Fórmula, propriedades e usos da amônia de íon (NH4 +)

O íon de amônio é um cátion poliatômico carregado positivamente cuja fórmula química é NH₄⁺. A molécula não é plana, mas tem a forma de um tetraedro. Os quatro átomos de hidrogênio formam os quatro cantos.

O nitrogênio da amônia possui um par de elétrons não compartilhados capazes de aceitar um próton (base de Lewis), portanto o íon amônio é formado pela protonação da amônia de acordo com a reação: NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

O amônio também é aminas substituídas substituídas ou cátions de amônio substituídos. Por exemplo, o cloreto de metilamônio é um sal iônico de fórmula CH₃NH₄Cl onde o íon cloreto é anexado a uma metilamina.

O íon amônio tem propriedades muito semelhantes aos metais alcalinos mais pesados ​​e é freqüentemente considerado um parente próximo. O amônio deve se comportar como um metal a pressões muito altas, como dentro de planetas gigantes como Urano e Netuno.

O íon amônio desempenha um papel importante na síntese de proteínas no corpo humano. Em suma, todos os seres vivos precisam de proteínas, que são formadas por cerca de 20 aminoácidos diferentes. Enquanto plantas e microorganismos podem sintetizar a maioria dos aminoácidos do nitrogênio na atmosfera, os animais não conseguem.

Para os seres humanos, alguns aminoácidos não podem ser sintetizados de forma alguma e devem ser consumidos como aminoácidos essenciais.

Outros aminoácidos, no entanto, podem ser sintetizados por microrganismos no trato gastrointestinal com a ajuda de íons de amônia. Assim, esta molécula é uma figura chave no ciclo do nitrogênio e na síntese de proteínas.

Índice

• 1 Imóveis
  • 1.1 Solubilidade e peso molecular
  • 1.2 Propriedades básicas ácidas
  • 1.3 sais de amónio
• 2 usos
• 3 referências

Propriedades

Solubilidade e peso molecular

O ião amónio tem um peso molecular de 18,039 g / mol e uma solubilidade de 10,2 mg / ml de água (National Center for Biotechnology Information, 2017). Ao dissolver amônia na água, o íon amônio é formado de acordo com a reação:

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-

Isso aumenta a concentração de hidroxila no meio aumentando o pH da solução (Royal Society of Chemistry, 2015).

Propriedades de base ácida

O íon amônio tem um pKb de 9,25. Isto significa que em pH acima deste valor terá um comportamento ácido e em pH mais baixo terá um comportamento básico.

Por exemplo, ao dissolver amônia em ácido acético (pKa = 4,76), o par de elétrons livres de nitrogênio pega um próton do meio aumentando a concentração de íons hidróxido de acordo com a equação:

NH₃ + CH₃COOH ⇌ NH₄⁺ + CH₃COO^-

No entanto, na presença de uma base forte, como o hidróxido de sódio (pKa = 14,93), o íon amônio produz um próton para o meio de acordo com a reação:

NH₄⁺ + NaOH ⇌ NH₃ + Na⁺ + H₂O

Em conclusão, em pH menor que 9,25, o nitrogênio será protonado, enquanto em pH maior que esse valor será desprotonado. Isso é de suma importância na compreensão das curvas de titulação e na compreensão do comportamento de substâncias como os aminoácidos.

Sais de amônio

Uma das propriedades mais características da amônia é sua capacidade de combinar diretamente com ácidos para formar sais de acordo com a reação:

NH₃ + HX → NH₄X

Assim, com ácido clorídrico forma-se cloreto de amônio (NH₄Cl); Com ácido nítrico, nitrato de amônio (NH₄NÃO₃), com ácido carbônico formará carbonato de amônio ((NH₄)₂CO₃) etc.

Foi demonstrado que a amônia perfeitamente seca não será combinada com ácido clorídrico perfeitamente seco, sendo a umidade necessária para causar a reação (VIAS Encyclopedia, 2004).

A maioria dos sais de amônio simples é muito solúvel em água. Uma exceção é o hexacloroplatinato de amônio, cuja formação é usada como teste para o amônio. Os sais de nitrato de amônio e especialmente perclorato são altamente explosivos, nestes casos o amônio é o agente redutor.

Em um processo incomum, os íons de amônio formam um amálgama. Essas espécies são preparadas por eletrólise de uma solução de amônio usando um cátodo de mercúrio. Este amálgama eventualmente se decompõe para liberar amônia e hidrogênio (Johnston, 2014).

Um dos sais de amônio mais comuns é o hidróxido de amônio, que é simplesmente a amônia dissolvida em água. Este composto é muito comum e ocorre naturalmente no ambiente (no ar, na água e no solo) e em todas as plantas e animais, incluindo os humanos.

Usos

O amônio é uma fonte importante de nitrogênio para muitas espécies de plantas, especialmente aquelas que crescem em solos hipóxicos. No entanto, também é tóxico para a maioria das espécies de culturas e raramente é aplicado como única fonte de nitrogênio (Database, Human Metabolome, 2017).

O nitrogênio (N), ligado às proteínas da biomassa morta, é consumido por microorganismos e convertido em íons amônio (NH4 +) que podem ser absorvidos diretamente pelas raízes das plantas (por exemplo, arroz).

Os íons de amônio são geralmente convertidos em íons nitrito (NO2-) pelas bactérias nitrosomonas, seguido por uma segunda conversão em nitrato (NO3-) por bactérias Nitrobacter.

