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Bildung eines Ammonium-Ions durch Protonierung von Ammoniak.

Salmiaknebel beim Zusammentreffen von Ammoniak- und Salzsäuredämpfen

Das Ammonium-Ion NH₄⁺ (nach IUPAC auch Azanium-Ion^[1]) ist ein Kation, das mit Anionen ähnlich wie Alkalimetall-Ionen Salze bildet. Es ist die konjugierte Säure zur Base Ammoniak (NH₃).
Ammoniumsalze sind beispielsweise Ammoniumnitrat (NH₄NO₃) oder Ammoniumchlorid (NH₄Cl).

Bei organischen Ammonium-Salzen hat das Stickstoffatom ebenfalls vier Bindungspartner und eine positive Formalladung. An das Stickstoffatom ist jedoch mindestens ein organischer Rest gebunden, wie z. B. in Hydrochloriden.

Eigenschaften |

Ein Ammonium-Ion ist tetraedisch aufgebaut. Ammonium bildet ein Dissoziationsgleichgewicht mit Ammoniak. Wegen der Beteiligung eines Oxonium-Ions ist dieses Gleichgewicht vom pH-Wert abhängig. Der Anteil des Ammoniaks steigt mit zunehmendem pH-Wert und steigender Temperatur.

NH3+H3O+ ⇌ NH4++H2O{displaystyle mathrm {NH_{3}+H_{3}O^{+} rightleftharpoons NH_{4}^{+}+H_{2}O} }

Der pK_s-Wert von Ammonium beträgt 9,2. Ammoniumsalze (beispielsweise Ammoniumsulfat) reagieren in wässriger Lösung als schwache Säuren und bilden daher leicht saure Lösungen.^[2]

Das Stickstoffatom im Ammonium kann relativ leicht zu Stickstoff oxidiert werden. Typisches Beispiel dafür ist die thermische Zersetzung von Ammoniumdichromat.^[2]

(NH4)2Cr2O7 ⟶ N2+Cr2O3+4 H2O{displaystyle mathrm {(NH_{4})_{2}Cr_{2}O_{7} longrightarrow N_{2}+Cr_{2}O_{3}+4 H_{2}O} }

In der Literatur werden Ammoniumsalze häufig als Pseudoalkalisalze beschrieben, was aus ihren vergleichbaren Eigenschaften zu den Alkalimetallsalzen resultiert. Diese Analogie ist vor allem durch einen nahezu gleichen Ionenradius und gleiche Ladung zu erklären. Sie ähneln vor allem in ihrer Löslichkeit in Wasser den Alkalisalzen.^[3]

Siehe auch: Grimmscher Hydridverschiebungssatz

Ammonium in der Natur |

In der Natur entsteht Ammonium in erster Linie beim Abbau von Proteinen. So wird es von Fischen und den meisten anderen Wasserorganismen als Endprodukt, z. B. über die Kiemen, ausgeschieden. Auch bei der bakteriellen Verrottung abgestorbener Biomasse wird es als Endprodukt freigesetzt. Es spielt eine wichtige Rolle im Citratzyklus, bei dem es mit α-Ketoglutarat zur Glutaminsäure reagiert.

Ammonium wird im Boden und in Gewässern unter Sauerstoffverbrauch bakteriell (u. a. Nitrosomonas) zuerst zu Nitrit und von einer anderen Bakterienart (u. a. Nitrobacter) weiter zu Nitrat oxidiert und damit „entgiftet“. Neben Bakterien spielen auch Archaea bei der Ammoniumoxidation im Boden eine wichtige Rolle.^[4] Dieser Vorgang wird Nitrifikation genannt und ist im Boden durchaus erwünscht. Auch in Gewässern ist die Nitrifikation ein wichtiger Teil der Selbstreinigung.

Ammoniak ist für Fische schon in geringen Konzentrationen giftig. Ammoniumgehalte im Wasser von 0,5 bis 1 mg/l werden deshalb, je nach dem pH-Wert des Wassers, als bedenklich für Fische eingestuft. Bei Ammoniumgehalten von über 1 mg/l ist ein Gewässer für Fischereizwecke nicht geeignet.

