Sulfat -Sulfate
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Namen | |||
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IUPAC-Name
Sulfat
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Andere Namen
Tetraoxosulfat(VI)
Tetraoxidosulfat(VI) |
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Identifikatoren | |||
3D-Modell ( JSmol )
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ChEBI | |||
ChemSpider | |||
ECHA-InfoCard | 100.108.048 | ||
EG-Nummer | |||
PubChem CID
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UNII | |||
CompTox-Dashboard ( EPA )
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Eigenschaften | |||
SO2−4 | |||
Molmasse | 96,06 g·mol −1 | ||
Korrespondierende Säure | Hydrogensulfat | ||
Sofern nicht anders angegeben, beziehen sich die Daten auf Materialien in ihrem Standardzustand (bei 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Das Sulfat oder Sulfat -Ion ist ein mehratomiges Anion mit der Summenformel SO2−4. Salze, Säurederivate und Sulfatperoxide werden in großem Umfang in der Industrie verwendet. Sulfate sind im Alltag weit verbreitet. Sulfate sind Salze der Schwefelsäure und viele werden aus dieser Säure hergestellt.
Rechtschreibung
„Sulfate“ ist die von IUPAC empfohlene Schreibweise , aber „Sulfate“ wurde traditionell im britischen Englisch verwendet .
Struktur
Das Sulfatanion besteht aus einem zentralen Schwefelatom , das von vier äquivalenten Sauerstoffatomen in einer tetraedrischen Anordnung umgeben ist. Die Symmetrie ist die gleiche wie die von Methan. Das Schwefelatom befindet sich im Oxidationszustand +6, während sich die vier Sauerstoffatome jeweils im Zustand –2 befinden. Das Sulfation trägt eine Gesamtladung von –2 und ist die konjugierte Base des Bisulfat- (oder Hydrogensulfat-)Ions HSO−4, die wiederum die konjugierte Base von H 2 SO 4 , Schwefelsäure ist . Organische Sulfatester , wie Dimethylsulfat , sind kovalente Verbindungen und Ester der Schwefelsäure. Die tetraedrische Molekülgeometrie des Sulfations ist wie von der VSEPR - Theorie vorhergesagt .
Verbindung
Die erste Beschreibung der Bindung in modernen Begriffen stammt von Gilbert Lewis in seiner bahnbrechenden Arbeit von 1916, in der er die Bindung in Form von Elektronenoktetten um jedes Atom herum beschrieb, dh keine Doppelbindungen und eine formale Ladung von +2 am Schwefelatom.
Später verwendete Linus Pauling die Valenzbindungstheorie, um vorzuschlagen, dass die bedeutendsten Resonanzkanoniken zwei Pi-Bindungen mit d-Orbitalen hatten. Seine Begründung war, dass damit die Ladung des Schwefels gemäß seinem Prinzip der Elektroneutralität reduziert würde . Die S-O-Bindungslänge von 149 pm ist kürzer als die Bindungslängen in Schwefelsäure von 157 pm für S-OH. Die Doppelbindung wurde von Pauling zur Berücksichtigung der Kürze der S-O-Bindung herangezogen. Paulings Verwendung von d-Orbitalen provozierte eine Debatte über die relative Bedeutung der Pi-Bindung und Bindungspolarität ( elektrostatische Anziehung ) bei der Verkürzung der S-O-Bindung. Das Ergebnis war ein breiter Konsens darüber, dass d-Orbitale eine Rolle spielen, aber nicht so bedeutend sind, wie Pauling angenommen hatte.
Eine weithin akzeptierte Beschreibung mit pπ-dπ-Bindung wurde ursprünglich von Durward William John Cruickshank vorgeschlagen . In diesem Modell überlappen voll besetzte p-Orbitale am Sauerstoff mit leeren Schwefel-d-Orbitalen (hauptsächlich die d z 2 und d x 2 – y 2 ). In dieser Beschreibung hat die Bindung jedoch trotz eines gewissen π-Charakters der S-O-Bindungen einen signifikanten ionischen Charakter. Für Schwefelsäure bestätigt eine Computeranalyse (mit natürlichen Bindungsorbitalen ) eine deutliche positive Ladung auf Schwefel (theoretisch +2,45) und eine niedrige 3d-Besetzung. Daher ist die Darstellung mit vier Einfachbindungen eher die optimale Lewis-Struktur als die mit zwei Doppelbindungen (also das Lewis-Modell, nicht das Pauling-Modell). In diesem Modell gehorcht die Struktur der Oktettregel und die Ladungsverteilung stimmt mit der Elektronegativität der Atome überein. Die Diskrepanz zwischen der S-O-Bindungslänge im Sulfation und der S-OH-Bindungslänge in Schwefelsäure wird durch Abgabe von p-Orbitalelektronen von den terminalen S=O-Bindungen in Schwefelsäure in die antibindenden S-OH-Orbitale erklärt, sie zu schwächen, was zu einer längeren Bindungslänge der letzteren führt.
