Ammonium

Identifizierung
Ammoniumion


Darstellung des Ammoniumions
N o CAS	14798-03-9
PubChem	223
LÄCHELN	N (H) (H) (H) H PubChem , 3D-Ansicht
InChI	InChI: 3D-Ansicht InChI = 1S / H3N / h1H3 / p + 1 InChIKey: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-O
Chemische Eigenschaften
Brute Formel	H 4 N.NH 4+
Molmasse	18,0385 ± 0,0005 g / mol H 22,35%, N 77,65%,
pKa	9,25 bei 25 ° C.

Einheiten von SI und STP, sofern nicht anders angegeben.

Das Ammoniumion der Rohformel N H 4 + ist ein mehratomiges Ion mit einer positiven elektrischen Ladung. Dieses mehratomige Kation hat eine tetraedrische Struktur, wobei das Stickstoffatom N das Zentrum und die vier Wasserstoffatome die äquivalenten Eckpunkte des Tetraeders einnehmen . Es wird durch Protonierung von Ammoniak (NH 3 ) erhalten; es wird manchmal als ionisiertes Ammoniakmolekül dargestellt .

Ammoniumionen sind in vielen Reinigungs- und Desinfektionsprodukten enthalten, beginnend mit Ammoniak . Vor der Entdeckung seiner wahren Struktur durch Chemiker war es das Analogon eines Alkalimetalls oder eines Alkalis . Daher zum Beispiel die Bezeichnung von flüchtigem Alkali von Ammoniak. Seine Verwendung ist uralt, es ist in Sal Ammoniak NH 4 Cl vorhandendas heißt, das natürliche Mineral Körper Salmiac . Es ist auch in Ammoniumsulfid (NH 4 ) 2 S enthalten, ein altes Reagenz, das durch chemische Analyse bewertet wurde .

Fall von wässrigen Lösungen

Das Auflösen von NH 4 + in Wasser entspricht der folgenden Gleichung:

{\ rm {NH_ {4} ^ {{+}} + H_ {2} O \ Rightarrow NH_ {3} + H_ {3} O ^ {{+}}}

Während die Herstellung einer wässrigen Lösung von Ammonium - Hydroxid ( Ammoniak ) ist:

{\ rm {NH_ {3} + H_ {2} O \ Rightarrow NH_ {4} ^ {{+}} + OH ^ {{-}}}}

Dies sind Reaktionen Säure-Base , aus denen das Säure / Base-Paar folgt : . ${\ rm {NH_ {4} {} ^ {+} / NH_ {3}}}$

Dieses Paar hat eine Säurekonstante Ka = 5,62 × 10 –10 ; wir sagen daher, dass die Säuredissoziationskonstante von NH 4 +ist p K a = 9,25. In Wasser dissoziiert Ammoniak teilweise und bildet eine ionische Lösung, die Elektrizität leitet .

Allgemeiner Fall

Im allgemeinen Fall haben wir:

{\ rm {NH_ {4} ^ {+} \ Rightarrow H ^ {+} + NH_ {3}}}

Dies ist eine reversible Reaktion, die die sehr schwache Brönsted-Ammoniumsäure bildet. Der Gehalt an gebildetem Ammonium hängt vom pH-Wert ab, wenn man in Lösung arbeitet. Wenn man mit Ammoniakdampf arbeitet, kann er mit HCl unter Bildung des Komplexes reagieren . ${\ rm {NH_ {4} ^ {{+}}; Cl ^ {{-}}}}$

Ammonium bildet oft ein Salz mit einem Anion . Die meisten Ammoniumsalze sind wasserlöslich.

Verbindungen mit Aminen

Jedes Atom eines Wasserstoffammoniumions kann durch eine Gruppe Alkyl oder eine andere organische Gruppe, die aus Kohlenstoffketten oder anderen Substituenten besteht, " substituiert " sein, um ein ionensubstituiertes Ammonium , " Ammoniumion " oder Ionenammonium " primär ", " sekundär " zu bilden. " tertiär " oder " quaternär " (abhängig von der Anzahl der substituierten Wasserstoffatome). Diese Ionen sind die konjugierten Säuren von Aminen , mit Ausnahme von quaternären Ammonien, die kein Proton abgeben können . Abgesehen von quaternärem Ammonium stehen sie je nach pH-Wert im Gleichgewicht mit ihren ersetzten Aminen.

Die Formel ist vom Typ N + R 4wobei ein oder mehrere Wasserstoffatome durch ein organisches Radikal ersetzt werden (Gruppe dargestellt durch das Symbol R).

Ein Beispiel für eine Reaktion zur Bildung eines Ammoniumions ist die zwischen Dimethylamin (CH 3 ) 2 NHund eine Säure, um das Dimethylammoniumkation (CH 3 ) 2 NH 2 + zu ergeben ::

Das quaternäre Ammoniumkation weist vier organische Gruppen auf, die an das Stickstoffatom (N) gebunden sind .
Sie haben kein Wasserstoffatom mehr an das Stickstoffatom gebunden, das die Rolle der Base spielen kann, und sind daher permanent geladen.
Diese Kationen, wie das Tetra-n-butylammonium- Kation , werden manchmal verwendet, um Natrium- oder Kaliumionen zu ersetzen und die Löslichkeit einer Verbindung in allen organischen Lösungsmitteln gemäß dem HSAB-Prinzip zu erhöhen , was ihnen ein wichtiges toxikologisches und ökotoxikologisches Merkmal verleiht . Aus dem gleichen Grund werden sie auch als Phasentransferkatalysatoren eingesetzt .

