Wikipedia

Ammoniumioni

kemiallinen yhdiste
(Ohjattu sivulta Ammonium)

Ammoniumioni on moniatominen positiviinen kompleksi-ioni, jonka kemiallinen kaava on NH4+. Se syntyy ammoniakkimolekyylin (NH3) ottaessa vastaan protonin eli vetyionin (H+).

Ammoniumionin rakenne

Ammoniumioni esiintyy kationina ammoniumsuoloissa, kuten ammoniumkloridissa eli salmiakissa. Ammoniumsuolat muistuttavat ominaisuuksiltaan huomattavasti vastaavia alkalimetallien suoloja, ja niinpä ammoniumionia kutsutaankin pseudoalkalimetalli-ioniksi. Lisäksi ammoniumioneja esiintyy jonkin verran myös ammoniakin vesiliuoksessa, sillä ammoniakki on emäs, jonka molekyyli voi ottaa vesimolekyyliltä vastaan protonin muodostaen ammoniumionin.

Nimeä ammonium käytetään myös kationeista, jotka syntyvät jonkin amiinin ottaessa vastaan protonin, sekä kvaternäärisissä ammonium­yhdisteissä esiintyvistä ioneista NR4+. Näiden voidaan ajatella syntyvän ammonium­ionista (NH4+ korvaamalla yksi tai useampi siinä olevista vety­atomeista jollakin orgaanisella radikaalilla, josta käytetään merkintää R.

Happo- ja emäsominaisuudet muokkaa

 
Suolahappo- ja ammoniakkiliuoksista haihtuvat höyryt reagoivat keskenään muodostaen valkoisen pilven, joka on ammoniumkloridia.

Ammoniumioni syntyy, kun ammoniakki, joka on heikko emäs, reagoi jonkin hapon kanssa vastaanottaen protonin:

H+ + NH3 → NH4+

Ammoniumioni itse on heikko happo, jonka happovakio (pKa) on 9,2.[1] Happo­luonteensa vuoksi se reagoi Brønstedin happo-emästeorian mukaisesti emästen kanssa muodostaen ammoniakkia:

NH4+ + B-   HB + NH3

Tämän vuoksi ammoniakkia syntyy ammonium­suolojen väkevien liuosten reagoidessa vahvojen emästen kanssa. Toisaalta kun ammoniakki liukenee veteen, pieni osa siitä muuttuu ammonium­ioneiksi:

H3O+ + NH3   H2O + NH4+

Kuinka suuri osa ammoniakista muuttuu ammonium­ioneiksi, riippuu liuoksen pH:sta. Jos pH on alhainen eli liuos on hapan, reaktion tasa­paino siirtyy oikealle: suurempi määrä ammoniakki­molekyylejä muuttuu ammonium­ioneiksi. Jos pH on korkea eli liuos on emäksinen, tasapaino siirtyy vasemmalle, sillä hydroksidi-ionit ottavat protoneja ammonium­ioneilta, jotka muuttuvat takaisin ammoniakiksi.

Ammonium­yhdisteitä voi syntyä myös höyrytilassa. Esimerkiksi, jos ammoniakki­höyry joutuu kosketuksiin vetykloridihöyryn kanssa, syntyy valkoinen, ammoniumkloridista koostuva pilvi, joka vähitellen tiivistyy kiinteänä aineena ohueksi kerrostumaksi lähellä olevien kappaleiden pinnoille.

Ammoniumsuolat muokkaa

 
Ammoniumin muodostuminen

Ammonium esiintyy kationina monissa suoloissa kuten ammonium­karbonaatissa, ammoniumkloridissa ja ammonium­nitraatissa. Useimmat yksinkertaiset ammonium­suolat liukenevat runsaasti veteen. Poikkeuksena on ammoniumheksakloroplatinaatti, jota on aikoinaan käytetty ammoniumin tutkimukseen. Ammonium­nitraatti ja varsinkin ammoniumperkloraatti ovat herkästi räjähtäviä, ja niissä ammonium­ioni toimii pelkistimenä.

Rakenne ja sidokset muokkaa

Ammoniakin typpiatomilla (N) on vapaa elektronipari, jolla se voi sitoa protonin (H+). Tämän vuoksi ammonium­ionissa kaikki neljä N-H -sidosta ovat samanlaisia, polaarisia kovalenttisia sidoksia. Ioni on isoelektrinen metaanin ja boorihydridin kanssa. Ammonium­ionin läpimitta on 175 pm, mikä on lähellä cesiumionin läpimittaa, 183 pm.

Orgaaniset ammoniumionit muokkaa

Katso myös: amiini

Ammoniumionin vety­atomit voidaan korvata alkyylilla tai muulla orgaanisella ryhmällä, jolloin saadaan substituoituja ammonium­ioneja eli IUPACin nimistön mukaan aminium-ioneja. Orgaanisten ryhmien lukumäärästä riippuen näitä ioneja sanotaan primaarisiksi, sekundaarisiksi, tertiaarisiksi tai kvaternäärisiksi ammoniumkationeiksi. Kvaternäärisiä ammoniumioneja lukuun ottamatta ne ovat heikkoja happoja.

