Sulfato -Sulfate

Sulfato
A estrutura e a ligação do íon sulfato.  A distância entre o átomo de enxofre e um átomo de oxigênio é de 149 picômetros.
Modelo bola e bastão do ânion sulfato
Sulfate-3D-balls.png
nomes
nome IUPAC
Sulfato
Outros nomes
Tetraoxossulfato(VI)
Tetraoxidossulfato(VI)
Identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.108.048 Edite isso no Wikidata
Número CE
UNII
  • InChI=1S/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4)/p-2
    Chave: QAOWNCQODCNURD-UHFFFAOYSA-L
  • InChI=1/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4)/p-2
    Chave: QAOWNCQODCNURD-NUQVWONBAM
  • S(=O)(=O)([O-])[O-]
Propriedades
ENTÃO2-4
Massa molar 96,06  g·mol −1
ácido conjugado hidrogenossulfato
Exceto quando indicado de outra forma, os dados são fornecidos para materiais em seu estado padrão (a 25 °C [77 °F], 100 kPa).

O sulfato ou íon sulfato é um ânion poliatômico com a fórmula empírica SO 2-4. Sais, derivados de ácidos e peróxidos de sulfato são amplamente utilizados na indústria. Sulfatos ocorrem amplamente na vida cotidiana. Os sulfatos são sais do ácido sulfúrico e muitos são preparados a partir desse ácido.

Ortografia

"Sulfate" é a grafia recomendada pela IUPAC , mas "sulphate" era tradicionalmente usado no inglês britânico .

Estrutura

O ânion sulfato consiste em um átomo de enxofre central rodeado por quatro átomos de oxigênio equivalentes em um arranjo tetraédrico . A simetria é a mesma do metano. O átomo de enxofre está no estado de oxidação +6, enquanto os quatro átomos de oxigênio estão cada um no estado -2. O íon sulfato carrega uma carga total de -2 e é a base conjugada do íon bissulfato (ou hidrogenossulfato), HSO4, que por sua vez é a base conjugada de H 2 SO 4 , ácido sulfúrico . Ésteres de sulfato orgânicos , como sulfato de dimetila , são compostos covalentes e ésteres de ácido sulfúrico. A geometria molecular tetraédrica do íon sulfato é a prevista pela teoria VSEPR .

Colagem

Dois modelos do íon sulfato.
1 apenas com ligações covalentes polares ; 2 com ligação iônica
Seis ressonâncias

A primeira descrição da ligação em termos modernos foi feita por Gilbert Lewis em seu trabalho inovador de 1916, onde ele descreveu a ligação em termos de octetos de elétrons ao redor de cada átomo, ou seja, sem ligações duplas e uma carga formal de +2 no átomo de enxofre.

Mais tarde, Linus Pauling usou a teoria da ligação de valência para propor que as canônicas de ressonância mais significativas tinham duas ligações pi envolvendo orbitais d. Seu raciocínio era que a carga do enxofre era assim reduzida, de acordo com seu princípio de eletroneutralidade . O comprimento de ligação S-O de 149 pm é menor do que os comprimentos de ligação no ácido sulfúrico de 157 pm para S-OH. A ligação dupla foi considerada por Pauling para explicar a falta de ligação S-O. O uso de orbitais d por Pauling provocou um debate sobre a importância relativa da ligação pi e da polaridade da ligação ( atração eletrostática ) em causar o encurtamento da ligação S-O. O resultado foi um amplo consenso de que os orbitais d desempenham um papel, mas não são tão significativos quanto Pauling acreditava.

Uma descrição amplamente aceita envolvendo a ligação pπ-dπ foi inicialmente proposta por Durward William John Cruickshank . Neste modelo, os orbitais p totalmente ocupados no oxigênio se sobrepõem aos orbitais d vazios do enxofre (principalmente os d z 2 e d x 2y 2 ). No entanto, nesta descrição, apesar de haver algum caráter π para as ligações S-O, a ligação tem caráter iônico significativo. Para o ácido sulfúrico, a análise computacional (com orbitais de ligação natural ) confirma uma clara carga positiva no enxofre (teoricamente +2,45) e uma baixa ocupação 3d. Portanto, a representação com quatro ligações simples é a estrutura de Lewis ótima em vez daquela com duas ligações duplas (portanto, o modelo de Lewis, não o modelo de Pauling). Nesse modelo, a estrutura obedece à regra do octeto e a distribuição de carga está de acordo com a eletronegatividade dos átomos. A discrepância entre o comprimento da ligação S-O no íon sulfato e o comprimento da ligação S-OH no ácido sulfúrico é explicada pela doação de elétrons do orbital p das ligações S=O terminais no ácido sulfúrico para os orbitais S-OH antiligantes, enfraquecendo-os, resultando no comprimento de ligação mais longo do último.

