Titán (elem)

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
22 szkandiumtitánvanádium
-

Ti

Zr
Általános
Név, vegyjel, rendszám titán, Ti, 22
Elemi sorozat átmenetifémek
Csoport, periódus, mező 4, 4, d
Megjelenés ezüstös fémes
Ti,22.jpg
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\Delta_{fus}{H}^\ominus 14,15 kJ/mol
Párolgáshő \Delta_{vap}{H}^\ominus 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 modulusz 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 t.e. felezési idő B.m. B.e. (MeV) B.t.
44Ti mest. 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 a periódusos rendszer egy kémiai eleme. Vegyjele Ti, rendszáma 22, nyelvújításkori magyar neve kemeny[1]. Az átmenetifémek közé tartozik.

Története[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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 Berzelius állította elő 1825-ben, nagy tisztaságú formában azonban csak sokkal később nyerték ki: Hunter 1910-ben a titán-kloridot (TiCl4) nátriummal (Na) redukálva állított elő először tiszta titánt.

\mathrm{TiCl_4 + 4Na \rightarrow Ti + 4NaCl}\,\!

Vegyületei[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A titán oxidációs száma a vegyületeiben leggyakrabban +4, ritkábban +2 vagy +3. A +2-es oxidációs számú titánt tartalmazó titánvegyületek ionosak, a magasabb oxidációs fokú titánvegyületek többnyire kovalens vegyületek. A titán(III)-sók redukáló hatásúak, az analitikában redukálószerként használják őket.

Halogénvegyületei[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A titán legjelentősebb halogénvegyületei a TiCl2 (titán(II)-klorid) és a TiCl4 (titán(IV)-klorid, titán-tetraklorid). A TiCl2 szilárd halmazállapotú, rétegrácsos szerkezetű ionvegyület. A TiCl4 cseppfolyós halmazállapotú, molekularácsos vegyület. A TiCl4 füstöl, és nedves levegőn teljesen hidrolizál, a reakcióban TiO2 (titán-dioxid, titán(IV)-oxid) keletkezik. Vizes sósavoldatban különböző intermedier hidrolízistermékek, például TiOCl2 (titanil-klorid) is keletkezhetnek.[2]

\mathrm{TiCl_4 + 2 \ H_2O \rightarrow 4 \ HCl + TiO_2}\,\!
\mathrm{TiCl_4 + H_2O \rightarrow 2 \ HCl + TiOCl_2}\,\!

A titán (III)-kloridot az analitikában használják redukálószerként (titanometria).

Oxigénvegyületei[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A titán(IV)-oxid vagy titán-dioxid 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. Savanhidridnek tekinthető, belőle különböző titánsavak származtathatók.

\mathrm{TiO_2 + H_2O \rightarrow H_2TiO_3}\,\! (metatitánsav)
\mathrm{TiO_2 + 2 \ H_2O \rightarrow H_4TiO_4}\,\! (ortotitánsav)

A titánsavak sóinak neve: titanát. A titánsavak szerkezetük alapján inkább kettős oxidoknak tekinthetők.

Előfordulása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A titán, amely a földkéreg 0,63%-át adja, nagyon gyakori elem (a kilencedik leggyakoribb elem). Annak oka, hogy régen kevéssé ismerték, annak tulajdonítható, hogy a tiszta fémet igen nehéz volt előállítani, illetve előfordulása meglehetősen szétszórt.
Két legfontosabb ásványa az ilmenit (FeTiO3) és a rutil (TiO2).

Előállítása és felhasználása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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 a sugárhajtóművek, mind a repülőgépsárkányok előállításához, de széleskörűen használják vegyipari és hajózási berendezések gyártására is. Gyógyászatban az implantátum anyagaként. 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:

\mathrm{2 \ FeTiO_3 + 7 \ Cl_2 + 6 \ C \rightarrow 2 \ TiCl_4 + 2 \ FeCl_3 + 6 \ CO}\,\!

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

\mathrm{TiCl_4 + 2 \ Mg \rightarrow Ti + 2 \ MgCl_2}\,\!

Előállítása bővebben: Könnyűfém-kohászat

Commons
A Wikimédia Commons tartalmaz Titán (elem) témájú médiaállományokat.

Források[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

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

Jegyzetek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  1. Szõkefalvi-Nagy Zoltán; Szabadváry Ferenc: A magyar kémiai szaknyelv kialakulása. A kémia története Magyarországon. Akadémiai Kiadó, 1972. (Hozzáférés: 2010. december 3.)
  2. N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Az elemek kémiája, Nemzeti Tankönyvkiadó, Budapest, 1999