Titan(III)-chlorid
| Kristallstruktur | ||||||||||
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| __ Ti3+ __ Cl- | ||||||||||
| Allgemeines | ||||||||||
| Name | Titan(III)-chlorid | |||||||||
| Andere Namen |
Titantrichlorid | |||||||||
| Verhältnisformel | TiCl3 | |||||||||
| Kurzbeschreibung |
selbstentzündliche, violette Kristalle[1] | |||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||
| Molare Masse | 154,26 g·mol−1 | |||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||
| Dichte |
2,64 g·cm−3[1] | |||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||||
| Löslichkeit |
zersetzt sich in Wasser mit heftiger Reaktion[1] | |||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||
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| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||
Titan(III)-chlorid ist eine sauerstoffempfindliche chemische Verbindung aus der Gruppe der Chloride.
Gewinnung und Darstellung
Titan(III)-chlorid entsteht bei der Reduktion von Titan(IV)-chlorid und bei der Reaktion von Titan mit heißer Salzsäure.
Zur Darstellung von α-Titantrichlorid wird Titantetrachlorid-Dampf gemeinsam mit viel Wasserstoff in ein auf 500 °C erhitzes Rohr geleitet, wobei sich dieses als violettes Pulver bildet.
In inerten, organischen Medien bildet Titantetrachlorid mit Aluminiumalkylen braunes, kristallines β-Titantrichlorid.
Eigenschaften
Titan(III)-chlorid kommt in vier verschiedenen Kristallstrukturen vor.
α-Titantrichlorid liegt in Bismuttriiodid-Schichtstruktur vor. Bei Temperaturen über 475 °C disproportioniert es sich in Titantetrachlorid und Titandichlorid.
β-Titantrichlorid liegt in Zirconiumtriiodid-Struktur vor. Ohne Lösemittel wandelt es sich bei über 250–300 °C, in inerten Lösemitteln bei 40–80 °C in α-Titantrichlorid um.
Wie alle Titantrihalogenide außer Titantrifluorid weist Titantrichlorid aufgrund der antiferromagnetischen Titan-Titan-Wechselwirkungen nur einen geringen Paramagnetismus auf. Die Néel-Temperatur liegt bei 180 °C.
Mit Wasser bilden sich unter Sauerstoffausschluss unbeständige Hydrate, das grüne Tetrahydrat ([Ti(H2O)4Cl2]Cl) bzw. das violette Hexahydrat ([Ti(H2O)6]Cl3).
Die Standardbildungsenthalpie beträgt −721 kJ/mol, die Gibbs-Energie beträgt −654 kJ/mol, die Standardentropie 140 J/(mol·K) und die Wärmekapazität 97 J/(mol·K).[3]
Verwendung
Titan(III)-chlorid wird als vielseitiges Reduktionsmittel, Ziegler-Natta-Katalysator und als Zusatzstoff in Bleichmitteln für Textilien verwendet.
In der Titanometrie werden Titantrichlorid-Lösungen als kräftige Reduktionsmittel zur Bestimmung von Eisen(III)-Ionen, Chromaten, Chloraten und Perchloraten verwendet.
In Prüfröhrchen wird Titantrichlorid zum Nachweis von Sauerstoff verwendet.
Sicherheitshinweise
Titan(III)-chlorid ist selbstentzündlich und wirkt ätzend. Es reagiert heftig mit Oxidationsmitteln und bei Kontakt mit Wasser.
Einzelnachweise
- ↑ a b c d e Eintrag zu CAS-Nr. 7705-07-9 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
- ↑ a b Datenblatt Titanium(III) chloride bei Sigma-Aldrich (PDF).
- ↑ G.H. Aylward, T.J.V. Findlay: Datensammlung Chemie in SI-Einheiten. 3. Auflage. Wiley-VCH, 1999, ISBN 3-527-29468-6.
Literatur
- A.F. Holleman, E. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin/New York 1995. ISBN 3-11-012641-9.
- Autorenkollektiv: Anorganikum. 5. Auflage. VEB Deutscher Verlag der Wissenschaften Berlin 1973.
- Thieme Chemistry (Hrsg.): RÖMPP Online – Version 3.1. Georg Thieme Verlag KG, Stuttgart 2008.