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‎Sulfatos de uso cotidiano

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'''Sulfato'''. Los sulfatos son las sales o los ésteres del ácido sulfúrico.
Es la [[sal]] que se obtiene a partir del [[Ácido sulfúrico]] y un radical mineral u orgánico. Contienen como unidad común un átomo de azufre en el centro de un tetraedro formado por cuatro átomos de oxígeno. [[Minerales]] naturales que, junto con los cromatos, molibdatos y volframatos, forman la clase VI de la clasificación mineral. Están constituidos por cationes hexavalentes con el oxígeno en coordinación cuaternaria.

== Sulfatos inorgánicos ==

Son las sales del ácido sulfúrico. En la naturaleza se encuentran en forma de yeso, o aljez, (sulfato de calcio dihidratado CaSO4 • 2 H2O), baritina (sulfato de bario) o sulfato de sodio (Na2SO4).
Por oxidación se forma de los sulfuros de muchos elementos cuando estos entren en contacto con el oxígeno del aire.

=== Síntesis ===

La mayor parte de los sulfatos se genera a partir de una base y del ácido sulfúrico o por reacción del ácido sulfúrico con el metal esto puede generar trasplantes en el átomo de oxigeno.

=== Aplicaciones ===

Las aplicaciones de los sulfatos suelen variar enormemente según el metal al que están unidos. Así el sulfato sódico, por ejemplo, se utiliza en la fabricación del vidrio, como aditivo en los detergentes, etc.; el sulfato de cobre se aprovecha en la fabricación de la viscosa según un determinado proceso.

[[Yeso]] y barita se utilizan en la construcción y como aditivos en la fabricación de papel y cartulina. El sulfato de bario también se utiliza en medicina para realizar radiografías de contraste.

Los sulfatos son parte esencial de unas sales dobles como los alumbres de fórmula general AB(SO4)2 • 12 H2O, siendo A y B cationes con carga +1 y +3 respectivamente. La más conocida es la alumbre de sodio formada con sodio y aluminio.

=== Analítica ===

Los sulfatos solubles precipitan en presencia de cloruro de bario incluso de solución ácida en forma de sulfato de bario (BaSO4) como sólido blanco. Si al mismo tiempo hay permanganato presente este puede ser incluido en el precipitado dándole un color ligeramente rosáceo.

Con sodio metálico es reducido al sulfuro (Cuidado: reacción muy violenta) y puede ser determinado como tal.

== Sulfatos orgánicos ==

Los sulfatos orgánicos son ésteres del ácido sulfúrico con la fórmula genérica R–O–SO2–O–R'. Se pueden formar directamente del alcohol correspondiente y del ácido sulfúrico o del trióxido de azufre o a partir del alcohol y el cloruro de sulfurilo (Cl2SO2) en presencia de una base.

Se trata de sustancias probablemente cancerígenas.

El sulfato orgánico más conocido es el sulfato de dimetilo (CH3)2SO4 que se utiliza en algunas reacciones de metilación

== Sulfatos de uso cotidiano ==

Entre los sulfatos de uso cotidiano podemos destacar los siguientes:

''Sulfato de sodio''. Su forma Na2SO4•10H2O (sal de Glaurbert) se utiliza en la fabricación de vidrio. Si se calienta a 32 ºC, es decir, a temperatura ambiente un poco alta, se disuelve en las aguas de cristalización. El proceso absorbe una gran cantidad de calor debido a su elevado calor latente de fusión. Esto permite utilizarlo como una forma de almacenar el calor generado por el sol. El calor diurno se puede utilizar para disolver el sulfato que cuando recristaliza por la noche libera ese calor. La forma anhidra se utiliza como desecante.

''Sulfato de magnesio''. Se utiliza como laxante. Previene la absorción de agua en el cuerpo. Al haber más agua de lo normal en los intestinos se produce esa acción laxante. En su forma deshidratada es un poderoso desecante

''Sulfato cálcico'' CaSO4•2H2O. Conocido vulgarmente como yeso. Las famosas rosas del desierto son cristales de sulfato de calcio cristalizado. Por calentamiento a 150 ºC pierde parte del agua de cristalización convirtiéndose en el hemihidrato, CaSO4•1/2 H2O, que es el constituyente del material de construcción (al recuperar las moléculas de agua se endurece en el fenómeno denominado fraguado). Una de las formas del yeso es el alabastro que es relativamente blando lo que lo convierte en un excelente material para hacer esculturas.

