Titan(III)-chlorid

Kristallstruktur
_ Ti3+ 0 _ Cl−
Allgemeines
Name	Titan(III)-chlorid
Andere Namen	Titantrichlorid
Verhältnisformel	TiCl3
Kurzbeschreibung	selbstentzündliche, violette Kristalle[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7705-07-9 EG-Nummer 231-728-9 ECHA-InfoCard 100.028.845 PubChem 62646 Wikidata Q417420
Eigenschaften
Molare Masse	154,26 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	2,6 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt	440 °C (Zersetzung)[1]
Löslichkeit	zersetzt sich in Wasser mit heftiger Reaktion[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[1] Gefahr H- und P-Sätze H: 250​‐​290​‐​314 P: 222​‐​280​‐​301+330+331​‐​303+361+353​‐​305+351+338​‐​422[1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. 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.

Titan(III)-chlorid entsteht bei der Reduktion von Titan(IV)-chlorid zum Beispiel mit Titan oder Antimon und bei der Reaktion von Titan mit heißer Salzsäure.^[2]

${\displaystyle \mathrm {3\ TiCl_{4}+Ti\longrightarrow 4\ TiCl_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {3\ TiCl_{4}+Sb\longrightarrow 3\ TiCl_{3}+SbCl_{3}} }$

Zur Darstellung von α-Titantrichlorid wird Titantetrachlorid-Dampf gemeinsam mit viel Wasserstoff in ein auf 500 °C erhitztes Rohr geleitet, wobei sich dieses als violettes Pulver bildet.

In inerten, organischen Medien bildet Titantetrachlorid mit Aluminiumalkylen braunes, kristallines β-Titantrichlorid.

Titan(III)-chlorid kommt in vier verschiedenen Kristallstrukturen vor.

α-Titantrichlorid liegt in Bismuttriiodid-Schichtstruktur vor. Bei Temperaturen über 475 °C disproportioniert es 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 ${\displaystyle \Delta _{f}H_{s}^{0}}$ beträgt −721 kJ/mol, die Gibbs-Energie ${\displaystyle \Delta _{f}G_{s}^{0}}$ beträgt −654 kJ/mol, die Standardentropie ${\displaystyle S_{s}^{0}}$ 140 J/(mol·K) und die Wärmekapazität ${\displaystyle C_{p,s}^{0}}$ 97 J/(mol·K).^[3]

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.

Titan(III)-chlorid ist selbstentzündlich und wirkt ätzend. Es reagiert heftig mit Oxidationsmitteln und bei Kontakt mit Wasser.

• A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9.
• Autorenkollektiv: Anorganikum. 5. Auflage. VEB Deutscher Verlag der Wissenschaften Berlin 1973.
• Eintrag zu Titanchloride. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 29. September 2014.

1. ↑ ^{a b c d e f} Eintrag zu Titan(III)-chlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 2. Januar 2024. (JavaScript erforderlich)
2. ↑ 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. 1341.
3. ↑ G.H. Aylward, T.J.V. Findlay: Datensammlung Chemie in SI-Einheiten. 3. Auflage. Wiley-VCH, 1999, ISBN 3-527-29468-6.