Сульфат что это такое

Другим широко используемым сульфатом является сульфат магния . В области медицины он используется для уменьшения воспаления и расслабления мышц. Кроме того, садоводы и фермеры стекаются в этот сульфат, когда магний должен быть добавлен в почву . Благодаря высокой растворимости сульфат магния является лучшим вариантом, чем другие типы добавок магния.

В дополнение к уже упомянутым различным типам сульфатов, мы можем упомянуть и другие, не менее важные, такие как:
-Сульфат натрия, также называемый сульфатом натрия, который выделяется как бесцветный и используется для длинного перечня функций, таких как добавка при изготовлении стекла, в качестве осушающего элемента в различных отраслях химической промышленности, таких как дезинфицирующее средство и даже в качестве компонента при производстве целлюлозы.
-Сульфат аммония, который определяется по внешнему виду кристаллов и замечательному белому цвету. Как правило, он используется в качестве флокулянта и стал одним из идеальных союзников многих фермеров на момент получения земли в идеальном состоянии для получения лучших овощей. Тем не менее, мы не должны упускать из виду, что он называется диаммоний сульфат, сульфат аммония, доламин и actamaster.

Сульфат - это... Что такое Сульфат?

Сульфат магния — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Сульфат магния
({{{изображение}}})
Систематическое наименование	Сульфат магния
Традиционные названия	Сернокислый магний, эпсомская соль
Хим. формула	MgSO4
Молярная масса	120,37 г/моль
Плотность	2,66 г/см³
Температура
• плавления	1137 °C
Мол. теплоёмк.	96,40 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	-1288,8 кДж/моль
Растворимость
• в воде	35,120; 54,880; 68,3100 г/100 мл
• в эфире	1,1618 г/100 мл
Рег. номер CAS	7487-88-9
PubChem	24083
Рег. номер EINECS	231-298-2
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус	E518
RTECS	OM4500000
ChEBI	32599
ChemSpider	22515
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Сульфат магния — неорганическое вещество, соль металла магния и серной кислоты с формулой MgSO₄, белый порошок, образует несколько кристаллогидратов. В медицине используется при лечении ожирения как солевое слабительное, для достижения так называемого магниевого стресса.

Впервые была найдена в воде эпсомского источника в Англии ботаником Неемией Грю в 1695 году.

• Взаимодействие серной кислоты и магния

Mg+h3SO4 →  MgSO4+h3{\displaystyle {\mathsf {Mg+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO_{4}+H_{2}}}}

MgO+h3SO4 →  MgSO4+h3O{\displaystyle {\mathsf {MgO+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO_{4}+H_{2}O}}}

Mg(OH)2+h3SO4 →  MgSO4+2 h3O{\displaystyle {\mathsf {Mg(OH)_{2}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO_{4}+2\ H_{2}O}}}

MgCO3+h3SO4 →  MgSO4+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {MgCO_{3}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ MgSO_{4}+CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}

• Обменными реакциями:

MgCO3+(Nh5)2SO4 →100oC MgSO4+2Nh4↑+CO2↑+h3O{\displaystyle {\mathsf {MgCO_{3}+(NH_{4})_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ MgSO_{4}+2NH_{3}\uparrow +CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}

• Безводный сульфат магния получают сушкой кристаллогидрата:

MgSO4⋅7h3O →200oC MgSO4+7 h3O{\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}\cdot 7H_{2}O\ {\xrightarrow {200^{o}C}}\ MgSO_{4}+7\ H_{2}O}}}

Сульфат магния — белый гигроскопичный порошок, кристаллы ромбической сингонии, параметры ячейки a = 0,482 нм, b = 0,672 нм, c = 0,833 нм. При температуре 1010 °С происходит переход в другую ромбическую фазу.

Образует несколько кристаллогидратов: MgSO₄·nH₂O, где n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 12.

Наиболее изучены кристаллогидраты — MgSO₄·7H₂O (эпсомит), MgSO₄·6H₂O и MgSO₄·H₂O (кизерит).

Растворим в этаноле, глицерине и диэтиловом эфире. Не растворим в ацетоне.

Входит в число основных соединений в морской воде, отвечающих за поглощение звука, при этом звуковая энергия преобразуется в тепловую. Поглощение зависит от частоты звуковых колебаний: низкочастотный звук поглощается хуже, а высокочастотный — лучше (зависимость практически линейная при логарифмическом масштабе частоты и поглощения), что объясняет большую дальность распространения низкочастотных звуковых волн^[1].

