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2026-02-28T02:32:32Z

Einleitung: Begriffsherkunft

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{{Dieser Artikel|behandelt das chemische Kation. Zu der ägyptischen Orakelstätte des Ammon siehe [[Orakel von Siwa]].}}
[[Datei:Bildung Ammonium.svg|mini|Bildung eines Ammonium-Ions durch [[Protonierung]] von Ammoniak.]]
[[Datei:Hydrochloric acid ammonia.jpg|mini|[[Salmiak]]nebel, eigentlich Salmiakrauch, beim Zusammentreffen von Ammoniakgas und Salzsäuredampf]]

Das '''Ammonium'''-Ion NH4+ (nach [[IUPAC]] auch Azanium-Ion<ref>G. J. Leigh (Hrsg.): [http://books.google.de/books?id=qRlB5jeDZPkC ''Principles of chemical nomenclature. A guide to IUPAC recommendations.''] The Royal Society of Chemistry, Cambridge 2011, S. 46.</ref>) ist ein [[Kation]], das sich in einer Säure-Base-Reaktion aus der gasförmigen [[Basen (Chemie)|Base]] [[Ammoniak]] durch Anlagerung eines Protons an das freie Elektronenpaar bildet. Damit ist aus chemischer Sicht das Ammonium-Kation die [[konjugierte Säure]] der mittelstarken [[Basen (Chemie)|Base]] Ammoniak (NH3), das als gasförmige Verbindung im natürlichen [[Stickstoffkreislauf]] entsteht und in der Erdatmosphäre sowie protoniert als Ammonium-Kation im Boden eine wichtige Rolle spielt. Mit einem [[Säurekonstante#pKS- und pKB-Werte einiger Verbindungen|pKS-Wert]] von 9,25 ist das Ammonium-Kation eine schwache bis mittelstarke Säure.

Der Begriff leitet sich vom gleichlautenden [[antike]]n Namen der [[Oase Siwa]] ab, wo es allerdings nur [[Steinsalz]]-Vorkommen gibt.

== Eigenschaften ==
=== Bildung von Salzen und Salzlösungen ===
Wie andere Kationen kann auch das Ammonium-Kation mit [[Anion]]en [[Salze]] bilden. Solche Ammoniumsalze können z. B Salze mit Anionen von starken anorganischen Säuren sein, wie z. B [[Ammoniumchlorid]] (NH4Cl, auch genannt [[Salmiak]]) oder das vielfach industriell verwendete [[Ammoniumsulfat]], oder die gefährlichen Sprengstoffe [[Ammoniumnitrat]] (NH4NO3) und [[Ammoniumdichromat]].
Auch Ammonium-Salze mit Anionen [[Organische Chemie|organischer]] oder schwacher Säuren wie z. B [[Ammoniumacetat]] oder [[Ammoniumcarbonat]], sind bekannt und werden vielfach auch in der Lebensmittelchemie eingesetzt.

Ein Ammonium-Ion ist [[Tetraeder|tetraedisch]] aufgebaut. In wässerigen Lösungen stehen Ammoniumkationen in einem [[Dissoziation (Chemie)|Dissoziationsgleichgewicht]] mit [[Ammoniak]] und [[Oxonium]]-Kationen (Hydroxonium-kationen).
Damit ist die Lage dieses Gleichgewichts vom [[pH-Wert]] abhängig. Die Konzentration des Ammoniaks steigt mit zunehmendem pH-Wert und steigender Temperatur.
:<math>\mathrm{NH_3 + H_3O^+ \ \rightleftharpoons \ NH_4^+ + H_2O}</math> <ref name="Binnewies">[[M. Binnewies]] et al.: ''Allgemeine und Anorganische Chemie''. 2. Auflage. Spektrum, 2010, ISBN 3-8274-2533-6. S. 478 f.</ref>

