Blei(IV)-chlorid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Blei(IV)-chlorid
Summenformel	PbCl4
CAS-Nummer	13463-30-4
PubChem	123310
Kurzbeschreibung	gelbe, ölige Flüssigkeit[1]
Eigenschaften
Molare Masse	349,012 g·mol−1
Aggregatzustand	flüssig
Dichte	3,18 g·cm−3 (bei 0 °C)[2]
Schmelzpunkt	-15 °C[1]
Siedepunkt	thermische Zersetzung: 50 °C[1]
Löslichkeit	in Wasser Hydrolyse[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [4]. Gefahr H- und P-Sätze H: 360Df-332-302-373-410 EUH: keine EUH-Sätze P: ? EU-Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [4] Giftig Umwelt- gefährlich (T) (N) R- und S-Sätze R: 61-20/22-33-62-50/53 S: 53-45-60-61
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	329,3 kJ·mol−1 [5]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Blei(IV)-chlorid ist eine chemische Verbindung der Elemente Blei und Chlor. Die Substanz ist bei Raumtemperatur eine unbeständige, gelbe, ölige und an der Luft rauchende Flüssigkeit, die oberhalb von 50 °C zu Blei(II)-chlorid und Chlor zerfällt. Die PbCl₄-Moleküle besitzen – analog zu organischen Verbindungen – eine tetraedrische Struktur.

Gewinnung und Darstellung

Blei(IV)-chlorid lässt sich durch Behandlung von Blei mit Chlorgas oder durch Umsetzung von Blei(IV)-oxid mit konzentrierter Salzsäure herstellen:^[1]

$\mathrm{Pb + 2\,Cl_2 \rightarrow PbCl_4}$

$\mathrm{PbO_2 + 4\,HCl \rightarrow PbCl_4 + 2\,H_2O}$

Eine weitere Möglichkeit der Herstellung ist, umgekehrt zur Zersetzungsreaktion Blei(II)-chlorid mit Chlorgas umzusetzen. Dies gelingt allerdings nur über den Hexachlorokomplex. Daher wird zuerst in eine (eisgekühlte) Suspension von PbCl₂ in konzentrierter Salzsäure Chlorgas eingeleitet und anschließend mit Ammoniumchlorid zitronengelbes Ammoniumhexachloroplumbat (NH₄)₂[PbCl₆] ausgefällt. Durch Eintragen in konzentrierte Schwefelsäure scheidet sich PbCl₄ ab, da dieses in Schwefelsäure unlöslich ist.^[3]

$\mathrm{(NH_4)_2[PbCl_6] \ + \ H_2SO_4 \rightarrow (NH_4)_2SO_4 + H_2PbCl_6}$

$\mathrm{H_2PbCl_6 \rightarrow 2\,HCl + PbCl_4\downarrow}$

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Kristallographische Daten (bei 150 K)^[6]

Kristallstruktur von PbCl4 bei 150 K
Kristallsystem	monoklin
Raumgruppe	$I2/a \,$
Gitterparameter (Elementarzelle)	a = 1054,2 pm b = 535,9 pm c = 1195,8 pm	β = 115,83°
Zahl (Z) der Formeleinheiten	Z = 4

Chemische Eigenschaften

Bei Blei(IV)-chlorid handelt es sich, wie bei allen anderen Blei(IV)-Verbindungen, um ein starkes Oxidationsmittel.^[1]

$\mathrm{Pb^{4+} + 2\,e^- \rightarrow Pb^{2+}; \epsilon _0=+1,70 V}$

In Wasser hydrolysiert das Blei(IV)-chlorid rasch zu Blei(IV)-oxid und Chlorwasserstoff:^[5]

$\mathrm{PbCl_4 + \ 2 \ H_2O \longrightarrow \ PbO_2 \ + 4 \ HCl}$

In Verbindung mit wenig Wasser bildet sich ein Hydrat unbekannter Zusammensetzung; mit wenig kaltem Chlorwasserstoff erhält man eine feste, kristalline Hexachloroblei(IV)-säure H₂[PbCl₆].^[7]

Oberhalb von 100°C erfolgt ein explosionsartiger Zerfall unter Disproportionierung zu Blei(II)-chlorid und Chlor.^[8]

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e} A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, S. 1015–1016.
2. ↑ Jean D'Ans, Ellen Lax, Roger Blachnik: Taschenbuch Für Chemiker und Physiker: Band 3: Elemente, Anorganische Verbindungen und Materialien, Minerale. 4. Auflage, Springer, 1998, ISBN 978-3-540-60035-0, S. 658.
3. ↑ ^{a b} L. Kolditz: Anorganische Chemie, 2. Auflage, Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 1983, S. 406.
4. ↑ ^{a b} Nicht explizit in RL 67/548/EWG, Anh. I gelistet, fällt aber dort mit der angegebenen Kennzeichnung unter den Sammelbegriff „Bleiverbindungen“; Eintrag in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 11. März 2011 (JavaScript erforderlich)
5. ↑ ^{a b} Pradyot Patnaik: Handbook of inorganic chemicals. McGraw-Hill Professional, 2002, ISBN 978-0-07049439-8, S. 480–481.
6. ↑ I. J. Maley, S. Parsons, C. R. Pulham: Lead(IV) chloride at 150 K, in: Acta Crystallographica, 2002, Nr. E 58, S. i79–i81; doi:10.1107/S1600536802015064.
7. ↑ H. T. Vulte: Laboratory Manual of Inorganic Preparations. Read Books, 2007, ISBN 978-140860840-1, S. 40.
8. ↑ Bretherick's Handbook of Reactive Chemical Hazards, edited by P.G. Urben, 6th Edition,Butterworth/Heinemann 1999, ISBN 075063605X