„Titán (elem)” változatai közötti eltérés

Hivatkozások szerkesztése
A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
Laptörténet interaktív böngészése
[ellenőrzött változat][ellenőrzött változat]
← Régebbi szerkesztésÚjabb szerkesztés →
Tartalom törölve Tartalom hozzáadva
VizuálisWikiszöveges
45. sor: 45. sor:
:<math>\mathrm{TiCl_4 + 4Na \rightarrow Ti + 4NaCl}\,\!</math>
:<math>\mathrm{TiCl_4 + 4Na \rightarrow Ti + 4NaCl}\,\!</math>


== Vegyületei ==
==Vegyületei==
[[File:Titanium nitride coating.jpg|thumb|left|60px|Titán-nitrid bevonatú fúrófej]]
⚫
A titán [[oxidációs szám]]a a vegyületeiben leggyakrabban +4,<ref name="Greenwood1997p958">{{harvnb|Greenwood|1997|p=958}}</ref> ritkábban +2 vagy +3.<ref name="Greenwood1997p970">{{harvnb|Greenwood|1997|p=970}}</ref> A titán vegyületei általában oktaéderes koordinációjak, ez alól kivétel a tetraéderes szerkezetű TiCl<sub>4</sub>. A +2-es oxidációs számú titánt tartalmazó titánvegyületek [[ionos kötés|ionosak]], a magasabb oxidációs fokú titánvegyületek többnyire [[kovalens kötés|kovalens]] jellegűek. A titán(III)-sók redukáló hatásúak, az [[analitikai kémia|analitikában]] redukálószerként használják őket. A legtöbb átmenetifémmel ellentétben a titán egyszerű akvakomplexei nem ismertek.


===Oxidok és szulfidok===
⚫
A titán [[oxidációs szám]]a a vegyületeiben leggyakrabban +4, ritkábban +2 vagy +3. A +2-es oxidációs számú titánt tartalmazó titánvegyületek [[ionvegyület|ionosak]], a magasabb oxidációs fokú titánvegyületek többnyire kovalens vegyületek. A titán(III)-sók [[redukálószer|redukáló]] hatásúak, az [[analitikai kémia|analitikában]] redukálószerként használják őket.
A titán oxidjai közül messze a legfontosabb a [[titán-dioxid]] (TiO<sub>2</sub>), egy fehér színű, vízben oldhatatlan, [[atomrács]]os jellegű szilárd vegyület. Savakkal, lúgokkal szemben ellenálló, a tömény [[kénsav]] oldja, a reakcióban titán(IV)-szulfát (Ti(SO<sub>4</sub>)<sub>2</sub>) keletkezik. A titán-dioxid szobahőmérsékleten három módosulat - az [[anatáz]], a [[rutil]] és a [[brookit]] formájában fordul elő. Mindhárom módosulat polimer szerkezetet alakít ki, ahol a titánatomokat oktaéderes elrendeződésben hat oxigénatom veszi körül, melyek mindegyike egy-egy további titánhoz kapcsolódik. A három módosulat közül a rutil a leggyakoribb mind a természetben, mind a kereskedelmi termékek között és melegítés hatására a másik két módosulat is rutillá alakul.<ref>{{Greenwood&Earnshaw2nd|page=963}}</ref>


Bár a titán-dioxid meglehetősen inert vegyület, de magas hőmérsékletre hevítve és sztöchiometrikus mennyiségű alkalmas oxiddal megömlesztve vagy elégetve számos vegyes oxidot, vagyis [[titanát]]ot lehet előállítani. A titanátoknak két típusa létezik, az ortotitanátok (M<sub>2</sub><sup>II</sup>TiO<sub>4</sub>) és a metatitanátok (M<sup>II</sup>TiO<sub>3</sub>). Ha a fémion mérete közel azonos a titán(IV)-ion méretével ([[magnézium]], [[mangán]], [[vas]], [[kobalt]], vagy [[nikkel]] esetén), akkor a metatitanát szerkezete [[ilmenit]] (FeTiO<sub>3</sub>) típusú, ha viszont annál lényegesen nagyobb ([[kalcium]], [[stroncium]], vagy [[bárium]] esetén), akkor inkább [[perovszkit]] (CaTiO<sub>3</sub>) szerkezet alakul ki.
=== Halogénvegyületei ===
Ez utóbbira példa a [[bárium-titanát]], ahol a nagy méretű bárium-ion oly mértékben kitágítja a perovszkitrácsot, hogy a titán túl kicsi lesz ahhoz, hogy kitöltse az oktaéderes térközöket, és ez ferroelektromos és [[Piezoelektromosság|piezoelektromos]] tulajdonságot eredményez.<ref>{{Greenwood&Earnshaw2nd|page=963}}</ref> A [[korund#zafír|csillagzafírok]] és a [[korund#rubin|rubin]]ok [[Aszterizmus (ásványtan)|aszterizmusáért]] (csillagszerű fényvisszaverődésért) a titán-dioxid szennyeződések a felelősök.<ref name="Emsley2001p453"/>
⚫
A titán legjelentősebb halogénvegyületei a Ti[[Klór|Cl]]<sub>2</sub> (titán(II)-klorid) és a TiCl<sub>4</sub> titán-tetraklorid). A [[Titán(II)-klorid|TiCl<sub>2</sub>]] [[Szilárd halmazállapot|szilárd]] halmazállapotú, [[rétegrács]]os szerkezetű ionvegyület. A TiCl<sub>4</sub> cseppfolyós halmazállapotú, [[molekularács]]os vegyület. A TiCl<sub>4</sub> füstöl, és nedves levegőn teljesen [[hidrolízis|hidrolizál]], a reakcióban TiO<sub>2</sub> ([[titán-dioxid]], titán(IV)-oxid) keletkezik. Vizes sósavoldatban különböző intermedier hidrolízistermékek, például Ti[[Oxigén|O]]Cl<sub>2</sub> ([[titanil-klorid]]) is keletkezhetnek.<ref name="ref1 p1320">N. N. Greenwood, A. Earnshaw, ''Az elemek kémiája'', Nemzeti Tankönyvkiadó, Budapest, 1999</ref>


