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Sulfato

El ion sulfato o sulfato es un anión poliatómico de fórmula empírica SO2-4. 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 del ácido sulfúrico y muchos se preparan a partir de ese ácido.

Ortografía

"Sulfato" es la ortografía recomendada por la IUPAC , pero "sulfato" se usaba tradicionalmente en inglés británico .

Estructura

El anión sulfato consta de un átomo de azufre central rodeado por cuatro átomos de oxígeno equivalentes en una disposición tetraédrica . La simetría del anión aislado 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 lleva una carga total de −2 y es la base conjugada del ion bisulfato (o hidrogenosulfato), HSO−4, que a su vez es la base conjugada del H 2 SO 4 , ácido sulfúrico . Los ésteres de sulfato orgánico , 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 .

Vinculación

Dos modelos del ion sulfato.
1 sólo con enlaces covalentes polares ; 2 con un enlace iónico
Seis resonancias

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 y -1 en cada átomo de oxígeno. [1] [un]

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 involucraban orbitales d. Su razonamiento fue que así se reducía la carga del azufre, 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 consideró que el doble enlace explica la brevedad del enlace S-O. El uso de orbitales d por parte de Pauling provocó un debate sobre la importancia relativa del enlace pi y la polaridad del enlace ( atracción electrostática ) para provocar el acortamiento del enlace S-O. El resultado fue un amplio consenso en que los orbitales d desempeñan un papel, pero no son tan importantes como había creído Pauling. [3] [4]

Durward William John Cruickshank propuso inicialmente una descripción ampliamente aceptada que involucra el enlace pπ – dπ . En este modelo, los orbitales p completamente ocupados del oxígeno se superponen con los orbitales d vacíos del azufre (principalmente los d z 2 y d x 2 – y 2 ). [5] Sin embargo, en esta descripción, a pesar de que hay algo de carácter π en los enlaces S-O, el enlace tiene un carácter iónico significativo. Para el ácido sulfúrico, el análisis computacional (con orbitales 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 (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 del orbital p de los enlaces S=O terminales en el ácido sulfúrico a los orbitales S-OH antienlazantes. debilitándolos, lo que resulta en una mayor longitud de unión de este último.

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. [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 enlace dipolar , la carga se localiza como un par libre en el oxígeno. [6]

Preparación

Normalmente, los sulfatos metálicos se preparan tratando óxidos metálicos, carbonatos metálicos o el propio metal con ácido sulfúrico : [7]

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

Aunque se escriben con fórmulas anhidras simples, estas conversiones generalmente se realizan en presencia de agua. En consecuencia se hidratan los sulfatos producto , correspondientes al sulfato de zinc ZnSO 4 ·7H 2 O , sulfato de cobre(II) CuSO 4 ·5H 2 O , y sulfato de cadmio CdSO 4 ·H 2 O .

Algunos sulfuros metálicos se pueden oxidar para dar sulfatos metálicos.

Propiedades

Existen numerosos ejemplos de sulfatos iónicos, muchos de los cuales son muy solubles en agua . Las excepciones incluyen el sulfato de calcio , el sulfato de estroncio , el sulfato de plomo (II) , el sulfato de bario , el sulfato de plata y el 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 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 en forma de un polvo blanquecino. Esta es una prueba de laboratorio común para determinar si hay aniones sulfato presentes.

El ion sulfato puede actuar como ligando uniéndose mediante un oxígeno (monodentado) o mediante 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 ( PPh 3 ) 2 ] donde el ion sulfato actúa como un ligando bidentado . Los enlaces metal-oxígeno en los complejos de sulfato pueden tener un carácter covalente significativo.

Usos y ocurrencia

Aplicaciones comerciales

Pulverizador de mochila utilizado para aplicar sulfato a las verduras. Museo Valenciano de Etnología .

Los sulfatos se utilizan ampliamente a nivel industrial. Los compuestos principales incluyen:

Ocurrencia en la naturaleza

Las bacterias reductoras de sulfato , algunos microorganismos anaeróbicos, como los que viven en sedimentos o cerca de respiraderos termales 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

Los alquimistas conocían algunos sulfatos. Las sales de vitriolo, del latín vitreolum , vítreas, fueron llamadas así porque fueron algunos de los primeros cristales transparentes que se conocen. [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 . El alumbre , un sulfato doble de potasio y aluminio con la fórmula K 2 Al 2 (SO 4 ) 4 ·24H 2 O , figuró en el desarrollo de la industria química.

