História, estrutura, propriedades, reações e usos do titânio

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Charles McCarthy

O titânio É um metal de transição representado pelo símbolo químico Ti. É o segundo metal a surgir do bloco d da tabela periódica, logo após o escândio. Seu número atômico é 22, e ocorre na natureza como muitos isótopos e radioisótopos, dos quais o 48Você é o mais abundante de todos.

Sua cor é o cinza prateado e suas partes são cobertas por uma camada protetora de óxido que torna o titânio um metal muito resistente à corrosão. Se esta camada for amarelada, é nitreto de titânio (TiN), que é um composto que se forma quando este metal queima na presença de nitrogênio, uma propriedade única e distinta.

Anéis de titânio. Fonte: Pxhere.

Além dos citados, apresenta alta resistência a impactos mecânicos, apesar de ser mais leve que o aço. É por isso que é conhecido como o metal mais forte de todos, e seu próprio nome é sinônimo de força. Possui ainda resistência e leveza, duas características que o tornam um material desejável para a fabricação de aeronaves..

Da mesma forma, e não menos importante, o titânio é um metal biocompatível e agradável ao toque, por isso é utilizado em joalheria para fazer anéis; e na biomedicina, como implantes ortopédicos e dentários, capazes de se integrar aos tecidos ósseos.

No entanto, seus usos mais conhecidos residem no TiOdois, como pigmento, aditivo, revestimento e fotocatalisador.

É o nono elemento mais abundante na Terra e o sétimo entre os metais. Apesar disso, seu custo é elevado devido às dificuldades que devem ser superadas para sua extração de seus minerais, entre os quais o rutilo, o anatásio, a ilmenita e a perovskita. De todos os métodos de produção, o Processo Kroll é o mais utilizado em todo o mundo.

Índice do artigo

  • 1 história
    • 1.1 Descoberta
    • 1.2 Isolamento
  • 2 Estrutura e configuração eletrônica
    • 2.1 Link
    • 2.2 Ligas
    • 2.3 números de oxidação
  • 3 propriedades
    • 3.1 Aparência física
    • 3.2 Massa molar
    • 3.3 Ponto de fusão
    • 3.4 Ponto de ebulição
    • 3.5 Temperatura de autoignição
    • 3,6 Ductilidade
    • 3.7 Densidade
    • 3.8 Calor de fusão
    • 3.9 Calor de vaporização
    • 3.10 Capacidade de calor molar
    • 3.11 Eletronegatividade
    • 3.12 Energias de ionização
    • 3.13 Dureza de Mohs
  • 4 Nomenclatura
  • 5 Onde encontrar e produção
    • 5.1 Minerais titaníferos
    • 5.2 Processo Kroll
  • 6 reações
    • 6.1 Com o ar
    • 6.2 Com ácidos e bases
    • 6.3 Com halogênios
    • 6.4 Com oxidantes fortes
  • 7 riscos
    • 7.1 Titânio metálico
    • 7,2 Nanopartículas
  • 8 usos
    • 8.1 Pigmento e aditivo
    • 8.2 Revestimentos
    • 8.3 Protetor Solar
    • 8.4 Indústria aeroespacial
    • 8.5 Esporte
    • 8.6 Pirotécnica
    • 8,7 Medicamento
    • 8.8 Biológico
  • 9 referências

História

Descoberta

O titânio foi identificado pela primeira vez no mineral ilmenita no Vale do Manaccan (Reino Unido), pelo pastor e mineralogista amador William Gregor, em 1791. Ele conseguiu identificar que continha um óxido de ferro, pois suas areias se moviam por influência um ímã; mas ele também relatou que havia outro óxido de um metal desconhecido, que ele chamou de "manacanita".

Infelizmente, embora ele tenha recorrido à Royal Geological Society of Cornwall e em outros lugares, suas contribuições não causaram nenhum rebuliço por não ser um reconhecido homem da ciência..

Quatro anos depois, em 1795, o químico alemão Martin Heinrich Klaproth reconheceu independentemente o mesmo metal; mas no minério de rutilo em Boinik, atualmente Eslováquia.

Há quem afirme que ele chamou este novo metal de 'titânio' inspirado por sua dureza em semelhança aos Titãs. Outros afirmam que isso se deveu mais à neutralidade dos próprios personagens mitológicos. Assim, o titânio nasceu como um elemento químico e Klaproth pôde mais tarde concluir que se tratava da mesma manacanita do mineral ilmenita..

