Ver el código de «Sulfato»

[[Archivo:Sulfate-ion-2D-dimensions.png|thumb|Estructura del [[ion]] sulfato.]]
Los '''sulfatos''' son las [[sal (química)|sales]] o los [[éster]]es provenientes del [[ácido sulfúrico]].<ref name=UNO/> Contienen como unidad común un [[átomo]] de [[azufre]] en el centro de un tetraedro con cuatro átomos de oxígeno ocupando los vértices. Sales, ácidos derivados y peróxidos de sulfato se usan habitualmente en distintas industrias.
==Estructura==
El anión sulfato está formado por un átomo central de [[azufre]] rodeado por cuatro átomos equivalentes de [[oxígeno]] en una disposición [[tetraédrica]]. La simetría es la misma que la del [[metano]]. El átomo de azufre se encuentra en el [[estado de oxidación]] +6 mientras que los cuatro átomos de oxígeno se encuentran cada uno en el estado -2. El ion sulfato lleva una [[carga (física)|carga]] global de -2 y es la [[ácido conjugado|base conjugada]] del ion '''bisulfato''' (o hidrogensulfato), {{chem2|HSO4-}}, que es a su vez la base conjugada de {{chem2|H2SO4}}, [[ácido sulfúrico]]. Los [[ésteres de sulfato]] orgánicos, como el [[sulfato de dimetilo]], son compuestos covalentes y [[ésteres]] del ácido sulfúrico. La [[geometría molecular tetraédrica]] del ion sulfato es la predicha por la [[teoría VSEPR]].

== Los sulfatos inorgánicos y orgánicos ==
Los sulfatos inorgánicos son las sales del ácido sulfúrico. En la naturaleza se encuentran en forma de [[aljez|yeso]], o aljez, (sulfato de calcio dihidratado CaSO<sub>4</sub>'''·'''2 H<sub>2</sub>O), [[baritina]] (sulfato de bario) o [[sulfato de sodio]] (Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>). Cuando entran en contacto con el oxígeno del aire, por oxidación, se forman partir de sulfuros de otros elementos. 

=== Síntesis ===
La mayor parte de los sulfatos son generados a partir de una [[Base (química)|base]] y del [[ácido sulfúrico]] o por reacción del ácido sulfúrico con el [[metal]] esto puede generar trasplantes en el átomo de oxígeno.

=== Aplicaciones ===
Las aplicaciones de los sulfatos suelen variar enormemente según el metal al que están unidos. Así el [[sulfato sódico]], por ejemplo, se utiliza en la fabricación del [[vidrio]], como aditivo en los [[detergente]]s, etc.; el [[sulfato de cobre]] se aprovecha en la fabricación de la [[viscosa]] según un determinado proceso, en la fabricación de [[Fertilizante|fertilizantes]], se usa también como [[pesticida]], etc.

Yeso y Barita se utilizan en la construcción y como aditivos en la fabricación de [[papel]] y [[cartulina]]. El sulfato de bario también se utiliza en medicina para realizar [[radiografía]]s de contraste.

Los sulfatos son parte esencial de unas sales dobles como los [[alumbre]]s de fórmula general AB(SO<sub>4</sub>)<sub>2</sub> '''·''' 12 H<sub>2</sub>O, siendo A y B [[catión|cationes]] con carga +1 y +3 respectivamente. La más conocida es la [[alumbre de sodio]] formada con [[Sodio]] y [[Aluminio]].

=== Analítica ===
Los sulfatos solubles precipitan en presencia de [[cloruro de bario]], incluso en medio ácido, formando sulfato de bario (BaSO<sub>4</sub>) como sólido blanco que queda en suspensión. Si al mismo tiempo hay permanganato presente este puede ser incluido en el precipitado dándole un color ligeramente rosáceo.

Con sodio metálico es reducido al [[sulfuro]] (Cuidado: reacción muy violenta) y puede ser determinado como tal.

