Sulfate

Sulfate sind Salze oder Ester der Schwefelsäure. Die Salze enthalten das Sulfat-Anion [H_3O^+]}{[H_2SO_4]}}\simeq 1\times10^{3}</math> (2) <math>\mathrm{HSO_4^{-} + H_2O \ \rightleftharpoons \ SO_4^{2-} + H_3O^+}</math> <math> K_{a2}=\mathrm{\frac{[SO_4^{2-}][H_3O^+]}{[HSO_4^{-}]}}\simeq 1{,}3\times10^{-2}</math>

Vorkommen

Viele Metallsulfate kommen in der Natur in Form von Mineralen vor. Das mit Abstand häufigste ist Kalziumsulfat (CaSO₄), das in mehreren Mineralvarietäten auftritt. Mit Kristallwasseranteil wird es als Gips (CaSO₄ · 2 H₂O) oder Bassanit (CaSO₄ · ½ H₂O) bezeichnet, ohne als Anhydrit. Die reinweiße und extrem feinkörnige Gipsvariante wird Alabaster genannt, transparente Gips-Einkristalle bilden das Marienglas. Die bedeutendsten Gips- bzw. Anhydritvorkommen in Mitteleuropa befinden sich in der sogenannten Zechsteinserie, meist tief im Untergrund Nord- und Mitteldeutschlands sowie Polens.<ref>Gerhard Richter-Bernburg: Zechstein-Anhydrite – Fazies und Genese. Geologisches Jahrbuch, Reihe A. Heft 85, Bundesanstalt für Geowissenschaften und Rohstoffe, Hannover 1985, ISBN 978-3-510-96409-3.</ref> An den Rändern der variszischen Gebirgsrümpfe reichen die Zechstein-Anhydrite teilweise bis an die Erdoberfläche und werden dort in Steinbrüchen abgebaut. Ein weltberühmtes Gipsvorkommen befindet sich in Mexiko in den durch die Mine von Naica erschlossenen Höhlen. Weitere wichtige Sulfatminerale sind Baryt (Schwerspat, BaSO₄), Coelestin (SrSO₄) und Anglesit (PbSO₄).<ref>Martin Okrusch, Siegfried Matthes: Mineralogie: Eine Einführung in die spezielle Mineralogie, Petrologie und Lagerstättenkunde. 8. Auflage, Springer, Berlin/Heidelberg 2009, ISBN 978-3-540-78200-1, S. 107 ff.</ref>

Eine biologische Quelle für Sulfate ist die Umwandlung von Sulfiden und schwefelhaltigen Biomasse-Bestandteilen (z. B. Proteinen) durch schwefeloxidierende Bakterien.

Sulfate kommen in unterschiedlichen Mengen im Grundwasser vor. Für daraus gewonnenes Trinkwasser gilt nach der deutschen Trinkwasserverordnung ein Grenzwert von 250 mg/l.<ref>Deutsche Trinkwasserverordnung bei Juris.de, abgerufen am 23. September 2012.</ref>

Struktur des Sulfations

Das Sulfation ist tetraedrisch gebaut, die S-O-Bindungen sind alle gleichwertig und gleich lang. Die Bindungsverhältnisse können entweder durch mesomere Grenzstrukturen mit delokalisierten π-Bindungen und zwei negativ geladenen Sauerstoffatomen oder durch Ladungstrennung mit zweifach positiv geladenem Schwefelatom und negativer Ladung an jedem Sauerstoffatom beschrieben werden. Es ist isoelektronisch mit dem Perchloration. Aus dem Molekülorbitaldiagramm geht hervor, wie die Bindung und die Hypervalenz erklärt werden kann. Es wird ein zweifach positiv geladenes Schwefelatom mit vier einfach besetzten Atomorbitalen angenommen. Diese Orbitale werden mit vier einfach besetzten 2p-Orbitalen aus den einfach negativ geladenen Sauerstoffatomen kombiniert. Es entstehen vier bindende und vier antibindende σ-Orbitale, von denen nur die bindenden vollständig aufgefüllt sind, und damit das tetraedrische Molekülgerüst mit vier lokalisierten Einfachbindungen. Die unbesetzten antibindenden σ_p*-Orbitale werden anschließend mit je einem voll besetzten p-Orbital dreier Sauerstoffatome kombiniert, es entstehen drei bindende und drei antibindende π-Orbitale, wovon wieder nur die bindenden Orbitale besetzt sind. Es resultieren drei π-Bindungen, die über das gesamte Molekül, also über das Schwefelatom und alle vier Sauerstoffatome, delokalisiert sind.

