Nitrifikation

Grundprinzip und Bedeutung

Nitrifikation ist die bakterielle Oxidation von Ammoniak (NH₃) beziehungsweise Ammonium-Ionen (NH₄⁺) zu Nitrat (NO₃⁻). Sie besteht normalerweise aus zwei gekoppelten Teilprozessen: Zuerst wird Ammoniak zu Nitrit (NO₂⁻) oxidiert, anschließend Nitrit zu Nitrat. Beide Reaktionen setzen Energie frei, die den beteiligten Organismen für Wachstum und andere Lebensvorgänge dient.

Im Stickstoffkreislauf ist dieser Prozess wichtig, weil er das durch Destruenten aus abgestorbener Biomasse freigesetzte Ammoniak wieder in Nitrat überführt. Dadurch entsteht ein stickstoffhaltiger Mineralnährstoff für Pflanzen. Unter natürlichen Bedingungen kommen Ammoniak- und Nitrit-Oxidierer meist gemeinsam vor und wirken so zusammen, dass sich kein Nitrit ansammelt.

Die beteiligten Bakterien heißen Nitrifizierer. Meist übernehmen verschiedene Bakteriengruppen die beiden Teilprozesse. 2015 wurde jedoch bei der Gattung Nitrospira entdeckt, dass einzelne Bakterien Ammoniak vollständig bis zu Nitrat oxidieren können. Sie katalysieren beide Schritte und werden complete ammonia oxidizers oder Comammox-Bakterien genannt.

Oxidation von Ammoniak zu Nitrit

Im ersten Teilprozess wird Ammoniak mithilfe von molekularem Sauerstoff zu Nitrit oxidiert:

2 NH₃ + 3 O₂ → 2 H⁺ + 2 NO₂⁻ + 2 H₂O

Unter Standardbedingungen werden dabei je Mol umgesetztem Ammoniak 235 kJ frei; die Änderung der Freien Energie beträgt ΔG°′ = −235 kJ/mol. Die verantwortlichen Organismen heißen Ammoniak oxidierende Bakterien oder Nitritbakterien. Sie sind aerob, benötigen also Sauerstoff, und obligat chemolithoautotroph. Dazu gehören die Gattungen Nitrosomonas, Nitrosospira und Nitrosococcus.

Die Oxidation läuft in zwei enzymatischen Schritten ab. Zunächst oxidiert die Ammoniummonooxygenase (AMO) Ammoniak zu Hydroxylamin:

NH₃ + 2 H⁺ + 2 e⁻ + O₂ → NH₂OH + H₂O

Dabei wird ein Sauerstoffatom des O₂-Moleküls in Hydroxylamin eingebaut, während das andere zu Wasser reduziert wird. Danach oxidiert die Hydroxylamin-Oxidoreduktase (HAO) Hydroxylamin zu Nitrit:

NH₂OH + H₂O → H⁺ + NO₂⁻ + 4 H⁺ + 4 e⁻

Von den dabei gewonnenen 4 mol Elektronen werden 2 mol für die AMO-Reaktion benötigt. Etwa 1,7 mol werden über Cytochrom c auf Sauerstoff übertragen; dabei gilt:

4 H⁺ + 4 e⁻ + O₂ → 2 H₂O

Die übrigen etwa 0,3 mol Elektronen dienen im rückläufigen Elektronentransport der Gewinnung von NADPH beziehungsweise NADH.

Oxidation zu Nitrat und Gesamtbilanz

Im zweiten Teilprozess wird Nitrit durch molekularen Sauerstoff zu Nitrat oxidiert:

2 NO₂⁻ + O₂ → 2 NO₃⁻

Die Reaktion wird durch das Enzym Nitritoxidase katalysiert. Unter Standardbedingungen werden je Mol oxidiertem Nitrit 76 kJ frei; ΔG°′ beträgt −76 kJ/mol. Die beteiligten Organismen heißen Nitrit oxidierende Bakterien oder Nitratbakterien. Sie sind aerob und mit Ausnahme von Nitrobacter obligat chemolithoautotroph. Zu ihnen gehören Nitrobacter, Nitrospina, Nitrococcus und Nitrolancetus.