Die Bindungsdarstellung nach Pauling für Sulfat und andere Hauptgruppenverbindungen mit Sauerstoff ist jedoch in vielen Lehrbüchern immer noch eine gängige Darstellungsweise der Bindung. Der scheinbare Widerspruch lässt sich auflösen, wenn man sich vor Augen führt, dass die kovalenten Doppelbindungen in der Lewis-Struktur in Wirklichkeit Bindungen darstellen, die zu über 90 % stark zum Sauerstoffatom hin polarisiert sind. Andererseits ist in der Struktur mit dipolarer Bindung die Ladung als freies Elektronenpaar am Sauerstoff lokalisiert.
Vorbereitung
Verfahren zur Herstellung von Metallsulfaten umfassen:
- Behandeln von Metall, Metallhydroxid, Metallcarbonat oder Metalloxid mit Schwefelsäure
- 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
- Oxidation von Metallsulfiden oder Sulfiten
Eigenschaften
Es gibt zahlreiche Beispiele für ionische Sulfate , von denen viele gut wasserlöslich sind . Ausnahmen sind Calciumsulfat , Strontiumsulfat , Blei(II)sulfat und Bariumsulfat , die schwer löslich sind. Radiumsulfat ist das unlöslichste bekannte Sulfat. Das Bariumderivat ist nützlich bei der gravimetrischen Analyse von Sulfat: Wenn man eine Lösung der meisten Bariumsalze, beispielsweise Bariumchlorid , zu einer Lösung hinzufügt, die Sulfationen enthält, fällt Bariumsulfat als weißliches Pulver aus der Lösung aus. Dies ist ein üblicher Labortest, um festzustellen, ob Sulfatanionen vorhanden sind.
Das Sulfation kann als Ligand wirken, der entweder durch ein Sauerstoffatom (einzähnig) oder durch zwei Sauerstoffatome entweder als Chelat oder als Brücke gebunden wird. Ein Beispiel ist der Komplex Co ( en ) 2 (SO 4 )] + Br − oder der neutrale Metallkomplex Pt SO 4 ( PPh 3 ) 2 ], bei dem das Sulfation als zweizähniger Ligand fungiert. Die Metall-Sauerstoff-Bindungen in Sulfatkomplexen können erheblichen kovalenten Charakter haben.
Verwendung und Vorkommen
Kommerzielle Anwendungen
Sulfate werden in großem Umfang industriell verwendet. Zu den wichtigsten Verbindungen gehören:
- Gips , die natürliche mineralische Form von Calciumsulfathydrat , wird zur Herstellung von Gips verwendet . Etwa 100 Millionen Tonnen werden pro Jahr von der Bauindustrie verwendet.
- Kupfersulfat , ein gängiges Algizid , die stabilere Form ( CuSO 4 ) wird für galvanische Zellen als Elektrolyt verwendet
- Eisen(II)sulfat , eine übliche Form von Eisen in mineralischen Ergänzungen für Menschen, Tiere und Erde für Pflanzen
- Magnesiumsulfat (allgemein bekannt als Bittersalz ), das in therapeutischen Bädern verwendet wird
- Blei(II)-sulfat , entsteht auf beiden Platten beim Entladen einer Blei-Säure-Batterie
- Natriumlaurethsulfat oder SLES, ein übliches Detergens in Shampoo-Formulierungen
- Polyhalit , K 2 Ca 2 Mg(SO 4 ) 4 ·2H 2 O , als Düngemittel verwendet .
Vorkommen in der Natur
Sulfat-reduzierende Bakterien , einige anaerobe Mikroorganismen, wie sie in Sedimenten oder in der Nähe von Thermalquellen in der Tiefsee leben, nutzen die Reduktion von Sulfaten in Verbindung mit der Oxidation organischer Verbindungen oder Wasserstoff als Energiequelle für die Chemosynthese.
Geschichte
Einige Sulfate waren Alchemisten bekannt. Die Vitriolsalze, vom lateinischen vitreolum , glasig, wurden so genannt, weil sie zu den ersten bekannten transparenten Kristallen gehörten. Grünes Vitriol ist Eisen (II)-Sulfat-Heptahydrat, FeSO 4 ·7H 2 O ; blaues Vitriol ist Kupfer (II)sulfat-Pentahydrat, CuSO 4 ·5H 2 O , und weißes Vitriol ist Zinksulfat-Heptahydrat, ZnSO 4 ·7H 2 O. Alaun , ein Doppelsulfat aus Kalium und Aluminium mit der Formel K 2 Al 2 (SO 4 ) 4 ·24H 2 O , spielte eine Rolle in der Entwicklung der chemischen Industrie.
Auswirkungen auf die Umwelt
Sulfate treten als mikroskopisch kleine Partikel ( Aerosole ) auf, die bei der Verbrennung fossiler Brennstoffe und Biomasse entstehen . Sie erhöhen den Säuregehalt der Atmosphäre und bilden sauren Regen . Die anaeroben sulfatreduzierenden Bakterien Desulfovibrio desulfuricans und D. vulgaris können die schwarze Sulfatkruste entfernen, die oft Gebäude trübt.