Der [[Säurekonstante|pKs-Wert]] des Kations ''Ammonium'' beträgt 9,25. Damit sind Ammoniumsalze einerseits schwache Säuren, jedoch kommt es hinsichtlich der Auswirkung auf den pH-Wert einer Lösung auch auf die Art des Anions an. Da z. B. im Salz ''Ammoniumsulfat'' das Sulfatanion als Anion einer starken Säure nur eine sehr schwache Base ist, erklärt sich für das Salz [[Ammoniumsulfat]] und auch für andere Ammoniumsalze mit Anionen von starken Säuren folgender Befund: Ammoniumsalze mit Anionen starker Säuren reagieren in wässriger Lösung als schwache Säuren und bilden leicht saure Lösungen. Wenn jedoch wie z. B. im Salz [[Ammoniumcarbonat]] das Carbonatanion als Anion einer schwachen Säure eine mittelstarke Base ist, dann zeigt sich bei der Auflösung dieser Salze kaum eine Änderung des pH-Wertes, da sich die Einflüsse kompensieren.<ref>{{Literatur |Autor= Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten |Hrsg= |Titel=Chemie. Die zentrale Wissenschaft |Verlag=Pearson Studium |Datum= 2007 |ISBN=978-3-8273-7191-1|Seiten=804 f}}</ref>

=== Redoxreaktionen ===
Das N-Atom im Ammonium-Kation von Ammoniumsalzen befindet sich im niedrigst möglichen [[Oxidationszahl|Oxidationszustand]], wird aber unter Normalbedingungen von üblichen [[Oxidationsmittel]]n nicht angegriffen, wenn sie zugegeben werden. Wenn aber ein ''Oxidationsmittel'' wie z. B ein Chromatanion oder ein [[Nitrate|Nitratanion]] von vornherein als Anion Bestandteil des Ammoniumsalzes ist, dann ist das [[Stickstoff]]atom im Ammoniumnitrat gegen einen oxidativen Angriff dieses Anions sehr empfindlich. Das Ammoniumkation wird in diesen Fällen so leicht vom eigenen Anion zu Stickstoff oxidiert, dass eine Redoxreaktion nach Zündung als heftige, allein fortschreitende Verbrennung abläuft, wie z. B. im Fall des Salzes [[Ammoniumdichromat]]. Die spektakulär ablaufende thermische Zersetzung dieses Ammoniumsalzes verläuft nach der Reaktionsgleichung.<ref name="Binnewies" />
:<math>\mathrm{(NH_4)_2Cr_2O_7 \ \longrightarrow \ N_2 + Cr_2O_3 + 4 \ H_2O}</math>

Im Fall des Salzes Ammoniumnitrat, das als Düngemittel in großen Mengen gelagert wird, kann die Reaktion sogar ohne Zündung spontan und explosionsartig erfolgen. Typische Beispiele dafür sind mehrere beschriebene katastrophal verlaufene, [[Ammoniumnitrat|Ammoniumnitrat-Katastrophen]], die durch folgende chemische Reaktionsgleichung beschrieben werden.
:<math>\mathrm{2 \ NH_4NO_3 \longrightarrow 4 \ H_2O + 2 \ N_2 + O_2}</math>

=== Sonstige Eigenschaften ===
Ammoniumsalze werden manchmal vereinfachend als ''Pseudoalkalisalze'' bezeichnet. Die Aussage ist aber nur auf die mit [[Alkalimetalle|Alkalimetallsalzen]] vergleichbaren Eigenschaften hinsichtlich der Größe der Ionen und der [[Löslichkeit]] der Salze in Wasser zurückzuführen, was für chemische Eigenschaften nicht von großer Bedeutung ist, wohl aber für physiologische Eigenschaften und Wirkungen. Die Ähnlichkeiten sind zu erklären durch einen bei gleicher Ladung nahezu gleichen Ionenradius der Alkalisalze.<ref>{{Holleman-Wiberg |Auflage=101. |Startseite=654}}</ref>
: ''Siehe auch: [[Grimmscher Hydridverschiebungssatz]]''

