Otkriće TiO 2 su gotovo istovremeno i nezavisno jedno od drugog napravili Englez W. Gregor i njemački hemičar M. G. Klaproth. W. Gregor, proučavajući sastav magnetnog ferruginskog pijeska (Creed, Cornwall, Engleska, 1789), izolovao je novu „zemlju“ (oksid) nepoznatog metala, koji je nazvao menaken. Godine 1795. njemački hemičar Klaproth otkrio je novi element u mineralu rutilu i nazvao ga titanijum; kasnije je ustanovio da su rutil i menaken zemlja oksidi istog elementa. Prvi uzorak metalnog titanijuma dobio je J. Ya. Berzelius 1825. godine. Čisti uzorak Ti su dobili Holanđani A. van Arkel i I. de Boer 1925. termičkom razgradnjom pare titan jodida TiI 4
Fizička svojstva:
Titanijum je lagani srebrno-bijeli metal. Plastični, zavarljivi u inertnoj atmosferi.
Ima visoku viskoznost i, tokom obrade, sklon je lijepljenju za rezni alat, te stoga zahtijeva nanošenje posebnih premaza na alat i raznih maziva.
Hemijska svojstva:
Na uobičajenim temperaturama prekriven je zaštitnim pasivirajućim filmom od oksida, otporan na koroziju, ali kada se smrvi u prah gori na zraku. Titanijumska prašina može eksplodirati (tačka paljenja 400°C). Kada se zagrije na zraku do 1200°C, titan gori sa stvaranjem oksidnih faza promjenjivog sastava TiO x .
Titan je otporan na razrijeđene otopine mnogih kiselina i lužina (osim HF, H 3 PO 4 i koncentriranog H 2 SO 4), međutim, lako reagira čak i sa slabim kiselinama u prisustvu agenasa za stvaranje kompleksa, na primjer, s fluorovodoničnom kiselinom HF formira kompleksni anjon 2-.
Kada se zagreje, titanijum stupa u interakciju sa halogenima. Sa azotom iznad 400°C, titanijum formira nitrid TiN x (x=0,58-1,00). Kada titanijum interaguje sa ugljenikom, nastaje titanijum karbid TiC x (x=0,49-1,00).
Titan apsorbuje vodonik, formirajući jedinjenja promenljivog sastava TiHx. Kada se zagreju, ovi hidridi se raspadaju, oslobađajući H2.
Titanijum formira legure sa mnogim metalima.
U jedinjenjima, titan ima oksidaciona stanja +2, +3 i +4. Najstabilnije oksidaciono stanje je +4.
Najvažnije veze:
Titanijum dioksid, TiO 2 . Bijeli prah, žut pri zagrijavanju, gustina 3,9-4,25 g/cm 3 . Amfoterično. U koncentrovanoj H 2 SO 4 se rastvara samo uz duže zagrijavanje. Kada se stapa sa Na 2 CO 3 sodom ili K 2 CO 3 potašom, TiO 2 oksid formira titanate:
TiO 2 + K 2 CO 3 = K 2 TiO 3 + CO 2
Titanijum(IV) hidroksid, TiO(OH) 2 *xH 2 O, taloži se iz rastvora soli titanijuma, pažljivim kalcinacijom dobija se TiO 2 oksid. Titanijum(IV) hidroksid je amfoteričan.
Titanijum tetrahlorid, TiCl 4 , u normalnim uslovima, je žućkasta tečnost koja snažno dimi na vazduhu, što se objašnjava jakom hidrolizom TiCl 4 vodenom parom i stvaranjem sitnih kapljica HCl i suspenzije titan hidroksida. Kipuća voda hidrolizira u titansku kiselinu (??). Titanijum(IV) hlorid karakteriše stvaranje adicionih produkata, na primer TiCl 4 *6NH 3, TiCl 4 *8NH 3, TiCl 4 *PCl 3, itd. Kada se titan(IV) hlorid otopi u HCl, nastaje kompleksna kiselina H2, koja je nepoznata u slobodnom stanju; njegove Me 2 soli dobro kristaliziraju i stabilne su na zraku.