=== Sulfatos orgánicos ===
Los sulfatos orgánicos son ésteres del ácido sulfúrico con la fórmula genérica R–O–SO<sub>2</sub>–O–R'. Se pueden formar directamente del [[alcohol]] correspondiente y del ácido sulfúrico o del [[trióxido de azufre]] o a partir del alcohol y el [[cloruro de sulfurilo]] (Cl<sub>2</sub>SO<sub>2</sub>) en presencia de una base.<ref name="UNO">Perry's Chemical Engineer's Handbook 8th Edition. Robert H. Perry (Editor), Don W. Green (Editor). 2400 páginas, ISBN 0071422943, ISBN 978-0071422949</ref>

Se trata de sustancias probablemente [[cáncer|cancerígenas]].

El sulfato orgánico más conocido es el [[sulfato de dimetilo]] (CH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> que se utiliza en algunas reacciones de metilación.
==Propiedades==
[[Archivo:Bariumsulfatpulver.png|miniaturadeimagen|Sulfato de bario, {{chem2|BaSO4}}]]
Existen numerosos ejemplos de sulfatos iónicos, muchos de los cuales son altamente [[solubilidad|solubles]] en [[agua]]. Las excepciones incluyen [[sulfato de calcio]], [[sulfato de estroncio]], [[sulfato de plomo(II)]], [[sulfato de bario]], [[sulfato de plata]], y [[sulfato de mercurio]], que son poco solubles. El [[sulfato de radio]] es el sulfato más insoluble conocido. El derivado de bario es útil en el [[análisis gravimétrico]] del sulfato: si se añade una solución de la mayoría de las sales de bario, por ejemplo [[cloruro de bario]], a una solución que contenga iones sulfato, el sulfato de bario precipitará fuera de la solución como un polvo blanquecino. Esta es una prueba de laboratorio común para determinar si los aniones sulfato están presentes.

El ion sulfato puede actuar como ligando uniéndose ya sea por un oxígeno (monodentado) o por dos oxígenos ya sea como un [[quelato]] o un puente.<ref name=greenwood/> Un ejemplo es el complejo {{chem2|[[Cobalto|Co]]([[Etilendiamina|en]])2(SO4)]+Br-}}<ref name=greenwood/> o el complejo metálico neutro {{chem2|[[Platino|Pt]]SO4([[Trifenilfosfina|PPh3]])2]}} donde el ion sulfato actúa como ligando [[denticidad|bidentado]]. Los enlaces metal-oxígeno en los complejos de sulfato pueden tener un carácter covalente significativo.

== Preparación ==
La preparación de los sulfatos metálicos puede llevarse a cabo de diferentes maneras:<ref name=greenwood>Greenwood&Earnshaw</ref>
*Empleando [[ácido sulfúrico]],  mediante reacciones de disolución del metal correspondiente, como por ejemplo:
:<chem>Zn  +  H2SO4  ->  ZnSO4 +  H2</chem>  
:por neutralización del hidróxido o del óxido correspondiente:  
:<chem>Cu(OH)2  +  H2SO4  ->  CuSO4  +  2H2O</chem> 
:<chem>Fe2O3  +  3H2SO4  ->  Fe2(SO4)3  +  3H2O  </chem> 
:o por [[reacción de sustitución]] de otra sal:
:<chem>CdCO3  +  H2SO4  ->  CdSO4  +  H2O  +  CO2</chem>  
:<chem>2NaCl  + H2SO4  ->  Na2SO4  +  2HCl  </chem>
*Mediante oxidación de [[sulfuro]]s o [[sulfito]]s metálicos

== Enlaces ==
[[Archivo:Sulfate covalent-ionic.svg|thumb|Dos modelos del ion sulfato.<br />'''1''' solo con los enlaces polares covalentes; '''2''' con un enlace iónico|259x259px]][[Imagen:Sulfate-resonance-2D.png|thumb|Seis resonancias posibles del ion sulfato|258x258px]]

