و أيون الأمونيوم هو الموجبة متعدد الذرات المشحونة إيجابيا الذي هو NH الصيغة الكيميائية 4 +. الجزيء ليس مسطحًا ، لكنه على شكل رباعي الوجوه. تشكل ذرات الهيدروجين الأربع الزوايا الأربع.
يحتوي نيتروجين الأمونيا على زوج من الإلكترونات غير المشتركة القادرة على قبول بروتون (قاعدة لويس) ، ومن ثم يتشكل أيون الأمونيوم عن طريق بروتون الأمونيا وفقًا للتفاعل: NH 3 + H + → NH 4 +
الشكل 1: هيكل أيون الأمونيوم.
يتم إعطاء اسم الأمونيوم أيضًا للأمينات المستبدلة أو كاتيونات الأمونيوم المستبدلة. على سبيل المثال ، كلوريد ميثيل الأمونيوم عبارة عن ملح أيوني من الصيغة CH 3 NH 4 Cl حيث يرتبط أيون الكلوريد بميثيل أمين.
أيون الأمونيوم له خصائص مشابهة جدًا للفلزات القلوية الثقيلة وغالبًا ما يعتبر قريبًا. من المتوقع أن يتصرف الأمونيوم كمعدن عند ضغوط عالية جدًا ، مثل الكواكب الغازية العملاقة الموجودة داخل كوكب أورانوس ونبتون.
يلعب أيون الأمونيوم دورًا مهمًا في تخليق البروتين في جسم الإنسان. باختصار ، تحتاج جميع الكائنات الحية إلى بروتينات تتكون من حوالي 20 نوعًا من الأحماض الأمينية المختلفة. بينما يمكن للنباتات والكائنات الدقيقة أن تصنع معظم الأحماض الأمينية من النيتروجين في الغلاف الجوي ، 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 بواسطة الكائنات الحية الدقيقة في الجهاز الهضمي بمساعدة أيونات الأمونيا. وبالتالي ، فإن هذا الجزيء هو شخصية رئيسية في دورة النيتروجين وفي تخليق البروتين.
الخصائص
الذوبان والوزن الجزيئي
يبلغ الوزن الجزيئي لأيون الأمونيوم 18.039 جم / مول وقابلية الذوبان 10.2 مجم / مل من الماء (المركز الوطني لمعلومات التكنولوجيا الحيوية ، 2017). يؤدي إذابة الأمونيا في الماء إلى تكوين أيون الأمونيوم وفقًا للتفاعل:
NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH -
يؤدي هذا إلى زيادة تركيز الهيدروكسيل في الوسط عن طريق زيادة الرقم الهيدروجيني للمحلول (الجمعية الملكية للكيمياء ، 2015).
خصائص القاعدة الحمضية
يحتوي أيون الأمونيوم على pKb 9.25. هذا يعني أنه عند درجة حموضة أعلى من هذه القيمة ، سيكون لها سلوك حمضي وعند درجة حموضة أقل سيكون لها سلوك أساسي.
على سبيل المثال ، عند إذابة الأمونيا في حمض الأسيتيك (pKa = 4.76) ، يأخذ زوج الإلكترون الحر من النيتروجين بروتونًا من الوسط ، مما يزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيد 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 بروتونًا إلى الوسط وفقًا للتفاعل:
NH 4 + + NaOH - NH 3 + Na + + H 2 O
في الختام ، عند الرقم الهيدروجيني أقل من 9.25 ، سيتم بروتونات النيتروجين ، بينما عند الرقم الهيدروجيني أكبر من هذه القيمة سيتم نزع البروتون. هذا ذو أهمية قصوى في فهم منحنيات المعايرة وفهم سلوك المواد مثل الأحماض الأمينية.
أملاح الأمونيوم
من أكثر الخصائص المميزة للأمونيا قدرتها على الاندماج مباشرة مع الأحماض لتكوين الأملاح اعتمادًا على التفاعل:
NH 3 + HX → NH 4 X
وهكذا ، مع حمض الهيدروكلوريك فإنه يشكل كلوريد الأمونيوم (NH 4 Cl) ؛ مع حامض النيتريك ، نترات الأمونيوم (NH 4 NO 3) ، مع حمض الكربونيك سوف يشكل كربونات الأمونيوم ((NH 4) 2 CO 3) إلخ.
لقد ثبت أن الأمونيا الجافة تمامًا لن تتحد مع حمض الهيدروكلوريك الجاف تمامًا ، فالرطوبة ضرورية لإحداث التفاعل (موسوعة VIAS ، 2004).