A titánnak jónéhány redukált oxidja is ismert. A Ti<sub>3</sub>O<sub>5</sub>, amely Ti(IV)-Ti(III) vegyes oxidként írható le egy kékesfekete [[félvezető]] anyag, ami TiO<sub>2</sub>-ból hidrogénnel való redukcióval állítható elő 900°C-on,<ref>{{cite journal|last1=Liu|first1=Gang|last2=Huang|first2=Wan-Xia|last3=Yi|first3=Yong|title=Preparation and Optical Storage Properties of λTi<sub>3</sub>O<sub>5</sub> Powder|journal=Journal of Inorganic Materials|date=26 June 2013|volume=28|issue=4|pages=425–430|doi=10.3724/SP.J.1077.2013.12309|language=Chinese}}</ref> és az iparban a felületek titán-dioxiddal való gőzfázisú bevonására használható.<ref>{{Cite journal|arxiv=1406.0622|last1=Bonardi|first1=Antonio|title=A new solution for mirror coating in $γ$-ray Cherenkov Astronomy|journal=Experimental Astronomy|volume=38|pages=1|last2=Pühlhofer|first2=Gerd|last3=Hermanutz|first3=Stephan|last4=Santangelo|first4=Andrea|date=2014|doi=10.1007/s10686-014-9398-x|bibcode=2014ExA....38....1B}}</ref> Ismert még a [[titán(III)-oxid]] (Ti<sub>2</sub>O<sub>3</sub>), egy [[korund]] szerkezetű, sötét ibolyaszínű anyag, melyet a titán-dioxid és titán 1600 °C-on végbemenő reakciójával lehet előállítani; illetve a [[titán(II)-oxid]], egy bronzszínű, nemsztöchiometrikus, [[kősó]] szerkezetű vegyület.<ref>{{Greenwood&Earnshaw2nd|page=962}}</ref>
⚫
:<math>\mathrm{TiCl_4 + 2 \ H_2O \rightarrow 4 \ HCl + TiO_2}\,\!</math>


A TiCl<sub>4</sub> [[alkoholok]]kal való reakciójával előállítható titán(IV)-alkoxidok (alkanoátok) színtelen vegyületek, melyek vízzel reagálva titán-dioxiddá alakulnak. Ezeket a vegyületek az iparban szilárd TiO<sub>2</sub> rétegek előállítására használhatók a szol-gél módszer útján. A titán-izopropoxidot királis szerves vegyületek szintézisében használják a Sharpless-epoxidálás során.
⚫
:<math>\mathrm{TiCl_4 + H_2O \rightarrow 2 \ HCl + TiOCl_2}\,\!</math>


A titán számos szulfidot is alkot, de közülük egyedül a [[titán-diszulfid]] kapott nagyobb figyelmet. A titán-diszulfid réteges szerkezetet alakít ki, és korábban lítiumelemek katódjaként alkalmazták. Mivel a Ti(IV) egy "kemény kation", a titán szulfidjai instabilak és hidrogén-szulfid felszabadulása mellett hajlamosak oxidokká hidrolizálni.
A titán (III)-kloridot az analitikában használják redukálószerként ([[titanometria]]).


=== Oxigénvegyületei ===
===Boridok, karbidok és nitridek ===
A [[titán-borid]] (TiB<sub>2</sub>), a [[titán-karbid]] (TiC) és a [[titán-nitrid]] (TiN) kiemelkedően nagy keménységű, kémiailag inert tűzálló anyagok. Olvadáspontjuk megközelíti, vagy meghaladja a 3000 °C-ot (TiB<sub>2</sub>: 2980 °C, TiC: 3160 °C, TiN: 2930 °C), [[Mohs-féle keménységi skála|Mohs-keménységük]] eléri a 9,0-ás értéket, ami egyenlő a [[korund]] keménységével.<ref>{{cite web|url=http://web.archive.org/web/20100603075632/http://www.rpi.edu/~schubert/Educational-resources/Materials-Hardness.pdf|title=The hardness scale introduced by Friederich Mohs|author=Schubert, E.F.}}</ref> Nagy keménységük és hőálló képességük miatt kopásálló bevonatok készítésére alkalmazzák őket, például vágószerszámoknál, fúrófejeknél, turbinalapátoknál, égetőkamráknál és rakétafúvókáknál.<ref>{{cite journal|last=Truini|first=Joseph|title=Drill Bits|journal=Popular Mechanics|publisher=Hearst Magazines|volume=165|date=May 1988|issue=5|page=91|issn=0032-4558|url=https://books.google.com/?id=Z-QDAAAAMBAJ&printsec=frontcover}}</ref><ref>{{cite web|url=http://www.hcstarck.com/titanium_carbide_tic|title=Titanium carbide product information|publisher=H. C. Starck|accessdate=16 November 2015}}</ref> Emellett használják még őket magas hőmérsékletű reaktoredények, párologtató csészék, tégelyek és szivattyúlapátok gyártására, valamint elektromos hőmérők burkolására. A titán-nitridet arany színe miatt dekoratív bevonatok készítésére, illetve a mikroelektronikában a félvezetőgyártásban is használják.<ref>{{cite book|last=Baliga|first=B. Jayant|title=Silicon carbide power devices|publisher=World Scientific|date=2005|page=91|isbn=981-256-605-8|url=https://books.google.com/?id=LNLVwAzhN7EC&printsec=frontcover}}</ref>
A titán(IV)-oxid vagy titán-dioxid fehér színű, vízben oldhatatlan, [[atomrács]]os jellegű szilárd vegyület. Savakkal, lúgokkal szemben ellenálló, a tömény [[kénsav]] oldja, a reakcióban titán(IV)-szulfát (Ti([[kén|S]]O<sub>4</sub>)<sub>2</sub>) keletkezik. [[Savanhidrid]]nek tekinthető, belőle különböző titánsavak származtathatók.