Ammoniumsalze und Ammoniak sollten nicht in Schwimmbädern verwendet werden, da sie Stickstofftrichlorid (NCl 3) bilden können) mit Chlor . Die Wasserstoffatome von Ammoniumsalzen und primären (Beispiel: Harnstoff ) oder sekundären Amiden können auch durch Chlor ersetzt werden.

Säure-Base-Paare

Hauptsäure-Base-Paare

Säure-Base-Paar	Acid	Basierend
Ammoniumion / Ammoniak	NH 4 +	NH 3
Methylammonium / Methylamin- Ion	CH 3 NH 3 +	CH 3 NH 2
Dimethylammonium / Dimethylamin- Ion	(CH 3 ) 2 NH 2 +	(CH 3 ) 2 NH
Trimethylammonium / Trimethylamin- Ion	(CH 3 ) 3 NH +	(CH 3 ) 3 N.
substituiertes Ammoniumion / substituiertes Amin	N + R 4	NR 3

Säure-Base-Halbgleichung

Das betroffene Säure-Base-Paar ist:

substituiertes Ammoniumion / substituiertes Amin ;
N + R 3 H / NR 3.

Die Säure-Base-Halbgleichung lautet daher:

N + R 3 H. $\ rightleftharpoons$ H + + NR 3.

Lösungssäure / Base-Gleichung

Die Säure-Base-Halbgleichungen sind:

(CH 3 ) n NH 4-n + $\ rightleftharpoons$ H + + (CH 3 ) n NH 3 -n
H 2 O.+ H + H 3 O + $\ rightleftharpoons$ .

Die Säure-Base-Verdünnungsgleichung lautet daher:

(CH 3 ) n NH 4-n ++ H 2 O. $\ rightleftharpoons$ H 3 O ++ (CH 3 ) n NH 3 -n.

Einfacher :

N + R 4 $\ rightleftharpoons$ H + + NR 3
H 2 O.+ H + H 3 O + $\ rightleftharpoons$ .

Daher die Säure-Base-Solvatationsgleichung:

N + R 4+ H 2 O. $\ rightleftharpoons$ H 3 O ++ NR 3.

Chemie

Das Ammoniumion entsteht durch die Reaktion von Ammoniak (einer starken Base) mit einer Brønsted-Säure ( Protonendonoren ):

H + +: NH 3→ NH 4+ .

Das freie Elektronenpaar des Stickstoffatoms in Ammoniak ist als Punktpaar dargestellt. Dieses Elektronenpaar bildet die Bindung mit einem Proton (H + ).

Ammoniumion ist eine relativ schwache konjugierte Säure, die mit Brønsted-Basen reagiert , um in den Zustand eines ungeladenen Ammoniakmoleküls zurückzukehren:

NH 4+ +: B → HB + + NH 3.

Wenn Ammoniak in Wasser gelöst wird, reagiert eine signifikante Menge davon mit dem Hydroniumion des Wassers unter Bildung von Ammoniumionen :

H 3 O.+ + NH 3→ H 2 O.+ NH 4+ .

Die Geschwindigkeit des in Ammoniumionen umgewandelten Ammoniaks hängt vom pH-Wert der Lösung ab. Wenn der pH niedrig ist (d. H. Es gibt eine hohe Konzentration an Hydroniumionen), gleichen sich die Änderungen aus und erzeugen eine größere Umwandlung von Ammoniak (durch Protonierung) in Ammoniumionen. Wenn im Gegensatz dazu der pH-Wert hoch ist (die Konzentration an Hydroniumionen ist niedrig), wird ein Gleichgewicht erreicht, indem Protonen aus dem Ammoniumion durch die Hydroxidionen eingefangen werden, wodurch Ammoniak erzeugt wird.

Die Bildung von Ammoniumverbindungen kann auch in der Dampfphase auftreten, beispielsweise wenn Ammoniakdampf mit Chlorwasserstoffdampf (HCl) in Kontakt kommt , einer weißen Wolke in Form von Ammoniumchlorid, die sich schließlich in einer dünnen weißen Schicht auf den Oberflächen absetzt .

Ammoniumkationen aussehen wie Alkalimetallionen , wie die von Natrium , Na + oder Kalium , K + und können gefunden werden in Salze , wie Ammoniumbicarbonat, Ammoniumchlorid , oder Ammonium - Nitrat .

Die meisten einfachen Ammoniumsalze sind in Wasser sehr gut löslich .

Diese Ammoniumionen sind in der Chemie von großer Bedeutung, weil:

Sie sind Träger positiver Ladungen in organischen Molekülen und eignen sich für Anwendungen wie Ionenaustauscherharze .
Das Ammoniumsulfat ist eine Düngemittelchemikalie , die die industrielle Landwirtschaft ermöglichte.
Ammoniumionen können sich in Quecksilber unter Bildung eines Amalgams lösen . In der Praxis kann es durch Elektrolyse einer Ammoniumlösung mit einer Quecksilberelektrode hergestellt werden. Dieses Amalgam zersetzt sich jedoch spontan zu Ammoniak und Wasserstoff.

Verbindungen

In Ammoniumionen bildet das Stickstoffatom vier kovalente Bindungen (einschließlich einer koordinierenden kovalenten Bindung) anstelle von drei wie in Ammoniak und bildet eine Struktur, die der eines Methanmoleküls isoelektronisch (elektronisch ähnlich) ist .

Anmerkungen und Referenzen

(in) David R. Lide, CRC-Handbuch für Chemie und Physik , CRC Press ,2009, 90 th ed. 2804 p. , gebundene Ausgabe ( ISBN 978-1-4200-9084-0 )
berechnete Molekülmasse von „ Atomgewichte der Elemente 2007 “ auf www.chem.qmul.ac.uk .
(en) Pseudobinäre Verbindungen
(en) VIAS-Enzyklopädie: Ammoniumsalze