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le sulfate anion, SO42−.La structure et la liaison de l'ion sulfate.

En chimie inorganique, un sulfate (Orthographe recommandée par l'UICPA; également sulfate en anglais britannique) est un sel d'acide sulfurique. le ion sulfate est un anion polyatomique de formule empirique SO42−.

Les sels de sulfate ont des applications diverses. Par exemple, le sulfate de magnésium (ou sels d'Epsom) est utilisé dans les bains thérapeutiques; le gypse, la forme minérale du sulfate de calcium hydraté, est utilisé pour produire du plâtre; et le sulfate de cuivre est un algicide. Certains micro-organismes qui vivent près des évents thermiques des grands fonds utilisent des sulfates comme accepteurs d'électrons.

Propriétés chimiques

le ion sulfate (ALORS42−) a une masse moléculaire de 96,06 daltons. Chaque anion se compose d'un atome de soufre central entouré de quatre atomes d'oxygène équivalents dans un arrangement tétraédrique.

L'ion sulfate est la base conjuguée du sulfate d'hydrogène (aussi connu sous le nom bisulfate) ion, HSO4. L'ion hydrogène sulfate est à son tour la base conjuguée de l'acide sulfurique, H2ALORS4.

Les composés sulfatés apparaissent lorsque les cations se combinent avec l'anion SO42−. Souvent, cette combinaison conduit à un composé ionique, bien que les sulfates puissent s'engager dans une liaison covalente avec la plupart des éléments. Le complexe métallique PtSO4P (C6H5)32 est clairement une liaison Pt-O covalente. Les dialkylsulfates, tels que le diméthylsulfate, sont des espèces distillables covalentes. De nombreux sels de sulfate sont très solubles dans l'eau. Les exceptions incluent le sulfate de calcium, le sulfate de strontium et le sulfate de baryum, qui sont peu solubles. Le dérivé du baryum est utile dans l'analyse gravimétrique du sulfate: on ajoute une solution, peut-être, de chlorure de baryum à une solution contenant des ions sulfate. L'apparition d'un précipité blanc, qui est du sulfate de baryum, indique la présence d'anions sulfate.

Les usages

Les sulfates sont importants à la fois dans l'industrie chimique et dans les systèmes biologiques. Certaines utilisations sont répertoriées ci-dessous.

  • Certains micro-organismes anaérobies, tels que ceux vivant près des bouches thermiques des grands fonds, utilisent des sulfates comme accepteurs d'électrons.
  • Le sulfate de magnésium, communément appelé sels d'Epsom, est utilisé dans les bains thérapeutiques.
  • Le gypse, la forme minérale naturelle du sulfate de calcium hydraté, est utilisé pour produire du plâtre.
  • Le sulfate de cuivre est un algicide courant.
  • L'ion sulfate est utilisé comme contre-ion pour certains médicaments cationiques.

Effets sur l'environnement

Les sulfates se présentent sous forme de particules microscopiques (aérosols) résultant de la combustion de combustibles fossiles et de la biomasse. Ils augmentent l'acidité de l'atmosphère et forment des pluies acides.

Principaux effets sur le climat

Le premier effet (direct) est de diffuser la lumière, augmentant efficacement l'albédo de la Terre. Cet effet est assez bien compris et conduit à un refroidissement du forçage radiatif négatif d'environ 0,5 W / m2 par rapport aux valeurs préindustrielles,1 compensant partiellement le plus grand (environ 2,4 W / m2) effet de réchauffement des gaz à effet de serre. L'effet est fortement spatialement non uniforme, étant le plus important en aval de grandes zones industrielles.

Le premier effet indirect est également connu sous le nom d'effet Twomey. Les aérosols de sulfate peuvent agir comme des noyaux de condensation dans les nuages, ce qui conduit à un plus grand nombre de petites gouttelettes d'eau. De nombreuses gouttelettes plus petites peuvent diffuser la lumière plus efficacement que quelques gouttelettes plus grosses.

Le deuxième effet indirect est les effets d'entraînement supplémentaires d'avoir plus de noyaux de condensation de nuages. Il est proposé que ces mesures comprennent la suppression de la bruine, l'augmentation de la hauteur des nuages ​​(Pincus et Baker, 1994), pour faciliter la formation de nuages ​​à faible humidité et une durée de vie plus longue des nuages ​​(Albrecht 1989). Le sulfate peut également entraîner des changements dans la distribution de la taille des particules, ce qui peut affecter les propriétés radiatives des nuages ​​d'une manière qui n'est pas entièrement comprise. Les effets chimiques tels que la dissolution des gaz solubles et des substances légèrement solubles, la dépression de la tension superficielle par les substances organiques et les changements de coefficient d'accommodation sont également inclus dans le deuxième effet indirect2.

Les effets indirects ont probablement un effet de refroidissement, peut-être jusqu'à 2 W / m2, bien que l'incertitude soit très grande.

Les sulfates sont donc impliqués dans la gradation globale, qui peut avoir agi pour compenser certains des effets du réchauffement climatique.

Oxoanions de soufre

  • ALORS52− ion persulfate
  • ALORS42− ion sulfate
  • ALORS32− ion sulfite
  • ALORS22− ion hyposulfite
  • S2O82− ion peroxydisulfate

Voir également

  • Sel
  • Sulfonate
  • Acide sulfurique

Remarques

  1. ↑ Figure 3: Forçage radiatif moyen mondial du système climatique pour l'année 2000, par rapport à 1750 Changement climatique 2001: Groupe de travail I: La base scientifique. GIEC.
  2. ↑ Amplification chimique (ou amortissement) de l'effet Twomey: conditions dérivées de la théorie de l'activation des gouttelettes. T.A. Rissman, A. Nenes, J.H. Seinfeld.

Les références

  • Chang, Raymond. Chimie. 9e éd. New York: McGraw-Hill Science / Engineering / Math, 2006. ISBN 0073221031
  • Cotton, F. Albert et Geoffrey Wilkinson. Chimie inorganique avancée. 4e éd. New York: Wiley, 1980. ISBN 0471027758
  • McMurry, J. et R.C. Fay. Chimie. 4e éd. Upper Saddle River, NJ: Prentice Hall, 2004. ISBN 0131402080

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