== Ammonium in der Natur ==
Die natürliche Bildung von Ammoniak (bzw. protoniert Ammonium) erfolgt aus dem Stickstoff in der Luft. Dabei handelt es sich um einen grundlegenden und sehr energieaufwändigen, vom Enzym [[Nitrogenase]] katalysierten Schritt im Verlauf des vielstufigen Prozesses der sog. [[Stickstofffixierung#Biotische Stickstofffixierung|biotischen Stickstofffixierung]] im natürlichen [[Stickstoffkreislauf]], der mit Hilfe von [[Nitratbakterien]] bis zur Bildung von [[Nitrate]]n führt.<ref group="Anm.">Die großtechnische Umwandlung von Luft-Stickstoff in Ammoniak erfolgt mit dem [[Haber-Bosch-Verfahren]] </ref>

In der Natur entstehen Ammoniumkationen hauptsächlich als Endprodukte beim Abbau von Proteinen. Sie können von Fischen und anderen Wasserorganismen als gasförmig, z. B. über die Kiemen ausgeschieden werden. Auch bei der bakteriellen Verrottung abgestorbener Biomasse wird Ammoniak als Endprodukt freigesetzt. Ammoniak 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“ bzw. nutzbar gemacht. Neben Bakterien spielen auch [[Archaeen|Archaea]] bei der Ammoniumoxidation im Boden eine wichtige Rolle.<ref>Scinexx.de: [http://www.g-o.de/wissen-aktuell-5213-2006-08-21.html ''Urbakterien als „Ammonium-Killer“''.] Abgerufen am 31. Januar 2013.</ref> Dieser Vorgang wird [[Nitrifikation]] genannt und ist im Boden 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 Ammonium-Kation ähnelt dem [[Kalium]]-Kation (K+) in Größe und Ladung und kann daher im Organismus dessen Stelle einnehmen. Da es aber anders reagiert, kann es z. B. von [[Synapsen]], die kaliumgesteuert sind, nicht wieder abgespalten werden und blockiert die Synapsen dann dauerhaft. Ammonium wirkt deshalb in allen [[Organismen]] mit kaliumgesteuerten Synapsen als [[Nervengift]].<ref>[[Robert Guderian]] (Hrsg.): ''Handbuch der Umweltveränderungen und Ökotoxikologie - Band 1A'', Springer, Berlin 2000, ISBN 978-3-540-66184-9.</ref>

Ammoniumkationen entstehen bei [[Stoffwechsel]]vorgängen in der Leber
beim biochemischen Abbau von [[Aminosäuren]]. Der erste Schritt dieser Reaktion ist die sog. [[Desaminierung]] der Aminosäuren. Diese Reaktion muss in der Leber so verlaufen, dass kein zelltoxisches Ammoniak entsteht, sondern nur Ammoniumkationen. In der Leber erfolgt die Bildung von Harnstoff durch Reaktion von Ammonium (NH4+) mit Hydrogencarbonat (HCO3-) im sog. [[Harnstoffzyklus]]. Der gebildete Harnstoff wird im Urin ausgeschieden. Ammoniumkationen können auch direkt im [[Urin]] ausgeschieden werden, was dann auf [[Konkrement]]e hinweist.

Bei Vögeln und bei an Land lebenden Echsen wird statt Harnstoff Harnsäure produziert und ausgeschieden. Fische benötigen zur Ausscheidung keine Umwandlung von Ammoniak in Harnstoff, denn bei Fischen bietet sich über die Haut und die Kiemen mit direktem Kontakt zum Wasser ein einfacher Weg zur Ausscheidung über [[Osmose]] an.

== Verwendung ==
{| class="wikitable float-right" style="text-align:left" width="25%"
|- style="vertical-align:top"
| [[Datei:Ammoniumsalt of thioglycolic acid V.1.svg|zentriert|160px|Ammoniumsalz der [[Thioglykolsäure]] in drei Formelschreibweisen]] Ammoniumsalz der [[Thioglykolsäure]] in drei Formelschreibweisen 
|}

Ammoniumsalze sind wichtige Verbindungen im Bereich der produzierenden anorganischen chemischen Industrie. Sie werden im [[Tonne (Einheit)|Megatonnenmaßstab]] produziert und überwiegend als [[Düngemittel]] eingesetzt. Im geringeren Umfang werden sie auch in [[Trockenbatterie]]n eingesetzt und zur Herstellung von Farbstoffen benötigt.