''Sulfato de cobre''. El sulfato de cobre cristaliza en unos cristales de un color azul intenso. Se puede obtener haciendo reaccionar ácido sulfúrico con carbonato de cobre:
H2SO4 (ac) + CuCO3 (s) → CuSO4 (ac) + CO2 (g) + H2O

Se utiliza ampliamente como fungicida. Se utilizaba antiguamente para prevenir la putrefacción de las semillas antes de que pudieran ser utilizadas. Previene la formación de verdina en las piscinas. La forma deshidratada (de color blanco) se utiliza como agente desecante.

== Otras oxosales ==

''Los tiosulfatos''. El anión tiosulfato S2O3-2 recuerda al sulfato, excepto que un oxígeno se ha sustituido por un S (tio significa azufre). Los dos átomos de S están en entornos químicos diferentes, uno es central y el otro terminal. El más utilizado de todos los tiosulfatos es el tiosulfato sódico: Na2SO3 (ac) + S (s) → Na2S2O3 (ac)

''Los peroxodisulfatos''. El anión sulfato puede ser oxidado electrolíticamente al anión peroxodisulfato. Las condiciones deben ser controladas con cuidado para evitar la oxidación competitiva de agua a dioxígeno: 2 HSO4- → S2O82- + 2H+(ac) + 2e-

Los enlaces S-O terminales son equivalentes con un marcado carácter de doble enlace; d(S-Oterminal) = 1.50Å La característica más importante del peroxodisulfato es su poder como agente oxidante: S2O82- + 2e- → 2 SO4- Eo = 2.01 V

El anión peroxodisulfato es un agente oxidante enérgico y valioso. Es capaz de oxidar al ión manganeso a permanganato y al ión cromito a dicromato.

== Véase también ==

*[[Ácido sulfúrico]]
*[[Ácidos]]

== Fuentes ==

*[http://www.textoscientificos.com/quimica/ inorganica/azufre/sulfatos]

*[http://es.wikipedia.org/wiki/ Sulfato]

*[http://quimicalibre.com/acidos-y-bases/ Química libre]

[[Category:Bioquímica]]

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 Entre los sulfatos de uso cotidiano podemos destacar los siguientes:
-''Sulfato de sodio''. Su forma Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O (sal de Glaurbert) se utiliza en la fabricación de vidrio. Si se calienta a 32 ºC, es decir, a temperatura ambiente un poco alta, se disuelve en las aguas de cristalización. El proceso absorbe una gran cantidad de calor debido a su elevado calor latente de fusión. Esto permite utilizarlo como una forma de almacenar el calor generado por el sol. El calor diurno se puede utilizar para disolver el sulfato que cuando recristaliza por la noche libera ese calor. La forma anhidra se utiliza como desecante.
+''Sulfato de sodio''. Su forma Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O (sal de Glaurbert) se utiliza en la [[Fabricación de Vidrio|fabricación de vidrio]]. Si se calienta a 32 ºC, es decir, a temperatura ambiente un poco alta, se disuelve en las aguas de cristalización. El proceso absorbe una gran cantidad de calor debido a su elevado calor latente de fusión. Esto permite utilizarlo como una forma de almacenar el calor generado por el sol. El calor diurno se puede utilizar para disolver el sulfato que cuando recristaliza por la noche libera ese calor. La forma anhidra se utiliza como desecante.
 ''Sulfato de magnesio''. Se utiliza como laxante. Previene la absorción de agua en el cuerpo. Al haber más agua de lo normal en los intestinos se produce esa acción laxante. En su forma deshidratada es un poderoso desecante

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 == Fuentes ==
-*[http://www.textoscientificos.com/quimica/ inorganica/azufre/sulfatos textoscientificos.com]
+*[http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/azufre/sulfatos textoscientificos.com]
 *[http://es.wikipedia.org/wiki/ Sulfato]