• При нагревании выше температуры плавления разлагается:

2 MgSO4 →1200 ∘C 2 MgO+2 SO2+O2{\displaystyle {\mathsf {2\ MgSO_{4}\ {\xrightarrow {1200~^{\circ }C}}\ 2\ MgO+2\ SO_{2}+O_{2}}}}

• С концентрированной серной кислотой образует гидросульфат:

MgSO4+h3SO4 →  Mg(HSO4)2{\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\ }}\ Mg(HSO_{4})_{2}}}}

при нагревании выпадают сольваты состава MgSO₄·H₂SO₄ и MgSO₄·3H₂SO₄.

MgSO4+h3S →700 ∘C MgO+SO2+S+h3O{\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}+H_{2}S\ {\xrightarrow {700~^{\circ }C}}\ MgO+SO_{2}+S+H_{2}O}}}

MgSO4+SiO2 →680 ∘C MgSiO3+SO3{\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}+SiO_{2}\ {\xrightarrow {680~^{\circ }C}}\ MgSiO_{3}+SO_{3}}}}

2 MgSO4+C →800 ∘C 2 MgO+2 SO2+CO2{\displaystyle {\mathsf {2\ MgSO_{4}+C\ {\xrightarrow {800~^{\circ }C}}\ 2\ MgO+2\ SO_{2}+CO_{2}}}}

MgSO4+2 C →>800 ∘C MgS+2 CO2{\displaystyle {\mathsf {MgSO_{4}+2\ C\ {\xrightarrow {>800~^{\circ }C}}\ MgS+2\ CO_{2}}}}

• Сульфат магния относится к многотоннажному производству, цена ≈130 USD/т.
• Магния сульфат широко применяется в медицине, обычно в виде 25 % раствора, оказывает многогранное влияние на организм. При внутривенном введении быстро снижает давление, усиливая диурез. При приёме внутрь плохо всасывается, действует как слабительное средство, также оказывает желчегонное действие, что связано с рефлексами, возникающими при раздражении нервных окончаний слизистой оболочки двенадцатиперстной кишки. При парентеральном введении сульфат магния оказывает успокаивающее действие на ЦНС. В зависимости от дозы может наблюдаться седативный, снотворный или наркотический эффект. Более подробно см. статью Сульфат магния (лекарственное средство).
• Сульфат магния применяется как добавка для устройства дорожных и аэродромных оснований и покрытий.
• Входит в состав магнезиального цемента.
• В целлюлозно-бумажной промышленности используется как наполнитель, а также как компонент, позволяющий сохранить и улучшить физико-механические показатели бумаги при использовании отбеливателей (особенно хлорсодержащих) и для получения огнестойких изделий из бумаги.
• Используется для приготовления огнестойких составов для пропитки различных материалов.
• Для производства синтетических моющих средств (например, как стабилизатор перекисных соединений).
• Широко применяется в текстильной промышленности как наполнитель материалов, утяжелитель шёлка и хлопка, протрава для покраски тканей и как отбеливающий компонент.
• В лабораторных условиях безводный сульфат магния используется для сушки растворителей.

• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.-Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2. — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.

Сульфат кальция — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Сульфат кальция
({{{изображение}}})
Систематическое наименование	Сульфат кальция
Традиционные названия	кальций сернокислый, "ангидрит"
Хим. формула	CaSO4
Состояние	кристаллическое
Молярная масса	136,1406 г/моль
Плотность	2,96 г/см³
Температура
• плавления	1450°C (с частичным разложением)
• разложения	1560°C
Мол. теплоёмк.	99.660 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	−1434,5 кДж/моль
Удельная теплота плавления	28 кДж/моль
Давление пара	0 ± 1 мм рт.ст.[1]
Растворимость
• в воде	0,2036 г/100 мл воды
Рег. номер CAS	7778-18-9
PubChem	24497
Рег. номер EINECS	231-900-3
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус	E516
RTECS	WS6920000
ChEBI	31346
ChemSpider	22905
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Сульфа́т ка́льция (CaSO₄) — неорганическое соединение, кальциевая соль серной кислоты.

Находится в природе в виде дигидрата CaSO₄•2H₂O (гипс, селенит) и в безводном состоянии — ангидрит.

