Сульфат аммония

Сульфат аммония
Общие
Систематическое наименование	аммония сульфат
Хим. формула	(NH4)2SO4
Рац. формула	H8N2O4S
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	132,14052 г/моль
Плотность	1,769 г/см³ (20 °C)
Термические свойства
Температура
• плавления	235—280 °C
• разложения	218 °C
Мол. теплоёмк.	187,4 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	−1180,26 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	75,4 г/100 г (20 °C)
Классификация
Рег. номер CAS	7783-20-2
PubChem	24538 и 6097028
Рег. номер EINECS	231-984-1
SMILES	O=S(=O)(O)O.N.N
InChI	InChI=1S/2H3N.H2O4S/c;;1-5(2,3)4/h2*1H3;(H2,1,2,3,4) BFNBIHQBYMNNAN-UHFFFAOYSA-N
Кодекс Алиментариус	E517
ChEBI	62946
ChemSpider	22944
Безопасность
ЛД50	2840 мг/кг(крысы; орально)
NFPA 704	1 1 0
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Сульфа́т аммо́ния (аммоний серноки́слый, лат. ammonii sulfas), (NH₄)₂SO₄ — неорганическое бинарное соединение, аммонийная соль серной кислоты. Это бесцветные прозрачные кристаллы (или белый порошок) без запаха. Получают сульфат аммония действием серной кислоты на раствор аммиака и обменными реакциями с другими солями. Применяется в качестве удобрения, при производстве вискозы, в пищевой промышленности, при очистке белков в биохимии, в качестве добавки при хлорировании водопроводной воды. Токсичность сульфата аммония очень низкая.

Физические свойства

Чистый сульфат аммония — бесцветные прозрачные кристаллы, в измельчённом виде — белый порошок[1]. Запаха не имеет. Гигроскопичность невысокая.

Образует кристаллы ромбической сингонии, пространственная группа Pnma, параметры ячейки a = 0,7782 нм, b = 0,5993 нм, c = 1,0636 нм, Z = 4.

Плотность (при 20 °C) — 1,766 г/см^3[1].

Растворимость в воде (г/100 мл)[2]:

• 70,1 (0 °C)
• 72,7 (10 °C)
• 75,4 (20 °C)
• 76,9 (25 °C)
• 78,1 (30 °C)
• 81,2 (40 °C)
• 84,3 (50 °C)
• 87,4 (60 °C)
• 94,1 (80 °C)
• 102 (100 °C).

Растворимость в других растворителях (г/100 г):

• муравьиная кислота 95 %: 25,4 (16,5 °C);
• ацетон: нерастворим;
• этанол: нерастворим;
• диэтиловый эфир: нерастворим.

Сульфат аммония с солями некоторых других металлов (алюминий, железо и прочие) образует двойные соли, например алюмоаммиачные квасцы, соль Мора[1].

Химические свойства

При нагревании до 147 °С сульфат аммония разлагается на соответствующий гидросульфат NH₄HSO₄ и аммиак по схеме:

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}SO_{4}\rightarrow NH_{4}HSO_{4}+NH_{3}\uparrow }}}$.

При повышении температуры выше 500 °С гидросульфат аммония кипит с разложением на серный ангидрид, аммиак и воду:

${\displaystyle {\mathsf {NH_{4}HSO_{4}\ \xrightarrow {>500^{o}C} \ NH_{3}\uparrow +SO_{3}\uparrow +H_{2}O\uparrow }}}$.

Сульфат аммония окисляется до молекулярного азота или оксида азота (I) сильными окислителями, например перманганатом калия, азотистой кислотой, азотной кислотой, нитритами, нитратами и смесью оксида азота (II) и оксида азота (IV):

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}SO_{4}+2KMnO_{4}\longrightarrow 2MnO_{2}\downarrow +K_{2}SO_{4}+N_{2}\uparrow +4H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}SO_{4}+2HNO_{2}\ \xrightarrow {+70^{o}C} 2N_{2}\uparrow +H_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}SO_{4}+HNO_{2}\ \xrightarrow {+70^{o}C} N_{2}\uparrow +NH_{4}HSO_{4}+2H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}SO_{4}+NO+NO_{2}\ \xrightarrow {+70^{o}C} 2N_{2}\uparrow +H_{2}SO_{4}+3H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2(NH_{4})_{2}SO_{4}+NO+NO_{2}\ \xrightarrow {+70^{o}C} 2N_{2}\uparrow +2NH_{4}HSO_{4}+3H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}SO_{4}+HNO_{3}\ \xrightarrow {+190^{o}C,p} N_{2}O\uparrow +NH_{4}HSO_{4}+2H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}SO_{4}+2NaNO_{2}\ \xrightarrow {+70^{o}C} 2N_{2}\uparrow +Na_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}SO_{4}+2NaNO_{3}\ \xrightarrow {+190^{o}C} 2N_{2}O\uparrow +Na_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}}$

Получение

В лаборатории получают действием концентрированной серной кислоты на концентрированный раствор аммиака.