===Halogenidek===
[[File:TiCl3.jpg|thumb|160px|A titán(III)-vegyületek jellegzetes ibolyaszínűek]]
⚫
A titán legjelentősebb halogénvegyületei a titán(II)-klorid (TiCl<sub>2</sub>) és a titán-tetraklorid (TiCl<sub>4</sub>). A [[Titán(II)-klorid|TiCl<sub>2</sub>]] szilárd halmazállapotú, rétegrácsos szerkezetű ionvegyület. A TiCl<sub>4</sub> folyékony halmazállapotú, [[molekularács]]os vegyület. A TiCl<sub>4</sub> füstöl, és nedves levegőn teljesen [[hidrolízis|hidrolizál]], a reakcióban TiO<sub>2</sub> ([[titán-dioxid]], titán(IV)-oxid) keletkezik.<ref>{{cite book|url=https://books.google.com/?id=tIPFfYW304IC&pg=PA10|page=10|title=Titanium: industrial base, price trends, and technology initiatives|publisher=Rand Corporation|date=2009|isbn=0-8330-4575-X|author=Seong, S.|displayauthors=1|author2=Younossi, O.|author3=Goldsmith, B. W.}}</ref> Vizes sósavoldatban különböző intermedier hidrolízistermékek, például Ti[[Oxigén|O]]Cl<sub>2</sub> ([[titanil-klorid]]) is keletkezhetnek.<ref name="ref1 p1320">N. N. Greenwood, A. Earnshaw, ''Az elemek kémiája'', Nemzeti Tankönyvkiadó, Budapest, 1999</ref>

⚫
:<math>\mathrm{TiCl_4 + 2 \ H_2O \rightarrow 4 \ HCl + TiO_2}\,\!</math>

⚫
:<math>\mathrm{TiCl_4 + H_2O \rightarrow 2 \ HCl + TiOCl_2}\,\!</math>


A [[Kroll-eljárás]]ban a titán-tetrakloridot a klórgáz hevített titán-dioxid fölötti átvezetésével, redukálószer (például szén) jelenlétében állítják elő.<ref>{{cite book|last=Johnson|first=Richard W.|title=The Handbook of Fluid Dynamics|publisher=Springer|date=1998|pages=38–21|isbn=3-540-64612-4|url=https://books.google.com/?id=JBTlucgGdegC}}</ref> A szerves kémiában széles körben alkalmazzák Lewis-savként, például a Mukaiyama-aldol addícióban.<ref>{{cite book|last=Coates|first=Robert M.|author2=Paquette, Leo A. |title=Handbook of Reagents for Organic Synthesis|publisher=John Wiley and Sons|date=2000|page=93|isbn=0-470-85625-4|url=https://books.google.com/?id=xxYjJgupBSMC}}</ref> A van Arkel-eljárás során [[titán-tetrajodid]]ot (TiI<sub>4</sub>) állítanak elő a nagytisztaságú titán fém előállítása céljából.
:<math>\mathrm{TiO_2 + H_2O \rightarrow H_2TiO_3}\,\!</math> ([[metatitánsav]])


A titán(III) és titán(II) stabil kloridjai is léteznek. A titán(III)-kloridot (TiCl<sub>3</sub>) például poliolefinek gyártásában katalizátorként, a szerves kémiában pedig redukálószerként alkalmazzák.
:<math>\mathrm{TiO_2 + 2 \ H_2O \rightarrow H_4TiO_4}\,\!</math> ([[ortotitánsav]])


===Fémorganikus vegyületek===
A titánsavak [[só]]inak neve: [[titanát]]. A titánsavak szerkezetük alapján inkább kettős [[oxid]]oknak tekinthetők.
A titánvegyületek [[polimerizáció]]s [[katalizátor]]ként való jelentős szerepük miatt a Ti-C kötést tartalmazó vegyületeket intenzíven tanulmányozták. A legközönségesebb titánorganikus komplex vegyület a [[titanocén-diklorid]] ((C<sub>5</sub>H<sub>5</sub>)<sub>2</sub>TiCl<sub>2</sub>). Hasonló vegyületek közé tartozik a Tebbe-reagens és a Petasis-reagens. A titán karbonil komplexeket is alkot, ilyen például a titanocén-dikarbonil ((C<sub>5</sub>H<sub>5</sub>)<sub>2</sub>Ti(CO)<sub>2</sub>).<ref>[[John F. Hartwig|Hartwig, J. F.]] (2010) ''Organotransition Metal Chemistry, from Bonding to Catalysis''. University Science Books: New York. ISBN 189138953X</ref>