La primera descripción de los enlaces en términos modernos fue realizada por [[Gilbert N. Lewis|Gilbert Lewis]] es su trabajo seminal de 1916 donde describió los enlaces en función de octetos de electrones alrededor de cada átomo, o sea no enlaces dobles y carga formal de +2 en el átomo de azufre.<ref>{{cite journal|title=The Atom and the Molecule|first=Gilbert N.|last=Lewis|author-link=Gilbert N. Lewis|journal=[[J. Am. Chem. Soc.]]|volume=38|date=1916|issue=4|pages=762–785|url=http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/papers/corr216.3-lewispub-19160400-18-large.html|doi=10.1021/ja02261a002}} (Ver pag 778.)</ref>{{efn|Lewis assigned to sulfur a negative charge of two, starting from six own valence electrons and ending up with eight electrons shared with the oxygen atoms. In fact, sulfur donates two electrons to the oxygen atoms.|name=formal charge}}

Posteriormente, [[Linus Pauling]] utilizó la teoría de enlaces de valencia para proponer que los canónicos de resonancia más significativos tenían dos [[Enlace π|enlaces π]] que utilizaban orbitales d. Su razonamiento era que la carga del azufre era pequeña, de acuerdo a su principio de  electroneutralidad.<ref>{{cite journal|title=The modern theory of valency|first=Linus|last=Pauling|author-link=Linus Pauling|journal=[[J. Chem. Soc.]]|date=1948|volume=17|pages=1461–1467|doi=10.1039/JR9480001461|pmid=18893624}}</ref> La longitud del enlace S−O es 149&nbsp;pm y es menor que la longitud de los enlaces en el  [[ácido sulfúrico]] que es 157&nbsp;pm para S−OH. El doble enlace fue tomado por Pauling 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]]) en la causa del acortamiento del enlace S-O. El resultado fue un amplio consenso de que los orbitales d desempeñan un papel, pero no son tan importantes como Pauling había creído.<ref>{{cite journal|first=C.&nbsp;A.|last=Coulson|title=electrones d y enlace molecular|journal=[[Nature (journal)|Nature]]|volume=221|page=1106|date=1969|issue=5186|doi=10.1038/2211106a0|bibcode=1969Natur.221 .1106C|s2cid=4162835}}</ref><ref>{{cite journal|first=K.&nbsp;A.&nbsp;R.|last=Mitchell|title=Uso de los orbitales d externos en los enlaces|journal=[[Chem. Rev.]]|volume=69|page=157|date=1969|issue=2|doi=10.1021/cr60258a001}}</ref>

Una descripción ampliamente aceptada que involucra el enlace pπ&nbsp;-&nbsp;dπ fue propuesta inicialmente por [[Durward William John Cruickshank]]. En este modelo, los orbitales p completamente ocupados en el oxígeno se solapan con los orbitales d vacíos del azufre (principalmente el d<sub>''z''<sup>2</sup></sub> y d<sub>''x''<sup>2</sup>-''y''<sup>2</sup></sub>).<ref name="cotton" /> Sin embargo, en esta descripción, a pesar de haber algún carácter π en los enlaces S-O, el enlace tiene un carácter iónico significativo. Para el ácido sulfúrico, el análisis computacional (con [[orbital de enlace natural]]) confirma una clara carga positiva en el 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 (por lo tanto, el modelo de Lewis, no el modelo de Pauling).<ref name=Stefan>{{cite journal|first1=Thorsten|last1=Stefan|first2=Rudolf|last2=Janoschek|title=¿Qué importancia tienen los dobles enlaces S=O y P=O para la descripción de las moléculas ácidas H<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, y H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>, respectivamente? |journal=J. Mol. Modeling|volume=6|issue=2|date=Feb 2000|pages=282-288|doi=10.1007/PL00010730|s2cid=96291857}}</ref> En este modelo, la estructura obedece la [[regla del octeto]] y la distribución de la carga concuerda 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 del orbital p de los enlaces terminales S=O en el ácido sulfúrico a los orbitales antienlazantes S-OH, debilitándolos y dando como resultado la mayor [[longitud de enlace]] de estos últimos.