Redukovanjem TiCl 4 vodonikom, aluminijumom, silicijumom i drugim jakim redukcionim agensima dobijaju se titanijum trihlorid i dihlorid TiCl 3 i TiCl 2 - čvrste supstance sa jakim redukcionim svojstvima.
Titanijum nitrid- predstavlja međuprostornu fazu sa širokim područjem homogenosti, kristale sa kubičnom face-centriranom rešetkom. Priprema - nitriranje titana na 1200 °C ili druge metode. Koristi se kao materijal otporan na toplinu za stvaranje premaza otpornih na habanje.
primjena:
U obliku legura. Metal se koristi u hemijskoj industriji (reaktori, cjevovodi, pumpe), lakim legurama i osteoprotezama. To je najvažniji konstruktivni materijal u avionskoj, raketnoj i brodogradnji.
Titan je legirajući aditiv u nekim vrstama čelika.
Nitinol (nikl-titanijum) je legura sa memorijom oblika, koja se koristi u medicini i tehnologiji.
Titanijum aluminidi su vrlo otporni na oksidaciju i otporni na toplotu, što je zauzvrat odredilo njihovu upotrebu u avijaciji i automobilskoj proizvodnji kao konstrukcijskih materijala.
U obliku veza Bijeli titan dioksid se koristi u bojama (na primjer, titan bijela), kao iu proizvodnji papira i plastike. Dodatak hrani E171.
Organo-titanijumska jedinjenja (npr. tetrabutoksititanijum) se koriste kao katalizatori i učvršćivači u hemijskoj industriji i industriji boja i lakova.
Neorganska jedinjenja titana koriste se u hemijskoj elektronici i industriji stakloplastike kao aditivi.
Matigorov A.V.
HF Tjumenski državni univerzitet
Cirkonijum i hafnij formiraju jedinjenja u +4 oksidacionom stanju; titanijum je takođe sposoban da formira jedinjenja u +3 oksidacionom stanju.
Jedinjenja sa oksidacionim stanjem +3. Jedinjenja titanijuma(III) se dobijaju redukcijom jedinjenja titana(IV). Na primjer:
1200 ºS 650 ºS
2TiO 2 + H 2 ¾® Ti 2 O 3 + H 2 O; 2TiCl 4 + H 2 ¾® 2TiCl 3 + 2HCl
Jedinjenja titana(III) su ljubičaste boje. Titanov oksid je praktično nerastvorljiv u vodi i pokazuje osnovna svojstva. Oksid, hlorid, Ti 3+ soli - jaka redukciona sredstva:
4Ti +3 Cl 3 + O 2 + 2H 2 O = 4Ti +4 OCl 2 + 4HCl
Za jedinjenja titana(III) moguće su reakcije disproporcionalnosti:
2Ti +3 Cl 3 (t) ¾® Ti +4 Cl 4 (g) + Ti +2 Cl 2 (t)
Daljnjim zagrijavanjem, titan (II) hlorid također postaje neproporcionalan:
2Ti +2 Cl 2 (t) = Ti 0 (t) + Ti +4 Cl 4 (g)
Jedinjenja sa stanjem oksidacije +4. Oksidi titana(IV), cirkonijuma(IV) i hafnijuma(IV) su vatrostalne, hemijski prilično inertne supstance. Oni pokazuju svojstva amfoternih oksida: sporo reaguju sa kiselinama tokom dužeg ključanja i interaguju sa alkalijama tokom fuzije:
TiO 2 + 2H 2 SO 4 = Ti(SO 4) 2 + 2H 2 O;
TiO 2 + 2NaOH = Na 2 TiO 3 + H 2 O
Titanijum oksid TiO 2 se najviše koristi, koristi se kao punilo u proizvodnji boja, gume i plastike. Cirkonijum oksid ZrO 2 koristi se za proizvodnju vatrostalnih lonaca i ploča.
Hidroksidi titan(IV), cirkonijum(IV) i hafnijum(IV) su amorfna jedinjenja promenljivog sastava - EO 2 ×nH 2 O. Sveže dobijene supstance su prilično reaktivne i rastvaraju se u kiselinama, titan hidroksid je rastvorljiv i u alkalijama. Stari sedimenti su izuzetno inertni.