No entanto, a representação da ligação de Pauling para sulfato e outros compostos do grupo principal com oxigênio ainda é uma forma comum de representar a ligação em muitos livros didáticos. A aparente contradição pode ser resolvida se percebermos que as ligações duplas covalentes na estrutura de Lewis representam, na realidade, ligações fortemente polarizadas em mais de 90% em direção ao átomo de oxigênio. Por outro lado, na estrutura com ligação dipolar , a carga está localizada como um par solitário no oxigênio.

Preparação

Os métodos de preparação de sulfatos metálicos incluem:

  • tratamento de metal, hidróxido de metal, carbonato de metal ou óxido de metal com 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

Propriedades

Existem numerosos exemplos de sulfatos iônicos, muitos dos quais são altamente solúveis em água . As exceções incluem sulfato de cálcio, sulfato de estrôncio, sulfato de chumbo (II) e sulfato de bário , que são pouco solúveis. O sulfato de rádio é o sulfato mais insolúvel conhecido. O derivado de bário é útil na análise gravimétrica do sulfato: se adicionarmos uma solução da maioria dos sais de bário, por exemplo , cloreto de bário , a uma solução contendo íons sulfato, o sulfato de bário precipitará da solução como um pó esbranquiçado. Este é um teste de laboratório comum para determinar se os ânions sulfato estão presentes.

O íon sulfato pode atuar como um ligante ligando-se a um oxigênio (monodentado) ou a dois oxigênios como um quelato ou uma ponte. Um exemplo é o complexo Co ( en ) 2 (SO 4 )] + Br ou o complexo de metal neutro Pt SO 4 ( PPh 3 ) 2 ] onde o íon sulfato atua como um ligante bidentado . As ligações metal-oxigênio em complexos de sulfato podem ter caráter covalente significativo.

Usos e ocorrência

Aplicações comerciais

Pulverizador costal utilizado para aplicação de sulfato em hortaliças. Museu Valenciano de Etnologia .

Os sulfatos são amplamente utilizados industrialmente. Os principais compostos incluem:

Ocorrência na natureza

Bactérias redutoras de sulfato , alguns microrganismos anaeróbicos, como os que vivem em sedimentos ou perto de fontes termais do fundo do mar, usam a redução de sulfatos juntamente com a oxidação de compostos orgânicos ou hidrogênio como fonte de energia para a quimiossíntese.

História

Alguns sulfatos eram conhecidos pelos alquimistas. Os sais de vitríolo, do latim vitreolum , vítreo, foram assim chamados porque foram alguns dos primeiros cristais transparentes conhecidos. O vitríolo verde é sulfato de ferro (II) hepta-hidratado, FeSO 4 ·7H 2 O ; o vitríolo azul é sulfato de cobre (II) penta-hidratado, CuSO 4 ·5H 2 O e o vitríolo branco é sulfato de zinco hepta-hidratado, ZnSO 4 ·7H 2 O . Alum , um sulfato duplo de potássio e alumínio de fórmula K 2 Al 2 (SO 4 ) 4 ·24H 2 O , figurou no desenvolvimento da indústria química.

Efeitos ambientais

Os sulfatos ocorrem como partículas microscópicas ( aerossóis ) resultantes da combustão de combustíveis fósseis e biomassa . Aumentam a acidez da atmosfera e formam a chuva ácida . As bactérias anaeróbicas redutoras de sulfato Desulfovibrio desulfuricans e D. vulgaris podem remover a crosta preta de sulfato que muitas vezes mancha os edifícios.

