Amonija jons ir pozitīvi uzlādēts polyatomic katjons, kura ķīmiskā formula ir NH 4 + . Molekuls nav plakans, bet ir veidots kā tetraedrs. Četri ūdeņraža atomi veido četrus stūrus.
Amonjaka slāpeklim ir nedalīts elektronu pāris, kas spēj pieņemt protonu (Lūisa bāze), tāpēc amonija jonu veido, amonjaka protonējot atbilstoši reakcijai: NH 3 + H + → NH 4 +
1. attēls: Amonija jonu struktūra.
Nosaukums amonijs tiek dots arī aizvietotajiem amīniem vai aizvietotajiem amonija katjoniem. Piemēram, metilamonija hlorīds ir jonu sāls ar formulu CH 3 NH 4 Cl, kur hlorīds jons ir piestiprināts pie metilamīna.
Amonija jonam ir īpašības, kas ir ļoti līdzīgas smagākajiem sārmu metāliem, un to bieži uzskata par tuvu radinieku. Paredzams, ka amonijs izturēsies kā metāls pie ļoti augsta spiediena, piemēram, tādu gāzu milzu planētu iekšienē kā Urāns un Neptūns.
Amonija jonam ir nozīmīga loma olbaltumvielu sintēzē cilvēka ķermenī. Īsāk sakot, visām dzīvajām lietām nepieciešami proteīni, kas sastāv no apmēram 20 dažādām aminoskābēm. Kaut arī augi un mikroorganismi atmosfērā var sintezēt lielāko daļu aminoskābju no slāpekļa, dzīvnieki to nevar.
Cilvēkiem dažas aminoskābes vispār nevar sintezēt, un tās ir jālieto kā neaizstājamās aminoskābes.
Citas aminoskābes tomēr var sintezēt mikroorganismi kuņģa-zarnu traktā ar amonjaka jonu palīdzību. Tādējādi šī molekula ir galvenā figūra slāpekļa ciklā un olbaltumvielu sintēzē.
Īpašības
Šķīdība un molekulmasa
Amonija jona molekulmasa ir 18,039 g / mol un šķīdība - 10,2 mg / ml ūdens (Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs, 2017). Izšķīdinot amonjaku ūdenī, amonija jonu iegūst pēc reakcijas:
NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH -
Tas palielina hidroksilkoncentrāciju barotnē, palielinot šķīduma pH (Royal Society of Chemistry, 2015).
Skābju bāzes īpašības
Amonija jonam pKb ir 9,25. Tas nozīmē, ka, ja pH ir augstāks par šo vērtību, tam būs skāba izturēšanās un zemākā pH - tā būs pamata uzvedība.
Piemēram, izšķīdinot amonjaku etiķskābē (pKa = 4,76), brīvais slāpekļa elektronu pāris ņem barotni no barotnes, palielinot hidroksīda jonu koncentrāciju pēc vienādojuma:
NH 3 + CH 3 COOH ⇌ NH 4 + + CH 3 COO -
Tomēr spēcīgas bāzes, piemēram, nātrija hidroksīda (pKa = 14,93) klātbūtnē amonija jons rada reakcijai barotni vidē atbilstoši reakcijai:
NH 4 + + NaOH ⇌ NH 3 + Na + + H 2 O
Noslēgumā jāsaka, ka pie pH, kas mazāks par 9,25, slāpeklis tiks protonēts, savukārt, ja pH ir lielāks par šo vērtību, tas tiks deprotonēts. Tas ir ārkārtīgi svarīgi, lai izprastu titrēšanas līknes un izprastu tādu vielu kā aminoskābes izturēšanos.
Amonija sāļi
Viena no raksturīgākajām amonjaka īpašībām ir tā spēja tieši apvienoties ar skābēm, veidojot sāļus atkarībā no reakcijas:
NH 3 + HX → NH 4 X
Tādējādi ar sālsskābi tas veido amonija hlorīdu (NH 4 Cl); Ar slāpekļskābi, amonija nitrātu (NH 4 NO 3 ), ar ogļskābi tas veidos amonija karbonātu ((NH 4 ) 2 CO 3 ) utt.