معظم أملاح الأمونيوم البسيطة قابلة للذوبان في الماء. الاستثناء هو سداسي كلورو بلاتينات الأمونيوم ، الذي يستخدم تكوينه كاختبار للأمونيوم. تعتبر أملاح نترات الأمونيوم وخاصة البيركلورات شديدة الانفجار ، وفي هذه الحالات يكون الأمونيوم هو العامل المختزل.
في عملية غير عادية ، تشكل أيونات الأمونيوم ملغمًا. يتم تحضير هذه الأنواع عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول الأمونيوم باستخدام كاثود الزئبق. يتفكك هذا الملغم في النهاية لإطلاق الأمونيا والهيدروجين (Johnston ، 2014).
أحد أملاح الأمونيوم الأكثر شيوعًا هو هيدروكسيد الأمونيوم ، وهو ببساطة أمونيا مذابة في الماء. هذا المركب شائع جدًا ويوجد بشكل طبيعي في البيئة (في الهواء والماء والتربة) وفي جميع النباتات والحيوانات ، بما في ذلك البشر.
التطبيقات
الأمونيوم مصدر مهم للنيتروجين للعديد من أنواع النباتات ، وخاصة تلك التي تنمو في التربة منخفضة الأكسجة. ومع ذلك ، فهو سام أيضًا لمعظم أنواع المحاصيل ونادرًا ما يتم استخدامه كمصدر وحيد للنيتروجين (قاعدة بيانات ، مستقلب الإنسان ، 2017).
النيتروجين (N) ، المرتبط بالبروتينات في الكتلة الحيوية الميتة ، تستهلكه الكائنات الحية الدقيقة ويتم تحويله إلى أيونات الأمونيوم (NH4 +) التي يمكن أن تمتصها جذور النباتات مباشرة (مثل الأرز).
عادة ما يتم تحويل أيونات الأمونيوم إلى أيونات النتريت (NO2-) بواسطة بكتيريا النيتروسوموناس ، يليها التحويل الثاني إلى النترات (NO3-) بواسطة بكتيريا Nitrobacter.
المصادر الثلاثة الرئيسية للنيتروجين المستخدمة في الزراعة هي اليوريا والأمونيوم والنترات. تُعرف الأكسدة البيولوجية للأمونيوم إلى نترات باسم النترجة. تتضمن هذه العملية عدة خطوات ويتم بوساطة إلزام البكتيريا الهوائية ذاتية التغذية.
في التربة المغمورة ، يتم تقييد أكسدة NH4 +. يتم تكسير اليوريا بواسطة إنزيم اليورياز أو تتحلل كيميائياً إلى الأمونيا وثاني أكسيد الكربون.
في خطوة ammonification ، يتم تحويل الأمونيا عن طريق ammonizing البكتيريا إلى أيون الأمونيوم (NH4 +). في الخطوة التالية ، يتم تحويل الأمونيوم عن طريق البكتيريا الآزوتية إلى نترات (النترجة).
يتم امتصاص هذا الشكل عالي الحركة من النيتروجين بشكل شائع عن طريق جذور النباتات ، وكذلك الكائنات الحية الدقيقة في التربة.
لإغلاق دورة النيتروجين ، يتم تحويل غاز النيتروجين الموجود في الغلاف الجوي إلى نيتروجين الكتلة الحيوية بواسطة بكتيريا Rhizobium التي تعيش في أنسجة جذر البقوليات (مثل البرسيم والبازلاء والفول) والبقوليات (مثل ألدر). وعن طريق البكتيريا الزرقاء و Azotobacter (سبوزيتو ، 2011).
من خلال الأمونيوم (NH4 +) ، يمكن للنباتات المائية امتصاص ودمج النيتروجين في البروتينات والأحماض الأمينية والجزيئات الأخرى. يمكن أن تؤدي التركيزات العالية من الأمونيا إلى زيادة نمو الطحالب والنباتات المائية.
يستخدم هيدروكسيد الأمونيوم وأملاح الأمونيوم الأخرى على نطاق واسع في معالجة الأغذية. تنص لوائح إدارة الغذاء والدواء (FDA) على أن هيدروكسيد الأمونيوم آمن ("معترف به عمومًا على أنه آمن" أو GRAS) كعامل خميرة وعامل تحكم في درجة الحموضة وعامل تشطيب. سطحي في الطعام.
قائمة الأطعمة التي يستخدم فيها هيدروكسيد الأمونيوم كمضاف غذائي مباشر واسعة النطاق وتشمل المخبوزات والجبن والشوكولاتة ومنتجات الحلويات الأخرى (مثل الحلوى) والحلويات. يستخدم هيدروكسيد الأمونيوم أيضًا كعامل مضاد للميكروبات في منتجات اللحوم.
