أيون الأمونيوم (NH4 +): الصيغة ، الخصائص والاستخدامات

إن أيون الأمونيوم هو كاتيون موجب الشحنة موجب الشحنة له الصيغة الكيميائية NH 4 +. الجزيء ليس مسطحًا ، لكن له شكل رباعي السطوح. تشكل ذرات الهيدروجين الأربعة الزوايا الأربع.

يحتوي نيتروجين الأمونيا على زوج من الإلكترونات غير المشتركة القادرة على قبول بروتون (قاعدة لويس) ، ومن ثم يتشكل أيون الأمونيوم بواسطة بروتون الأمونيا وفقًا للتفاعل: NH 3 + H + → NH 4 +

يتم استبدال الأمونيوم أيضًا بالأمينات البديلة أو كاتيونات الأمونيوم البديلة. على سبيل المثال ، كلوريد الميثيل الأمونيوم عبارة عن ملح أيوني بالصيغة CH 3 NH 4 Cl حيث يتم توصيل أيون الكلوريد بالميثيلامين.

يحتوي أيون الأمونيوم على خصائص مشابهة جدًا للمعادن القلوية الأثقل ، وغالبًا ما يعتبر قريبًا. من المتوقع أن يتصرف الأمونيوم مثل المعدن في ضغوط عالية للغاية ، مثل داخل كواكب الغاز العملاقة مثل Uranus و Neptune.

يلعب أيون الأمونيوم دورًا مهمًا في تخليق البروتينات في جسم الإنسان. باختصار ، تحتاج جميع الكائنات الحية إلى بروتينات ، تتكون من حوالي 20 من الأحماض الأمينية المختلفة. في حين أن النباتات والكائنات الحية الدقيقة يمكنها تجميع معظم الأحماض الأمينية من النيتروجين في الجو ، فإن الحيوانات لا تستطيع ذلك.

بالنسبة للبشر ، لا يمكن تصنيع بعض الأحماض الأمينية على الإطلاق ويجب استهلاكها كأحماض أمينية أساسية.

ومع ذلك ، يمكن تصنيع الأحماض الأمينية الأخرى عن طريق الكائنات الحية الدقيقة في الجهاز الهضمي بمساعدة أيونات الأمونيا. وبالتالي ، فإن هذا الجزيء هو شخصية رئيسية في دورة النيتروجين وفي تخليق البروتينات.

خصائص

الذوبان والوزن الجزيئي

يبلغ وزن أيون الأمونيوم 18.039 جم / مول وقابلية ذوبان 10.2 ملغ / مل من الماء (المركز الوطني لمعلومات التكنولوجيا الحيوية ، 2017). عند إذابة الأمونيا في الماء ، يتشكل أيون الأمونيوم حسب التفاعل:

NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH-

هذا يزيد من تركيز الهيدروكسيل في الوسط مما يزيد درجة الحموضة في المحلول (الجمعية الملكية للكيمياء ، 2015).

خصائص حمض قاعدة

يحتوي أيون الأمونيوم على pKb من 9.25. هذا يعني أنه في الرقم الهيدروجيني أعلى من هذه القيمة سيكون لها سلوك الحمضية وعند الرقم الهيدروجيني أقل سيكون السلوك الأساسي.

على سبيل المثال ، عند إذابة الأمونيا في حمض الأسيتيك (pKa = 4.76) ، يأخذ زوج الإلكترون الحر من النيتروجين بروتون من الوسط مما يزيد من تركيز أيونات هيدروكسيد وفقًا للمعادلة:

NH 3 + CH 3 COOH ⇌ NH 4 + + CH 3 COO-

ومع ذلك ، في وجود قاعدة قوية ، مثل هيدروكسيد الصوديوم (pKa = 14.93) ، ينتج أيون الأمونيوم بروتون إلى الوسط وفقًا للتفاعل:

NH 4 + + NaOH ⇌ NH 3 + Na + + H 2 O

في الختام ، عند درجة الحموضة أقل من 9.25 ، سيتم البروتون النيتروجين ، بينما في درجة الحموضة أعلى من تلك القيمة سيتم خلعها. هذا مهم للغاية في فهم منحنيات المعايرة وفهم سلوك مواد مثل الأحماض الأمينية.