Isolamento

Desde então, começaram as tentativas de isolá-lo de tais minerais; mas a maioria deles não teve sucesso, pois o titânio ficou contaminado com oxigênio ou nitrogênio, ou formou um carboneto impossível de reduzir. Demorou quase um século (1887) para Lars Nilson e Otto Pettersson prepararem uma amostra com 95% de pureza..

Então, em 1896, Henry Moissan conseguiu obter uma amostra com até 98% de pureza, graças à ação redutora do sódio metálico. No entanto, esses titânios impuros eram quebradiços pela ação dos átomos de oxigênio e nitrogênio, então foi necessário projetar um processo para mantê-los fora da mistura de reação..

E com essa abordagem originou o Processo Hunter em 1910, idealizado por Matthew A. Hunter em colaboração com a General Electric no Rensselaer Polytechnic Institute..

Vinte anos depois, em Luxemburgo, William J. Kroll desenvolveu outro método usando cálcio e magnésio. Hoje, o Processo Kroll continua sendo um dos principais métodos de produção de titânio metálico em escala comercial e industrial..

A partir daí, a história do titânio segue o curso de suas ligas em aplicações para a indústria aeroespacial e militar..

Estrutura e configuração eletrônica

O titânio puro pode se cristalizar com duas estruturas: uma hexagonal compacta (hcp), chamada de fase α, e uma cúbica de corpo centrado (bcc), chamada de fase β. Assim, é um metal dimórfico, capaz de sofrer transições alotrópicas (ou de fase) entre as estruturas hcp e bcc..

A fase α é a mais estável à temperatura e pressão ambiente, com os átomos de Ti cercados por doze vizinhos. Quando a temperatura é aumentada para 882 ° C, o cristal hexagonal torna-se cúbico, menos denso, o que é consistente com as vibrações atômicas mais altas causadas pelo calor..

À medida que a temperatura aumenta, a fase α se opõe a uma maior resistência térmica; ou seja, seu calor específico também aumenta, então mais e mais calor é necessário para atingir 882 ° C.

E se, em vez de aumentar a temperatura, a pressão aumentar? Então você obtém cristais bcc distorcidos.

Link

Nestes cristais metálicos, os elétrons de valência dos orbitais 3d e 4s intervêm na ligação que une os átomos de Ti, de acordo com a configuração eletrônica:

[Ar] 3ddois 4sdois

Ele mal tem quatro elétrons para compartilhar com seus vizinhos, resultando em bandas 3d quase vazias e, portanto, o titânio não é um condutor de eletricidade ou calor tão bom quanto outros metais..

Ligas

Ainda mais importante do que o que foi dito sobre a estrutura cristalina do titânio, é que ambas as fases, α e β, podem formar suas próprias ligas. Estes podem consistir em ligas α ou β puras, ou misturas de ambos em proporções diferentes (α + β).

Da mesma forma, o tamanho de seus respectivos grãos cristalinos influencia as propriedades finais das referidas ligas de titânio, bem como a composição de massa e as relações dos aditivos adicionados (outros poucos metais ou átomos de N, O, C ou H)..

Os aditivos exercem uma influência significativa nas ligas de titânio porque podem estabilizar algumas das duas fases específicas. Por exemplo: Al, O, Ga, Zr, Sn e N são aditivos que estabilizam a fase α (cristais hcp mais densos); e Mo, V, W, Cu, Mn, H, Fe e outros, são aditivos que estabilizam a fase β (cristais bcc menos densos).

O estudo de todas essas ligas de titânio, suas estruturas, composição, propriedades e aplicações, são objeto de trabalhos metalúrgicos que dependem da cristalografia..

Números de oxidação

De acordo com a configuração eletrônica, o titânio precisaria de oito elétrons para preencher completamente os orbitais 3d. Isso não pode ser alcançado em nenhum de seus compostos e, no máximo, ele ganha até dois elétrons; ou seja, pode adquirir números de oxidação negativos: -2 (3d4) e -1 (3d3).

A razão se deve à eletronegatividade do titânio e que, além disso, é um metal, portanto tem maior tendência a ter números de oxidação positivos; como +1 (3ddois4s1), +2 (3ddois4s0), +3 (3d14s0) e +4 (3d04s0).

Observe como os elétrons dos orbitais 3d e 4s estão saindo conforme a existência dos cátions Ti é assumida+, Vocêsdois+ e assim por diante.

O número de oxidação +4 (Ti4+) é o mais representativo de todos porque corresponde ao do titânio em seu óxido: TiOdois (Vocês4+OUdoisdois-).

