Сульфат аммония

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.

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

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.