Ir pierādīts, ka pilnīgi sauss amonjaks netiks apvienots ar perfekti sausu sālsskābi, jo mitrums ir nepieciešams, lai izraisītu reakciju (VIAS Encyclopedia, 2004).
Lielākā daļa vienkāršo amonija sāļu ir ļoti labi šķīstoši ūdenī. Izņēmums ir amonija heksahlorplatināts, kura veidošanos izmanto kā amonija pārbaudi. Amonija nitrāta un jo īpaši perhlorāta sāļi ir ļoti eksplozīvi, šajos gadījumos amonijs ir reducētājs.
Neparastā procesā amonija joni veido amalgamu. Šādas sugas sagatavo elektrolīzē amonija šķīdumu, izmantojot dzīvsudraba katodu. Šī amalgama galu galā sadalās, lai atbrīvotu amonjaku un ūdeņradi (Johnston, 2014).
Viens no visizplatītākajiem amonija sāļiem ir amonija hidroksīds, kas ir vienkārši ūdenī izšķīdināts amonjaks. Šis savienojums ir ļoti izplatīts un dabiski atrodams vidē (gaisā, ūdenī un augsnē), kā arī visos augos un dzīvniekos, ieskaitot cilvēkus.
Lietojumprogrammas
Amonijs ir svarīgs slāpekļa avots daudzām augu sugām, īpaši tām, kuras aug hipoksiskās augsnēs. Tomēr tas ir toksisks arī lielākajai daļai kultūru sugu un reti tiek izmantots kā vienīgais slāpekļa avots (Database, Human Metabolome, 2017).
Slāpekli (N), kas saistīts ar olbaltumvielām atmirušajā biomasā, patērē mikroorganismi un pārvērš amonija jonos (NH4 +), ko var tieši absorbēt augu saknes (piemēram, rīsi).
Amonija jonus nitrosomonas baktērijas parasti pārvērš nitrītu jonos (NO2-), pēc tam Nitrobacter baktērijas otrreiz pārvēršas nitrātos (NO3-).
Trīs galvenie slāpekļa avoti, ko izmanto lauksaimniecībā, ir urīnviela, amonijs un nitrāti. Amonija bioloģiskā oksidācija par nitrātu ir pazīstama kā nitrifikācija. Šis process ietver vairākas darbības, un to vada obligāti aerobās, autotrofiskās baktērijas.
Applūdušās augsnēs ir ierobežota NH4 + oksidēšana. Karbamīdu sadala fermenta ureāze vai ķīmiski hidrolizē līdz amonjakam un CO2.
Amonifikācijas posmā amonjaks tiek pārveidots, amonificējot baktērijas amonija jonā (NH4 +). Nākamajā posmā amoniju nitrificējošās baktērijas pārvērš nitrātā (nitrifikācija).
Šo ļoti mobilo slāpekļa formu visbiežāk absorbē augu saknes, kā arī mikroorganismi augsnē.
Lai noslēgtu slāpekļa ciklu, slāpekļa gāzi atmosfērā pārveido par biomasas slāpekli Rhizobium baktērijas, kas dzīvo pākšaugu (piemēram, lucernas, zirņu un pupiņu) un pākšaugu (piemēram, alkšņa) sakņu audos. un ar zilaļģēm un Azotobaktērijām (Sposito, 2011).
Caur amoniju (NH4 +) ūdens augi var absorbēt un iekļaut slāpekli olbaltumvielās, aminoskābēs un citās molekulās. Augsta amonjaka koncentrācija var palielināt aļģu un ūdens augu augšanu.
Amonija hidroksīds un citi amonija sāļi tiek plaši izmantoti pārtikas pārstrādē. Pārtikas un zāļu pārvaldes (FDA) noteikumos teikts, ka amonija hidroksīds ir drošs ("vispār atzīts par drošu" jeb GRAS) kā rauga līdzeklis, pH kontroles līdzeklis un apdares līdzeklis. virspusējs pārtikā.
To pārtikas produktu saraksts, kuros amonija hidroksīdu izmanto kā tiešu pārtikas piedevu, ir plašs, un tajā ietilpst cepamie izstrādājumi, sieri, šokolādes, citi konditorejas izstrādājumi (piemēram, konfektes) un pudiņi. Amonija hidroksīdu gaļas izstrādājumos izmanto arī kā pretmikrobu līdzekli.
