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| Nombre IUPAC Sulfato | |||
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Modelo 3D ( JSmol ) | |||
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| Tarjeta de información ECHA | 100.108.048  | ||
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PubChem CID | |||
| UNII | |||
Tablero CompTox ( EPA ) | |||
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| Propiedades | |||
| ENTONCES2− 4 | |||
| Masa molar | 96,06 g · mol −1 | ||
| Ácido conjugado | Sulfato de hidrogeno | ||
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |||
| Referencias de Infobox | |||
El ion sulfato o sulfato es un anión poliatómico con la fórmula empírica SO 2−
4. Las sales, los derivados ácidos y los peróxidos de sulfato se utilizan ampliamente en la industria. Los sulfatos se encuentran ampliamente en la vida cotidiana. Los sulfatos son sales de ácido sulfúrico y muchos se preparan a partir de ese ácido.
Ortografía [ editar ]
"Sulfato" es la ortografía recomendada por la IUPAC , pero "sulfato" se usaba tradicionalmente en inglés británico .
Estructura [ editar ]
El anión sulfato consta de un átomo de azufre central rodeado por cuatro átomos de oxígeno equivalentes en una disposición tetraédrica . La simetría es la misma que la del metano. El átomo de azufre está en el estado de oxidación +6, mientras que los cuatro átomos de oxígeno están cada uno en el estado -2. El ion sulfato tiene una carga total de -2 y es la base conjugada del ion bisulfato (o hidrogenosulfato), HSO-
4, que es a su vez la base conjugada de H
2ENTONCES
4, ácido sulfúrico . Los ésteres de sulfato orgánicos , como el dimetilsulfato , son compuestos covalentes y ésteres de ácido sulfúrico. La geometría molecular tetraédrica del ion sulfato es la predicha por la teoría VSEPR .
Vinculación [ editar ]
1 solo con enlaces covalentes polares ; 2 con un enlace iónico
La primera descripción del enlace en términos modernos fue realizada por Gilbert Lewis en su innovador artículo de 1916, donde describió el enlace en términos de octetos de electrones alrededor de cada átomo, es decir, sin dobles enlaces y con una carga formal de +2 en el átomo de azufre. [1] [a]
Más tarde, Linus Pauling utilizó la teoría del enlace de valencia para proponer que los canónicos de resonancia más importantes tenían dos enlaces pi que implicaban orbitales d. Su razonamiento fue que la carga sobre el azufre se redujo así, de acuerdo con su principio de electroneutralidad . [2] La longitud del enlace S − O de 149 pm es más corta que la longitud del enlace en ácido sulfúrico de 157 pm para S − OH. Pauling tomó el doble enlace para explicar la brevedad del enlace S-O. El uso de Pauling de los orbitales d provocó un debate sobre la importancia relativa del enlace pi y la polaridad del enlace ( atracción electrostática) al provocar el acortamiento del enlace S − O. El resultado fue un amplio consenso de que los orbitales d juegan un papel, pero no son tan importantes como Pauling había creído. [3] [4]
Una descripción ampliamente aceptada que involucra la unión pπ - dπ fue propuesta inicialmente por Durward William John Cruickshank . En este modelo, los orbitales p completamente ocupados en el oxígeno se superponen con los orbitales d de azufre vacíos (principalmente el d z 2 y d x 2 - y 2 ). [5] Sin embargo, en esta descripción, a pesar de que hay algún carácter π en los enlaces S − O, el enlace tiene un carácter iónico significativo. Para ácido sulfúrico, análisis computacional (con orbitales de enlace natural) confirma una clara carga positiva de azufre (teóricamente +2,45) y una baja ocupación 3d. Por lo tanto, la representación con cuatro enlaces simples es la estructura de Lewis óptima en lugar de la que tiene dos enlaces dobles (de ahí el modelo de Lewis, no el modelo de Pauling). [6] En este modelo, la estructura obedece a la regla del octeto y la distribución de carga está de acuerdo con la electronegatividad de los átomos. La discrepancia entre la longitud del enlace S − O en el ion sulfato y la longitud del enlace S − OH en el ácido sulfúrico se explica por la donación de electrones p-orbitales de los enlaces S = O terminales en el ácido sulfúrico a los orbitales S − OH antienlazantes, debilitándolos resultando en la longitud de enlace más larga de este último.