==Előfordulás==
==Előfordulás==

A lap 2017. március 26., 19:15-kori változata

22 szkandium ← titán → vanádium
-
↑
Ti
↓
Zr
   
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
   
22
Ti
Általános
Név, vegyjel, rendszám titán, Ti, 22
Latin megnevezés titanium
Elemi sorozat átmenetifémek
Csoport, periódus, mező 4, 4, d
Megjelenés ezüstös fémes
Atomtömeg 47,867(1)  g/mol
Elektronszerkezet [Ar] 3d² 4s²
Elektronok héjanként 2, 8, 10, 2
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot szilárd
Sűrűség (szobahőm.) 4,506 g/cm³
Sűrűség (folyadék) az o.p.-on 4,11 g/cm³
Hármaspont 1941 K, 5,3 Pa
Olvadáspont 1941 K
(1668 °C, 3034 °F)
Forráspont 3560 K
(3287 °C, 5949 °F)
Olvadáshő 14,15 kJ/mol
Párolgáshő 425 kJ/mol
Moláris hőkapacitás (25 °C) 25,060 J/(mol·K)
Gőznyomás
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 1982 2171 (2403) 2692 3064 3558
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet hexagonális
Oxidációs szám +4
(amfoter oxid)
Elektronegativitás 1,54 (Pauling-skála)
Ionizációs energia 1.: 658,8 kJ/mol
2.: 1309,8 kJ/mol
3.: 2652,5 kJ/mol
Atomsugár 140 pm
Atomsugár (számított) 176 pm
Kovalens sugár 136 pm
Egyebek
Mágnesség paramágneses
Fajlagos ellenállás (20 °C) 0,420 µΩ·m
Hőmérséklet-vezetési tényező (300 K) 21,9 W/(m·K)
Hőtágulási együttható (25 °C) 8,6 µm/(m·K)
Hangsebesség (vékony rúd) (szobahőm.) 5090 m/s
Young-modulus 116 GPa
Nyírási modulus 44 GPa
Kompressziós modulus 110 GPa
Poisson-tényező 0,32
Mohs-keménység 6,0
Vickers-keménység 970 MPa
Brinell-keménység 716 HB
CAS-szám 7440-32-6
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A titán izotópjai
izotóp természetes előfordulás felezési idő bomlás
mód energia (MeV) termék
44Ti mesterséges radionuklid 63 y ε - 44Sc
γ 0,07D, 0,08D -
46Ti 8,0% Ti stabil 24 neutronnal
47Ti 7,3% Ti stabil 25 neutronnal
48Ti 73,8% Ti stabil 26 neutronnal
49Ti 5,5% Ti stabil 27 neutronnal
50Ti 5,4% Ti stabil 28 neutronnal
Hivatkozások
A „Titán” lehetséges további jelentéseiről lásd: Titán (egyértelműsítő lap).

A titán a periódusos rendszer kémiai elemeinek egyike. Vegyjele Ti, rendszáma 9. Régies magyar elnevezése a kemeny.[1] Standard hőmérsékleten és nyomáson fénylő, ezüstös, kis sűrűségű és nagy szilárdságú átmenetifém. A titán ellenáll a korróziónak a tengervízzel, klórral, lúgokkal és savakkal szemben, és még a királyvíz sem oldja.

A titánt William Gregor fedezte fel Cornwallban 1791-ben, nevét pedig Martin Heinrich Klaprothtól kapta a görög mitológiai titánok után. Az elem számos ásványban előfordul, legfontosabbak ezek közül az ilmenit (FeTiO3) és a rutil (TiO2), melyek a földkéregben és a litoszférában nagy területen szétszórva találhatók meg. A titán szinte az összes élőlényben, a vizekben, sziklákban és a talajban is megtalálható.[2] A fémet elsődleges érceiből a Kroll-eljárással, vagy a Hunter-eljárással állítják elő.[3]A leggyakoribb vegyülete, a titán-dioxid népszerű fotokatalizátor, emellett fehér pigmentek gyártására is használják.[4] Egyéb vegyületei közé tartozik a titán-tetraklorid (TiCl4), egy katalizátor és a katonaságnál használt álcázó füst egyik összetevője; és a titán(III)-klorid (TiCl3), melyet a polipropilén gyártásakor katalizátorként használnak.[2]

A titánt vassal, alumíniummal, vanádiummal, molibdénnel, vagy egyéb elemekkel ötvözve nagy szilárdságú és kis sűrűségű ötvözetek nyerhetők, melyeket a repülőgépiparban és az űrhajózásban (sugárhajtóművek, rakéták és űrhajók gyártása), a hadiiparban, autóiparban, különböző ipari folyamatokban (kémiai és petrolkémiai eljárások, sótalanítás, papírgyártás), protézisek gyártásában, fogászati eszközök és implantátumok, sportszerek, ékszerek és mobiltelefonok gyártásában, valamint még sok egyéb területen alkalmaznak.[2]

A fém két leghasznosabb tulajdonsága a korróziótűrése és a nagy szilárdság:sűrűség aránya, mely az összes fémes elem közül a legmagasabb.[5] Ötvözetlen formában a titán szilárdsága vetekszik egyes acélokéval, de sűrűsége kisebb azokénál.[6] A titánnak két allotróp módosulata[7] és öt természetes izotópja van a 46Ti-tól a 50Ti-ig terjedően, melyek közül a 48Ti fordul elő a legnagyobb mennyiségben (73,8%-ban)[8] Annak ellenére, hogy a titánnak és a cirkóniumnak megegyező számú vegyértékelektronjuk van, számos kémiai és fizikai tulajdonságukban különböznek egymástól.

Tulajdonságok

Fizikai tulajdonságok

A titán nagy mechanikai szilárdságú, alacsony sűrűségű és (főleg oxigénmentes környezetben) jól alakítható,[2] fénylő, ezüstfehér fém,[9] mely főként nagy szilárdság-sűrűség arányáról ismert.[7] Viszonylag magas olvadáspontja (1,650 °C) jó tűzálló fémmé teszi. A titán paramágneses tulajdonságú és a többi fémhez viszonyítva gyenge hővezető és elektromos vezető.[2]

A kereskedelmi tisztaságú (99,2%-os) titán szakítószilárdsága körülbelül 434 MPa, ami megegyezik a közönséges, gyengébb minőségű acélok szakítószilárdságával, de a titán ezeknél kisebb sűrűségű. A titán 60%-al nehezebb az alumíniumnál, de több mint kétszer olyan erős,[6] mint a leggyakrabban használt 6061-T6 alumíniumötvözet. Egyes titánötvözetek, például a Ti-3Al-8V-6Cr-4Zr-4Mo (BETA-C) szakítószilárdsága az 1400 MPa-t is meghaladhatja.[10] 430 °C feletti hőmérsékleten viszont a titán szilárdsága csökken.[11]