Citādas formas amonjaks (piemēram, amonija sulfāts, amonija algināts) tiek izmantots garšvielās, sojas olbaltumvielu izolātos, uzkodās, ievārījumos un želejās, kā arī bezalkoholiskos dzērienos (PNA kālija nitrāta asociācija, 2016).
Amonjaka mērīšana tiek izmantota RAMBO testā, īpaši noderīga, lai diagnosticētu acidozes cēloni (Testa ID: RAMBO Amonijs, nejaušs, urīns, SF). Nieres regulē skābes izdalīšanos un sistēmisku skābju-bāzes līdzsvaru.
Amonjaka daudzuma mainīšana urīnā ir svarīgs veids, kā nieres to var izdarīt. Amonjaka līmeņa noteikšana urīnā var sniegt ieskatu par skābes-bāzes līdzsvara traucējumu cēloni pacientiem.
Amonjaka līmenis urīnā var sniegt arī daudz informācijas par ikdienas skābes ražošanu konkrētam pacientam. Tā kā lielākā daļa indivīda skābes slodzes rodas no uzņemtajiem olbaltumvielām, amonjaka daudzums urīnā ir labs olbaltumvielu uzņemšanas rādītājs uzturā.
Urīna amonjaka mērījumi var būt īpaši noderīgi, diagnosticējot un ārstējot pacientus ar nierakmeņiem:
- Augsts amonjaka līmenis urīnā un zems urīna pH līmenis norāda uz pastāvīgiem kuņģa-zarnu trakta zudumiem. Šiem pacientiem ir urīnskābes un kalcija oksalāta akmeņu risks.
- Neliels amonjaka daudzums urīnā un augsts urīna pH līmenis norāda uz nieru kanāliņu acidozi. Šiem pacientiem ir risks kalcija fosfāta akmeņiem.
- Pacientus ar kalcija oksalātu un kalcija fosfāta akmeņiem bieži ārstē ar citrātu, lai paaugstinātu urīna citrātu (dabisks kalcija oksalāta un kalcija fosfāta kristālu augšanas inhibitors).
Tā kā citrāts tiek metabolizēts par bikarbonātu (bāzi), šīs zāles var arī paaugstināt urīna pH. Ja urīna pH ir pārāk augsts, apstrādājot ar citrātu, var netīši palielināties kalcija fosfāta akmeņu risks.
Amonjaka līmeņa kontrole urīnā ir viens no veidiem, kā titrēt citrāta devu un izvairīties no šīs problēmas. Laba citrāta sākuma deva ir apmēram puse no amonija izdalīšanās urīnā (katra mEq).
Var kontrolēt šīs devas ietekmi uz amonija, citrāta un pH līmeni urīnā un pielāgot citrāta devu, pamatojoties uz reakciju. Amonjaka līmeņa samazināšanās urīnā norāda, vai pašreizējais citrāts ir pietiekams, lai daļēji (bet ne pilnībā) kompensētu šī pacienta ikdienas skābes daudzumu.
Atsauces
- Datu bāze, cilvēka metabolisms. (2017. gads, 2. marts). Rāda amonija metabokardu. Atgūts no: hmdb.ca.
- Džonstons, FJ (2014). Amonija sāls. Izgūts no accessscience: accessscience.com.
- Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2017. gads, 25. februāris). PubChem salikto datu bāze; CID = 16741146. Izgūts no PubChem.
- PNA kālija nitrāta asociācija. (2016). Nitrāts (NO3-) pret amoniju (NH4 +). iegūts no kno3.org.
- Karaliskā ķīmijas biedrība. (2015). Amonija jons. Atgūts no chemspider: chemspider.com.
- Sposito, G. (2011, 2. septembris). Augsne. Atgūts no enciklopēdijas britannica: britannica.com.
- Testa ID: RAMBO amonijs, nejaušs, urīns. (SF). Atjaunots no enciklopēdijuyomedicallaboratorie.com.
- VIAS enciklopēdija. (2004. gads, 22. decembris). Amonija sāļi. Atgūts no enciklopēdijas vias.org.