As três principais fontes de nitrogênio utilizadas na agricultura são a uréia, o amônio e o nitrato. A oxidação biológica do amônio ao nitrato é conhecida como nitrificação. Esse processo considera várias etapas e é mediado por bactérias aeróbicas autótrofas e obrigatórias.

Em solos inundados, a oxidação do NH4 + é restrita. A ureia é decomposta pela enzima urease ou quimicamente hidrolisada em amônia e CO2.

Na etapa de amonificação, a amônia é convertida por meio de bactérias de amônia no íon amônio (NH4 +). Na próxima etapa, o amônio é convertido por bactérias nitrificantes em nitrato (nitrificação).

Esta forma, nitrogênio muito móvel, é mais comumente absorvida pelas raízes das plantas, bem como pelos microorganismos no solo.

Para fechar o ciclo de azoto, o gás de azoto na atmosfera de azoto torna-se a biomassa por bactérias Rhizobium que vivem em tecidos radiculares de leguminosas (por exemplo, alfafa, ervilhas e feijão) e legumes (tais como amieiro) e pelas cianobactérias e Azotobacter (Sposito, 2011).

Através de amônio (NH4 +) as plantas aquáticas podem absorver e incorporar nitrogênio em proteínas, aminoácidos e outras moléculas. Altas concentrações de amônio podem aumentar o crescimento de algas e plantas aquáticas.

Hidróxido de amônio e outros sais de amônio são amplamente utilizados no processamento de alimentos. Regulamentos Food and Drug Administration (FDA, por sua sigla) afirmam que o hidróxido de amónio é seguro ( "geralmente reconhecido como seguro" GRAS) como agente de fermentação, o agente de controlo do pH e agente de acabamento superficial em comida.

A lista de alimentos em que o hidróxido de amónio é usado como um aditivo alimentar directa é extensa e inclui produtos de panificação, queijos, chocolates, outros produtos de confeitaria (por exemplo doces) e pudins. O hidróxido de amônio também é usado como agente antimicrobiano em produtos cárneos.

O amoníaco em outras formas (por exemplo, sulfato de amónio, alginato de amónio) é usado em condimentos, proteína de soja isolados, petiscos, compotas e geleias e bebidas não alcoólicas (PNA associação nitrato de potássio, 2016).

medição de amónio teste RAMBO utilizado, particularmente útil para diagnosticar a causa de acidose (Teste ID: amónio RAMBO, aleatório, urina, S.F.). O rim regula a excreção ácida e o equilíbrio da base ácida sistêmica.

Alterar a quantidade de amônio na urina é uma maneira importante para os rins realizarem essa tarefa. Medir o nível de amônio na urina pode fornecer uma compreensão da causa de uma alteração do equilíbrio ácido-base em pacientes.

O nível de amônio na urina também pode fornecer muita informação sobre a produção diária de ácido em um determinado paciente. Como a maior parte da carga ácida de um indivíduo vem de proteínas ingeridas, a quantidade de amônia na urina é um bom indicador da ingestão de proteína na dieta.

As medições de amônio na urina podem ser particularmente úteis para o diagnóstico e tratamento de pacientes com cálculos renais:

• Altos níveis de amônio na urina e um baixo pH urinário sugerem perdas gastrointestinais contínuas. Esses pacientes estão em risco de apresentar ácido úrico e cálculos de oxalato de cálcio.
• Um pouco de amônio na urina e pH elevado na urina sugere acidose tubular renal. Esses pacientes estão em risco de cálculos de fosfato de cálcio.
• Os doentes com cálculos de oxalato de cálcio e fosfato de cálcio são frequentemente tratados com citrato para aumentar o citrato de urina (um inibidor natural do crescimento de cristais de oxalato de cálcio e fosfato de cálcio).

No entanto, uma vez que o citrato é metabolizado em bicarbonato (uma base), esta droga também pode aumentar o pH da urina. Se o pH da urina for muito alto com o tratamento com citrato, o risco de cálculos de fosfato de cálcio pode ser involuntariamente aumentado.

A monitorização da urina de amónio é uma forma de titular a dose de citrato e evitar este problema. Uma boa dose de citrato inicial é cerca de metade da excreção de amônio na urina (em mEq de cada).

O efeito desta dose nos valores de amónio, citrato e pH da urina pode ser monitorizado e a dose de citrato ajustada com base na resposta. Uma gota na amônia da urina deve indicar se o citrato atual é suficiente para neutralizar parcialmente (mas não completamente) a carga diária de ácido daquele paciente.

Referências

1. Base de Dados, Metabolome Humano. (2017, 2 de março). Mostrando o metabocard para o amônio. Retirado de: hmdb.ca.
2. Johnston, F. J. (2014). Sal de amônio. recuperado da accessscience: accessscience.com.
3. Centro Nacional de Informações sobre Biotecnologia. (2017, 25 de fevereiro). Banco de Dados Composto PubChem; CID = 16741146. Retirado do PubChem.
4. Associação de nitrato de potássio PNA. (2016). Nitrato (NO3-) versus amônio (NH4 +). recuperado de kno3.org.
5. Sociedade Real de Química. (2015). Íon de amônio. Retirado do chemspider: chemspider.com.
6. Sposito, G. (2011, 2 de setembro). Solo Retirado da enciclopédia britannica: britannica.com.
7. ID do Teste: RAMBO Ammonium, Random, Urine. (S.F.). Recuperado de encyclopediamayomedicallaboratorie.com.
8. Enciclopédia VIAS. (2004, 22 de dezembro). Sais De Amônio. Recuperado da enciclopédia vias.org.