та азотобактерами (Sposito, 20).

  Через амоній (NH4+) водні рослини можуть поглинати та включати азот у білки, амінокислоти та інші молекули. Високі концентрації амонію можуть збільшити зростання водоростей та водних рослин.

  Гідроксид амонію та інші солі амонію широко використовуються у харчовій промисловості. Положення Управління з контролю за продуктами та ліками (FDA) свідчать, що гідроксид амонію є безпечним («загальновизнаним безпечним» або GRAS) як дріжджовий агент, засоби контролю pH та оздоблювальний агент. поверхневий у їжі.

  Список продуктів, в яких гідроксид амонію використовується як пряма харчова добавка, обширний і включає випічку, сири, шоколад, інші кондитерські вироби (наприклад, цукерки) і пудинги. Гідроксид амонію також використовується як антимікробний агент у м'ясних продуктах.

  Аміак в інших формах (наприклад, сульфат амонію, альгінат амонію) використовується в приправах, ізолятах соєвого білка, закусках, джемах та желе, а також у безалкогольних напоях (асоціація нітрату калію PNA, 2016).

  Вимір вмісту амонію використовується в тесті RAMBO, особливо корисно при діагностиці причини ацидозу (ідентифікатор тесту: RAMBO Ammonium, Random, Urine, S.F.). Нирка регулює екскрецію кислоти та системний кислотно-лужний баланс.

  Зміна кількості амонію в сечі є важливим способом для нирок виконати це завдання. Вимірювання рівня амонію в сечі може допомогти зрозуміти причину зміни кислотно-лужного балансу у пацієнтів.

  Рівень амонію в сечі може також надати багато інформації про щоденне вироблення кислоти у пацієнта. Так як більша частина кислотного навантаження людини відбувається через вживання в їжу білків, кількість амонію в сечі є хорошим показником споживання білка в раціоні.

  Вимірювання вмісту амонію в сечі може бути особливо корисним для діагностики та лікування пацієнтів з камінням у нирках:

  • Високий рівень амонію в сечі і низький рівень рН в сечі передбачають шлунково-кишкові втрати, що продовжуються. Ці пацієнти схильні до ризику утворення каменів із сечової кислоти та оксалату кальцію.
  • Невелика кількість амонію в сечі та високий рН сечі свідчить про нирковий канальцевий ацидоз.Ці пацієнти схильні до ризику кальцій-фосфатного каміння.
  • Пацієнтів з камінням оксалату кальцію та фосфатом кальцію часто лікують цитратом для підвищення рівня цитрату сечі (природного інгібітора росту оксалату кальцію та кристалів фосфату кальцію).

  Проте, оскільки цитрат метаболізується до бікарбонату (основи), цей препарат також може підвищити рН сечі. Якщо при обробці цитратом рН сечі занадто високий, ризик виникнення фосфатного каміння може бути ненавмисно підвищений.

  Моніторинг сечі амонію – це спосіб титрувати дозу цитрату та уникнути цієї проблеми. Хороша доза вихідного цитрату становить приблизно половину екскреції амонію із сечею (в мг-екв кожного).

  Ви можете відстежувати вплив цієї дози на значення амонію, цитрату та рН сечі, а також коригувати дозу цитрату залежно від реакції. Падіння амонію в сечі має вказувати на те, чи достатньо поточного цитрату, щоб частково (але не повністю) протидіяти щоденному кислотному навантаженню цього пацієнта.

  посилання

  1. База даних, метабол людини. (2017, 2 березня). Показано метабокарди для амонію. Отримано від: hmdb.ca.
  2. Джонстон Ф.Дж. (2014). Сіль амонію. одужав від accessscience: accessscience.com.
  3. Національний центр біотехнологічної інформації (2017, 25 лютого). база даних PubChem Compound; CID = 16741146. Отримано з Пабхіму.
  4. ПНК калій - нітратна асоціація. (2016). Нітрат (NO3-) порівняно з амонієм (NH4+). відновлено з kno3.org.
  5. Королівське хімічне суспільство. (2015). Іон амонію. Отримано з chemspider: chemspider.com.
  6. Спозито Г. (2011, 2 вересня). Ґрунт. Вилучено із енциклопедії Британника: britannica.com.
  7. Ідентифікатор тесту: Рамбо Амоній, Рандом, Сеча. (S.F.).Відновлений від encyclopediamayomedicallaboratorie.com.
  8. ВІАС Енциклопедія. (2004, 22 грудня). Солі амонію. Відновлено із енциклопедії vias.org.