أملاح الأمونيوم

واحدة من أكثر الخصائص المميزة للأمونيا هي قدرتها على الجمع مباشرة مع الأحماض لتشكيل الأملاح وفقا لرد الفعل:

NH 3 + HX → NH 4 X

وبالتالي ، مع حمض الهيدروكلوريك ، فإنه يشكل كلوريد الأمونيوم (NH 4 Cl) ؛ مع حمض النتريك ، سوف تشكل نترات الأمونيوم (NH 4 NO 3 ) ، مع حمض الكربونيك كربونات الأمونيوم ((NH 4 ) 2 CO 3 ) إلخ.

لقد ثبت أن الأمونيا الجافة تمامًا لن يتم دمجها مع حمض الهيدروكلوريك الجاف تمامًا ، فالرطوبة ضرورية للتسبب في التفاعل (موسوعة VIAS ، 2004).

معظم أملاح الأمونيوم البسيطة قابلة للذوبان في الماء. والاستثناء هو سداسي كلورو بلاتينات الأمونيوم ، الذي يستخدم تكوينه كاختبار للأمونيوم. أملاح نترات الأمونيوم وخاصة بيركلورات شديدة الانفجار ، وفي هذه الحالات يكون الأمونيوم هو العامل المختزل.

في عملية غير عادية ، تشكل أيونات الأمونيوم ملغم. يتم تحضير مثل هذه الأنواع بواسطة التحليل الكهربائي لمحلول الأمونيوم باستخدام كاثود الزئبق. هذا الملغم يتحلل في النهاية لإطلاق الأمونيا والهيدروجين (جونستون ، 2014).

واحدة من أملاح الأمونيوم الأكثر شيوعًا هي هيدروكسيد الأمونيوم ، والذي هو ببساطة الأمونيا الذائبة في الماء. هذا المركب شائع للغاية ويحدث بشكل طبيعي في البيئة (في الهواء والماء والتربة) وفي جميع النباتات والحيوانات ، بما في ذلك البشر.

تطبيقات

يعتبر الأمونيوم مصدرًا مهمًا للنيتروجين بالنسبة للعديد من أنواع النباتات ، خاصة تلك التي تنمو في التربة منخفضة الأكسجين. ومع ذلك ، فإنه أيضًا سام بالنسبة لمعظم أنواع المحاصيل ونادراً ما يتم استخدامه كمصدر وحيد للنيتروجين (قاعدة البيانات ، Human Metabolome ، 2017).

يتم استهلاك النيتروجين (N) ، المرتبط بالبروتينات في الكتلة الحيوية الميتة ، بواسطة الكائنات الحية الدقيقة وتحويلها إلى أيونات الأمونيوم (NH4 +) التي يمكن أن تمتصها مباشرة جذور النباتات (على سبيل المثال ، الأرز).

عادة ما يتم تحويل أيونات الأمونيوم إلى أيونات النتريت (NO2-) بواسطة بكتيريا nitrosomonas ، تليها عملية تحويل ثانية إلى النترات (NO3-) بواسطة بكتيريا Nitrobacter.

المصادر الثلاثة الرئيسية للنيتروجين المستخدم في الزراعة هي اليوريا والأمونيوم والنترات. يُعرف الأكسدة البيولوجية للأمونيوم إلى النترات باسم النترجة. تأخذ هذه العملية في الاعتبار عدة خطوات وتتوسط فيها البكتيريا الهوائية الذاتية.

في التربة المغمورة ، يتم تقييد أكسدة NH4 +. يتحلل اليوريا عن طريق انزيم اليوريا أو تحلل كيميائيا إلى الأمونيا وثاني أكسيد الكربون.

في خطوة الأمونيوم ، يتم تحويل الأمونيا عن طريق أمونيا البكتيريا إلى أيون الأمونيوم (NH4 +). في الخطوة التالية ، يتم تحويل الأمونيوم عن طريق البكتيريا النترجة إلى نترات (النترجة).

هذا النموذج ، النيتروجين المتنقل للغاية ، يمتصه جذور النباتات ، وكذلك الكائنات الحية الدقيقة في التربة.

لإغلاق دورة النيتروجين ، يتم تحويل النيتروجين الغازي في الغلاف الجوي إلى نيتروجين الكتلة الحيوية بواسطة بكتيريا ريزوبيوم التي تعيش في أنسجة جذور البقوليات (على سبيل المثال البرسيم والبازلاء والفاصوليا) والبقوليات (مثل ألدر) وعن طريق البكتيريا الزرقاء والآزوتوباكتر (Sposito ، 2011).

