Сульфат амонію

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Сульфат амонію
Ammonium sulfate.png
Ідентифікатори
Номер CAS 7783-20-2
Властивості
Молекулярна формула (NH4)2SO4
Молярна маса 132,141 г/моль
Зовнішній вигляд білі кристали
Густина 1,77 г/см³
Тпл 280 °C (розкладається)
513±2 °C (у вакуумі)
Розчинність (вода) 76,4 г/100 г H2O
Термохімія
Теплоємність, cop 1423 Дж/(г·K)
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Амо́ній сульфа́т, сульфат амонію — амонієва сіль сульфатної кислоти складу (NH4)2SO4. За звичайних умов є білими, гігроскопічними кристалами.

Основною сферою застосування сульфату амонію є сільське господарство — як нітроген- та сульфурвмісне добриво. Також використовується у виробництві персульфатів та антипіренів.

Поширення у природі[ред.ред. код]

Масканьїт

У природі сульфат амонію може знаходитися у вигляді мінералу масканьїту. Він кристалізується на вулканічних фумаролах та на джерелах термальних вод.[1]

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Сульфат амонію є білими, ортогональними кристалами. Добре розчиняється у воді, не утворюючи гідратів. При 0 °C його розчинність складає 70,6 г на 100 г води та 103,8 г при 100 °C. Не розчиняється в етанолі та ацетоні.

Температура Кюрі 224 °C

Отримання[ред.ред. код]

Сульфат амнію зазвичай синтезується кількома шляхами:

З аміаку та сульфатної кислоти[ред.ред. код]

Цех виробництва сульфату амонію на заводі «Leunawerke» німецького міста Лойна (1963)

Даний метод нині є промисловим способом отримання сульфату амонію.

Газуватий аміак впорскується до концентрованої (понад 70%) сульфатної кислоти і в результаті утворюються кристали солі розміром 0,5—3 мм:

\mathrm{ 2NH_3 + H_3SO_4 \xrightarrow{} (NH_4)_2SO_4}

Взаємодія аміаку і кислоти є єкзотермічною, але утворене тепло не відводять — воно необхідне для випаровування зайвої води і підтримування стабільно високої концентрації кислоти.

З коксового газу[ред.ред. код]

Масштаби отримання сульфату амонію з коксового газу останніми десятиліттями суттєво зменшуються через модернізацію металургійних підприємств та впровадження безвідходних технологій виробництва.

Коксовий газ, що утворюється в результаті коксування кам'яного вугілля, є сумішшю оксидів вуглецю, водню, метану та, найголовніше, аміаку. Неочищений коксовий газ пропускається крізь сульфатну кислоту з утворенням солі сульфату амонію. Такий продукт має значну кількість домішок у вигляді органічних смол.

Застосовується також непрямий метод: аміак вимивається із коксового газу водою, утвореною при розкладання вапна, і далі пропускається крізь сульфатну кислоту.

Побічний продукт органічних синтезів[ред.ред. код]

Значні кількості сульфату амонію утворюються як побічний продукт синтезу капролактаму. Взаємодією циклогексанону з гідроксиламіном в олеумі або концентрованій H2SO4 синтезують оксим (2).

Beckmann-rearangement.png

Оксим має кислотні властивості та, при охолодженні реакційної суміші, утворює в розчиннику монозаміщений сульфат капролактаму. Його нейтралізують додаванням аміаку — в результаті утворюється капролактам (3)та сульфату амонію.

З гіпсу[ред.ред. код]

Через дефіцит сульфатної кислоти у часи Першої світової війни, науковцями BASF був розроблений метод отримання сульфату амонію з гіпсу. Дрібно помелений гіпс змішують із розчином карбонату амонію:

\mathrm{ CaSO_4 + (NH_4)_2CO_3 \xrightarrow{} (NH_4)_2SO_4 + CaCO_3}

Взаємодію проводять протягом кількох годин у резервуарах із перемішуванням, а потім фільтрують на вакуум-фільтрах. Карбонат кальцію добре виділяється із суміші завдяки його малій розчинності.

Також можна проводити взаємодію шляхом пропускання газуватих аміаку та оксиду вуглецю крізь суспензії гіпсу:

\mathrm{ CaSO_4 + 2NH_3 + CO_2 + H_2O \xrightarrow{} (NH_4)_2SO_4 + CaCO_3}

Хімічні властивості[ред.ред. код]

При нагрівання на повітрі сульфат амонію починає розкладатися при температурі понад 100 °C, а у вакуумі — при 513 °C.

