Sulfitos. El H2S03 da lugar a dos clases de sales: neutronas o sulfitos, M'2SO3, y ácidas o bisulfitos, M'HS03. El ion sulfitO, S03=, es piramidal achatado, con el S en el vértice de la pirámide y distancias S-0 de 1,39 A. según se ha demostrado por rayos X en el sulfito sódico. Unas y otras sales desprenden S02 por la acción de ácidos fuertes: 2M'HS03+H2SO4=M2S04+21120+2502;M z S03 + H2SO4 = M2SO4 + 1120 + S02. De estas sales son comunes los sulfitos y bisulfitos alcalinos, solubles en agua. Otros bisulfitos se conocen sólo en medio acuoso. Con excepción de los alcalinos y de amonio, los sulfitos neutrones son insolubles en agua, pero aumentan su solubilidad en presencia de S02. Los sulfitos normales se hidrolizan en medio acuoso: S03- + H2O = S03 H- + OH-,con reacción alcalina. Los de cationes muy ácidos (Cr+++ Al+++, Ga+++, etc.) se hidrolizan fuertemente, dando sulfitos básicos e incluso precipitando eJ hidróxido metálico. Si se calientan, los sulfitos ácidos pasan a pirosulf ¡tos:2M'HS03 = H2O + M2S205,que también se obtienen saturando las disoluciones de sulfitos y bisulfitos con S02. Los pirosulfitos contienen el ion S205= con los dos átomos de azufre unidos directamente, en analogía con el ion ditionato. OO~ S 102- 1 2,18 A 105SO 1,44 A    \\OLos sulfitos son sustancias bastante reactivas. Por su carácter reductor se oxidan fácilmente en solución a sulfatos por numerosos oxidantes (halógenos, Fe+++, etc.). Al aire se oxidan lentamente, reacción que se cataliza por Fe++ y A503. Las soluciones acuosas con exceso de S02 son reducidas por amalgama de cinc a ditionitos: 2NaHS03+H2SO3+Zn=ZnS03+Na2S204+21120,que se emplean como reductores. El ion sulfito puede coordinarse a determinados cationes metálicos pesados, formando verdaderas combinaciones complejas. Si se añade exceso de sal Hg++ a la solución de un sulfito alcalino, desaparecen sus propiedades reductoras, por formación de un compuesto de coordinación de fórmula[H9(SO3)2IM?. Los sulfitos se preparan pasando S02 por las soluciones o suspensiones de hidróxidos o carbonatos metálicos, o bien por disolución del metal correspondiente en ácido sulfuroso. El sulfito sódico se prepara saturando una disolución de Na2CO3 con S02. Se forma primero NaHS03 que después se neutraliza en una cantidad equivalente de Na2CO3:2SO2+NaC03+1120= 2NaHSO3 +C02; 2NaHS03+Na2CO3=2SO3Na2+C02+1120. Si se evapora la solución caliente se obtiene la sal anhidra, pero si se cristaliza a menos de 37° resulta el hidrato Na2SO3, 7H20. Es una sal incolora, soluble en agua, poco soluble en alcohol. Se emplea en fotografía, para eliminar el cloro de los procesos de blanqueo, como antiséptico y conservador de ciertos alimentos. El sulfito potásico se prepara saturando con S02 una solución concentrada de KOH. Forma cristales incoloros de fórmula K2SO32H20, es soluble en agua, insoluble en alcohol y se emplea como agente reductor. Sulfatos. El ácido sulfúrico (v. ÁCIDOS vli) forma dos clases de sales: sulfatos ácidos o hidrógeno-sulfatos, M'HS04, y sulfatos neutros o normales, M'2SO4. Se conocen algunas otras sales más ácidas de metales alcalinos, de fórmula M'H3(S04)2 y M'4H2(S04)3. Los sulfatos contienen el anión tetraédrico S04=. Las distancias S-0, de 1,51 A., más cortas que las del enlace covalente simple azufre-oxígeno (1,71 A.), sugieren para el ion una estructura de resonancia entre A y otras de los tipos B, C, D, etc., que implican un cierto carácter de enlace doble para las uniones azufre-oxígeno. :0::0::0'O :S :•0 :: •0 :•S : : O :: .0 : : •S : : O. • : OO :: O(A)(B)(C).0. :0::S::O::0:S::0:.0. .0•(D) (E)Otra explicación supone la existencia de enlaces n entre el azufre y los oxígenos. En los sulfatos ácidos, un hidrógeno se encuentra