Безводный сульфат кальция — бесцветные кристаллы при нормальных условиях — с ромбической кристаллической решёткой, плотность 2,96 г/см³, температура плавления 1450 °C. При повышенных температурах (свыше 1200 °C) может существовать в виде стабильной кубической модификации или двух метастабильных α- и β-гексагональных модификаций. Очень медленно присоединяет воду, гидратируясь до кристаллогидрата с 1/2 или 2 молекулами воды на 1 молекулу сульфата, соответственно CaSO₄ · 0,5H₂О и CaSO₄ · 2H₂О. В воде растворим незначительно. Растворимость падает с повышением температуры: если при 20 °C она составляет 0,2036 г/100 г воды, то вблизи точки кипения воды (100 °C) снижается до 0,067 г сульфата на 100 г воды. Растворённый в природной воде сульфат кальция является одним из факторов, определяющих жёсткость воды.

Физические свойства двуводного сульфата кальция[править | править код]

При повышении температуры, но не более чем до 180 °C двуводный сульфат кальция теряет часть воды, переходя в полуводный — так называемый «жжёный гипс», пригодный для дальнейшего применения как вяжущее вещество. При дальнейшем нагреве до 220 °C гипс полностью теряет воду, образуя безводный CaSO₄, который лишь при длительном хранении поглощает влагу и переходит в полугидрат. Если обжиг вести при температуре выше 220 °C, то получается безводный CaSO₄, который влагу уже не поглощает и не «схватывается» при смешивании с водой (это вещество нередко называют «мёртвый гипс»). При дальнейшем нагревании до 900—1200 °C можно получить «гидравлический гипс», который после охлаждения вновь обретает свойства связываться с водой. Первый способ частичной дегидратиции применяют в промышленных условиях для получения полугидрата сульфата кальция (жжёного гипса, алебастра) CaSO₄ ∙ 0,5H₂O, нагревая дигидрат примерно до 140 °C, уравнение реакции: CaSO₄ · 2H₂О = CaSO₄ · 0,5H₂О + 1,5H₂О.

В индустриальных масштабах добывают в составе природных минералов, например гипса, селенита или алебастра или получают синтетическим путём — сплавлением CaCl₂ с K₂SO₄.

Может быть получен действием серной кислоты на оксид, гидроксид, карбонат, оксалат или ацетат кальция. Образуется в результате окисления сульфида кальция при нагреве до 700—800 °C по реакции CaS + 2O₂ = CaSO₄.

Значительные объёмы алебастра используются в строительстве (из него изготавливают сухую штукатурку, плиты и панели для перегородок, гипсовые камни, архитектурные детали и др.). Изделия из гипса характеризуются сравнительно небольшой плотностью, несгораемостью и относительно невысокой теплопроводностью. Свойство алебастра затвердевать при смешении с водой нашло применение и в медицине, и в искусстве. «Это свойство гипса широко используют в ортопедии, травматологии и хирургии для изготовления гипсовых повязок, обеспечивающих фиксацию отдельных частей тела. Отвердевание замешанного с водой гипса сопровождается небольшим увеличением объёма. Это позволяет проводить тонкое воспроизведение всех деталей лепной формы, что широко используют скульпторы и архитекторы.» ^[2].

Безводный сульфат кальция в силу своих гигроскопичных свойств применяется как влагопоглотитель. Нередко с помощью специальных добавок ему в этом качестве придают дополнительные свойства. Так, осушитель Drierite, состоящий из ангидрата с добавкой хлорида кобальта, меняет свою изначально голубую окраску на розовую, что позволяет своевременно отследить момент исчерпания ресурса препарата.

Искусственные кристаллы сульфата кальция, легированные марганцем или самарием, применяются как термолюминесцентный материал.

Также находит применение в пиротехнике в качестве окислителя в осветительных составах, в смеси с алюминием или магнием в отношении гипс алюминий 1:1~2 в зависимости от требований. Используется как в порошкообразном так и в отверженном состоянии.

Сульфат кальция может применяться в качестве коагулянта, например, при изготовлении тофу.

В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки эмульгатора E516.

Регистрационный номер CAS:

• безводный 7778-18-9 ^[3];
• семигидрат 10034-76-1 ^[4];
• дигидрат 10101-41-4 ^[5].

сульфат - это... Что такое сульфат?

Сульфат натрия - это... Что такое Сульфат натрия?

Сульфат натрия, сернокислый натрий, Na₂SO₄ — натриевая соль серной кислоты.

Свойства

Бесцветные кристаллы. Безводный Na₂SO₄ устойчив выше температуры 32,384 °C, ниже этой температуры в присутствии воды образуется кристаллогидрат Na₂SO₄·10H₂O.