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 '''Sulfato'''. Los sulfatos son las sales o los ésteres del ácido sulfúrico.
 Es la [[sal]] que se obtiene a partir del [[Ácido sulfúrico]] y un radical mineral u orgánico. Contienen como unidad común un átomo de azufre en el centro de un tetraedro formado por cuatro átomos de oxígeno. [[Minerales]] naturales que, junto con los cromatos, molibdatos y volframatos, forman la clase VI de la clasificación mineral. Están constituidos por cationes hexavalentes con el oxígeno en coordinación cuaternaria.
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 == Sulfatos inorgánicos ==
-Son las sales del ácido sulfúrico. En la naturaleza se encuentran en forma de yeso, o aljez, (sulfato de calcio dihidratado CaSO4 • 2 H2O), baritina (sulfato de bario) o sulfato de sodio (Na2SO4).
+Son las sales del ácido sulfúrico. En la naturaleza se encuentran en forma de yeso, o aljez, (sulfato de calcio dihidratado CaSO<sub>4</sub> • 2 H<sub>2</sub>O), baritina (sulfato de bario) o sulfato de sodio (Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>).
 Por oxidación se forma de los sulfuros de muchos elementos cuando estos entren en contacto con el oxígeno del aire.
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 [[Yeso]] y barita se utilizan en la construcción y como aditivos en la fabricación de papel y cartulina. El sulfato de bario también se utiliza en medicina para realizar radiografías de contraste.
-Los sulfatos son parte esencial de unas sales dobles como los alumbres de fórmula general AB(SO4)2 • 12 H2O, siendo A y B cationes con carga +1 y +3 respectivamente. La más conocida es la alumbre de sodio formada con sodio y aluminio.
+Los sulfatos son parte esencial de unas sales dobles como los alumbres de fórmula general AB(SO<sub>4</sub>)2 • 12 H<sub>2</sub>O, siendo A y B cationes con carga +1 y +3 respectivamente. La más conocida es la alumbre de sodio formada con sodio y aluminio.
 === Analítica ===
-Los sulfatos solubles precipitan en presencia de cloruro de bario incluso de solución ácida en forma de sulfato de bario (BaSO4) como sólido blanco. Si al mismo tiempo hay permanganato presente este puede ser incluido en el precipitado dándole un color ligeramente rosáceo.
+Los sulfatos solubles precipitan en presencia de cloruro de bario incluso de solución ácida en forma de sulfato de bario (BaSO<sub>4</sub>) como sólido blanco. Si al mismo tiempo hay permanganato presente este puede ser incluido en el precipitado dándole un color ligeramente rosáceo.
 Con sodio metálico es reducido al sulfuro (Cuidado: reacción muy violenta) y puede ser determinado como tal.
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 == Sulfatos orgánicos ==
-Los sulfatos orgánicos son ésteres del ácido sulfúrico con la fórmula genérica R–O–SO2–O–R'. Se pueden formar directamente del alcohol correspondiente y del ácido sulfúrico o del trióxido de azufre o a partir del alcohol y el cloruro de sulfurilo (Cl2SO2) en presencia de una base.
+Los sulfatos orgánicos son ésteres del ácido sulfúrico con la fórmula genérica R–O–SO<sub>2</sub>–O–R'. Se pueden formar directamente del alcohol correspondiente y del ácido sulfúrico o del trióxido de azufre o a partir del alcohol y el cloruro de sulfurilo (Cl<sub>2</sub>SO<sub>2</sub>) en presencia de una base.
 Se trata de sustancias probablemente cancerígenas.
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 Entre los sulfatos de uso cotidiano podemos destacar los siguientes:
-''Sulfato de sodio''. Su forma Na2SO4•10H2O (sal de Glaurbert) se utiliza en la fabricación de vidrio. Si se calienta a 32 ºC, es decir, a temperatura ambiente un poco alta, se disuelve en las aguas de cristalización. El proceso absorbe una gran cantidad de calor debido a su elevado calor latente de fusión. Esto permite utilizarlo como una forma de almacenar el calor generado por el sol. El calor diurno se puede utilizar para disolver el sulfato que cuando recristaliza por la noche libera ese calor. La forma anhidra se utiliza como desecante.