Sin embargo, la representación de enlace de Pauling para el sulfato y otros compuestos del grupo principal con oxígeno sigue siendo una forma común de representar el enlace en muchos libros de texto. [5] [7] La aparente contradicción puede aclararse si uno se da cuenta de que los dobles enlaces covalentes en la estructura de Lewis en realidad representan enlaces que están fuertemente polarizados en más del 90% hacia el átomo de oxígeno. Por otro lado, en la estructura con un enlace dipolar , la carga se localiza como un par solitario en el oxígeno. [6]
Preparación [ editar ]
Los métodos para preparar sulfatos metálicos incluyen: [7]
- tratar metal, hidróxido de metal u óxido de metal con ácido sulfúrico
- Zn + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2
- Cu (OH) 2 + H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2 H 2 O
- CdCO 3 + H 2 SO 4 → CdSO 4 + H 2 O + CO 2
- oxidación de sulfuros o sulfitos metálicos
Propiedades [ editar ]
Existen numerosos ejemplos de sulfatos iónicos, muchos de los cuales son muy solubles en agua . Las excepciones incluyen sulfato de calcio , sulfato de estroncio , sulfato de plomo (II) , y sulfato de bario , que son poco solubles. El sulfato de radio es el sulfato más insoluble conocido. El derivado de bario es útil en el análisis gravimétrico de sulfato: si se agrega una solución de la mayoría de las sales de bario, por ejemplo cloruro de bario , a una solución que contiene iones sulfato, el sulfato de bario precipitará de la solución como un polvo blanquecino. Esta es una prueba de laboratorio común para determinar si hay aniones sulfato presentes.
El ion sulfato puede actuar como un ligando que se une por un oxígeno (monodentado) o por dos oxígenos como quelato o puente. [7] Un ejemplo es el complejo [ Co ( en ) 2 (SO 4 )] + Br - [7] o el complejo metálico neutro Pt SO 4 ( P (C 6 H 5 ) 3 ) 2 donde actúa el ion sulfato como ligando bidentado . Los enlaces metal-oxígeno en los complejos de sulfato pueden tener un carácter covalente significativo.
Usos y ocurrencia [ editar ]
Aplicaciones comerciales [ editar ]
Los sulfatos se utilizan ampliamente en la industria. Los compuestos principales incluyen:
- El yeso , la forma mineral natural de sulfato de calcio hidratado , se utiliza para producir yeso . La industria de la construcción utiliza alrededor de 100 millones de toneladas por año.
- El sulfato de cobre , un algicida común , la forma más estable ( CuSO 4 ) se usa para celdas galvánicas como electrolito.
- Sulfato de hierro (II) , una forma común de hierro en suplementos minerales para humanos, animales y suelo para plantas
- Sulfato de magnesio (comúnmente conocido como sales de Epsom ), utilizado en baños terapéuticos
- Sulfato de plomo (II) , producido en ambas placas durante la descarga de una batería de plomo-ácido
- Laureth sulfato de sodio , o SLES, un detergente común en las formulaciones de champús
- Polihalita , sulfato de K 2 Ca 2 Mg hidratado, utilizado como fertilizante .
Ocurrencia en la naturaleza [ editar ]
Las bacterias reductoras de sulfato , algunos microorganismos anaeróbicos, como los que viven en sedimentos o cerca de respiraderos térmicos de aguas profundas, utilizan la reducción de sulfatos junto con la oxidación de compuestos orgánicos o hidrógeno como fuente de energía para la quimiosíntesis.
Historia [ editar ]
Los alquimistas conocían algunos sulfatos. Las sales de vitriolo, del latín vitreolum , vidriosas, se denominaron así porque fueron algunos de los primeros cristales transparentes conocidos. [8] El vitriolo verde es sulfato de hierro (II) heptahidratado, FeSO 4 · 7H 2 O; el vitriolo azul es sulfato de cobre (II) pentahidratado, CuSO 4 · 5H 2 O y el vitriolo blanco es sulfato de zinc heptahidratado, ZnSO 4 · 7H 2 O. Alumbre , un doble sulfato de potasio y aluminio con la fórmula K 2Al 2 (SO 4 ) 4 · 24H 2 O, figura en el desarrollo de la industria química.