Esimerkkinä reaktiosta, jossa syntyy tällainen ioni, voidaan mainita dimetyyliamiinin (CH3)2NH ja happojen väliset reaktiot, joissa syntyy dimetyyliammonium-ioni (CH3)2NH2+:

 

Kvaternäärisissä ammonium­ioneissa on typpi­atomiin sitoutuneina neljä orgaanista ryhmää. Niissä ei ole typpi­atomiin sitoutunutta vety­atomia. Näitä kationeja, esimerkiksi tetra-n-butyyliammoniumia, käytetään joskus korvaamaan natrium- tai kaliumionit vastaavan anionin liukoisuuden nostamiseksi orgaanisissa liuottimissa. Primaariset, sekundaariset ja tertiaariset ammonium­suolat vaikuttavat samoin, mutta ovat vähemmän lipo­fiilisiä. Niitä käytetään myös faasi­muutos­katalysaattoreina ja tensideinä.

Biologinen merkitys muokkaa

Ammoniumioneja syntyy eläinten aineenvaihdunnan jäteaineina. Kaloista ja selkärangattomista vesieläimistä se erittyy suoraan veteen. Nisäkkäillä, hailla ja sammakkoeläimillä se muuttuu ureasyklissä ureaksi, koska on vähemmän myrkyllistä ja tehokkaammin varastoitavaa. Lintujen, matelijoiden ja maan matojen aineenvaihdunnassa syntyvä ammonium muuttuu virtsahapoksi, joka on kiinteää ja voidaan sen vuoksi erittää menettämättä paljonkaan vettä.[2]

Ammonium on tärkeä typen lähde monille kasveille, varsinkin niille, jotka kasvavat vähähappisessa maaperäksi. Lannoitteina käytetäänkin muun muassa ammoniumnitraattia ja ammoniumsulfaattia.[3] Liian suurena määränä ammonium on kuitenkin useimmille lajeille myrkyllistä, ja sen vuoksi sitä harvoin käytetään kasvien ainoana typen lähteenä.[4]

Metallinen ammonium muokkaa

Ammoniumionilla on hyvin samankaltaisia ominaisuuksia kuin raskaimmilla alkali­metalleilla, ja sitä pidetään usein niiden läheisenä sukulaisena.[5][6][7] Tämän vuoksi oletetaankin, että hyvin suuressa paineessa ammonium voi esiintyä metallisessa muodossa, jolloin ammoniumionit muodostaisivat kidehilan ja niiden välissä esiintyisi vapaiden elektronien meri samaan tapaan kuin metalleissa. Metallista ammoniumia on arveltu esiintyvän suurten kaasuplaneetojen kuten Uranuksen ja Neptunuksen sisuksissa.[6][7]

Vaikka puhdasta metallista ammoniumia ei ole voitu valmistaa, ammonium voi monien metallien tavoin muodostaa elohopean kanssa tahdasmaisen seoksen, ammoniumamalgaamin, jota saadaan elektrolysoimalla ammoniumkloridia elohopean toimiessa katodina. Tämä amalgaami on kuitenkin pysymätön, sillä siinä oleva ammonium hajoaa vähitellen ammoniakiksi ja vedyksi.[8]

Lähteet muokkaa

  • Lahti, Kimmo & Rönkä, Antti: Biologia: Ympäristöekologia. Helsinki: WSOY oppimateriaalit, 2006. ISBN 951-0-29702-X.

Viitteet muokkaa

  1. ↑ Antti Kivinen, Osmo Mäkitie: Kemia, s. 195. Otava, 1988. ISBN 951-1-10136-6.
  2. ↑ Neil A. Campbell, Jane B. Reece: Biology, 5. painos, s. 937–938. San Francisco: Pearson Education inc., 2002. ISBN 0-8053-6624-5.
  3. ↑ Otavan iso Fokus, 1. osa (A–El), s. 156, art. Ammonium. Otava, 1973. ISBN 951-1-00273-3.
  4. ↑ D. R. Britto & H. J. Kronzucker: NH4+ toxicity in higher plants: a critical review. Journal of Plant Physiology, 2002, nro 159. Artikkelin verkkoversio.
  5. ↑ A. F. Holleman & E. Wiberg: Inorganic Chemistry. San Diego: Academic Press, 2001. ISBN ISBN 0-12-352651-5.
  6. ↑ a b D. J. Stevenson: Does metallic ammonium exist?. Nature, 1975, nro 257. Artikkelin verkkoversio.
  7. ↑ a b M. J. M. Bernal, H. S. W. Massey: Metallic Ammonium. Monthly Notices of the Royal Astronomical Society, 1954, nro 114. Wiley-Blackwell. Artikkelin verkkoversio.
  8. ↑ Facta 2001, s. 460, art. Ammonium. WSOY, 1981. ISBN 951-0-10222-9.
Noudettu kohteesta ”https://fi.wikipedia.org/w/index.php?title=Ammoniumioni&oldid=22093123”