Blei(II)-sulfat
| Strukturformel | |||||||||
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| Allgemeines | |||||||||
| Name | Blei(II)-sulfat | ||||||||
| Andere Namen |
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| Summenformel | PbSO4 | ||||||||
| Kurzbeschreibung |
weißer kristalliner Feststoff[1] | ||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||
| Molare Masse | 303,26 g·mol−1 | ||||||||
| Aggregatzustand |
fest | ||||||||
| Dichte |
6,2 g·cm−3 [1] | ||||||||
| Schmelzpunkt | |||||||||
| Löslichkeit |
sehr schlecht in Wasser (0,0445 g·l−1)[2] | ||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||
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| Zulassungsverfahren unter REACH |
besonders besorgniserregend: fortpflanzungsgefährdend (CMR)[4] | ||||||||
| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | |||||||||
Blei(II)-sulfat (PbSO4), ein weißer kristalliner Feststoff, ist das Blei(II)-Salz der Schwefelsäure.
Vorkommen
In der Natur findet man Blei(II)-sulfat in Form von rhombischem, diamantglänzendem Anglesit (Vitriolbleierz).[5] In reinem Zustand spricht man auch von „Bleiglas“.[6]
Bei der Entladung von Bleiakkumulatoren bildet sich Blei(II)-sulfat:[7]
- Am Minuspol des Akkumulators wird Blei in Bleisulfat umgewandelt.
- Am Pluspol entsteht aus Blei(IV)-oxid und Sulfat Bleisulfat.
Darstellung
Das in Wasser weitgehend unlösliche Blei(II)-sulfat entsteht als weißer Niederschlag bei der Reaktion von Blei(II)-oxid oder löslicher Blei(II)-salze wie Blei(II)-nitrat oder Blei(II)-acetat mit löslichen Sulfaten wie Natriumsulfat oder Schwefelsäure:[5]
Eigenschaften
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Die Bleiverbindung ist ein Feststoff mit einer relativ hohen Dichte von 6,35 g/cm3. In Wasser ist sie nahezu unlöslich, in konzentrierter Schwefelsäure und starken Säuren löst sie sich gut.[5][6]
Deswegen enthält Schwefelsäure, die nach dem Bleikammerverfahren gewonnen wird, Blei(II)-sulfat, das beim Verdünnen der Säure größtenteils wieder ausfällt.[6]
Konzentrierte Alkalilaugen vermögen Blei(II)-sulfat unter Bildung von Plumbat(II)-Ionen zu lösen.[5]
![{\displaystyle \mathrm {PbSO_{4}(s)+3\ NaOH(aq)\longrightarrow Na^{+}[Pb(OH)_{3}]^{-}(aq)+Na_{2}SO_{4}(aq)} }](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/de590340434c45a402a42ff3d615fc3ab89c59b1)
Ab 1170 °C schmilzt die Verbindung unter teilweiser Abspaltung von Schwefeltrioxid. Silicate wie Glas oder Porzellan zersetzen Blei(II)-sulfat unter Bildung von Bleisilicat.[5]
Verwendung
Blei(II)-sulfat wurde als weiße Malerfarbe verwendet.[8] Ihr Vorteil liegt darin, dass sie gegen Licht und Luft beständig ist. Nachteilig ist dagegen, dass die Farbe schlechter deckt und trocknet als zum Beispiel Bleiweiß. Schwefelwasserstoff und Bleisulfidbildung führen zu einem Nachdunkeln. Darüber hinaus wurde Blei(II)-sulfat für die Herstellung von Leinölfirnis sowie als Beschwerungsmittel verwendet.[9] Blei(II)-sulfat darf wegen seiner Giftigkeit in Deutschland nicht mehr frei verkauft werden.
Das Ausfällen von Blei(II)-sulfat durch Versetzen von Bleisalzlösungen mit verdünnter Schwefelsäure wird in der Analytik zur quantitativen Bestimmung von Blei genutzt.[5]
Einzelnachweise
- ↑ a b c Datenblatt Blei(II)-sulfat bei Alfa Aesar (Seite nicht mehr abrufbar).
- ↑ NIST-data review 1980
- ↑ a b Eintrag zu Blei(II)-sulfat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
- ↑ Eintrag in der SVHC-Liste der Europäischen Chemikalienagentur
- ↑ a b c d e f Karl A. Hofmann: Anorganische Chemie. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-663-14240-9, S. 540 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ a b c Arnold F. Holleman, Egon Wiberg: Lehrbuch der anorganischen Chemie. Walter de Gruyter, 1995, ISBN 978-3-11-012641-9, S. 978 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Gert Blumenthal, Dietmar Linke, Siegfried Vieth: Chemie Grundwissen für Ingenieure. Springer-Verlag, 2007, ISBN 978-3-8351-9047-4, S. 261 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Werner Baumann, Bettina Herberg-Liedtke: Druckereichemikalien Daten und Fakten zum Umweltschutz. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-642-97337-6, S. 256 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Martin Bertau, Armin Müller, Peter Fröhlich, Michael Katzberg: Industrielle Anorganische Chemie. John Wiley & Sons, 2013, ISBN 978-3-527-33019-5, S. 291 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).