Physiologische Bedeutung |

Das Ammoniumion ähnelt dem Kalium-Ion (K⁺) sowohl in Größe als auch Ladung und kann daher im Organismus dessen Stelle einnehmen. Da es aber anders reagiert, z. B. von Synapsen, die kaliumgesteuert sind, nicht wieder abgespalten werden kann, blockiert es diese dauerhaft. Es wirkt deshalb in allen Organismen mit kaliumgesteuerten Synapsen als Nervengift.^[5]

Ammonium im Urin weist auf Konkremente hin.

Ammonium wird bei Säugetieren auf dem Wege des Harnstoffzyklus in der Leber und zum Teil der Niere in ungiftigen Harnstoff umgewandelt und über die Niere ausgeschieden. Bei Vögeln und an Land lebenden Echsen wird stattdessen Harnsäure produziert und ausgeschieden. Fische benötigen keine Umwandlung von Ammoniak, bei ihnen bietet die Haut mit direktem Kontakt zum Wasser den einfachen Weg der Osmose.

Verwendung |

Ammoniumsalz der Thioglykolsäure in drei Formelschreibweisen

Ammoniumsalze sind die wichtigsten Verbindungen der anorganischen chemischen Industrie. Sie werden im Megatonnenmaßstab produziert und vorwiegend als Düngemittel eingesetzt, sowie in geringerem Umfang auch in Trockenbatterien und Farbstoffen.

Das Ammoniumsalz der Thioglykolsäure wird als Reduktionsmittel in der Dauerwelle benutzt.^[6] Das Ammoniumsalz der Thiomilchsäure ist ein weiteres Beispiel aus der organischen Chemie und wird ebenso im Friseurhandwerk eingesetzt.

Nachweis |

Zur Prüfung (Vorprobe) einer Substanz auf Ammonium versetzt man sie mit etwas Natronlauge oder Natriumhydroxid. Das dabei freigesetzte Ammoniak ist entweder zu riechen oder man weist es anhand der basischen Verfärbung eines feuchten pH-Teststreifens über dem Reaktionsgemisch (Kreuzprobe) nach.

Ein empfindlicher Nachweis ist die Reaktion mit Nesslers Reagenz, das allerdings auch auf Amine anspricht.^[7] Eine empfindliche und selektive quantitative Bestimmung erfolgt nach DIN meist mithilfe der Berthelot-Reaktion unter Bildung eines blauen Indophenols, dessen Konzentration colorimetrisch gemessen werden kann.

Organische Chemie |

Tetramethylammoniumchlorid und Triethylamin-Hydrochlorid sind Beispiele für organische Ammonium-Salze, bei denen das Stickstoffatom ebenfalls vier Bindungspartner hat, diese jedoch organische Reste oder teils auch Wasserstoffatome sind, wie in Hydrochloriden, Hydrobromiden oder Hydroiodiden.

Einzelnachweise |

1. 
   ↑ G. J. Leigh (Hrsg.): Principles of chemical nomenclature. A guide to IUPAC recommendations. The Royal Society of Chemistry, Cambridge 2011, S. 46.
   


2. 
   ↑ ^ab M. Binnewies et alii: Allgemeine und Anorganische Chemie. 2. Auflage. Spektrum, 2010, ISBN 3-8274-2533-6. S. 478f.
   


3. 
   ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 654.
   


4. 
   ↑ Scinexx.de: Urbakterien als „Ammonium-Killer“, abgerufen am 31. Januar 2013.
   


5. 
   ↑ Robert Guderian (Hrsg.): Handbuch der Umweltveränderungen und Ökotoxikologie - Band 1A, Springer, Berlin 2000, ISBN 978-3-540-66184-9.
   


6. 
   ↑ Wolfgang Legrum: Riechstoffe, zwischen Gestank und Duft, Vieweg + Teubner Verlag (2011) S. 165, ISBN 978-3-8348-1245-2.
   


7. 
   ↑ E. Schweda: Jander/Blasius: Anorganische Chemie I – Einführung & Qualitative Analyse. 17. Auflage. Hirzel, 2012, ISBN 978-3-7776-2134-0. S. 294.
   

Weblinks |

 Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Ammonium – Lern- und Lehrmaterialien