A titán nem olyan kemény, mint egyes hőkezelt acélok, nem mágneses és a többi fémhez képest rosszul vezeti a hőt és az elektromosságot. A titán megmunkálása számos problémát felvet, ennek egyik fő oka a fém gyenge hővezető képessége, aminek következtében megmunkálásakor a fejlődő hőnek csak mintegy negyedét vezeti el a forgács, a fennmaradó rész közvetlenül melegíti a szerszámot. Emiatt a megmunkáláshoz hőálló keményfém szerszámanyagot és hatékony hűtést kell alkalmazni. Az acélszerkezetekhez hasonlóan a titánból készült szerkezeteknek is van egy kifáradási határuk, ami garantálja a hosszú élettartamot egyes alkalmazásoknál.[9]

A fémnek két allotróp módosulata létezik, a hexagonális rácsszerkezetű α-módosulat és a tércentrált kockarácsú β-módosulat, ami 882 °C-on képződik az α-módosulatból.[11] Az α-módosulat hőkapacitása erre az átmeneti hőmérsékletre való melegítéskor drasztikusan nő, de utána ismét lecsökken és közel állandó marad a β-módosulatnál a hőmérséklettől függetlenül.[11] A cirkóniumhoz és a hafniumhoz hasonlóan egy omega-módosulat is létezik, ami nagy nyomáson stabil, de normális nyomáson metastabil. Ez a módosulat általában hexagonális (ideális), vagy trigonális (torzult).[12]

Kémiai tulajdonságok

A titán Pourbaix diagramja tiszta vízben, perklórsavban vagy nátrium-hidroxidban[13]

Az alumíniumhoz és a magnéziumhoz hasonlóan a titánon és ötvözetein levegő hatására azonnal oxidréteg alakul ki. A titán könnyedén reagál oxigénnel levegőn 1200 °C-on, tiszta oxigénben pedig 610 °C-on titán-dioxidot képezve.[7] Vízzel és a levegővel közönséges körülmények közt nem, vagy csak lassan reagál a felületén kialakuló passzív oxidréteg miatt, ami megvédi a fémet a további oxidációtól.[2] Ez a védőréteg kialakulásakor mindössze 1–2 nanométer vastag, de lassan növekszik és négy év alatt 25 nanométeres vastagságot ér el.[14]

A passzivációnak köszönhetően a titán kitűnően ellenáll a korróziónak, közel ugyanannyira, mint a platina. A titán ellenálló a híg kénsavval, a sósavval, a klorid-oldatokkal és a legtöbb szerves savval szemben.[3] A forró tömény ásványi savak viszont megtámadják, a hidrogén-fluorid pedig jól oldja.[15] Negatív standardpotenciáljából következően a titán termodinamikailag egy igen reaktív fém, normál atmoszférában már az olvadáspontja előtt elég. Így az olvasztása egyedül inert atmoszférában, vagy vákuumban lehetséges. 550 °C-on reagál a klórgázzal.[3] Emellett reagál a többi halogénnel is és megköti a hidrogént.[4]

A titán azon kevés elemek egyike, melyek tiszta nitrogéngázban égnek: a reakció 800 °C-on megy végbe és titán-nitrid eletkezik, ami ridegséget okoz.[16] Az oxigénnel, nitrogénnel és néhány más gázzal való nagy reaktivitása miatt az úgynevezett titán-szublimációs szivattyúkban fel lehet használni olcsón és megbízhatóan ultranagy vákuum kialakítására.

Izotópok

Bővebben: A titán izotópjai

A természetben előforduló titán (Ti) 5 stabil izotópból áll: 46Ti, 47Ti, 48Ti, 49Ti és 50Ti, ezek közül a 48Ti részaránya a legmagasabb (természetes előfordulása 73,8%). Huszonegy radioizotópját írták le, ezek közül a legstabilabbak: 44Ti (felezési ideje 60 év), 45Ti (felezési ideje 184,8 perc), 51Ti (5,76 perces felezési idő) és 52Ti (felezési ideje 1,7 perc). A többi radioaktív izotóp felezési ideje 33 másodpercnél kevesebb, többségüké a fél másodpercet sem éri el.[8] A legkevésbé a 61Ti stabil, felezési ideje valamivel több mint 300 nanomásodperc.

A titánizotópok atomtömege 38,01 (38Ti) és 62,99 (63Ti) atomi tömegegység közé esik. A leggyakoribb (48Ti) izotópnál könnyebbek főként elektronbefogással, a nehezebbek β−-bomlással alakulnak át. A 48Ti előtti izotópok elsődleges bomlásterméke főként szkandium-, a nehezebbeké elsősorban vanádiumizotóp.[8]

A titán deutérium-atommagokkal való bombázáskor radioaktívvá válik, főként pozitronok és gamma-sugárzás kibocsátása közben.[3]

Története

Az elemet Martin Heinrich Klaproth német vegyész fedezte fel 1795-ben, és a titánokról nevezte el. Ők a görög mitológiában Gaia és Uranosz gyermekei, az erő megtestesítői voltak, akiket Kronosz bukása után arra kárhoztattak, hogy a Föld mélyének rejtett tüzei között éljenek. A fémet szennyezett formában először Jöns Jakob Berzelius állította elő 1825-ben, nagy tisztaságú formában azonban csak sokkal később nyerték ki: Hunter 1910-ben a titán-tetrakloridot (TiCl4) nátriummal (Na) redukálva állított elő először tiszta titánt.

Vegyületei

Titán-nitrid bevonatú fúrófej

A titán oxidációs száma a vegyületeiben leggyakrabban +4,[17] ritkábban +2 vagy +3.[18] A titán vegyületei általában oktaéderes koordinációjak, ez alól kivétel a tetraéderes szerkezetű TiCl4. A +2-es oxidációs számú titánt tartalmazó titánvegyületek ionosak, a magasabb oxidációs fokú titánvegyületek többnyire kovalens jellegűek. A titán(III)-sók redukáló hatásúak, az analitikában redukálószerként használják őket. A legtöbb átmenetifémmel ellentétben a titán egyszerű akvakomplexei nem ismertek.