Efectos ambientales [ editar ]
Los sulfatos se presentan como partículas microscópicas ( aerosoles ) resultantes de la combustión de combustibles fósiles y biomasa . Aumentan la acidez de la atmósfera y forman lluvia ácida . Las bacterias anaeróbicas reductoras de sulfato Desulfovibrio desulfuricans y D. vulgaris pueden eliminar la costra de sulfato negro que a menudo empaña los edificios. [9]
Principales efectos sobre el clima [ editar ]
El principal efecto directo de los sulfatos sobre el clima consiste en la dispersión de la luz, aumentando efectivamente el albedo de la Tierra . Este efecto se comprende bastante bien y conduce a un enfriamiento por el forzamiento radiativo negativo de aproximadamente 0,4 W / m 2 en relación con los valores preindustriales, [10] compensando parcialmente el mayor efecto de calentamiento (aproximadamente 2,4 W / m 2 ) de los gases de efecto invernadero. . El efecto es muy desigual espacialmente, siendo mayor aguas abajo de grandes áreas industriales. [11]
El primer efecto indirecto también se conoce como efecto Twomey . Los aerosoles de sulfato pueden actuar como núcleos de condensación de nubes y esto conduce a un mayor número de gotas de agua más pequeñas. Muchas gotas más pequeñas pueden difundir la luz de manera más eficiente que unas pocas gotas más grandes. El segundo efecto indirecto son los efectos adicionales de tener más núcleos de condensación de nubes. Se propone que estos incluyan la supresión de la llovizna, aumento de la altura de las nubes, [12] [ cita completa necesaria ] para facilitar la formación de nubes a bajas humedades y una mayor vida útil de las nubes. [13] [ se necesita una cita completa ]El sulfato también puede provocar cambios en la distribución del tamaño de las partículas, lo que puede afectar las propiedades radiativas de las nubes de formas que no se comprenden completamente. Los efectos químicos como la disolución de gases solubles y sustancias poco solubles, la depresión de la tensión superficial por sustancias orgánicas y los cambios en el coeficiente de acomodación también se incluyen en el segundo efecto indirecto. [14]
Los efectos indirectos probablemente tengan un efecto de enfriamiento, quizás hasta 2 W / m 2 , aunque la incertidumbre es muy grande. [15] [Se necesita cita completa ] Los sulfatos, por lo tanto, están implicados en el oscurecimiento global . El sulfato también es el principal contribuyente al aerosol estratosférico formado por la oxidación del dióxido de azufre inyectado en la estratosfera por volcanes impulsivos como la erupción del monte Pinatubo en 1991 en las Filipinas . Este aerosol ejerce un efecto refrescante sobre el clima durante sus 1-2 años de vida en la estratosfera.
Sulfato de hidrógeno (bisulfato) [ editar ]
| Nombres | |
|---|---|
| Nombre IUPAC Sulfato de hidrogeno | |
| Otros nombres Bisulfato | |
| Identificadores | |
Número CAS |
|
Modelo 3D ( JSmol ) |
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| CHEBI |
|
| ChemSpider |
|
| Tarjeta de información ECHA | 100.108.048 |
Referencia de Gmelin | 2121 |
PubChem CID |
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Tablero CompTox ( EPA ) |
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InChI
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Sonrisas
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| Propiedades | |
Fórmula química | HSO- 4 |
| Masa molar | 97,071 g / mol |
| Punto de fusion | 270,47 ° C (518,85 ° F; 543,62 K) |
| Punto de ebullición | 623,89 ° C (1155,00 ° F; 897,04 K) |
| Presión de vapor | 0,00791 Pa (5,93E-005 mm Hg) |
| Ácido conjugado | Ácido sulfúrico |
| Base conjugada | Sulfato |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
| Referencias de Infobox | |
La base conjugada del ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ), un líquido denso, incoloro, aceitoso y corrosivo, es el ion sulfato de hidrógeno ( HSO-
4), también llamado ion bisulfato . [b] El ácido sulfúrico se clasifica como ácido fuerte; en soluciones acuosas se ioniza completamente para formar iones hidronio (H 3 O + ) e hidrogenosulfato ( HSO-
4). En otras palabras, el ácido sulfúrico se comporta como un ácido de Brønsted-Lowry y está desprotonado . El bisulfato tiene una masa molar de 97,078 g / mol. Tiene una valencia de 1. Un ejemplo de una sal que contiene el HSO-
4grupo es bisulfato de sodio , NaHSO 4 . En soluciones diluidas, los iones de sulfato de hidrógeno también se disocian, formando más iones de hidronio e iones de sulfato ( SO2−
4). El número de registro CAS para el sulfato de hidrógeno es 14996-02-2.