Нахождение в природе

В природе безводный сульфат натрия встречается в виде минерала тенардита. Кристаллогидрат Na₂SO₄·10H₂O образует минерал мирабилит (глауберову соль). Встречаются также двойные соли сульфата натрия с другими сульфатами, например астраханит Na₂SO₄·MgSO₄·4H₂O, глауберит Na₂SO₄·CaSO₄. Значительные количества сульфата натрия содержатся в рапе и донных отложениях солёных озёр хлорид-сульфатного типа и заливе Кара-Богаз-Гол. В них при понижении температуры идёт реакция:

2NaCl + MgSO₄ ⇆ MgCl₂ + Na₂SO₄

В России крупнейшим производителем природного сульфата натрия является компания ОАО «Кучуксульфат» — 600 тыс. тонн в год.

Получение

Промышленный способ получения сульфата натрия — взаимодействие NaCl с H₂SO₄ в специальных «сульфатных» печах при 500—550 °C; одновременно получается соляная кислота.

В настоящее время такой способ практически не используется, так как имеются достаточно большие запасы природного сырья. Также сульфат натрия получается как отход (не имеющий запаха) в производстве хромпика.

Применение

В мире большое количество сульфата натрия использовались ранее при производстве синтетических моющих средств, однако во многих странах в последние годы произошёл переход на концентрированные (компактные) стиральные порошки, в которых сульфат либо не используется, либо используется в небольших количествах.

Второе по количеству применение сульфата натрия — стекольное производство. Также это вещество используют для получении сульфатной целлюлозы, в текстильной, кожевенной промышленности и в цветной металлургии.

В медицине и ветеринарии ранее широко использовался в качестве солевого слабительного средства, применяется также как компонент в средствах для промывания носа.

В небольших количествах сульфат натрия находит применение в химических лабораториях — в качестве обезвоживающего средства. Несмотря на то, что он обезвоживает органические растворители медленнее, чем сульфат магния, многие предпочитают именно это средство по двум причинам: дешево и легко отфильтровывать.

Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E514.

См. также

Литература

• Реми Г. Курс неорганической химии. Т.2. — М., 1966

Ссылки

Сульфат аммония — Википедия

Сульфа́т аммо́ния (аммоний серноки́слый, лат. ammonium sulphate), (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.

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):

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

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

(Nh5)2SO4→Nh5HSO4+Nh4↑{\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:

Nh5HSO4 →>500oC Nh4+SO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {NH_{4}HSO_{4}\ {\xrightarrow {>500^{o}C}}\ NH_{3}+SO_{3}+H_{2}O}}}.

Сульфат аммония окисляется до молекулярного азота сильными окислителями, например перманганатом калия.

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

2Nh4+h3SO4→(Nh5)2SO4{\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.

Технический сульфат аммония часто загрязнен сульфатом железа. Избавиться от него простой перекристаллизацией невозможно, так как 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 трехвалентное 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.

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. 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.

Сульфат аммония признаётся безопасным для человека и используется в качестве пищевой добавки в России, на 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.

1. ↑ ^{1 2 3} Чукуров П. М. Сульфат аммония // Химическая энциклопедия: в 5 т. / И. Л. Кнунянц (гл. ред.). — 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.

Сульфат алюминия — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Сульфат алюминия
[{\displaystyle \mathrm {\ {\Biggl [}} }   ]2{\displaystyle \mathrm {\ \!\ {\Biggr ]}_{2}} }  [{\displaystyle \mathrm {\ {\Biggl [}} }   ]3{\displaystyle \mathrm {\ \!\ {\Biggr ]}_{3}} }({{{картинка}}})
({{{изображение}}})
Традиционные названия	сернокислый алюминий
Хим. формула	Al2O12S3
Рац. формула	Al2(SO4)3
Состояние	твердое
Молярная масса	342,15 г/моль
Плотность	2,710 г/см3 (безв.) 1,690 г/см3 (18-водн.)
Температура
• плавления	700 °C[1]
• кипения	1600 °C[2]
• разложения	580 °C
Рег. номер CAS	10043-01-3
PubChem	24850
Рег. номер EINECS	233-135-0
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус	E520
RTECS	BD1700000
ChEBI	74768
ChemSpider	23233
Токсичность	малотоксично
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Сульфа́т алюми́ния — сложное неорганическое соединение, соль алюминия и серной кислоты с химической формулой Al₂(SO₄)₃. Выглядит как бесцветные кристаллы, может образовывать кристаллогидраты с различным содержанием воды. Применяется при очистке воды, крашении тканей, дублении кож, как реактив в фотографии, для получения квасцов.