Oxidok és szulfidok

A titán oxidjai közül messze a legfontosabb a titán-dioxid (TiO2), egy fehér színű, vízben oldhatatlan, atomrácsos jellegű szilárd vegyület. Savakkal, lúgokkal szemben ellenálló, a tömény kénsav oldja, a reakcióban titán(IV)-szulfát (Ti(SO4)2) keletkezik. A titán-dioxid szobahőmérsékleten három módosulat - az anatáz, a rutil és a brookit formájában fordul elő. Mindhárom módosulat polimer szerkezetet alakít ki, ahol a titánatomokat oktaéderes elrendeződésben hat oxigénatom veszi körül, melyek mindegyike egy-egy további titánhoz kapcsolódik. A három módosulat közül a rutil a leggyakoribb mind a természetben, mind a kereskedelmi termékek között és melegítés hatására a másik két módosulat is rutillá alakul.[19]

Bár a titán-dioxid meglehetősen inert vegyület, de magas hőmérsékletre hevítve és sztöchiometrikus mennyiségű alkalmas oxiddal megömlesztve vagy elégetve számos vegyes oxidot, vagyis titanátot lehet előállítani. A titanátoknak két típusa létezik, az ortotitanátok (M2IITiO4) és a metatitanátok (MIITiO3). Ha a fémion mérete közel azonos a titán(IV)-ion méretével (magnézium, mangán, vas, kobalt, vagy nikkel esetén), akkor a metatitanát szerkezete ilmenit (FeTiO3) típusú, ha viszont annál lényegesen nagyobb (kalcium, stroncium, vagy bárium esetén), akkor inkább perovszkit (CaTiO3) szerkezet alakul ki. Ez utóbbira példa a bárium-titanát, ahol a nagy méretű bárium-ion oly mértékben kitágítja a perovszkitrácsot, hogy a titán túl kicsi lesz ahhoz, hogy kitöltse az oktaéderes térközöket, és ez ferroelektromos és piezoelektromos tulajdonságot eredményez.[20] A csillagzafírok és a rubinok aszterizmusáért (csillagszerű fényvisszaverődésért) a titán-dioxid szennyeződések a felelősök.[14]

A titánnak jónéhány redukált oxidja is ismert. A Ti3O5, amely Ti(IV)-Ti(III) vegyes oxidként írható le egy kékesfekete félvezető anyag, ami TiO2-ból hidrogénnel való redukcióval állítható elő 900°C-on,[21] és az iparban a felületek titán-dioxiddal való gőzfázisú bevonására használható.[22] Ismert még a titán(III)-oxid (Ti2O3), egy korund szerkezetű, sötét ibolyaszínű anyag, melyet a titán-dioxid és titán 1600 °C-on végbemenő reakciójával lehet előállítani; illetve a titán(II)-oxid, egy bronzszínű, nemsztöchiometrikus, kősó szerkezetű vegyület.[23]

A TiCl4 alkoholokkal való reakciójával előállítható titán(IV)-alkoxidok (alkanoátok) színtelen vegyületek, melyek vízzel reagálva titán-dioxiddá alakulnak. Ezeket a vegyületek az iparban szilárd TiO2 rétegek előállítására használhatók a szol-gél módszer útján. A titán-izopropoxidot királis szerves vegyületek szintézisében használják a Sharpless-epoxidálás során.

A titán számos szulfidot is alkot, de közülük egyedül a titán-diszulfid kapott nagyobb figyelmet. A titán-diszulfid réteges szerkezetet alakít ki, és korábban lítiumelemek katódjaként alkalmazták. Mivel a Ti(IV) egy "kemény kation", a titán szulfidjai instabilak és hidrogén-szulfid felszabadulása mellett hajlamosak oxidokká hidrolizálni.

Boridok, karbidok és nitridek

A titán-borid (TiB2), a titán-karbid (TiC) és a titán-nitrid (TiN) kiemelkedően nagy keménységű, kémiailag inert tűzálló anyagok. Olvadáspontjuk megközelíti, vagy meghaladja a 3000 °C-ot (TiB2: 2980 °C, TiC: 3160 °C, TiN: 2930 °C), Mohs-keménységük eléri a 9,0-ás értéket, ami egyenlő a korund keménységével.[24] Nagy keménységük és hőálló képességük miatt kopásálló bevonatok készítésére alkalmazzák őket, például vágószerszámoknál, fúrófejeknél, turbinalapátoknál, égetőkamráknál és rakétafúvókáknál.[25][26] Emellett használják még őket magas hőmérsékletű reaktoredények, párologtató csészék, tégelyek és szivattyúlapátok gyártására, valamint elektromos hőmérők burkolására. A titán-nitridet arany színe miatt dekoratív bevonatok készítésére, illetve a mikroelektronikában a félvezetőgyártásban is használják.[27]

Halogenidek

A titán(III)-vegyületek jellegzetes ibolyaszínűek

A titán legjelentősebb halogénvegyületei a titán(II)-klorid (TiCl2) és a titán-tetraklorid (TiCl4). A TiCl2 szilárd halmazállapotú, rétegrácsos szerkezetű ionvegyület. A TiCl4 folyékony halmazállapotú, molekularácsos vegyület. A TiCl4 füstöl, és nedves levegőn teljesen hidrolizál, a reakcióban TiO2 (titán-dioxid, titán(IV)-oxid) keletkezik.[28] Vizes sósavoldatban különböző intermedier hidrolízistermékek, például TiOCl2 (titanil-klorid) is keletkezhetnek.[29]

A Kroll-eljárásban a titán-tetrakloridot a klórgáz hevített titán-dioxid fölötti átvezetésével, redukálószer (például szén) jelenlétében állítják elő.[30] A szerves kémiában széles körben alkalmazzák Lewis-savként, például a Mukaiyama-aldol addícióban.[31] A van Arkel-eljárás során titán-tetrajodidot (TiI4) állítanak elő a nagytisztaságú titán fém előállítása céljából.