تستخدم الأمونيا في أشكال أخرى (مثل كبريتات الأمونيوم وألجينات الأمونيوم) في التوابل وعزلات بروتين الصويا والوجبات الخفيفة والمربيات والهلام والمشروبات غير الكحولية (جمعية نترات البوتاسيوم PNA ، 2016).
يستخدم قياس الأمونيوم في اختبار RAMBO ، وهو مفيد بشكل خاص في تشخيص سبب الحماض (معرف الاختبار: RAMBO الأمونيوم ، العشوائي ، البول ، SF). تنظم الكلى إفراز الحمض والتوازن الجهازي الحمضي القاعدي.
يعد تغيير كمية الأمونيا في البول طريقة مهمة لفعل الكلى ذلك. يمكن أن يوفر قياس مستوى الأمونيا في البول نظرة ثاقبة لسبب اضطراب القاعدة الحمضية لدى المرضى.
يمكن أن يوفر مستوى الأمونيا في البول أيضًا الكثير من المعلومات حول إنتاج الحمض اليومي في مريض معين. نظرًا لأن معظم الأحماض الحمضية للفرد تأتي من البروتين المبتلع ، فإن كمية الأمونيا في البول تعد مؤشرًا جيدًا على تناول البروتين الغذائي.
يمكن أن تكون قياسات الأمونيوم في البول مفيدة بشكل خاص لتشخيص وعلاج مرضى حصوات الكلى:
- تشير المستويات العالية من الأمونيا في البول وانخفاض درجة الحموضة في البول إلى حدوث خسائر مستمرة في الجهاز الهضمي. هؤلاء المرضى معرضون لخطر الإصابة بحصوات حمض البوليك وأكسالات الكالسيوم.
- يشير وجود القليل من الأمونيا في البول وارتفاع درجة الحموضة في البول إلى الحماض الأنبوبي الكلوي. هؤلاء المرضى معرضون لخطر الإصابة بحصوات فوسفات الكالسيوم.
- غالبًا ما يتم علاج المرضى الذين يعانون من أكسالات الكالسيوم وحصوات فوسفات الكالسيوم بالسيترات لرفع سيترات البول (مثبط طبيعي لنمو أكسالات الكالسيوم ونمو بلورات فوسفات الكالسيوم).
ومع ذلك ، نظرًا لأن السترات يتم استقلابها إلى بيكربونات (قاعدة) ، يمكن لهذا الدواء أيضًا زيادة درجة الحموضة في البول. إذا كان الرقم الهيدروجيني للبول مرتفعًا جدًا مع العلاج بالسترات ، فقد يزداد خطر حصوات فوسفات الكالسيوم دون قصد.
مراقبة البول للأمونيا هي إحدى الطرق لمعايرة جرعة السترات وتجنب هذه المشكلة. جرعة البدء الجيدة من السترات هي حوالي نصف إفراز الأمونيوم في البول (بالمل مكافئ من كل منهما).
يمكن مراقبة تأثير هذه الجرعة على قيم الأمونيوم والسيترات ودرجة الحموضة في البول وتعديل جرعة السترات بناءً على الاستجابة. يجب أن يشير انخفاض الأمونيوم في البول إلى ما إذا كانت السترات الحالية كافية لمقاومة الحمل الحمضي اليومي للمريض بشكل جزئي (ولكن ليس كليًا).
المراجع
- قاعدة بيانات ، مستقلب الإنسان. (2017 ، 2 مارس). إظهار التمثيل الغذائي للأمونيوم. تم الاسترجاع من: hmdb.ca.
- جونستون ، FJ (2014). ملح الأمونيوم. تم الاسترجاع من accessscience: accessscience.com.
- المركز الوطني لمعلومات التكنولوجيا الحيوية. (2017 ، 25 فبراير). قاعدة بيانات PubChem المركبة ؛ الرقم التعريفي للعميل = 16741146. تم الاسترجاع من PubChem.
- جمعية نترات البوتاسيوم السلطة الوطنية الفلسطينية. (2016). نترات (NO3-) مقابل الأمونيوم (NH4 +). تم الاسترجاع من kno3.org.
- الجمعية الملكية للكيمياء. (2015). أيون الأمونيوم. تعافى من chemspider: chemspider.com.
- سبوزيتو ، جي (2011 ، 2 سبتمبر). التربة. تم الاسترجاع من موسوعة بريتانيكا: britannica.com.
- معرف الاختبار: رامبو أمونيوم ، عشوائي ، بول. (سادس). تعافى من encyclopediamayomedicallaboratorie.com.
- موسوعة VIAS. (2004 ، 22 ديسمبر). أملاح الأمونيوم. تعافى من موسوعة vias.org.