Sulfate sind Salze oder Ester der Schwefelsäure. Die Salze enthalten das Sulfat-Anion [SO₄]²⁻ bzw. das Hydrogensulfat-Anion [HSO₄]⁻. Die Ester der Schwefelsäure haben die allgemeine Formel R–O–SO₂–O–R', dabei sind R und/oder R' organische Reste.

Nomenklatur

Eigenschaften

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 pK_S-Wert des Hydrogensulfat-Ions liegt bei 1,89.

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

	Gleichgewichtsreaktionen	Gleichgewichtskonstante bei 25 °C
(1)	${\displaystyle \mathrm {H_{2}SO_{4}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ HSO_{4}^{-}+H_{3}O^{+}} }$	${\displaystyle K_{a1}=\mathrm {\frac {[HSO_{4}^{-}][H_{3}O^{+}]}{[H_{2}SO_{4}]}} \simeq 1\times 10^{3}}$
(2)	${\displaystyle \mathrm {HSO_{4}^{-}+H_{2}O\ \rightleftharpoons \ SO_{4}^{2-}+H_{3}O^{+}} }$	${\displaystyle K_{a2}=\mathrm {\frac {[SO_{4}^{2-}][H_{3}O^{+}]}{[HSO_{4}^{-}]}} \simeq 1{,}3\times 10^{-2}}$

Vorkommen

Viele Metallsulfate kommen in der Natur in Form von Mineralen vor. Das mit Abstand häufigste ist Calciumsulfat (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. 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).

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 in Deutschland nach Nr. 17 der Anlage 3 (zu § 7 und § 14 Absatz 3) der Trinkwasserverordnung ein Grenzwert von 250 mg/l.

• Anhydrit
• Gips
• Brochantit
• Glauberit
• Arcanit
• Coelestin
• Baryt
• Anglesit

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:

${\displaystyle \mathrm {SO_{4}^{2-}+Ba^{2+}\longrightarrow BaSO_{4}\downarrow } }$

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

1. ↑ Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie: Radium, System Nummer 31. Achte Auflage, Verlag Chemie GmbH, Berlin 1927, S. 61–62.
2. ↑ Gerhard Richter-Bernburg: Zechstein-Anhydrite – Fazies und Genese. In: Geologisches Jahrbuch. Reihe A. Heft 85, ISSN 0341-6399, Bundesanstalt für Geowissenschaften und Rohstoffe, Hannover 1985.
3. ↑ 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.