+''Sulfato de sodio''. Su forma Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O (sal de Glaurbert) se utiliza en la fabricación de vidrio. Si se calienta a 32 ºC, es decir, a temperatura ambiente un poco alta, se disuelve en las aguas de cristalización. El proceso absorbe una gran cantidad de calor debido a su elevado calor latente de fusión. Esto permite utilizarlo como una forma de almacenar el calor generado por el sol. El calor diurno se puede utilizar para disolver el sulfato que cuando recristaliza por la noche libera ese calor. La forma anhidra se utiliza como desecante.
 ''Sulfato de magnesio''. Se utiliza como laxante. Previene la absorción de agua en el cuerpo. Al haber más agua de lo normal en los intestinos se produce esa acción laxante. En su forma deshidratada es un poderoso desecante
-''Sulfato cálcico'' CaSO4•2H2O. Conocido vulgarmente como yeso. Las famosas rosas del desierto son cristales de sulfato de calcio cristalizado. Por calentamiento a 150 ºC pierde parte del agua de cristalización convirtiéndose en el hemihidrato, CaSO4•1/2 H2O, que es el constituyente del material de construcción (al recuperar las moléculas de agua se endurece en el fenómeno denominado fraguado). Una de las formas del yeso es el alabastro que es relativamente blando lo que lo convierte en un excelente material para hacer esculturas.
+''Sulfato cálcico'' CaSO4•2H2O. Conocido vulgarmente como yeso. Las famosas rosas del desierto son cristales de sulfato de calcio cristalizado. Por calentamiento a 150 ºC pierde parte del agua de cristalización convirtiéndose en el hemihidrato, CaSO<sub>4</sub>•1/2 H<sub>2</sub>O, que es el constituyente del material de construcción (al recuperar las moléculas de agua se endurece en el fenómeno denominado fraguado). Una de las formas del yeso es el alabastro que es relativamente blando lo que lo convierte en un excelente material para hacer esculturas.
 ''Sulfato de cobre''. El sulfato de cobre cristaliza en unos cristales de un color azul intenso. Se puede obtener haciendo reaccionar ácido sulfúrico con carbonato de cobre:
-H2SO4 (ac) + CuCO3 (s) → CuSO4 (ac) + CO2 (g) + H2O
+H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> (ac) + CuCO<sub>3</sub> (s) → CuSO<sub>4</sub> (ac) + CO<sub>2</sub> (g) + H<sub>2</sub>O
 Se utiliza ampliamente como fungicida. Se utilizaba antiguamente para prevenir la putrefacción de las semillas antes de que pudieran ser utilizadas. Previene la formación de verdina en las piscinas. La forma deshidratada (de color blanco) se utiliza como agente desecante.
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 == Otras oxosales ==
-''Los tiosulfatos''. El anión tiosulfato S2O3-2 recuerda al sulfato, excepto que un oxígeno se ha sustituido por un S (tio significa azufre). Los dos átomos de S están en entornos químicos diferentes, uno es central y el otro terminal. El más utilizado de todos los tiosulfatos es el tiosulfato sódico: Na2SO3 (ac) + S (s) → Na2S2O3 (ac)
+''Los tiosulfatos''. El anión tiosulfato S2O3-2 recuerda al sulfato, excepto que un oxígeno se ha sustituido por un S (tio significa azufre). Los dos átomos de S están en entornos químicos diferentes, uno es central y el otro terminal. El más utilizado de todos los tiosulfatos es el tiosulfato sódico: Na<sub>2</sub>SO<sub>3</sub>(ac) + S (s) → Na<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(ac)
 ''Los peroxodisulfatos''. El anión sulfato puede ser oxidado electrolíticamente al anión peroxodisulfato. Las condiciones deben ser controladas con cuidado para evitar la oxidación competitiva de agua a dioxígeno: 2 HSO4- → S2O82- + 2H+(ac) + 2e-
-Los enlaces S-O terminales son equivalentes con un marcado carácter de doble enlace; d(S-Oterminal) = 1.50Å La característica más importante del peroxodisulfato es su poder como agente oxidante: S2O82- + 2e- → 2 SO4- Eo = 2.01 V
+Los enlaces S-O terminales son equivalentes con un marcado carácter de doble enlace; d(S-Oterminal) = 1.50Å La característica más importante del peroxodisulfato es su poder como agente oxidante: S<sub>2</sub>O<sub>8</sub>2- + 2e- → 2 SO<sub>4</sub>- Eo = 2.01 V
 El anión peroxodisulfato es un agente oxidante enérgico y valioso. Es capaz de oxidar al ión manganeso a permanganato y al ión cromito a dicromato.
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 == Fuentes ==
-*[http://www.textoscientificos.com/quimica/ inorganica/azufre/sulfatos]
+*[http://www.textoscientificos.com/quimica/ inorganica/azufre/sulfatos textoscientificos.com]
 *[http://es.wikipedia.org/wiki/ Sulfato]