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Sulfate



     

Sulfate sind Salze oder Ester der Schwefelsäure. Die Salze enthalten als Anion das Sulfat-Ion [SO4]2−. Die Ester der Schwefelsäure haben die allgemeine Formel R-O-SO2-O-R', dabei sind R und/oder R' organische Reste.

Weiteres empfehlenswertes Fachwissen

Inhaltsverzeichnis

Nomenklatur

primäre und sekundäre Sulfate

Die Salze der zweibasigen Säure Schwefelsäure (H2SO4) lassen sich in primäre und sekundäre Sulfate einteilen. Bei einwertigen Kationen MI gelten die Summenformeln MIHSO4 und MI2SO4:

primäre Sulfate sekundäre Sulfate
Synonyme saure Sulfate
Hydrogensulfate
Bisulfate
neutrale Sulfate
normale Sulfate
Beispiele Natriumhydrogensulfat, NaHSO4
Calciumhydrogensulfat, Ca(HSO4)2
Natriumsulfat, Na2SO4
Calciumsulfat, CaSO4

Trivialnamen

Sonstiges

Sulfatgruppen als Liganden in der Koordinationschemie sind mit [Tetraoxosulfato(−2)] oder [Sulfato(−2)] zu bezeichnen. Zu beachten ist, dass nach den neueren Empfehlungen der Nomenklatur auch die Sulfitgruppe (SO3)2− durch das Suffix -sulfat gekennzeichnet und als Trioxosulfat bzw. Trioxosulfat(IV) bezeichnet wird.

Ester der Schwefelsäure

Ester der Schwefelsäure werden gelegentlich auch Schwefelsäureester genannt. Die Namen dieser Verbindungen enden häufig auf -sulfat. Zu diesen Estern gehören auch die anwendungstechnisch wichtigen Fettalkoholsulfate.

Eigenschaften

Allgemeines

Die meisten Sulfate sind in Wasser löslich. Ausnahmen bilden die wenig oder schwerlöslichen Sulfate der Erdalkalimetalle Calcium, Strontium und Barium sowie Blei(II)-sulfat.

Besonders die Alkali- und Erdalkalisulfate sind thermisch äußerst stabil. Sulfate dreiwertiger Metallkationen zersetzen sich in der Wärme zu den entsprechenden Oxiden und Schwefeltrioxid:

\mathrm{M^{III}_2(SO_4)_3\ \longrightarrow\ M^{III}_2O_3\ +\ 3\ SO_3}

Hydrogensulfate sind als Salze der Alkalimetalle bekannt. Sie sind löslich in Wasser. Erhitzt man die Salze, bilden sich Disulfate, also Salze der Dischwefelsäure.

Anionen und pH-Wert

Schwefelsäure ist eine starke zweiprotonige Säure. In einer einmolaren, wässrigen Lösung der Säure liegen so gut wie keine H2SO4-Moleküle, sondern im wesentlichen HSO4-Ionen vor. Nur gut 1 % der HSO4-Ionen deprotonieren zu SO42−. Das Hydrogensulfat-Anion (HSO4) kann sowohl als Säure als auch als Base wirken, es ist also amphoter. Der pKS-Wert des Hydrogensulfat-Ions liegt bei 1,89.

Löst man ein Hydrogensulfatsalze in Wasser, bildet sich in einer Gleichgewichtsreaktion eine Mischung von Hydrogensulfat- und Sulfat-Ionen. Daher kann man Hydrogensulfate als mittelstarke Säure einsetzen, wobei die Säurestärke erheblich höher ist als die von Essigsäure (pKS = 4,76). Aufgrund dieser Eigenschaften können Hydrogensulfate auch in Pufferlösungen verwendet werden. Der Pufferbereich liegt im stark sauren Bereich. Die saure Reaktion in Wasser wird beispielsweise in WC-Reinigern eingesetzt

Gleichgewichtsreaktionen Gleichgewichtskonstante bei 25 °C
(1) \mathrm{H_2SO_4 + H_2O \ \rightleftharpoons \ HSO_4^{-} + H_3O^+} K_{a1}=\mathrm{\frac{[HSO_4^{-}][H_3O^+]}{[H_2SO_4]}}\simeq 1\times10^{3}
(2) \mathrm{HSO_4^{-} + H_2O \ \rightleftharpoons \ SO_4^{2-} + H_3O^+} K_{a2}=\mathrm{\frac{[SO_4^{2-}][H_3O^+]}{[HSO_4^{-}]}}\simeq 1{,}3\times10^{-2}

Vorkommen

Sulfate stellen für viele metallische Elemente die wichtigsten mineralischen Verbindungen dar. Quellen des Sulfates im Bodengestein sind z. B. Anhydrit (CaSO4), Gips (CaSO4 · 2 H2O) und Alabaster (CaSO4 · 2 H2O). Biologische Quelle sind (bakterielle) Sulfatbildungen aus Sulfid und schwefelhaltigen Biomasse-Bestandteilen (z. B. Proteinen). Sulfate kommen in unterschiedlichen Mengen im Grundwasser vor. Für daraus gewonnenes Trinkwasser gilt nach der deutschen Trinkwasserverordnung ein Grenzwert von 240 mg/l.

Nachweis

Sulfate werden chemisch nachgewiesen, indem man Salzsäure und Bariumchlorid oder Bariumhydroxidlösung zusetzt. Dabei entsteht ein schwerlöslicher Niederschlag aus weißem Bariumsulfat. Die Säure wird zugesetzt, da andere Anionen wie Carbonat oder Sulfit mit Barium in Wasser ebenfalls schwerlösliche, aber in Säuren lösliche Salze bilden.

Beispiele

 
Dieser Artikel basiert auf dem Artikel Sulfate aus der freien Enzyklopädie Wikipedia und steht unter der GNU-Lizenz für freie Dokumentation. In der Wikipedia ist eine Liste der Autoren verfügbar.
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