  Амоній

  Амоній (вільний радикал) - Атомна група (або радикал) складу NH₄, що не існує у вільному вигляді [1] [2] . Амоній (вільний радикал), як і короткоживучі вільні радикали, схильний до рекомбінації як і атом водню утворює молекулу водню [3] .Амоній (вільний радикал) можна стабілізувати заморожуванням чи матриці як амальгамы. [3] [4]

  Амоній (катіон) – позитивно заряджений поліатомний іон із хімічною формулою NH₄ +. Амоній (катіон) з протиіоном утворюють солі амонію, амонієві сполуки, останні входять у великий клас онієвих сполук. [5]

  Амоній (Лат. Ammonium ) - багатоатомний неорганічний катіон, продукт протонування аміаку. У з'єднаннях грає роль одновалентного металу. Хімічна формула - NH₄ +. При розчиненні аміаку в розчинах кислот відбувається реакція протонування:

  Іон амонію є правильним тетраедром з азотом у центрі та атомами водню у вершинах тетраедра. Розмір іона - 1,43 Å [6] .

  Існує також короткоживучий вільний радикал амонію з формулою NH₄ [7] (Див. Вільний амоній).

  Дисоціація солей амонію

  При дисоціації солей амонію у водних розчинах утворюється катіон амонію, наприклад:

  Властивості солей амонію

  Більшість солей амонію — безбарвні кристалічні речовини, які добре розчиняються у воді і легко розкладаються при нагріванні з виділенням газів.

  • Міцність солей амонію дуже відрізняється. Якщо записати реакцію аміаку з кислотами наступним чином:

  то чим сильніший кислотний залишок Х − утримує катіон Н + , тим важче відбувається прямий процес і легше зворотний. Тому чим менше константа дисоціації кислоти, тим менш стійка її амонійна сіль. Так, сіль сильної кислоти HCl хлорид амонію NH₄Cl цілком стабільний при кімнатній температурі, а сіль слабкої вугільної кислоти у умовах помітно розкладається.

  Амонієві солі летких кислот при нагріванні розкладаються, виділяючи газоподібні продукти, які при охолодженні знову утворюють сіль:

  Якщо сіль утворена нелетючою кислотою, нагріванням можна видалити NH₃:

  • Якщо аніон солі амонію містить атом-окислювач, то при її нагріванні відбувається реакція внутрішньомолекулярного окислення-відновлення, наприклад:

  Реакція виявлення амонію

  Реакція для виявлення амонію - виділення аміаку при дії їдких лугів на солі амонію:

  Широко використовується для спектрофотометричного кількісного аналізу реакція з реактивом Несслера.

  Вільний амоній

  При спробі одержання у вільному вигляді амоній розпадається на аміак та водень. Однак за певних умов можливе виділення дуже нестабільного вільного амонію NH₄. Вперше він був отриманий при відновленні розчину амонію хлориду амальгамою натрію у вигляді тістоподібної маси, що виділяє водень і аміак. Надалі його вдалося отримати у рідкому аміаку. Якщо діяти NH₄I на синій розчин металевого натрію в рідкому аміаку, він знебарвлюється внаслідок реакції за схемою:

  Так як виділення водню при цьому не спостерігається і безбарвна рідина, що утворилася, легко приєднує йод (імовірно – за схемою: 2NH₄ + I₂ = 2NH₄I), цілком імовірно, що вона містить вільний радикал – NH₄. Помітне розкладання останнього із виділенням водню починає йти лише вище мінус 40 °C. [3]

  Існує також амальгама амонію. Останній у амальгамі значно стійкіший, ніж у вільному стані, і розкладається на аміак і водень порівняно повільно [4] .

  Заміщені сполуки амонію

  Органічні

  Атоми водню в амонії можуть бути заміщені органічні радикали. Існують сполуки одно-, двох-, трьох-і навіть чотиризаміщеного амонію. Гідроксиди чотиризаміщеного амонію (наприклад, гідроксид тетраметиламонію) можуть бути виділені у вільному стані і є набагато сильнішими лугами, ніж сам амоній та його похідні меншою мірою заміщення.

  Неорганічні

  Тетрафторамоній [NF₄] + є амоній, всі чотири атоми водню в якому заміщені фтором. Тетрафторамоній є однією з небагатьох сполук, в яких азот має ступінь окислення +5, є найсильнішим окислювачем і стійкий лише у поєднанні з комплексними фтористими аніонами, наприклад, тетрафторборатом [BF₄] − .

  також

  Література

  • Некрасов Б. В. Основи загальної хімії. - 14-те вид. - М.: Держхіміздат, 1962. - 976 с.
  • Амоній, амоніум // Енциклопедичний словник Брокгауза та Єфрона: У 86 томах (82 т. і 4 дод.). - СПб. , 1890-1907.

  Примітки

  1. ↑Амоній, амоніум//ЕСБЕ
  2. ↑ Словник іншомовних слів. - 15-е вид., Випр. - М.: Русс.яз, 1988. - С. 32. - 608 с.
  3. ↑ 123Некрасов, 1962, с. 347
  4. ↑ 12Некрасов, 1962, с. 659
  5. ↑Onium compounds// IUPAC Gold Book
  6. ↑Н. С. Ахметов. Неорганічна хімія. Навчальний посібник для вузів. - 2-ге вид., перероб. та дод. - М.: Вища школа, 1975. - С. 394. - 672 с.
  7. ↑Некрасов, 1962, с. 339

  Wikimedia Foundation. 2010 .