Efectos ambientales

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 negra de sulfato que a menudo empaña los edificios. [9]

Principales efectos sobre el clima

Esta figura muestra el nivel de acuerdo entre un modelo climático impulsado por cinco factores y el récord histórico de temperatura . El componente negativo identificado como "sulfato" está asociado con las emisiones de aerosoles a las que se atribuye el oscurecimiento global.
Las tendencias observadas de oscurecimiento y brillo global en cuatro regiones geopolíticas principales. La atenuación fue mayor en el promedio de días sin nubes (línea roja) que en el promedio de todos los días (línea morada), lo que sugiere fuertemente que los aerosoles de sulfato fueron la causa. [10]
En la década de 1990, experimentos que compararon la atmósfera en las islas del norte y del sur de las Maldivas mostraron que el efecto de los contaminantes macroscópicos en la atmósfera en ese momento (llevados al sur desde la India) causaron una reducción de aproximadamente el 10% en la luz solar que llega a la superficie en el área bajo la nube marrón asiática : una reducción mucho mayor de lo esperado por la presencia de las propias partículas. [11]
Dióxido de azufre en el mundo el 15 de abril de 2017. Tenga en cuenta que el dióxido de azufre se mueve a través de la atmósfera con los vientos predominantes y, por lo tanto, las distribuciones locales de dióxido de azufre varían día a día según los patrones climáticos y la estacionalidad.
El oscurecimiento global se había atribuido ampliamente a la mayor presencia de partículas de aerosoles en la atmósfera terrestre , predominantemente de sulfatos. [12] Si bien el polvo natural también es un aerosol con algunos impactos en el clima, y ​​las erupciones volcánicas aumentan considerablemente las concentraciones de sulfato en el corto plazo, estos efectos se han visto eclipsados ​​por los aumentos en las emisiones de sulfato desde el inicio de la Revolución Industrial . [13] Según el Primer Informe de Evaluación del IPCC , las emisiones globales de azufre a la atmósfera causadas por el hombre fueron menos de 3 millones de toneladas por año en 1860, sin embargo aumentaron a 15 millones de toneladas en 1900, 40 millones de toneladas en 1940 y aproximadamente 80 millones en 1980. Esto significó que las emisiones causadas por el hombre llegaron a ser "al menos tan grandes" como todas las emisiones naturales de compuestos que contienen azufre: la mayor fuente natural, las emisiones de sulfuro de dimetilo del océano, se estimaron en 40 millones de toneladas por año, mientras que las emisiones de los volcanes se estimaron en 10 millones de toneladas. Además, se trata de una cifra media: según el informe, "en las regiones industrializadas de Europa y América del Norte, las emisiones antropogénicas predominan sobre las emisiones naturales en un factor diez o incluso mayor". [14]

Reversión y calentamiento acelerado

Los aerosoles que bloquean el sol en todo el mundo han disminuido constantemente (línea roja) desde la erupción del Monte Pinatubo en 1991 , según estimaciones satelitales.

Después de 1990, la tendencia global de oscurecimiento había cambiado claramente hacia un brillo global. [15] [16] [17] [18] [13] Esto siguió a las medidas adoptadas para combatir la contaminación del aire por parte de las naciones desarrolladas , generalmente a través de instalaciones de desulfuración de gases de combustión en plantas de energía térmica , como depuradores húmedos o combustión en lecho fluidizado . [19] [20] En los Estados Unidos, los aerosoles de sulfato han disminuido significativamente desde 1970 con la aprobación de la Ley de Aire Limpio , que fue reforzada en 1977 y 1990. Según la EPA , de 1970 a 2005, las emisiones totales de los seis Los principales contaminantes del aire, incluidos los sulfatos, disminuyeron un 53% en Estados Unidos. [21] Para 2010, esta reducción en la contaminación por sulfatos generó ahorros estimados en costos de atención médica valorados en 50 mil millones de dólares anuales. [22] Se tomaron medidas similares en Europa, [21] como el Protocolo de Helsinki de 1985 sobre la reducción de las emisiones de azufre en virtud del Convenio sobre la contaminación atmosférica transfronteriza a larga distancia , y con mejoras similares. [23]