unido por enlace covalente a uno de los oxígenos y debe formar enlaces de hidrógeno entre grupos S04 próximos. Los únicos sulfatos ácidos conocidos son los alcalinos, que cristalizan de las soluciones de los sulfatos neutros tratadas con exceso de ácido sulfúrico y que se obtienen además por la acción de este ácido a temperaturas moderadas sobre otras sales:Na2SO4+H2SO4=2NaHS04; NaCl+N2SO4=HCI+NaHS04 Son muy solubles en agua y fácilmente fusibles. Cuando se calientan por encima de su punto de fusión pierden agua convirtiéndose en pirosulfatos, que a mayor temperatura se transforman en sulfatos desprendiendo S03: 2NaHS04=N20+Na2S207; Na2S207=S03+Na2SO4. Los sulfatos son en general sales muy estables, en especial los de metales muy básicos con cationes voluminosos y de baja carga. Los sulfatos alcalinos funden sin descomposición (Li2SO4, 8591C; Na2SO4, 8841C; K2SO4, 1.0740C). Los alcalinotérreos y el del plomo se pueden calentar al rojo sin descomposición (el CaS04 desprende S03 al rojo blanco, y el BaS04 a menos de 1.500° C). Los sulfatos que contienen cationes de mayor carga o máspolarizantes se descomponen a temperaturas más bajas, dando óxidos metálicos (o metales en el caso de sales de metales nobles) y S03. Los sulfatos de metales trivalentes se descomponen a temperaturas relativamente bajas; el Fe2(S04)3 tiene una presión de descomposición de 1 atm. a 721°, y el A12(S04) a 750°, etc. La mayoría de los sulfatos son solubles en agua; su solubilidad aumenta con la temperatura. Los sulfatos de calcio, estroncio, bario y radio son poco solubles o insolubles; la solubilidad disminuye al aumentar el tamaño del catión. El sulfato de plata es poco soluble. La solubilidad de algunos sulfatos como el Na2SO4 anhidro, sulfatos de lantánidos y otros, disminuye al aumentar la temperatura. Algunos sulfatos como el de talio, T12SO4, los alcalinos excepto los de Na y Li, así como los de Bi, Sb, Hg, Ba, Sr, Pb y Ag, cristalizan anhidros. La mayoría de los restantes forman uno o varios hidratos, de modo que el grado de

hidratación depende de la naturaleza del catión. Algunos sulfatos pueden cristalizar formando sales dobles, entre las que destacan los alumbres y las schonitas, de fórmulas M- M(S04)2121-120 y M' M(S04)261-120 respectivamente. En los alumbres M"' puede ser Al+++ Ga+++ In+++ Ti+++ Cr+++ Mn+++ Fe+++ Rh+++, Ir+++ (no Bi+++ TI+++ ni lantánidos); y M' puede ser Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Ag+, Tl+; NH4+, NH30H+, N2Hs+. Seis moléculas de agua hidratan el catión trivalente, mientras otras seis son agua reticular. Forman cristales octaédricos y son isomorfos. En las schonitas, Mpuede ser Mg++, Zn++, Ni++, Co++, Fe++, Cu++, Mn++, V++; y M' puede ser K+ y otros cationes monovalentes. Schonitas típicas son el MgK2(SO4)26H20 y la sal de Mohr Fe(NH4)2(S04)26H20. Alumbres y schonitas sólo existen en estado sólido; sus disoluciones no se diferencian de las obtenidas con las sales simples. Los sulfatos se obtienen: por reacción del ácido sulfúrico con óxidos, hidróxidos o carbonatos, o con sales metálicas de ácidos más volátiles; por doble descomposición entre los sulfatos solubles y una sal del metal correspondiente; por oxidación de los sulfitos, etc. Alumbres y schonitas se obtienen por cristalización de las disoluciones mezcladas de las sales simples respectivas. Entre los sulfatos de mayor interés pueden mencionarse: el K2SO4, que se encuentra en yacimientos naturales y es un importante abono potásico; el (NH4)2SO4, producto artificial de extensísimo empleo como fertilizante nitrogenado; el Na2SO4, subproducto de la industria del CIH y de las aguas de lavado en la extracción del CIK; el CaS04 que, hidratado con 2H20, constituye el yeso natural; etc.

