Sulfato -Sulfate
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nomes | |||
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nome IUPAC
Sulfato
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Outros nomes
Tetraoxossulfato(VI)
Tetraoxidossulfato(VI) |
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Identificadores | |||
Modelo 3D ( JSmol )
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ChEBI | |||
ChemSpider | |||
ECHA InfoCard | 100.108.048 | ||
Número CE | |||
PubChem CID
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UNII | |||
Painel CompTox ( EPA )
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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).
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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), HSO−4, 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
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 2 – y 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
- oxidação de sulfetos ou sulfitos metálicos
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
Os sulfatos são amplamente utilizados industrialmente. Os principais compostos incluem:
- O gesso , a forma mineral natural do sulfato de cálcio hidratado , é usado para produzir gesso . Cerca de 100 milhões de toneladas por ano são utilizadas pela indústria da construção.
- Sulfato de cobre , um algicida comum , a forma mais estável ( CuSO 4 ) é usado para células galvânicas como eletrólito
- Sulfato de ferro (II) , uma forma comum de ferro em suplementos minerais para humanos, animais e solo para plantas
- Sulfato de magnésio (comumente conhecido como sais de Epsom ), usado em banhos terapêuticos
- Sulfato de chumbo (II) , produzido em ambas as placas durante a descarga de uma bateria de chumbo-ácido
- Laureth sulfato de sódio , ou SLES, um detergente comum em formulações de shampoo
- Polihalita , K 2 Ca 2 Mg(SO 4 ) 4 ·2H 2 O , utilizada como fertilizante .
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
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)
nomes | |
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nome IUPAC
hidrogenossulfato
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Outros nomes
bissulfato
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Identificadores | |
Modelo 3D ( JSmol )
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ChEBI | |
ChemSpider | |
ECHA InfoCard | 100.108.048 |
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PubChem CID
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Painel CompTox ( EPA )
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Propriedades | |
HSO−4 | |
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).
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O íon hidrogenossulfato ( HSO−4), 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 ( HSO−4) 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 HSO−4íon 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
Fórmula molecular | Nome |
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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
- Sulfonato
- Sulfatação e dessulfatação de baterias de chumbo-ácido
- Microrganismos redutores de sulfato