Бесцветные кристаллы, пластинки или порошок. Имеет орторомбическую решетку. Плотность — 2,710 г/см³, удельная теплоёмкость при постоянном давлении — 259,6 Дж/(моль К). Плохо растворим в спиртах, хорошо растворим в воде, гигроскопичен. Устойчив при обычной температуре^[3][4].

Образует кристаллогидрат с формулой Al₂(SO₄)₃·18H₂O, выглядящий как бесцветные кристаллы, плавящиеся при 86,5 °C (с разложением) и с плотностью 1,690 г/см³. При длительном хранении 18-водный кристаллогидрат может частично выветриваться до содержания 14—14,5 молекул воды. 18-водный кристаллогидрат теряет воду при нагревании, образуя формы^[3]:

• 150 °C — Al₂(SO₄)₃·14 H₂O,
• 160 °C — Al₂(SO₄)₃·10 H₂O,
• 250 °C — Al₂(SO₄)₃·3 H₂O,
• 420 °C — полностью безводную.

Сульфат алюминия разлагается при температуре выше 580 °C на γ-модификацию окиси алюминия и серный ангидрид^[3]:

Al2(SO4)3 →580 ∘C Al2O3+3SO3{\displaystyle {\mathsf {Al_{2}(SO_{4})_{3}\ {\xrightarrow {580\ ^{\circ }C}}\ Al_{2}O_{3}+3SO_{3}}}}

Задубливает желатиновые фотослои, что используется в производстве фотографических материалов для повышения механической прочности слоев фотоэмульсии, а в цветной фотографии также для предохранения красителей от гидролитического распада. Механизм дубления обусловлен связыванием ионами алюминия ионизированных карбоксильных групп желатины^[4][5].

Сульфат алюминия получают взаимодействием гидроксида алюминия с серной кислотой:

2Al(OH)3+3h3SO4⟶ Al2(SO4)3+6h3O{\displaystyle {\mathsf {2Al(OH)_{3}+3H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Al_{2}(SO_{4})_{3}+6H_{2}O}}}

Также сульфат алюминия получают взаимодействием алюминия с серной кислотой:

2Al+3h3SO4⟶ Al2(SO4)3+3h3{\displaystyle {\mathsf {2Al+3H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Al_{2}(SO_{4})_{3}+3H_{2}}}}

Сульфат алюминия применяется как коагулянт для очистки воды хозяйственно-питьевого и промышленного назначения и используется в бумажной, текстильной, кожевенной и других отраслях промышленности.

Используется в качестве пищевой добавки E-520^[6].

В фотографии входит в составы стабилизирующих растворов и дубящих фиксажей^[4].

• Волохов Ю. А. Алюминия сульфат : статья // Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М. : Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1: А—Дарзана. — С. 121. — 623 с.
• Гурлев Д. С. Справочник по фотографии (обработка фотоматериалов). — К.: Тэхника, 1988. — 335 с. — ISBN 5-335-00125-4.
• Джеймс Т. Теория фотографического процесса = The theory of the photographic process / пер. 4-го американского изд. под ред. Картужанского А. Л.. — 2-е русское изд. — Л.: «Химия». Ленинградское отделение., 1980. — 672 с.

Сульфат натрия: инструкция и свойства соли

Применение сульфата натрия (Na2SO4) связано с изготовлением шампуней, порошков, слабительных медицинских препаратов, продуктов питания. Химический элемент используется химической, текстильной, кожевенной промышленностями. Он обладает как рядом преимуществ, так и недостатков, среди которых ломкость волос при мытье шампунями, где присутствуют ингредиенты производного типа лаурил- и лауретсульфаты.

Что такое сульфат натрия

Сульфат натрия – это вещество, имеющее название-аналог натрия сернокислого и определяющего целый класс солей серной кислоты из разряда натриевых. Глауберова соль – это декагидрат вышеуказанной субстанции, применяемый ранее для очищения кишечника после отравления как слабительное. В современной Америке и России с этой целью сернокислый натрий вместе с его гидратами не разрешено применять как одиночное действующее вещество.

Формула

Формула сульфата натрия в его безводном варианте обозначается как Na2SO4 с молярной массой 142 г/моль, не имеет цвета, обладает кристаллической формой. В природных условиях безводный натриевый сульфат находится как минерал тенардит. До температуры тридцати четырех градусов элемент устойчив. Если увеличить температуру и добавить воду, вещество преобразуется в глауберову соль (название минерала – мирабилит).