Sin embargo, la representación del 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.<ref name=cotton>{{cite book|author1-link=F. Albert Cotton|last1=Cotton|first1=F. Albert|author2-link=Geoffrey Wilkinson|last2=Wilkinson|first2=Geoffrey|date=1966|title=Química inorgánica avanzada|edition=2ª edición|location=New York, NY|publisher=Wiley}}</ref><ref name=greenwood/> La aparente contradicción puede aclararse si uno se da cuenta de que los [[enlace covalente|covalente]] dobles enlaces en la estructura de Lewis en realidad representan enlaces que están fuertemente polarizados en más de un 90% hacia el átomo de oxígeno. En cambio, en la estructura con un [[Enlace de coordinación| enlace dipolar]], la carga se localiza como un [[par solitario]] en el oxígeno.<ref name=Stefan/>
== Usos ==
=== Aplicaciones comerciales ===
[[File:Objectes de la Sala Horta i Marjal (27190138015).jpg|thumb|upright|Pulverizador de mochila utilizado para aplicar sulfato a las hortalizas. [[Museo Valenciano de Etnología]].]]
Los sulfatos son ampliamente utilizados industrialmente. Entre los principales compuestos se encuentran:

* [[Yeso]], la forma mineral natural del [[sulfato de calcio]] hidratado, se utiliza para producir [[yeso]]. La industria de la construcción utiliza unos 100 millones de toneladas al año.
* [[Sulfato de cobre]], un [[alguicida]] común, la forma más estable ([[Sulfato de cobre(II)|{{chem2|CuSO4}}]]) se utiliza para células 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]]
* [[Lauril éter sulfato sódico]], o SLES, un [[detergente]] común en formulaciones de champú <ref>{{cite web|title=Sodium Laureth Sulfate (SLES)|url=https://tahecosmetics.com/trends/mejores-champus-sin-sulfatos/#sles|publisher=SilviaEsparza}}</ref>
* [[Polihalita]], {{chem2|K2Ca2Mg(SO4)4*2H2O}}, utilizada como [[fertilizante]].

== Presencia en la naturaleza ==
Las [[Bacteria reductora de sulfato|bacterias reductoras de sulfatos]], algunos microorganismos anaerobios, como los que viven en los sedimentos o cerca de los respiraderos térmicos de las profundidades marinas, utilizan la reducción de los sulfatos unida a la oxidación de los compuestos orgánicos o del hidrógeno como fuente de energía para quimiosíntesis.

== Historia ==
Los alquimistas ya conocían algunos sulfatos. Las sales de vitriolo, del latín vitreolum, vidrioso, fueron llamadas así porque fueron algunos de los primeros cristales transparentes conocidos.<ref>{{cite book|title=Inorganic and Theoretical Chemistry|first=F. Sherwood|last=Taylor|edition=6th|date=1942|publisher=William Heinemann}}</ref> El vitriolo verde es el sulfato de hierro(II) heptahidratado, FeSO4-7H2O; el vitriolo azul es el sulfato de cobre(II) pentahidratado, CuSO4-5H2O y el vitriolo blanco es el sulfato de zinc heptahidratado, ZnSO4-7H2O. El alumbre, un sulfato doble de potasio y aluminio con la fórmula K2Al2(SO4)4-24H2O, figuró en el desarrollo de la industria química.