Foto de satélite que muestra una espesa capa de humo y neblina procedente de los incendios forestales en el este de China . Este humo está lleno de carbón negro , lo que contribuye a las tendencias de atenuación pero tiene un efecto de calentamiento general.
En el pico del oscurecimiento global, fue capaz de contrarrestar completamente la tendencia al calentamiento, pero en 1975, las concentraciones en continuo aumento de gases de efecto invernadero superaron el efecto de enmascaramiento y dominaron desde entonces. [21] Incluso entonces, las regiones con altas concentraciones de aerosoles de sulfato debido a la contaminación del aire habían experimentado inicialmente un enfriamiento, en contradicción con la tendencia general al calentamiento. [24] El este de los Estados Unidos fue un ejemplo destacado: las temperaturas allí disminuyeron 0,7 °C (1,3 °F) entre 1970 y 1980, y hasta 1 °C (1,8 °F) en Arkansas y Missouri . A medida que se redujo la contaminación por sulfato, el centro y el este de los Estados Unidos experimentaron un calentamiento de 0,3 °C (0,54 °F) entre 1980 y 2010, [25] incluso cuando las partículas de sulfato todavía representaban alrededor del 25% de todas las partículas . [22] Para 2021, la costa noreste de los Estados Unidos era, en cambio, una de las regiones de América del Norte que se calentaba más rápido, ya que la desaceleración de la circulación meridional del Atlántico aumentó las temperaturas en esa parte del Océano Atlántico Norte. [26] [27]

Dado que los cambios en las concentraciones de aerosoles ya tienen un impacto en el clima global, necesariamente influirían también en las proyecciones futuras. De hecho, es imposible estimar completamente el impacto de todos los gases de efecto invernadero en el calentamiento sin tener en cuenta el enfriamiento que contrarrestan los aerosoles. Los modelos climáticos comenzaron a tener en cuenta los efectos de los aerosoles de sulfato en torno al Segundo Informe de Evaluación del IPCC ; Cuando se publicó el Cuarto Informe de Evaluación del IPCC en 2007, todos los modelos climáticos tenían sulfatos integrados, pero solo cinco pudieron tomar en cuenta partículas menos impactantes como el carbono negro. [28] Para 2021, los modelos CMIP6 estimaron el enfriamiento total de los aerosoles en el rango de 0,1 °C (0,18 °F) a 0,7 °C (1,3 °F); [29] El Sexto Informe de Evaluación del IPCC seleccionó la mejor estimación de un enfriamiento de 0,5 °C (0,90 °F) proporcionado por aerosoles de sulfato, mientras que el carbono negro equivale aproximadamente a 0,1 °C (0,18 °F) de calentamiento. [30] Si bien estos valores se basan en la combinación de estimaciones de modelos con limitaciones de observación, incluidas aquellas sobre el contenido de calor del océano , [31] el asunto aún no está completamente resuelto. La diferencia entre las estimaciones de los modelos se debe principalmente a desacuerdos sobre los efectos indirectos de los aerosoles en las nubes. [32] [33]

También se ha sugerido que a los aerosoles no se les presta suficiente atención en las evaluaciones de riesgos regionales, a pesar de que tienen más influencia a escala regional que global. [34] Por ejemplo, un escenario de cambio climático con altas emisiones de gases de efecto invernadero pero fuertes reducciones en la contaminación del aire provocaría 0,2 °C (0,36 °F) más de calentamiento global para 2050 que el mismo escenario con poca mejora en la calidad del aire, pero a nivel regional, la diferencia agregaría 5 noches tropicales más por año en el norte de China y aumentaría sustancialmente las precipitaciones en el norte de China y el norte de India . [35] Asimismo, un artículo que compara el nivel actual de políticas de aire limpio con una acción hipotética máxima técnicamente factible en el mismo escenario de cambio climático encontró que este último aumentaría el riesgo de temperaturas extremas entre un 30% y un 50% en China y Europa. [36] Desafortunadamente, debido a que los registros históricos de aerosoles son más escasos en algunas regiones que en otras, las proyecciones regionales precisas de los impactos de los aerosoles son difíciles. Incluso los últimos modelos climáticos CMIP6 sólo pueden representar con precisión las tendencias de los aerosoles en Europa, [10] pero tienen dificultades para representar a América del Norte y Asia, lo que significa que sus proyecciones de impactos regionales en el futuro cercano probablemente también contengan errores. [37] [10] [38]