Свойства

Свойства сульфата натрия следующие:

• форма кристаллов – ромбовидная;
• цвет отсутствует;
• кипение и плавление происходит без разложения;
• в воде растворение проходит быстро;
• реакция с водородом запускается при температурном диапазоне от 550 до 600 градусов;
• вступает во взаимодействие с серной кислотой.

Применение сульфата натрия в промышленности

Применение сульфата натрия в промышленности имеет много ответвлений, начиная от производства стиральных порошков, заканчивая использованием как пищевой добавки. Сферы использования:

• Пищевая промышленность. Раствор сульфата натрия добавляется к продуктам под кодом E514 для регулирования кислотности, отбеливания, увеличения срока сохранности пищи, стабилизатора окраски. Производители отправляют его в вяленую рыбную продукцию, законсервированные фрукты, овощи, желе, мармелад, кондитерские изделия, приправы. На молекулярном уровне вещество связывает ацетальдегид в вине, предотвращая окисление напитка. Для здоровья добавка вредна, как и все вещества с присутствием E, она оказывает разрушительное действие на витамины E, B1.
• Химическая и косметическая промышленность. Для изготовления моющих средств: шампуня, порошка, геля для душа, средства для мытья полов.
• Медицина. Встречается в препаратах, оказывающих слабительный эффект, замедляет всасывание яда в кишечнике.
• Может встречаться как средство обезвоживания в научных лабораториях для замещения сульфата магния, так как стоит дешевле, а получение отнимает меньше времени.
• Другие сферы применения – производство стекла, цветная металлургия, кожевенная и текстильная промышленность.

Сульфат натрия в шампунях

На этикетке он обозначается SLS (sodium laureth sulfate) – это лауретсульфат натрия, изобретенный первоначально для мытья танков во время второй мировой войны, но из-за отличных качеств по отмыванию и красивой пенки вещество перешло в косметическую промышленность. Сульфат натрия в шампунях присутствует очень часто. Еще более концентрированным и вредным считается лаурилсульфат.

Хотя слух о связи лаурет- и лаурилсульфатов с возникновением рака был опровергнут американским токсикологическим колледжем, эти компоненты оказывают определенное плохое действие на кожу и волосы. Если слишком часто применять шампуни с этими добавками, можно получить сухие, тусклые волосы, воспаление кожи головы. Натуральные заменители: лаурил глюкозид, лаурет сульфосукцинат, кокоглюкозид могут меньше пениться, но более полезны для умывания.

Натрий сернокислый

Элемент способствует выведению желчи, препятствует всасыванию отравляющих веществ. Натрий сернокислый задерживает жидкость в кишечнике, а ее накопление стимулирует перистальтику и опорожнение желудочно-кишечного тракта. Такой эффект вещества используется для производства солевых слабительных препаратов. Имеет вид порошка, который нужно пить как водный раствор. Начинает действовать спустя 5 часов после приема внутрь.

Инструкция по применению

Показания:

• подготовительный этап перед хирургическим вмешательством в кишечник;
• затяжные запоры;
• отравление едой;
• совместно с другими препаратами для очищения от гельминтов.

Инструкция по применению сульфата натрия:

Перед употреблением порошок заливается кипяченой теплой водой (четвертью стакана) из расчета 1 грамм на год жизни для ребенка и от 15 до 30 грамм для взрослого. Пьется натощак. Нельзя употреблять беременным, людям с воспалительными заболеваниями ЖКТ, во время кормления грудью, месячных, при геморрое. Стоит воздержаться от его применения старикам и людям с сильным истощением организма. Перед употреблением стоит получить одобрение доктора и внимательно прочесть инструкцию.

Видео

Чем опасны сульфаты и парабены Смотреть видео

Внимание! Информация, представленная в статье, носит ознакомительный характер. Материалы статьи не призывают к самостоятельному лечению. Только квалифицированный врач может поставить диагноз и дать рекомендации по лечению, исходя из индивидуальных особенностей конкретного пациента.

Смотрите также

• 
  Абразивный что это такое
• 
  Жэс сердца что это такое
• 
  Кардиосклероз сердца что это такое
• 
  Лимфоцитоз гранулопения что это такое
• 
  Уреазный тест положительный что это такое
• 
  Барьерная дератизация что это такое
• 
  Кандидосепсис что это такое
• 
  Борщевик что это такое
• 
  Референс компании что это такое
• 
  Инсульт позвоночника что это такое
• 
  Конкременты левой почки что это такое