Otros oxianiones de azufre [ editar ]
| Fórmula molecular | Nombre |
|---|---|
| ENTONCES2− 5 | Peroxomonosulfato |
| ENTONCES2− 4 | Sulfato |
| ENTONCES2− 3 | Sulfito |
| S 2O2− 8 | Peroxidisulfato |
| S 2O2- 7 | Pirosulfato |
| S 2O2− 6 | Ditionato |
| S 2O2− 5 | Metabisulfito |
| S 2O2− 4 | Ditionita |
| S 2O2− 3 | Tiosulfato |
| S 3O2− 6 | Tritionato |
| S 4O2− 6 | Tetrationato |
Ver también [ editar ]
 | Wikimedia Commons tiene medios relacionados con los sulfatos . |
- Sulfonato
- Sulfatación y desulfatación de baterías de plomo-ácido
- Microorganismos reductores de sulfato
Notas [ editar ]
- ^ Lewis asignó al azufre una carga negativa de dos, comenzando con seis electrones de valencia propios y terminando con ocho electrones compartidos con los átomos de oxígeno. De hecho, el azufre dona dos electrones a los átomos de oxígeno.
- ^ El prefijo "bi" en "bisulfato" proviene de un sistema de nomenclatura obsoleto y se basa en la observación de que hay el doble de sulfato ( SO2−
4) en bisulfato de sodio (NaHSO 4 ) y otros bisulfatos como en sulfato de sodio (Na 2 SO 4 ) y otros sulfatos. Véase también bicarbonato .
Referencias [ editar ]
- ^ Lewis, Gilbert N. (1916). "El átomo y la molécula" . Mermelada. Chem. Soc. 38 (4): 762–785. doi : 10.1021 / ja02261a002 . (Consulte la página 778.)
- ^ Pauling, Linus (1948). "La teoría moderna de la valencia". J. Chem. Soc. 17 : 1461-1467. doi : 10.1039 / JR9480001461 . PMID 18893624 .
- ^ Coulson, C. A. (1969). "d Electrones y enlaces moleculares". Naturaleza . 221 (5186): 1106. Código Bibliográfico : 1969Natur.221.1106C . doi : 10.1038 / 2211106a0 . S2CID 4162835 .
- ^ Mitchell, K. A. R. (1969). "Uso de orbitales d externos en la vinculación". Chem. Rev. 69 (2): 157. doi : 10.1021 / cr60258a001 .
- ^ a b Algodón, F. Albert ; Wilkinson, Geoffrey (1966). Química Inorgánica Avanzada (2ª ed.). Nueva York, NY: Wiley.
- ^ a b Stefan, Thorsten; Janoschek, Rudolf (febrero de 2000). "¿Cuán relevantes son los enlaces dobles S = O y P = O para la descripción de las moléculas ácidas H 2 SO 3 , H 2 SO 4 y H 3 PO 4 , respectivamente?". J. Mol. Modelado . 6 (2): 282–288. doi : 10.1007 / PL00010730 . S2CID 96291857 .
- ↑ a b c d Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Química de los Elementos (2ª ed.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Taylor, F. Sherwood (1942). Química Inorgánica y Teórica (6ª ed.). William Heinemann.
- ^ Andrea Rinaldi (noviembre de 2006). "Salvando un legado frágil. La biotecnología y la microbiología se utilizan cada vez más para preservar y restaurar el patrimonio cultural mundial" . Informes EMBO . 7 (11): 1075–1079. doi : 10.1038 / sj.embor.7400844 . PMC 1679785 . PMID 17077862 .
- ^ Panel intergubernamental sobre cambio climático (2007). "Capítulo 2: Cambios en los constituyentes atmosféricos y forzamiento radiativo" . Grupo de trabajo I: La base científica .
- ^ Distribución actual de sulfato en la atmósfera (Mapa).
- ^ Pincus y Baker 1994
- ^ Albrecht 1989
- ^ Rissman, TA; Nenes, A .; Seinfeld, J. H. "Amplificación química (o amortiguación) del efecto Twomey: condiciones derivadas de la teoría de activación de gotas" (PDF) . Cite journal requiere
|journal=( ayuda ) - ^ Arquero, David. Comprensión del pronóstico . pag. 77. Figura 10.2