${\displaystyle {\mathsf {2NH_{3}+H_{2}SO_{4}\rightarrow (NH_{4})_{2}SO_{4}}}}$

Эту реакцию, как и все другие реакции взаимодействия аммиака с кислотами, проводят в приборе для получения растворимых веществ в твёрдом виде.

Среди основных способов получения сульфата аммония, которые наиболее часто используются в химической промышленности, имеются следующие: процесс нейтрализации серной кислоты синтетическим аммиаком; использование аммиака из газа коксовых печей для его химической реакции с серной кислотой; получение в результате обработки гипса растворами карбоната аммония; получение при переработке отходов, остающихся после производства капролактама. Вместе с тем имеются и другие способы производства сульфата аммония, например, получение этого вещества из дымовых газов электростанций и сернокислотных заводов. Для этого в горячие газы вводят газообразный аммиак, который связывает имеющиеся в газе окислы серы в различные соли аммония, в том числе и в сульфат аммония.

Очистка

Технический сульфат аммония часто загрязнён сульфатом железа. Избавиться от него простой перекристаллизацией невозможно, поскольку соли железа сокристаллизуются с сульфатом аммония, образуя двойную соль Мора.

Согласно Карякину[3], для очистки препарата 150 г его растворяют в 260 мл дистиллированной воды, нагревают до кипения, прибавляют 1—2 г пероксодисульфата аммония и кипятят до полного окисления железа(II) в железо(III). Полноту окисления необходимо проверить прибавлением к отфильтрованной пробе раствора гексацианоферрата(III) калия (красной кровяной соли) — синее окрашивание пробы указывает на неполноту окисления железа, в таком случае процесс очистки следует повторить.

После перехода всего железа в трёхвалентное к раствору следует прибавить крепкий раствор аммиака до сильно щелочной реакции и отфильтровать. Полученный раствор упарить до консистенции жидкой кристаллической кашицы и дать охладиться до комнатной температуры. Кристаллы отсосать на воронке Бюхнера и промыть несколько раз дистиллированной водой.

В полученном реактиве может содержаться до 0,2 % сульфата кальция, который отделить никак не удастся.

Применение

Сульфат аммония широко применяется как азотное-серное минеральное удобрение (в РФ — по ГОСТ-9097-82) в легкоусвояемой форме, не содержащей NO^3--групп и не едкое, его можно применять в любое время года. Содержит 21 % азота и 24 % серы (учитывается в агрономии как 60% SO₃). Подкисляет почву.

Также используется в производстве вискозного волокна как компонент осадительной ванны.

В биохимии переосаждение сульфатом аммония является общим методом очистки белков.

В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E517.

Сульфат аммония используется в технологии хлорирования воды с аммонизацией — его вводят в обрабатываемую воду за несколько секунд до хлора. С хлором он образует хлорамины, связывая свободный хлор, благодаря чему значительно сокращается образование хлорорганики, вредной для организма человека, сокращается расход хлора, уменьшается коррозия труб водопровода.

Сульфат аммония является компонентом порошковых огнетушителей и огнезащитных средств.

Кроме того, находит применение при получении марганца электролизом, в производстве аммониево-алюминиевых квасцов, корунда. Добавляется к стекольной шихте для улучшения её плавкости. Также раствор сульфата аммония является основным действующим веществом при электроплазменной полировке нержавеющей стали.

Воздействие на человека

Сульфат аммония признаётся безопасным для человека и используется в качестве пищевой добавки в России, Украине и в странах ЕС. Сульфат аммония используется в качестве заменителя соли и носит название пищевой добавки Е517. В пищевой индустрии добавка сульфат аммония выступает в роли улучшителя качества муки и хлебобулочных изделий, увеличивая также их объём, является питанием для дрожжевых культур, применяется как стабилизатор и эмульгатор.

Примечания

1. Чукуров П. М. Сульфат аммония // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1: А — Дарзана. — С. 154. — 623 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-008-8.
2. Справочник по растворимости. — М.—Л.: ИАН СССР, 1961. — Т. 1.1. — С. 219—220.
3. Карякин Ю. В. Чистые химические реактивы. Руководство по лабораторному приготовлению неорганических препаратов / Отв. ред. Г. Я. Бахаровский. — 2-е изд. — Л.: Полиграфкнига, 1947. — С. 51—52. — 576 с.