== Efectos en el medio ambiente ==

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 la lluvia ácida. Las bacterias anaerobias reductoras de sulfato [[Desulfovibrio desulfuricans]] y D. vulgaris pueden eliminar la costra negra de sulfato que a veces empaña la superficie de ciertos edificios.<ref>{{cite journal|date= Nov 2006| pages=1075–1079| title=Saving a fragile legacy. Biotechnology and microbiology are increasingly used to preserve and restore the worlds cultural heritage| author=Andrea Rinaldi| journal=EMBO Reports| pmc=1679785| pmid=17077862| doi=10.1038/sj.embor.7400844| volume=7| issue=11}}</ref>

=== Efectos principales sobre el clima ===
{{ap|Aerosoles de azufre estratosférico}}
El principal efecto directo de los sulfatos sobre el clima es la dispersión de la luz, lo que aumenta el albedo de la Tierra. Este efecto se conoce medianamente bien y conduce a un enfriamiento del forzamiento radiativo negativo de unos 0,4 W/m{{Exp|2}} en relación con los valores preindustriales,<ref>{{cite web|author=Intergovernmental Panel on Climate Change|author-link=Intergovernmental Panel on Climate Change|url=http://www.ipcc.ch/publications_and_data/ar4/wg1/en/contents.html|title=Chapter 2: Changes in Atmospheric Constituents and Radiative Forcing|date=2007|work=Working Group I: The Scientific Basis}}</ref> compensando parcialmente el mayor efecto de calentamiento (unos 2,4 W/m{{Exp|2}}) de los gases de efecto invernadero. El efecto es muy poco uniforme desde el punto de vista espacial, y es mayor en las grandes zonas industriales.<ref>{{cite web
 | title =Current sulfate distribution in the atmosphere
 | url =https://earth.nullschool.net/#current/particulates/surface/level/overlay=suexttau/winkel3
 }}</ref>
[[Image:Climate Change Attribution.png|thumb|250px|Esta figura muestra el nivel de concordancia entre un [[modelo climático]] impulsado por cinco factores y el [[registro histórico de temperaturas]]. El componente negativo identificado como "sulfato" está asociado a las emisiones de aerosoles a las que se atribuye el oscurecimiento global.]]
[[File:SulufrDioxide2017.png|thumb|Dióxido de azufre en el mundo el 15 de abril de 2017. Obsérvese que el dióxido de azufre se desplaza por la atmósfera con los vientos dominantes y, por tanto, las distribuciones locales de dióxido de azufre varían día a día con los patrones meteorológicos y la estacionalidad|266x266px]]El primer efecto indirecto también se conoce como efecto Twomey. Los aerosoles de sulfato pueden actuar como núcleos de condensación de las nubes, lo que da lugar a un mayor número de gotas de agua más pequeñas. Muchas gotas más pequeñas pueden difundir la luz de forma más eficaz que unas pocas gotas más grandes. El segundo efecto indirecto son los efectos secundarios de tener más núcleos de condensación de nubes. Se ha propuesto que estos efectos incluyen la supresión de la llovizna, el aumento de la altura de las nubes, para facilitar la formación de nubes a bajas humedades y una mayor duración de las mismas. El sulfato también puede dar lugar a cambios en la distribución del tamaño de las partículas, lo que puede afectar a 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.<ref>{{cite journal |doi=10.1175/1520-0469(2004)061<0919:CAODOT>2.0.CO;2 |idioma = inglés |issn=1520-0469 |year=2004 |volume=61 |page=919 |title=Chemical Amplification (Or Dampening) of the Twomey Effect: Conditions Derived from Droplet Activation Theory |last1=Rissman |first1=T. A. |last2=Nenes |first2=A. |last3=Seinfeld |first3=J. H. |journal=Journal of the Atmospheric Sciences |issue=8 |bibcode=2004JAtS...61..919R }}</ref>

Los efectos indirectos consisten en probablemente un efecto de enfriamiento, quizás de hasta 2 W/m{{Exp|2}}, aunque la incertidumbre es muy grande. Los sulfatos están por tanto implicados en el oscurecimiento global. El sulfato es también 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 [[Filipinas]] en 1991. Este aerosol ejerce un efecto de enfriamiento sobre el clima durante su vida de 1 a 2 años sobre la [[estratosfera]].