\mathrm{ (NH)4)_2SO_4 \xrightarrow{>100^oC} NH_4HSO_4 + NH_3 }

При вищих температурах, більше 300 °C, можуть також виділятися незначні кількості N2, SO2, SO3, H2O.

У розчинах сполука добре дисоціює із утворенням кислотного середовища:

\mathrm{ (NH_4)_2SO_4 \leftrightarrow 2NH_4^+ + SO_4^{2-}}

При взаємодії твердого (NH4)2SO4 з концентрованою сульфатною кислотою утворюється монозаміщений сульфат:

\mathrm{ (NH_4)_2SO_4 + H_2SO_4(conc.) \xrightarrow{} 2NH_4HSO_4}

Сульфат амонію вступає в реакції обміну з лугами та деякими солями:

\mathrm{ (NH_4)_2SO_4 + 2NaOH \xrightarrow{} 2NH_3 \uparrow + Na_2SO_4 + 2H_2O}
\mathrm{ (NH_4)_2SO_4 + BaCl_2 \xrightarrow{} 2NH_4Cl + BaSO_4 \downarrow}

При нагріванні окиснюється сильними окисниками до вільного азоту:

\mathrm{ (NH_4)_2SO_4 + K_2Cr_2O_7 \xrightarrow{250-350^oC} N_2 + K_2SO_4 + Cr_2O_3 + 4H_2O}

При електролізі насиченого розчину солі та сульфатної кислоти, утворюється персульфат амонію:

\mathrm{ (NH_4)_2SO_4 + H_2SO_4(conc.) \xrightarrow{electrolysis} (NH_4)_2S_2O_6(O_2) + H_2 \uparrow} (на аноді утворюється персульфат, а на катоді — водень).

Застосування[ред.ред. код]

Французька листівка про значення сульфату амонію у садівництві

Практично увесь синтезований сульфат амонію застосовується в якості добрива. Окрім значного вмісту в сполуці нітрогену, в ній також присутній важливий для аграріїв сульфур.

У менших масштабах сіль використовується для виробництва персульфатів, антипіренів. Також застосовується у фотографії, текстильний та скляній промисловостях.

Див. також[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL): CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
  • Weston C. W., Papcun J. R., Dery M. Ammonium compounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York: John Wiley & Sons, 2004. — P. 367—368. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.0113131523051920.a01.pub2. (англ.)
  • Zapp K. H. Ammonium compounds // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim: Wiley-VCH, 2005. — P. 11—14. — DOI:10.1002/14356007.a02_243. (англ.)
  • Ritz J., Fuchs H., Moran W. C. Caprolactam // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim: Wiley-VCH, 2005. — P. 4—5. — DOI:10.1002/14356007.a05_031.pub2. (англ.)
  • Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)
  • Химический энциклопедический словарь / И. Л. Кнунянц. — М.: Сов. энциклопедия, 1983. — 792 с. (рос.)
Розчинність кислот, основ і солей у воді
H+ Li+ K+ Na+ NH+4 Ba2+ Ca2+ Mg2+ Sr2+ Al3+ Cr3+ Fe2+ Fe3+ Ni2+ Co2+ Mn2+ Zn2+ Ag+ Hg2+ Hg2+2 Pb2+ Sr2+ Sn2+ Cu+
OH P P P - P М Н М Н Н Н - Н Н Н Н - - - Н Н - Н
F P Н P P Р М Н Н М Р Н Н Н Р Р М Р Р М М Н Р Р ?
Cl P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н Р Н М - Н Р
Br P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н М Н М Р H Р
I P P P P Р Р Р Р Р Р ? Р - Р Р Р Р Н Н Н Н М Н -
S2− P P P P - Р М Н Р - - Н - Н Н Н Н Н Н - Н Н Н Н
SO2−3 P P P P Р М М М Н ? ? М ? Н Н Н М Н Н Н Н ? Н ?
SO2−4 P P P P Р Н М Р Н Р Р Р Р Р Р Р Р М - Н Н Р Р Р
NO3 P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р - Р - Р Р
NO2 P P P P Р Р Р Р Р ? ? ? ? Р М ? ? М ? ? ? ? ? ?
PO3−4 P Н P P - Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н ? Н Н Н Н
CO2−3 М Р P P Р Н Н Н Н - - - - Н Н - - Н - Н - - ? -
CH3COO P Р P P Р Р Р Р Р - Р Р - Р Р Р Р Р Р М Р - Р Р
CN P Р P P Р Р Р Р Р ? Н Н - Н Н Н Н Н Р Н Р - - Н
SiO2−3 H Н P P ? Н Н Н Н ? ? Н ? ? ? Н Н ? ? ? Н ? ? ?