Los sulfuros son combinaciones de compuestos que se encuentran formados por azufre, con un estado de oxidación -2, junto a otro elemento químico o también, junto a un radical. Hay compuestos del azufre, de tipo covalente, que también se consideran sulfuros como es el caso del sulfuro de hidrógeno, siendo éste, uno de los compuestos más importantes de éste tipo.Gran parte de los sulfuros son de carácter tóxico para el ser humano, ya sea a través de la inhalación o ingestión, sobre todo en el caso de que el ion metálico que se combine sea tóxico.Solamente los metales de los grupos 1 y 2, junto al aluminio, son capaces de formar sulfuros de tipo soluble. Estos sulfuros son capaces de hidrolizarse de manera sencilla en el agua, por lo cual se dice que son soluciones de los sulfuros son bastante básicas:S^2- (ac) + H2O (l) ↔ HS^- (ac) + OH^- (ac)También a la vez, el ion hidrogenosulfuro se puede hidrolizar lo suficiente como para otorgar a la solución un olor fuerte característico del sulfuro de hidrógeno:HS^- (ac) + H2O (l) ↔ H2S (g) + OH^- (ac)El sistema formado por el sodio y el azufre, forma la base de una batería de alto rendimiento. La gran mayoría de las baterías tiene los electrodos sólidos y el electrólito es un líquido, pero en estas baterías, los dos electrodos, el de sodio y el de azufre, son líquidos, y se usa el electrolito sólido, el NaAl11O17. Las reacciones en los electrodos son:Na(l) → Na^+ (NaAl11O17) + e^-n S (l) + 2 e^- → S n ^2-(NaAl11O17)Estas baterías son bastante potentes y pueden recargarse de manera sencilla. El potencial de estas para uso industrial es considerable, sobre todo en el uso en vehículos con carga comercial que son impulsados por la electricidad. Pero, sin embargo, el uso de estas baterías cuando las queremos para uso casero, no es muy factible, pues se usan a temperaturas de unos 300ºC. También se debe saber, que las baterías deben mantenerse cerradas y bien selladas, con la finalidad de evitar las posibles reacciones entre el sodio y el azufre con el oxígeno procedente del aire.El resto de los sulfuros, son bastante insolubles. Un considerable número de minerales son menas de sulfuros. Las utilidades de los sulfuros suelen ser específicos. Por ejemplo, el trisulfuro de diantinomio, el cual posee un color negro intenso, se utilizó como uno de los primeros cosméticos, como maquillaje para ojos.En la actualidad, el sulfuro de sodio es el sulfuro que posee una mayor demanda, pues cada año se producen unas 10^6 toneladas, a través de la reducción de sulfato de sodio con coque a altas temperaturas:Na2SO4 (s) + 2 C (s) → Na2S (l) + 2 CO2 (g)En el caso del sulfuro de sodio, su uso más común, es la aplicación para eliminar el pelo de las pieles animales durante el curtido de las pieles, o el cuero. Otro uso es la para la

separación de las menas a través de flotación, en la fabricación de ciertos colorantes con contenido en azufre, y dentro de la industria química, se usan en la precipitación de iones metálicos tóxicos, sobre todo plomo.Otros sulfuros que tienen uso comercial son por ejemplo, el disulfuro de selenio ( SeS2), que se encuentra presente en la mayoría de los champús contra la caspa, o el sulfuro de molibdeno (MoS2), que es uno de los mejores lubricantes para superficies metálicas. Los sulfuros de metales, suelen ser sólidos, densos y más bien opacos, siendo precisamente dicha propiedad la que convierte a sulfuros, como el de cadmio (de color amarillento), en un buen pigmento, usado sobre todo en las pinturas al óleo.

Introducción alos equilibrios ionicosmanuel Aguilar san juan segunda edición pag 224-225