SULFATES NATURELS

Les sulfates sont les sels de l'acide sulfurique (cf. acidesulfurique). Dans la nature, le groupe des sulfates compte de nombreuses espèces minéralogiques (plus de 200), parmi lesquelles un peu plus d'une vingtaine – dont le tableau donne les principales caractéristiques – ont une réelle importance géologique ou économique. Des considérations d'ordre physique et surtout cristallochimique ont conduit à réunir le groupe des sulfates et les groupes des chromates, molybdates et tungstates dans une classe minéralogique unique (cf. minéralogie, chap. 4). Dans ces minéraux, les anions forment des tétraèdres plus ou moins réguliers ; l'un des plans de symétrie des tétraèdres SO₄^-- (contenant le soufre et deux des oxygènes) peut également contenir le cation, ce qui confère à la plupart des sulfates anhydres une symétrie orthorhombique ; la symétrie devient généralement monoclinique dans les sulfates contenant des molécules d'eau.

Les sulfates naturels se forment dans des conditions variées : par condensation de fumerolles volcaniques, ils participent à la genèse des sublimés ; par altération des minerais sulfurés, ils apparaissent dans la zone d'oxydation des gîtes métallifères ; par précipitation directe, ils constituent une bonne part des gangues hydrothermales et des séries sédimentaires à «  évaporites ».

Sulfates d'altération

Les sulfates d'altération proviennent surtout de l'oxydation des sulfures dans la frange supérieure de l'écorce terrestre. Lorsque l'érosion est assez faible pour que la zone d'oxydation se développe, tout dépôt métallifère exposé en surface est oxydé en un « chapeau de fer » où dominent des oxydes, des carbonates et des sulfates les moins solubles. C'est ainsi que la pyrite (FeS₂) donne d'abord du sulfate ferreux FeSO₄, puis du sulfate ferrique Fe₂(SO₄)₃, instable dans les conditions habituelles où il se transforme en hydroxyde ferrique. En milieu sec, des solutions acides permettent le dépôt de sulfates de fer hydratés : plus de soixante-dix espèces d'identification délicate ont été décrites, la plus fréquente étant la jarosite (K,Na)Fe₃(SO₄)₂(OH)₆. Le sulfate ferrique et l'acide sulfurique jouent le rôle d'oxydant sur les autres sulfures et engendrent divers sulfates dont le comportement est régi par leurs solubilités respectives. Le moins soluble est l'anglésite PbSO₄, qui se retrouvera dans toute l'épaisseur du « chapeau de fer ». Les plus solubles, comme le sulfate de zinc, percolent vers le bas et entrent dans des réactions nouvelles au voisinage de la zone de cémentation en fournissant du gypse (cf. infra) ainsi que des carbonates du métal correspondant (smithsonite dans le cas du zinc).

En climat aride, par contre, les solutions sont évaporées en surface et déposent de multiples espèces de sulfates plus ou moins hydratés comme, par exemple, la chalcanthite CuSO₄ . 5H₂O.