Titanylsulfat

Kristallstruktur
	Keine Zeichnung vorhanden
Allgemeines
Name	Titanylsulfat
Andere Namen	Titanoxidsulfat; Titanoxysulfat; Titan(IV)-oxidsulfat;
Verhältnisformel	TiO(SO4)
Kurzbeschreibung	weißer geruchloser Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
EG-Nummer	237-523-0
ECHA-InfoCard	100.034.098
PubChem	10866624
Wikidata	Q1319162
Eigenschaften
Molare Masse	159,93 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,05 g·cm−3[1]; 2,71 g·cm−3 (Monohydrat)[2];
Schmelzpunkt	500 °C (Zersetzung)[2]
Löslichkeit	praktisch unlöslich in Wasser[1]; gut löslich in Wasser (Dihydrat)[3];
Brechungsindex	1,8[2]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Gefahr
H- und P-Sätze	H: 290‐314
	P: 260‐280‐303+361+353‐304+340+310‐305+351+338 [1]
	Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Titanylsulfat ist eine chemische Verbindung des Titans aus der Gruppe der Sulfate.

Gewinnung und Darstellung

Titanylsulfat Monohydrat kann durch Reaktion von Titan(IV)-oxid mit konzentrierter Schwefelsäure gewonnen werden.[4]

\mathrm {TiO_{2}+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow Ti(SO_{4})_{2}+2\ H_{2}O}

\mathrm {Ti(SO_{4})_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow TiOSO_{4}\cdot H_{2}O+H_{2}SO_{4}}

Das Monohydrat erhält man bei der Einwirkung von Schwefelsäuresalzen von Titan(IV)-Verbindungen wie Titan(IV)-sulfat Ti(SO₄)₂ mit Wasser.[5]

Die wasserfreie Form erhält man bei der Reaktion von Titan(IV)-chlorid mit konzentrierter Schwefelsäure, wobei die so erhaltene noch stark HCl-haltige Lösung im Vakuum von HCl befreit und getrocknet werden muss, da beim Eindampfen noch HCl-haltiger Lösungen gelbliche gelatinöse bzw. harzartige Massen ausfallen.[3]

\mathrm {TiCl_{4}+H_{2}SO_{4}+H_{2}O\longrightarrow TiOSO_{4}+4\ HCl}

Bei Reaktion von Titan(IV)-oxid oder seinen Hydraten bildet sich mit konzentrierter Schwefelsäure ebenfalls Titanylsulfat. Bei Verwendung von 70 % Schwefelsäure bildet sich das leicht in Wasser lösliche Dihydrat.[3]

Eigenschaften

Titanylsulfat ist ein feuchtigkeitsempfindlicher weißer geruchloser Feststoff, der löslich in Wasser ist.[1] Im Titanylsulfat liegen endlose Ti-O-Ti-O-Zickzack-Ketten vor bei denen durch das Sulfat und (beim Hydrat) durch Wassermoleküle die Struktur vervollständigt wird.[4] Titanylsulfat hat eine orthorhombische Kristallstruktur mit der Raumgruppe P2₁2₁2₁ (Raumgruppen-Nr. 19)Vorlage:Raumgruppe/19. Das Monohydrat hat ebenfalls eine orthorhombische Kristallstruktur jedoch mit der Raumgruppe Pmn2₁ (Nr. 31)Vorlage:Raumgruppe/31 und wandelt sich bei 350 °C in die wasserfreie Form um. Diese zersetzt sich bei 500 °C.[2]

Verwendung

Titanylsulfat wird als Nachweisreagenz für Wasserstoffperoxid und Titan verwendet, da sich bei dessen Anwesenheit das intensiv orangegelb gefärbte Peroxotitanyl-Ion (TiO₂)²⁺ bildet. Dieser Nachweis ist sehr empfindlich und es lassen sich schon Spuren von Wasserstoffperoxid nachweisen.[6] Es entsteht auch als Zwischenprodukt beim Sulfatverfahren zur Herstellung von Titandioxid.

Einzelnachweise

Eintrag zu Titanylsulfat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 10. Januar 2017. (JavaScript erforderlich)
Jean D'Ans, Ellen Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker. Springer, 1997, ISBN 3-540-60035-3, S. 770 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 1375.
Hans Peter Latscha, Martin Mutz: Chemie Der Elemente: Chemie. Springer, 2011, ISBN 3-642-16914-7, S. 215 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
Egon Wiberg, A. F. Holleman, Nils Wiberg: Inorganic Chemistry. Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5, S. 1331 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
uni-regensburg: Wasserstoffperoxid

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[GESTIS-1] Eintrag zu Titanylsulfat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 10. Januar 2017. (JavaScript erforderlich)

[Jean_D'Ans,_Ellen_Lax-2] Jean D'Ans, Ellen Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker. Springer, 1997, ISBN 3-540-60035-3, S. 770 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).

[brauer-3] Georg Brauer (Hrsg.), unter Mitarbeit von Marianne Baudler u. a.: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. 3., umgearbeitete Auflage. Band II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 1375.

[Hans_Peter_Latscha,Martin_Mutz-4] Hans Peter Latscha, Martin Mutz: Chemie Der Elemente: Chemie. Springer, 2011, ISBN 3-642-16914-7, S. 215 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).

[Egon_Wiberg,_A._F._Holleman,_Nils_Wiberg-5] Egon Wiberg, A. F. Holleman, Nils Wiberg: Inorganic Chemistry. Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5, S. 1331 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).

[6] uni-regensburg: Wasserstoffperoxid