Propriedades

Aparência física

Metal cinza prateado.

Massa molar

47,867 g / mol.

Ponto de fusão

1668 ° C Este ponto de fusão relativamente alto o torna um metal refratário..

Ponto de ebulição

3287 ° C.

Temperatura de autoignição

1200 ° C para metal puro e 250 ° C para pó finamente dividido.

Ductilidade

O titânio é um metal dúctil se carece de oxigênio.

Densidade

4,506 g / mL. E em seu ponto de fusão, 4,11 g / mL.

Calor de fusão

14,15 kJ / mol.

Calor da vaporização

425 kJ / mol.

Capacidade de calor molar

25060 J / mol K.

Eletro-negatividade

1,54 na escala de Pauling.

Energias de ionização

Primeiro: 658,8 kJ / mol.

Segundo: 1309,8 kJ / mol.

Terceiro: 2652,5 kJ / mol.

Dureza de Mohs

6,0.

Nomenclatura

Dos números de oxidação, +2, +3 e +4 são os mais comuns e aqueles referidos na nomenclatura tradicional ao nomear compostos de titânio. Caso contrário, as regras do estoque e nomenclaturas sistemáticas permanecem as mesmas.

Por exemplo, considere TiOdois e o TiCl4, dois dos mais conhecidos compostos de titânio.

Já foi dito que no TiOdois o número de oxidação do titânio é +4 e, portanto, sendo o maior (ou positivo), o nome deve terminar com o sufixo -ico. Assim, seu nome é óxido de titânio, de acordo com a nomenclatura tradicional; óxido de titânio (IV), de acordo com a nomenclatura de estoque; e dióxido de titânio, de acordo com a nomenclatura sistemática.

E para o TiCl4 vamos proceder de forma mais direta:

Nomenclatura: nome

-Tradicional: cloreto titânico

-Estoque: cloreto de titânio (IV)

-Sistemática: tetracloreto de titânio

Em inglês, este composto é muitas vezes referido como 'Tickle'.

Cada composto de titânio pode até ter nomes próprios fora das regras de nomenclatura e dependerá do jargão técnico da área em questão..

Onde está localizado e produção

Minerais titaníferos

Quartzo rutilo, um dos minerais com maior teor de titânio. Fonte: Didier Descouens [CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)]

O titânio, embora seja o sétimo metal mais abundante na Terra e o nono mais abundante na crosta terrestre, não é encontrado na natureza como um metal puro, mas em combinação com outros elementos em óxidos minerais; mais conhecidos como minerais titaníferos.

Assim, para obtê-lo, é necessário utilizar esses minerais como matéria-prima. Alguns deles são:

-Titanita ou esfênio (CaTiSiO5), com impurezas de ferro e alumínio que tornam seus cristais verdes.

-Brookite (TiOdois ortorrômbico).

-Rutilo, o polimorfo mais estável de TiOdois, seguido pelos minerais anatásio e brookita.

-Ilmenita (FeTiO3).

-Perovskita (CaTiO3)

-Leucoxeno (mistura heterogênea de anatase, rutilo e perovskita).

Observe que há vários minerais titaníferos mencionados, mesmo se houver outros. Porém, nem todos são igualmente abundantes e, da mesma forma, podem apresentar impurezas de difícil remoção e que colocam em risco as propriedades do titânio metálico final..

É por isso que esfeno e perovskita são normalmente usados ​​para a produção de titânio, uma vez que seu conteúdo de cálcio e silício é difícil de remover da mistura de reação..

De todos esses minerais, o rutilo e a ilmenita são os mais utilizados comercial e industrialmente devido ao alto teor de TiOdois; ou seja, eles são ricos em titânio.

Processo Kroll

Selecionando qualquer um dos minerais como matéria-prima, TiOdois neles, deve ser reduzido. Para fazer isso, os minerais, juntamente com o carvão, são aquecidos em brasa em um reator de leito fluidizado a 1000 ° C. Pronto, o TiOdois reage com o gás cloro de acordo com a seguinte equação química:

Tiodois(s) + C (s) + 2Cldois(g) => TiCl4(l) + COdois(g)

O TiCl4 É um líquido impuro e incolor, pois nessa temperatura se dissolve junto com outros cloretos metálicos (ferro, vanádio, magnésio, zircônio e silício) originados das impurezas presentes nos minerais. Portanto, o TiCl4 então é purificado por destilação fracionada e precipitação.