Ciclo hidrologico

Los aerosoles de sulfato han disminuido las precipitaciones en la mayor parte de Asia (rojo), pero las han aumentado en algunas partes de Asia Central (azul). [39]
A escala regional y global, la contaminación del aire puede afectar el ciclo del agua , de manera similar a algunos procesos naturales. Un ejemplo es el impacto del polvo del Sahara en la formación de huracanes : el aire cargado de arena y partículas minerales se desplaza sobre el océano Atlántico, donde impiden que parte de la luz solar llegue a la superficie del agua, enfriándola ligeramente y amortiguando el desarrollo de los huracanes. [40] Asimismo, desde principios de la década de 2000 se ha sugerido que, dado que los aerosoles disminuyen la radiación solar sobre el océano y, por lo tanto, reducen la evaporación del mismo, estarían "deshabilitando el ciclo hidrológico del planeta". [41] [42] En 2011, se descubrió que los aerosoles antropogénicos habían sido el factor predominante detrás de los cambios en las precipitaciones del siglo XX sobre el sector del Océano Atlántico, [43] cuando todo el cinturón de lluvias tropicales se desplazó hacia el sur entre 1950 y 1985, con un desplazamiento limitado hacia el norte después. [44] Se espera que las futuras reducciones de las emisiones de aerosoles den como resultado un desplazamiento más rápido hacia el norte, con un impacto limitado en el Atlántico pero sustancialmente mayor en el Pacífico. [45]

Geoingeniería solar

consulte el título y la descripción de la imagen
Propuesta de globo atado para inyectar aerosoles en la estratosfera.
Como el mundo real había demostrado la importancia de las concentraciones de aerosoles de sulfato para el clima global, la investigación sobre el tema se aceleró. La formación de aerosoles y sus efectos en la atmósfera se pueden estudiar en el laboratorio, con métodos como la cromatografía iónica y la espectrometría de masas [46]. Se pueden recuperar muestras de partículas reales de la estratosfera utilizando globos o aviones, [47] y satélites remotos. También se utilizaron para la observación. [48] ​​Estos datos se incorporan a los modelos climáticos , [49] ya que la necesidad de tener en cuenta el enfriamiento de los aerosoles para comprender verdaderamente la tasa y la evolución del calentamiento había sido evidente desde hacía mucho tiempo, siendo el Segundo Informe de Evaluación del IPCC el primero en incluir una estimación. de su impacto en el clima, y ​​todos los modelos importantes capaces de simularlos cuando se publicó el Cuarto Informe de Evaluación del IPCC en 2007. [50] Muchos científicos también ven el otro lado de esta investigación, que es aprender cómo causar el mismo efecto artificialmente. . [51] Si bien se discutió alrededor de la década de 1990, si no antes, [52] la inyección de aerosoles estratosféricos como método de geoingeniería solar se asocia mejor con la propuesta detallada de Paul Crutzen de 2006. [53] El despliegue en la estratosfera garantiza que los aerosoles sean más efectivos y que el progreso de las medidas de aire limpio no se revierta: una investigación más reciente estimó que incluso en el escenario de mayor emisión RCP 8.5 , la adición de azufre estratosférico Los 4 °C (7,2 °F) necesarios para evitar la temperatura actual (y los 5 °C (9,0 °F) respecto a la época preindustrial) se compensarían efectivamente con los futuros controles de la contaminación por sulfatos troposféricos, y la cantidad necesaria sería aún menor. para escenarios de calentamiento menos drásticos. [54] Esto impulsó una mirada detallada a sus costos y beneficios, [55] pero incluso con cientos de estudios sobre el tema completados a principios de la década de 2020, persisten algunas incertidumbres notables. [56]

Hidrogenosulfato (bisulfato)

El ion hidrogenosulfato ( HSO−4), también llamado ion bisulfato , es la base conjugada del ácido sulfúrico ( H 2 SO 4 ). [58] [b] El ácido sulfúrico se clasifica como un ácido fuerte; en soluciones acuosas se ioniza completamente para formar hidronio ( H 3 O + ) e hidrógenosulfato ( HSO−4) iones. En otras palabras, el ácido sulfúrico se comporta como un ácido de Brønsted-Lowry y se desprotona para formar ion hidrogenosulfato. El hidrogenosulfato tiene una valencia de 1. Un ejemplo de una sal que contiene HSO−4El ion es bisulfato de sodio , NaHSO 4 . En soluciones diluidas, los iones hidrogenosulfato también se disocian, formando más iones hidronio e iones sulfato ( SO2-4).

Otros oxianiones de azufre

Ver también

Notas

  1. ^ 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.
  2. ^ El prefijo "bi" en "bisulfato" proviene de un sistema de denominación 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 el sulfato de sodio ( Na 2 SO 4 ) y otros sulfatos. Véase también bicarbonato .

Referencias

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