Hauptwirkungen auf das Klima
Die direkte Hauptwirkung von Sulfaten auf das Klima besteht in der Streuung von Licht, wodurch die Albedo der Erde effektiv erhöht wird . Dieser Effekt ist mäßig gut verstanden und führt zu einer Abkühlung durch den negativen Strahlungsantrieb von etwa 0,4 W/m 2 relativ zu vorindustriellen Werten, was teilweise den größeren (etwa 2,4 W/m 2 ) Erwärmungseffekt von Treibhausgasen kompensiert . Der Effekt ist räumlich stark ungleichmäßig und am größten stromabwärts von großen Industriegebieten.
Der erste indirekte Effekt ist auch als Twomey-Effekt bekannt . Sulfat-Aerosole können als Wolkenkondensationskerne wirken, was zu einer größeren Anzahl kleinerer Wassertröpfchen führt. Viele kleinere Tröpfchen können Licht effizienter streuen als wenige größere Tröpfchen. Der zweite indirekte Effekt sind die weiteren Folgeeffekte von mehr Wolkenkondensationskernen. Es wird vorgeschlagen, dass diese die Unterdrückung von Nieselregen, eine erhöhte Wolkenhöhe zur Erleichterung der Wolkenbildung bei niedriger Luftfeuchtigkeit und eine längere Wolkenlebensdauer umfassen. Sulfat kann auch zu Änderungen in der Partikelgrößenverteilung führen, was die Strahlungseigenschaften der Wolken auf eine noch nicht vollständig verstandene Weise beeinflussen kann. Chemische Effekte wie die Auflösung löslicher Gase und schwerlöslicher Substanzen, Oberflächenspannungserniedrigung durch organische Substanzen und Änderungen des Akkommodationskoeffizienten sind ebenfalls in der zweiten indirekten Wirkung enthalten.
Die indirekten Effekte haben wahrscheinlich einen kühlenden Effekt, vielleicht bis zu 2 W/m 2 , obwohl die Unsicherheit sehr groß ist. Sulfate sind daher an der globalen Verdunkelung beteiligt . Sulfat ist auch der Hauptverursacher von stratosphärischem Aerosol, das durch die Oxidation von Schwefeldioxid gebildet wird, das durch impulsive Vulkane wie den Ausbruch des Mount Pinatubo auf den Philippinen im Jahr 1991 in die Stratosphäre injiziert wird . Dieses Aerosol übt während seiner 1-2-jährigen Lebensdauer in der Stratosphäre eine kühlende Wirkung auf das Klima aus.
Hydrogensulfat (Bisulfat)
Namen | |
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IUPAC-Name
Hydrogensulfat
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Andere Namen
Bisulfat
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Identifikatoren | |
3D-Modell ( JSmol )
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ChEBI | |
ChemSpider | |
ECHA-InfoCard | 100.108.048 |
2121 | |
PubChem CID
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CompTox-Dashboard ( EPA )
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Eigenschaften | |
HSO−4 | |
Molmasse | 97,071 g/mol |
Korrespondierende Säure | Schwefelsäure |
Basis konjugieren | Sulfat |
Sofern nicht anders angegeben, beziehen sich die Daten auf Materialien in ihrem Standardzustand (bei 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Das Hydrogensulfation ( HSO−4), auch Bisulfation genannt , ist die konjugierte Base von Schwefelsäure ( H 2 SO 4 ). Schwefelsäure wird als starke Säure eingestuft; in wässrigen Lösungen ionisiert es vollständig zu Hydronium ( H 3 O + ) und Hydrogensulfat ( HSO−4) Ionen. Mit anderen Worten, die Schwefelsäure verhält sich wie eine Brønsted-Lowry-Säure und wird unter Bildung von Hydrogensulfat-Ionen deprotoniert . Hydrogensulfat hat eine Wertigkeit von 1. Ein Beispiel für ein Salz, das HSO enthält−4-Ion ist Natriumbisulfat , NaHSO 4 . In verdünnten Lösungen dissoziieren auch die Hydrogensulfat-Ionen und bilden mehr Hydronium-Ionen und Sulfationen ( SO2−4).
Andere Schwefeloxyanionen
Molekularformel | Name |
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SO2−5 | Peroxomonosulfat |
SO2−4 | Sulfat |
SO2−3 | Sulfit |
S2O _ _2−8 | Peroxidisulfat |
S2O _ _2−7 | Pyrosulfat |
S2O _ _2−6 | Dithionat |
S2O _ _2−5 | Metabisulfit |
S2O _ _2−4 | Dithionit |
S2O _ _2−3 | Thiosulfat |
S3O _ _2−6 | Trithionat |
S4O _ _2−6 | Tetrathionat |
Siehe auch
- Sulfonat
- Sulfatierung und Desulfatierung von Blei-Säure-Batterien
- Sulfatreduzierende Mikroorganismen