A titán(III) és titán(II) stabil kloridjai is léteznek. A titán(III)-kloridot (TiCl3) például poliolefinek gyártásában katalizátorként, a szerves kémiában pedig redukálószerként alkalmazzák.

Fémorganikus vegyületek

A titánvegyületek polimerizációs katalizátorként való jelentős szerepük miatt a Ti-C kötést tartalmazó vegyületeket intenzíven tanulmányozták. A legközönségesebb titánorganikus komplex vegyület a titanocén-diklorid ((C5H5)2TiCl2). Hasonló vegyületek közé tartozik a Tebbe-reagens és a Petasis-reagens. A titán karbonil komplexeket is alkot, ilyen például a titanocén-dikarbonil ((C5H5)2Ti(CO)2).[32]

Előfordulás

A rutil és ilmenit termelése 2011-ben[33]
Ország ezer
tonna		 az összes %-a
 Ausztrália 1300 19.4
 Dél-afrikai Köztársaság 1160 17.3
 Kanada 700 10.4
 India 574 8.6
 Mozambik 516 7.7
 Kína 500 7.5
 Vietnam 490 7.3
 Ukrajna 357 5.3
Világ összesen 6700 100

A titán, amely a földkéreg 0,63 tömegszázalékát teszi ki,[34] nagyon gyakori elem: a kilencedik leggyakoribb az összes elem közül, a fémek közül a hetedik, az átmenetifémek közül pedig a második leggyakoribb. Annak oka, hogy régen kevéssé ismerték, annak tulajdonítható, hogy a tiszta fémet igen nehéz volt előállítani, illetve előfordulása meglehetősen szétszórt. Oxidjai formájában előfordul a legtöbb magmás kőzetben, a belőlük képződött üledékekben, az élőlényekben és a természetes vizekben.[2][3] Az Amerikai Földtani Intézet által tanulmányozott 801 féle magmás kőzetből 784 tartalmazott titánt. A talajban a titán aránya hozzávetőlegesen 0,5-1,5%.[34]

Titanit kristályok amfibolon

Gyakori titántartalmú ásványok közé tartozik az anatáz, a brookit, az ilmenit, a perovszkit, a rutil és a titanit.[14] Ezek közül egyedül a rutilnak és az ilmenitnek van gazdasági jelentősége, de még ezeket is nehéz nagyobb koncentrációban föllelni. Ezekből az ásványokból rendre 6,0, illetve 0,7 millió tonnányit termeltek 2011-ben.[33] Jelentős ilmenit lelőhelyek találhatók Nyugat-Ausztráliában, Kanadában, Kínában, Indiában, Mozambikban, Új-Zélandon, Norvégiában, Ukrajnában és Dél-Afrikában.[14] 2011-ben körülbelül 186 000 tonna titán fémhabot állítottak elő, ebből a legtöbbet Kínában (60 000 tonna), Japánban (56 000 tonna), Oroszországban (40 000 tonna), az Egyesült Államokban (32 000 tonna) és Kazahsztánban (20 700 tonna). Magyarországon a nyírádi térségben található bauxit ércben is megtalálható, ipari előállításával Gillemot László professzor foglalkozott először. Munkájáért 1957-ben Kossuth-díjat kapott, a kohászati kutatások eredményeit 1958-ban a Szovjetunióba szállították.[35] A Föld teljes titántartalékát több mint 600 millió tonnára becsülik.[33]

Az óceánokban a titán koncentrációja körülbelül 4 pikomólos. 100 °C-on a titán koncentrációja a vízben kevesebb mint 10−7 M 7-es pH-nál. A vizes oldatokban lévő titán specieszek mibenléte ismeretlen a titán kis oldhatósága és az érzékeny spektroszkópiai módszerek hiánya miatt. A titán biológiai szerepére nincs bizonyíték, bár egyes élőlények hajlamosak nagy koncentrációban felhalmozni.[36]

A titán megtalálható meteoritokban és kimutatták a Napban, valamint M színképtípusú csillagokban[3], a leghidegebb csillagokban, melyek felszíni hőmérséklete mindössze 3200 °C.[37] Az Apollo–17 küldetés során a Holdról hozott kőzetek körülbelül 12,1% titán-dioxidot tartalmaztak.[3] Megtalálható még a kőszén hamujában, növényekben, sőt még az emberi testben is. A tiszta, elemi titán nagyon ritka a természetben.[38]

Előállítása és felhasználása

1932-ben a luxemburgi Wilhelm Kroll állította elő a titánt titán-kloridból fémkalciummal (Ca), majd később magnéziummal (Mg), illetve nátriummal. Ezen eljárások költségessége megakadályozta a titán kereskedelmi hasznosítását, azonban kedvező tulajdonságai (kis sűrűség, jó mechanikai szilárdság, előnyös ötvöző tulajdonságok) indokolták felhasználását. Fő felhasználási területe még ma is a repülőgépipar, mind sugárhajtóművek, mind repülőgépsárkányok részeinek előállításához, de széleskörűen használják vegyipari és hajózási berendezések gyártására is. Gyógyászatban az implantátum anyagaként alkalmazzák, mivel a tiszta, ötvözetlen titánt elfogadja az élő szervezet. Előállítására még ma is a Kroll-módszer a legelterjedtebb: ilmenitet vagy rutilt hevítenek klór (Cl2) és szén (C) jelenlétében 900 °C-on:

A TiCl4 kinyerhető, majd argonatmoszférában zárt kemencében magnéziumolvadékkal redukálható 900 °C-on:

Előállítása bővebben: Könnyűfémkohászat

Commons:Category:Titanium
A Wikimédia Commons tartalmaz Titán (elem) témájú médiaállományokat.