Das Ammoniumsalz der [[Thioglykolsäure]] wird im Friseurhandwerk als Reduktionsmittel in der [[Dauerwelle]] benutzt. Das Ammoniumsalz der [[2-Mercaptopropionsäure|Thiomilchsäure]] ist ein weiteres Beispiel für den Einsatz eines Ammoniumsalzes im Friseurhandwerk.<ref name="Legrum">Wolfgang Legrum: ''Riechstoffe, zwischen Gestank und Duft''. Vieweg + Teubner Verlag (2011) S. 165, ISBN 978-3-8348-1245-2.</ref>

== Nachweis ==
Zur schnellen Prüfung ([[Vorprobe]]) einer Substanz auf das Vorhandensein von Ammoniumkationen versetzt man eine Probe der Substanz mit etwas [[Natronlauge]] oder mit etwas festem [[Natriumhydroxid]] und wenig Wasser. Das aus den Ammoniumkationen freigesetzte gasförmige Ammoniak ist entweder zu riechen oder man weist es anhand der basischen Verfärbung eines feuchten pH-Teststreifens über dem Reaktionsgemisch ([[Kreuzprobe (Chemie)|Kreuzprobe]]) nach.

Ein empfindlicher Nachweis ist die Reaktion mit [[Nesslers Reagenz]], das allerdings auch auf [[Amine]] anspricht.<ref>E. Schweda: Jander, Blasius: ''Anorganische Chemie'' I – ''Einführung & Qualitative Analyse''. 17. Auflage. Hirzel, 2012, ISBN 978-3-7776-2134-0. S. 294.</ref> Eine empfindliche und selektive quantitative Bestimmung erfolgt nach DIN meist mithilfe der [[Berthelot-Reaktion]] unter Bildung eines blauen [[Indophenol]]s, dessen Konzentration [[Colorimetrie|colorimetrisch]] bestimmt werden kann.

== Verschiedene Salztypen ==
=== Organische Salze ===
* Mono-, Di- und Tri- alkylierte Ammoniumsalze, wie z. B. [[Methylammoniumchlorid]], [[Dimethylammoniumchlorid]] und [[Trimethylammoniumchlorid]] (bzw. Trimethylamin-Hydrochlorid, siehe [[Hydrochloride]])

* Als [[quartäre Ammoniumverbindungen]], z. B. [[Tetramethylammoniumchlorid]], werden organische Ammonium-Salze bezeichnet, bei denen das Stickstoffatom vier organische Reste trägt
* organische Rest[[Hydroiodide|ide]]n.
* Zu der sehr umfangreichen und variablen Gruppe der salzartigen [[Quartäre Ammoniumverbindungen|quartären Ammoniumverbindungen]] gehören auch cyclische, N-alkylierte Heteroaromatische Verbindungen, wie z. B. [[Pyridiniumverbindungen]]

=== Doppelsalze ===
Das sog. Mohrsche Salz, ''[[Ammoniumeisen(II)-sulfat]]'', ist ein Doppelsalz mit zwei verschiedenen Kationen, aber zwei gleichen Anionen. Neben zwei ''Ammonium-''Kationen hat es ein ''Eisen(II)-''Kation und zur Ladungskompensation zwei Sulfat-Anionen. Das ergibt die Summenformel: (NH4)2Fe(SO4)2
Auch ein angebliches Doppelsalz [[Ammoniumsulfatnitrat]] mit den zwei verschiedenen Anionen Nitrat und Sulfat und mit Ammonium-Kationen zur Ladungskompensation wird als Düngemittel eingesetzt. Es war jedoch lange unklar, ob es sich um eine echte Verbindung handelt, oder nur um eine äquimolare Mischung der beiden Einzelsalze.

== Weblinks ==
{{Wikibooks|Praktikum Anorganische Chemie/ Ammonium}}
== Anmerkungen ==
<references group="Anm."/>
== Einzelnachweise ==
<references />

[[Kategorie:Ammoniumverbindung|!]]
[[Kategorie:Ion]]

Ammonium - Versionsgeschichte

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