Aus beiden Teilprozessen ergibt sich die Gesamtreaktion:

NH₃ + 2 O₂ → NO₃⁻ + H⁺ + H₂O

Unter Standardbedingungen werden je Mol oxidiertem Ammoniak insgesamt 311 kJ frei; die Änderung der Freien Energie beträgt ΔG°′ = −311 kJ/mol.

Stoffwechsel und Vorkommen

Nitrifizierende Bakterien besitzen einen chemolithoautotrophen Stoffwechsel. Anorganische Stickstoffverbindungen dienen als Elektronendonatoren; zusammen mit Sauerstoff bilden sie die Grundlage der Energiegewinnung. Die bei der Oxidation frei werdende Energie wird zur Bildung von ATP aus ADP und Phosphat genutzt. ATP dient vor allem dazu, Biomasse aus Kohlenstoffdioxid aufzubauen. Weil die Bakterien ihren Kohlenstoffbedarf allein mit CO₂ decken können, sind sie autotroph. Diese Form des Stoffaufbaus heißt Chemosynthese. Das Kohlenstoffdioxid wird über den Calvin-Zyklus assimiliert, also in organische Stoffe eingebaut.

Nitrifizierer kommen in vielen aeroben Ökosystemen vor. Wie viel Ammoniak, Ammonium oder Nitrit für ihre Energiegewinnung verfügbar ist, hängt stark von der Ammonifikation ab. Viele Ammoniumoxidierer können auch Harnstoff als Primärsubstrat nutzen. In natürlichen Systemen wurde Ammoniumoxidation selbst unter Bedingungen beobachtet, die untersuchte Reinkulturen nicht mehr vertrugen, beispielsweise in sauren Böden, kalten Ökosystemen, auf sauren Sandsteinen und in 50–60 °C heißen Quellen.

In eutrophierten, also stark mit Nährstoffen angereicherten Systemen kann die Nitrifikation erhebliche Mengen Sauerstoff verbrauchen und dadurch die Denitrifikation begünstigen. Je Gramm gebildetem NO₃⁻-N werden 4,33 g O₂ verbraucht; Sauerstoff dient dabei als Elektronenakzeptor. Pro Gramm gebildetem NO₃⁻-N entstehen 0,24 g Nitrifikantenbiomasse, gemessen als Chemischer Sauerstoffbedarf (CSB). 1,42 g CSB entsprechen 1 g biotischer Trockenmasse. In Aquarien beruht der hauptsächliche Teil der biologischen Filterung des Wassers auf der Nitrifikation.

Technische Folgen und Materialschäden

Bei der Nitrifikation entstehen H⁺-Ionen und damit Säure. Wird diese nicht neutralisiert, etwa durch Calciumcarbonat (CaCO₃), sinkt der pH-Wert. Die Säure beansprucht die Pufferkapazität des Wassers und kann Wasser oder Boden versauern. Nitrifizierer sind nur im neutralen bis leicht alkalischen Bereich stoffwechselaktiv. Eine zunehmende Versäuerung kann deshalb in Abwasser-Kläranlagen die vollständige Umwandlung des für Fische giftigen Ammoniums beziehungsweise Ammoniaks verhindern. Diese Hemmung durch die Folgen des eigenen Stoffwechsels heißt Autoinhibition.

Die bei der Nitrifikation gebildete Salpetersäure kann mineralische Werkstoffe angreifen, besonders kalkhaltige Materialien, weil sie Carbonate auflöst. Gefährdet sind vor allem Bauwerke in ammoniakhaltigen Umgebungen, in denen Nitrifikation möglich ist, etwa Abwasseranlagen und Tierställe.

Auch Stickoxide können zusammen mit Wasser Schäden auslösen: Sie bilden Salpetrige Säure (HNO₂), die Nitritoxidierer zu Salpetersäure (HNO₃) oxidieren. Dadurch werden Carbonate gelöst und Bau- oder Bildwerke beschädigt. In Gebäudesandstein sind häufig die äußeren Bereiche mit Nitrifizierern durchsetzt. Am Kölner Dom wurden Ammoniumoxidierer bis in 15 cm Tiefe im Sandstein nachgewiesen. Der Befall ging mit einem niedrigeren pH-Wert einher, wodurch sich der im Sandstein enthaltene Dolomit (CaMg(CO₃)₂) mit der Zeit auflöst.