Források

Nyilasi János. Szervetlen kémia. Budapest: Gondolat Kiadó, 175-176 o.. o. (1975) 

Jegyzetek

  1. ↑ Szõkefalvi-Nagy Zoltán; Szabadváry Ferenc: A magyar kémiai szaknyelv kialakulása. A kémia története Magyarországon. Akadémiai Kiadó, 1972. (Hozzáférés: 2010. december 3.)
  2. ↑ a b c d e f g Titanium, Encyclopædia Britannica (2006. május 14.). Hozzáférés ideje: 2006. december 29. 
  3. ↑ a b c d e f g Sablon:RubberBible86th
  4. ↑ a b Krebs, Robert E.. The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide, 2nd, Westport, CT: Greenwood Press (2006. május 14.). ISBN 0-313-33438-2 
  5. ↑ Donachie 1988, p. 11
  6. ↑ a b Barksdale 1968, p. 738
  7. ↑ a b c Titanium, Columbia Encyclopedia, 6th, New York: Columbia University Press (Hiba: Érvénytelen idő.). ISBN 0-7876-5015-3 
  8. ↑ a b c Barbalace, Kenneth L.: Periodic Table of Elements: Ti – Titanium, 2006 (Hozzáférés: 2006. december 26.) Forráshivatkozás-hiba: Érvénytelen <ref> címke, „EnvChem” nevű forráshivatkozás többször van definiálva eltérő tartalommal
  9. ↑ a b Forráshivatkozás-hiba: Érvénytelen <ref> címke; nincs megadva szöveg a(z) Stwertka1998 nevű lábjegyzeteknek
  10. ↑ Donachie 1988, Appendix J, Table J.2
  11. ↑ a b c Barksdale 1968, p. 734
  12. ↑ Sikka, S. K. (1982. május 14.). „Omega phase in materials”. Progress in Materials Science 27 (3–4), 245–310. o. DOI:10.1016/0079-6425(82)90002-0.  
  13. ↑ Puigdomenech, Ignasi (2004) Hydra/Medusa Chemical Equilibrium Database and Plotting Software, KTH Royal Institute of Technology.
  14. ↑ a b c d Emsley 2001, p. 453
  15. ↑ Casillas, N. (1994. május 14.). „Pitting Corrosion of Titanium”. J. Electrochem. Soc. 141 (3), 636–642. o. DOI:10.1149/1.2054783.  
  16. ↑ Forrest, A. L.. Effects of Metal Chemistry on Behavior of Titanium in Industrial Applications, Industrial Applications of Titanium and Zirconium, 112. o. (1981. május 14.) 
  17. ↑ Greenwood 1997, p. 958
  18. ↑ Greenwood 1997, p. 970
  19. ↑ Greenwood, Norman N., Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth-Heinemann, 963. o. (1997). ISBN 0-08-037941-9 
  20. ↑ Greenwood, Norman N., Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth-Heinemann, 963. o. (1997). ISBN 0-08-037941-9 
  21. ↑ (2013. június 26.) „Preparation and Optical Storage Properties of λTi3O5 Powder” (chinese nyelven). Journal of Inorganic Materials 28 (4), 425–430. o. DOI:10.3724/SP.J.1077.2013.12309.  
  22. ↑ (2014. május 14.) „A new solution for mirror coating in $γ$-ray Cherenkov Astronomy”. Experimental Astronomy 38, 1. o. DOI:10.1007/s10686-014-9398-x.  
  23. ↑ Greenwood, Norman N., Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth-Heinemann, 962. o. (1997). ISBN 0-08-037941-9 
  24. ↑ Schubert, E.F.: The hardness scale introduced by Friederich Mohs
  25. ↑ Truini, Joseph (1988. május 1.). „Drill Bits”. Popular Mechanics 165 (5), 91. o, Kiadó: Hearst Magazines. ISSN 0032-4558.  
  26. ↑ Titanium carbide product information. H. C. Starck. (Hozzáférés: 2015. november 16.)
  27. ↑ Baliga, B. Jayant. Silicon carbide power devices. World Scientific, 91. o. (2005. május 14.). ISBN 981-256-605-8 
  28. ↑ Seong, S.. Titanium: industrial base, price trends, and technology initiatives. Rand Corporation, 10. o. (2009. május 14.). ISBN 0-8330-4575-X 
  29. ↑ N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Az elemek kémiája, Nemzeti Tankönyvkiadó, Budapest, 1999
  30. ↑ Johnson, Richard W.. The Handbook of Fluid Dynamics. Springer, 38–21. o. (1998. május 14.). ISBN 3-540-64612-4 
  31. ↑ Coates, Robert M.. Handbook of Reagents for Organic Synthesis. John Wiley and Sons, 93. o. (2000. május 14.). ISBN 0-470-85625-4 
  32. ↑ Hartwig, J. F. (2010) Organotransition Metal Chemistry, from Bonding to Catalysis. University Science Books: New York. ISBN 189138953X
  33. ↑ a b c Forráshivatkozás-hiba: Érvénytelen <ref> címke; nincs megadva szöveg a(z) USGS nevű lábjegyzeteknek
  34. ↑ a b Forráshivatkozás-hiba: Érvénytelen <ref> címke; nincs megadva szöveg a(z) Barksdale1968p732 nevű lábjegyzeteknek
  35. ↑ http://index.hu/belfold/2010/10/24/hova_tunt_a_magyar_titan/
  36. ↑ (2012) „Bioinorganic Chemistry of Titanium”. Chemical Reviews 112 (3), 1863. o. DOI:10.1021/cr1002886. PMID 22074443.  
  37. ↑ Emsley 2001, p. 451
  38. ↑ Titanium. Mindat
A lap eredeti címe: „https://hu.wikipedia.org/w/index.php?title=Titán_(elem)&oldid=18587361”