Nachweis

Sulfate werden chemisch mit Bariumchlorid oder Bariumhydroxidlösung in Salzsäure nachgewiesen. Dabei entsteht ein schwerlöslicher Niederschlag aus weißem Bariumsulfat:

<math>\mathrm{SO_4^{2-} + Ba^{2+} \longrightarrow BaSO_4 \downarrow}</math>

Sulfat-Ionen bilden mit Barium-Ionen einen weißen, säureunlöslichen Niederschlag von Bariumsulfat.

Die Säure wird zur Entstörung zugesetzt, da andere Anionen wie Carbonat oder Sulfit mit Barium in Wasser ebenfalls schwerlösliche, aber in Säuren lösliche Salze bilden.

In der Wasseranalytik finden für die quantitative Bestimmung auch titrimetrische Verfahren Anwendung.

Beispiele

Weitere Beispiele:

• Alaune (Kaliumaluminiumsulfat, KAl(SO₄)₂ · 12 H₂O, und andere Verbindungen der Zusammensetzung M^IM^III(SO₄)₂·12 H₂O, wie z. B. Ammoniumeisen(III)-sulfat-Dodecahydrat, NH₄Fe(SO₄)₂ · 12H₂O, oder Chromalaun, KCr(SO₄)₂ · 12 H₂O)
• Aluminit (Al₂[(OH)₄SO₄] · 7 H₂O, ein Mineral)
• Ammoniumeisen(II)-sulfat, Mohr’sches Salz, ein hellgrünes Doppelsalz aus Ammonium- und Eisen(II)-sulfat
• Baryt (Schwerspat, BaSO₄, ein Mineral)
• Blei(II)-sulfat (PbSO₄, bildet sich durch Schwefelsäure-Einwirkung auf den Bleiplatten in Autobatterien, weiß, wasserunlöslich, natürlich Vorkommend als Anglesit)
• Calciumaluminatsulfat (Ca₆Al₂[(OH)₁₂|(SO₄)₃]·26 H₂O, wird als Weißpigment u. a. in Anstrichmitteln genutzt)
• Cobalt(II)-sulfat (CoSO₄ · 7 H₂O, ein Vitriol)
• Eisen(II)-sulfat (FeSO₄, Grünsalz, kristallwasserhaltig auch als Eisenvitriol bezeichnet)
• Kaliumhydrogensulfat (KHSO₄, als saurer Abflussreiniger im Handel)
• Levosalbutamol·Sulfat (CAS-Nr. 148563-16-0, das Salz eines basischen Amins)
• Magnesiumsulfat (MgSO₄, kristallwasserhaltig auch als Bittersalz bezeichnet und in Form von Kieserit als Mineral in Evaporiten auftretend)
• Mangan(II)-sulfat (MnSO₄, kristallwasserhaltig auch als Manganvitriol bezeichnet, blassrosa)
• Natriumhydrogensulfat (NaHSO₄)
• Nickelsulfat (NiSO₄, kristallwasserhaltig auch als Nickelvitriol bezeichnet, grün)
• Polyhalit (kristallwasserhaltiges Evaporit-Mineral aus Kalium-, Magnesium- und Calciumsulfat, K₂SO₄ · MgSO₄ · 2 CaSO₄ · 2 H₂O)
• Zinksulfat (ZnSO₄ · 7 H₂O, Zinkvitriol)

Weblinks

Einzelnachweise

<references/>