Principais efeitos no clima

Um mapa oval da terra que usa cores para indicar diferentes quantidades
Espessura óptica do aerossol de sulfato média de 2005 a 2007

O principal efeito direto dos sulfatos no clima envolve a dispersão da luz, aumentando efetivamente o albedo da Terra . Este efeito é moderadamente bem compreendido e leva a um resfriamento do forçamento radiativo negativo de cerca de 0,4 W/m 2 em relação aos valores pré-industriais, compensando parcialmente o efeito de aquecimento maior (cerca de 2,4 W/m 2 ) dos gases de efeito estufa . O efeito é fortemente espacialmente não uniforme, sendo maior a jusante de grandes áreas industriais.

O primeiro efeito indireto também é conhecido como efeito Twomey . Os aerossóis de sulfato podem atuar como núcleos de condensação de nuvens e isso leva a um maior número de gotículas menores de água. Muitas gotículas menores podem difundir a luz com mais eficiência do que algumas gotículas maiores. O segundo efeito indireto são os outros efeitos indiretos de ter mais núcleos de condensação de nuvens. Propõe-se que estes incluam a supressão da garoa, aumento da altura das nuvens, para facilitar a formação de nuvens em baixas umidades e maior vida útil das nuvens. O sulfato também pode resultar em mudanças na distribuição do tamanho das partículas, o que pode afetar as propriedades radiativas das nuvens de maneiras que não são totalmente compreendidas. Efeitos químicos como a dissolução de gases solúveis e substâncias pouco solúveis, depressão da tensão superficial por substâncias orgânicas e mudanças no coeficiente de acomodação também estão incluídos no segundo efeito indireto.

Os efeitos indiretos provavelmente têm um efeito de resfriamento, talvez até 2 W/m 2 , embora a incerteza seja muito grande. Os sulfatos estão, portanto, implicados no escurecimento global . O sulfato também é o principal contribuinte para o aerossol estratosférico formado pela oxidação do dióxido de enxofre injetado na estratosfera por vulcões impulsivos, como a erupção de 1991 do Monte Pinatubo nas Filipinas . Este aerossol exerce um efeito de resfriamento no clima durante seu tempo de vida de 1 a 2 anos na estratosfera.

Hidrogenossulfato (bissulfato)

hidrogenossulfato
Sulfato de hidrogênio (bissulfato)
nomes
nome IUPAC
hidrogenossulfato
Outros nomes
bissulfato
Identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.108.048 Edite isso no Wikidata
2121
  • InChI=1S/H2O4S/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4)/p-1
    Chave: QAOWNCQODCNURD-UHFFFAOYSA-M
  • O[S](=O)(=O)[O-]
Propriedades
HSO4
Massa molar 97,071 g/mol
ácido conjugado Ácido sulfúrico
Base conjugada Sulfato
Exceto quando indicado de outra forma, os dados são fornecidos para materiais em seu estado padrão (a 25 °C [77 °F], 100 kPa).

O íon hidrogenossulfato ( HSO4), também chamado de íon bissulfato , é a base conjugada do ácido sulfúrico ( H 2 SO 4 ). O ácido sulfúrico é classificado como um ácido forte; em soluções aquosas ioniza-se completamente para formar hidrônio ( H 3 O + ) e hidrogenossulfato ( HSO4) íons. Em outras palavras, o ácido sulfúrico se comporta como um ácido de Brønsted-Lowry e é desprotonado para formar o íon hidrogenossulfato. O hidrogenossulfato tem uma valência de 1. Um exemplo de um sal contendo o HSO4íon é o bissulfato de sódio , NaHSO 4 . Em soluções diluídas, os íons hidrogenossulfato também se dissociam, formando mais íons hidrônio e íons sulfato ( SO2-4).

Outros oxiânions de enxofre

Oxiânions de enxofre
Fórmula molecular Nome
ENTÃO2-5 Peroxomonosulfato
ENTÃO2-4 Sulfato
ENTÃO2-3 Sulfito
S 2 O2-8 Peroxidisulfato
S 2 O2-7 pirossulfato
S 2 O2-6 Ditionato
S 2 O2-5 metabissulfito
S 2 O2-4 Ditionita
S 2 O2-3 Tiossulfato
S 3 O2-6 Tritionato
S 4 O2-6 tetrationato

Veja também

Notas

Referências