من خلال الأمونيوم (NH4 +) يمكن للنباتات المائية امتصاص ودمج النيتروجين في البروتينات والأحماض الأمينية والجزيئات الأخرى. تركيزات عالية من الأمونيوم يمكن أن تزيد من نمو الطحالب والنباتات المائية.

تستخدم هيدروكسيد الأمونيوم وأملاح الأمونيوم الأخرى على نطاق واسع في تصنيع الأغذية. تنص لوائح إدارة الغذاء والدواء (FDA) على أن هيدروكسيد الأمونيوم آمن ("يُعرف عمومًا بأنه آمن" أو GRAS) كعامل خميرة ، وكيل لمراقبة الأس الهيدروجيني وعامل تشطيب. سطحي في الغذاء.

قائمة الأطعمة التي يستخدم فيها هيدروكسيد الأمونيوم كإضافات غذائية مباشرة واسعة النطاق وتشمل المنتجات المخبوزة والجبن والشوكولاتة ومنتجات الحلويات الأخرى (مثل الحلوى) والحلويات. يستخدم هيدروكسيد الأمونيوم أيضًا كعامل مضاد للميكروبات في منتجات اللحوم.

تستخدم الأمونيا في أشكال أخرى (على سبيل المثال ، كبريتات الأمونيوم ، ألجينات الأمونيوم) في التوابل وعزل بروتين الصويا والوجبات الخفيفة والمربيات والهلام والمشروبات غير الكحولية (جمعية نترات بوتاسيوم PNA ، 2016).

يستخدم قياس الأمونيوم في اختبار RAMBO ، وهو مفيد بشكل خاص في تشخيص سبب الحماض (معرف الاختبار: RAMBO الأمونيوم ، العشوائي ، البول ، SF). الكلى ينظم إفراز الحمض والتوازن الحمضي القاعدي.

يعد تغيير كمية الأمونيوم في البول طريقة مهمة لأداء الكليتين لهذه المهمة. قياس مستوى الأمونيوم في البول يمكن أن يوفر فهمًا لسبب تغيير التوازن الأساسي للحامض في المرضى.

يمكن لمستوى الأمونيوم في البول أن يوفر أيضًا الكثير من المعلومات حول الإنتاج اليومي للحمض لدى مريض معين. نظرًا لأن معظم الأحماض الحمضية للفرد تأتي من البروتينات المبتلعة ، فإن كمية الأمونيوم في البول هي مؤشر جيد على تناول البروتين في النظام الغذائي.

قياسات الأمونيوم في البول يمكن أن تكون مفيدة بشكل خاص لتشخيص وعلاج المرضى الذين يعانون من حصى الكلى:

  • مستويات عالية من الأمونيوم في البول وانخفاض درجة الحموضة البولية تشير إلى فقدان الجهاز الهضمي المستمر. هؤلاء المرضى معرضون لخطر حمض اليوريك وحجارة أكسالات الكالسيوم.
  • القليل من الأمونيوم في البول وارتفاع درجة الحموضة في البول يشير إلى الحماض الأنبوبي الكلوي. هؤلاء المرضى معرضون لخطر حجارة فوسفات الكالسيوم.
  • غالبًا ما يتم التعامل مع المرضى الذين يعانون من أحجار أكسالات الكالسيوم وفوسفات الكالسيوم مع السترات لرفع سيترات البول (مثبط طبيعي لأكسالات الكالسيوم ونمو بلورة فوسفات الكالسيوم).

ومع ذلك ، منذ يتم استقلاب سترات في بيكربونات (قاعدة) ، يمكن لهذا الدواء أيضا زيادة درجة الحموضة في البول. إذا كان الرقم الهيدروجيني للبول مرتفعًا جدًا مع معالجة السترات ، فيمكن زيادة خطر حصى فوسفات الكالسيوم عن غير قصد.

مراقبة بول الأمونيوم هي طريقة لمعايرة جرعة السترات وتجنب هذه المشكلة. جرعة جيدة من السترات الأولية هي ما يقرب من نصف إفراز الأمونيوم في البول (في mEq لكل منهما).

يمكنك مراقبة تأثير هذه الجرعة على قيم الأمونيوم والسيترات ودرجة الحموضة في البول ، وضبط جرعة السترات بناءً على الاستجابة. يجب أن يشير الانخفاض في أمونيا البول إلى ما إذا كانت السترات الحالية كافية لمواجهة الحمل الحمضي اليومي لذلك المريض جزئيًا (ولكن ليس تمامًا).