En los años ochenta, investigaciones llevadas a cabo en Israel y los Países Bajos revelaron una aparente reducción de la cantidad de luz solar,<ref>"Earth lightens up". Pacific Northwest National Laboratory. Retrieved 8 May 2005.</ref> y Atsumu Ohmura, investigador de geografía de la Escuela Politécnica Federal de Suiza, descubrió que la radiación solar que incidía sobre la superficie de la Tierra había disminuido más de un 10% en las tres décadas anteriores, a pesar de que la temperatura global había aumentado en general desde los años setenta.<ref>Ohmura, A.; Lang, H. (June 1989). Lenoble, J.; Geleyn, J.-F. (eds.). Secular variation of global radiation in Europe. In IRS '88: Current Problems in Atmospheric Radiation, A. Deepak Publ., Hampton, VA. Hampton, VA: Deepak Publ. pp. (635) pp. 298–301. ISBN 978-0-937194-16-4.</ref> En los años noventa, se publicaron artículos que describían descensos de varias décadas en Estonia,<ref> Russak, V. (1990). "Trends of solar radiation, cloudiness and atmospheric transparency during recent decades in Estonia". Tellus B. 42 (2): 206–210. Bibcode:1990TellB..42..206R. doi:10.1034/j.1600-0889.1990.t01-1-00006.x. 1990TellB..42..206R.</ref> Alemania<ref>Liepert, B. G.; Fabian, P.; et al. (1994). "Solar radiation in Germany – Observed trends and an assessment of their causes. Part 1. Regional approach". Contributions to Atmospheric Physics. 67: 15–29.</ref> y en la antigua Unión Soviética,<ref>Abakumova, G.M.; et al. (1996). "Evaluation of long-term changes in radiation, cloudiness and surface temperature on the territory of the former Soviet Union" (PDF). Journal of Climate. 9 (6): 1319–1327. Bibcode:1996JCli....9.1319A. doi:10.1175/1520-0442(1996)009<1319:EOLTCI>2.0.CO;2.</ref> lo que llevó al investigador Gerry Stanhill a acuñar el término "oscurecimiento global"<ref>Stanhill, G.; Moreshet, S. (6 November 2004). "Global radiation climate changes in Israel". Climatic Change. 22 (2): 121–138. Bibcode:1992ClCh...22..121S. doi:10.1007/BF00142962. S2CID 154006620.
</ref> Investigaciones posteriores estimaron una reducción media de la luz solar que incide sobre la superficie terrestre de alrededor del 4-5% por década a finales de los años 1950-1980, y del 2-3% por década si se incluía la década de los 90<ref> H. Gilgen; M. Wild; A. Ohmura (1998). "Means and trends of shortwave irradiance at the surface estimated from global energy balance archive data" (PDF). Journal of Climate. 11 (8): 2042–2061. Bibcode:1998JCli...11.2042G. doi:10.1175/1520-0442-11.8.2042.</ref><ref> Stanhill, G.; Moreshet, S. (6 November 2004). "Global radiation climate changes in Israel". Climatic Change. 22 (2): 121–138. Bibcode:1992ClCh...22..121S. doi:10.1007/BF00142962. S2CID 154006620.</ref> Cabe destacar que la radiación solar en la parte superior de la atmósfera no varió más de un 0. Además, sólo se atenuaron la luz visible y la radiación infrarroja, y no la parte ultravioleta del espectro.<ref>Adam, David (18 December 2003). "Goodbye sunshine". The Guardian. Retrieved 26 August 2009.</ref>

==Referencias==
{{Listaref|2}}
{{Control de autoridades}}
[[Categoría:Sulfatos| ]]
[[Categoría:Aniones]]
[[Categoría:Oxoaniones]]