TiCl já purificado4, Espécie mais fácil de reduzir, é despejado em um recipiente de aço inoxidável ao qual é aplicado vácuo, para eliminar o oxigênio e o nitrogênio, e é preenchido com argônio para garantir uma atmosfera inerte que não afete o titânio produzido. Magnésio é adicionado no processo, que reage a 800 ° C de acordo com a seguinte equação química:

TiCl4(l) + 2Mg (l) => Ti (s) + 2MgCldois(eu)

O titânio precipita como um sólido esponjoso, que é submetido a tratamentos para purificá-lo e dar-lhe melhores formas sólidas, ou é usado diretamente para a fabricação de minerais de titânio.

Reações

Com o ar

O titânio tem alta resistência à corrosão devido a uma camada de TiOdois que protege o interior do metal da oxidação. No entanto, quando a temperatura sobe acima de 400 ° C, um pedaço fino de metal começa a queimar completamente para formar uma mistura de TiO.dois e TiN:

Ti (s) + Odois(g) => TiOdois(s)

2Ti (s) + Ndois(g) => TiN (s)

Ambos os gases, OUdois e ndois, logicamente eles estão no ar. Essas duas reações ocorrem rapidamente quando o titânio é aquecido em brasa. E se for encontrado como um pó finamente dividido, a reação é ainda mais vigorosa, razão pela qual o titânio neste estado sólido é altamente inflamável..

Com ácidos e bases

Esta camada de TiOdois-O TiN não apenas protege o titânio da corrosão, mas também do ataque de ácidos e bases, portanto, não é um metal fácil de dissolver.

Para isso, é necessário usar ácidos altamente concentrados e fervê-los até a fervura, obtendo-se uma solução de cor roxa resultante dos complexos aquosos de titânio; por exemplo, [Ti (OHdois)6]+3.

No entanto, existe um ácido que pode dissolvê-lo sem muitas complicações: ácido fluorídrico:

2Ti (s) + 12HF (aq) 2 [TiF6]3-(aq) + 3Hdois(g) + 6H+(aq)

Com halogênios

O titânio pode reagir diretamente com os halogênios para formar os respectivos haletos. Por exemplo, sua reação ao iodo é a seguinte:

Ti (s) + 2Idois(s) => TiI4(s)

Da mesma forma acontece com o flúor, cloro e bromo, onde se forma uma chama intensa..

Com oxidantes fortes

Quando o titânio é finamente dividido, ele não só está sujeito à ignição, mas também a reagir vigorosamente com agentes oxidantes fortes à menor fonte de calor..

Parte dessas reações é usada para pirotecnia, uma vez que faíscas brancas brilhantes são geradas. Por exemplo, ele reage com o perclorato de amônio de acordo com a equação química:

2Ti (s) + 2NH4ClO4(s) => 2TiOdois(s) + Ndois(g) + Cldois(g) + 4HdoisO (g)

Riscos

Titânio metálico

O pó de titânio é um sólido altamente inflamável. Fonte: W. Oelen [CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)]

O titânio metálico por si só não representa nenhum risco para a saúde de quem o trabalha. É um sólido inofensivo; A menos que seja moído como um pó de partículas finas. Este pó branco pode ser perigoso devido a sua alta inflamabilidade, mencionada na seção de reações..

Quando o titânio é moído, sua reação com o oxigênio e o nitrogênio é mais rápida e vigorosa, podendo até mesmo queimar de forma explosiva. É por isso que representa um terrível risco de incêndio se o local onde está armazenado for atingido por chamas..

Na queima, o fogo só pode ser apagado com grafite ou cloreto de sódio; nunca com água, pelo menos para esses casos.

Da mesma forma, seu contato com halogênios deve ser evitado a todo custo; isto é, com qualquer vazamento gasoso de flúor ou cloro, ou interagindo com o líquido avermelhado do bromo ou com os cristais voláteis de iodo. Se isso acontecer, o titânio pega fogo. Também não deve entrar em contato com agentes oxidantes fortes: permanganatos, cloratos, percloratos, nitratos, etc..

Caso contrário, seus lingotes ou ligas não podem representar mais riscos do que golpes físicos, pois não são muito bons condutores de calor ou eletricidade e são agradáveis ​​ao toque..

Nanopartículas

Se o sólido finamente dividido é inflamável, deve ser ainda mais que feito de nanopartículas de titânio. No entanto, o foco desta subseção é devido às nanopartículas de TiOdois, que têm sido usados ​​em inúmeras aplicações onde merecem sua cor branca; como doces e doces.

Embora sua absorção, distribuição, excreção ou toxicidade no corpo não sejam conhecidas, eles mostraram ser tóxicos em estudos em camundongos. Por exemplo, eles mostraram que gera enfisema e vermelhidão nos pulmões, além de outros distúrbios respiratórios no desenvolvimento.

Por extrapolação dos camundongos para nós, conclui-se que a respiração das nanopartículas de TiOdois isso afeta nossos pulmões. Eles também podem alterar a região do hipocampo do cérebro. Além disso, a Agência Internacional de Pesquisa sobre o Câncer não os descarta como possíveis carcinógenos..

Formulários

Pigmento e aditivo

Falar sobre os usos do titânio é necessariamente referir-se ao seu composto de dióxido de titânio. O tiodois na verdade, cobre cerca de 95% de todas as aplicações relativas a este metal. Os motivos: sua cor branca, é insolúvel e também não é tóxico (sem falar nas nanopartículas puras).

É por isso que normalmente é usado como pigmento ou aditivo em todos os produtos que requerem colorações brancas; como pasta de dente, remédios, doces, papéis, gemas, tintas, plásticos, etc..

Revestimentos

O tiodois também pode ser usado para criar filmes para revestir qualquer superfície, como vidro ou ferramentas cirúrgicas.

Por ter esses revestimentos, a água não pode molhá-los e escorre sobre eles, como a chuva faria no pára-brisa dos carros. Ferramentas com esses revestimentos podem matar bactérias ao absorver a radiação UV.

Urina de cachorro ou goma de mascar não conseguia fixar no asfalto ou cimento devido à ação do TiOdois, o que facilitaria sua posterior remoção.

Bloqueador solar

TiO2 é um dos componentes ativos do protetor solar. Fonte: Pixabay.

E finalmente com relação ao TiOdois, é um fotocatalisador, capaz de originar radicais orgânicos que, no entanto, são neutralizados por filmes de sílica ou alumina nos filtros solares. Sua cor branca já indica claramente que ele deve ter este óxido de titânio.

Indústria aeroespacial

Ligas de titânio são usadas para fazer grandes aviões ou navios velozes. Fonte: Pxhere.

O titânio é um metal com considerável resistência e dureza em relação à sua baixa densidade. Isso o torna um substituto do aço para todas as aplicações em que altas velocidades são necessárias, ou aeronaves de grande envergadura são projetadas, como a aeronave A380 na imagem acima..

Por isso esse metal tem muitas utilidades na indústria aeroespacial, pois resiste à oxidação, é leve, forte e suas ligas podem ser melhoradas com os aditivos exatos..

Esporte

Não apenas na indústria aeroespacial o titânio e suas ligas ocupam o centro das atenções, mas também na indústria esportiva. Isso ocorre porque muitos de seus utensílios precisam ser leves para que seus usuários, jogadores ou atletas, possam manipulá-los sem se sentirem muito pesados..

Alguns desses itens são: bicicletas, tacos de golfe ou hóquei, capacetes de futebol, raquetes de tênis ou badminton, espadas de esgrima, patins de gelo, esquis, entre outros..

Da mesma forma, embora em um grau muito menor devido ao seu alto custo, o titânio e suas ligas têm sido usados ​​em carros de luxo e esportivos..

Pirotecnia

O titânio moído pode ser misturado com, por exemplo, KClO4, e servir como fogo de artifício; que, na verdade, são feitos por aqueles que os fazem em espetáculos pirotécnicos.

Medicamento

O titânio e suas ligas são os materiais metálicos por excelência em aplicações biomédicas. Eles são biocompatíveis, inertes, fortes, difíceis de oxidar, não tóxicos e se integram perfeitamente aos ossos.

Isso os torna muito úteis para implantes ortopédicos e dentários, para articulações artificiais de quadril e joelho, como parafusos para corrigir fraturas, para marcapassos ou corações artificiais..

Biológico

O papel biológico do titânio é incerto e, embora se saiba que pode acumular-se em algumas plantas e beneficiar o crescimento de certas culturas agrícolas (como o tomate), desconhecem-se os mecanismos de sua intervenção..

Diz-se que promove a formação de carboidratos, enzimas e clorofilas. Eles conjeturam que se deve a uma resposta dos organismos vegetais para se defenderem das baixas concentrações biodisponíveis de titânio, por serem prejudiciais a eles. No entanto, o assunto ainda está no escuro.

Referências

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