Halogenidi(hloridi, bromidi i jodidi) Ti(IV), Zr(IV) i Hf(IV) imaju molekularnu strukturu, isparljivi su i reaktivni i lako se hidroliziraju. Kada se zagreju, jodidi se raspadaju i formiraju metale, koji se koriste za dobijanje metala visoke čistoće. Na primjer:
TiI 4 = Ti + 2I 2
Fluoridi titana, cirkonija i hafnija su polimerni i nisko reaktivni.
soli elementi podgrupe titana u +4 oksidacionom stanju su malobrojni i hidrolitički nestabilni. Obično, kada oksidi ili hidroksidi reaguju sa kiselinama, ne nastaju intermedijarne soli, već okso- ili hidrokso-derivati. Na primjer:
TiO 2 + 2H 2 SO 4 = TiOSO 4 + H 2 O; Ti(OH) 4 + 2HCl = TiOCl 2 + H 2 O
Opisan je veliki broj anjonskih kompleksa titana, cirkonija i hafnija. Najstabilnija u rastvorima i lako formirana su jedinjenja fluorida:
EO 2 + 6HF = H 2 [EF 6 ] + 2H 2 O; EF 4 + 2KF = K 2 [EF 6 ]
Titan i njegove analoge karakteriziraju koordinacijska jedinjenja u kojima ulogu liganda ima anion peroksida:
E(SO 4) 2 + H 2 O 2 = H 2 [E(O 2)(SO 4) 2 ]
U ovom slučaju, rastvori jedinjenja titana(IV) dobijaju žuto-narandžastu boju, što omogućava analitičku detekciju titanijum(IV) kationa i vodikovog peroksida.
Hidridi (EN 2), karbidi (ES), nitridi (EN), silicidi (ESi 2) i boridi (EV, EV 2) su jedinjenja promenljivog sastava, nalik na metal. Binarna jedinjenja imaju vrijedna svojstva, što im omogućava da se koriste u tehnologiji. Na primjer, legura od 20% HfC i 80% TiC je jedna od najvatrostalnijih, t.t. 4400 ºS.
Na visokim temperaturama, titan se kombinuje sa halogenima, kiseonikom, sumporom, azotom i drugim elementima. Ovo je osnova za upotrebu legura titanijuma sa gvožđem ( ferotitanium) kao dodatak čeliku. Titan se spaja sa dušikom i kisikom prisutnim u rastopljenom čeliku i na taj način sprječava oslobađanje potonjeg kada se čelik stvrdne - odljevak je homogen i ne sadrži šupljine.
Kada se kombinuje sa ugljenikom, titanijum formira karbid. Od titanijumskih i volframovih karbida uz dodatak kobalta dobijaju se legure koje su po tvrdoći bliske dijamantu.
Titanijum dioksid TiO 2 je bijela, vatrostalna supstanca, nerastvorljiva u vodi i razrijeđenim kiselinama. Ovo je amfoterni oksid, ali su mu i bazična i kisela svojstva slabo izražena.
U prirodi se nalazi kao rutil(kubni sistem), rjeđe u obliku anataza(tetragonalni sistem) i brookite(rombični sistem). U rutilu, svaki Ti 4+ jon je okružen sa šest O 2- jona, a svaki O 2- jon je okružen sa tri Ti 4+ jona. U druga dva kristalna oblika, neposredni susjedi jona su isti.
Apsolutno čisti titan dioksid je bezbojan. U prirodi je obično kontaminiran oksidima željeza i stoga je obojen.
Potpuno nerastvorljiv u vodi i razrijeđenim kiselinama. U toploj koncentrovanoj sumpornoj kiselini polako se otapa sa mogućim stvaranjem titanijum sulfit Ti(SO 4) 2, koji se, međutim, ne može izolovati u čistom obliku zbog lakoće njegovog prijelaza uslijed hidrolize u titanil sulfita(TiO)SO 4 . Ova so, rastvorljiva u hladnoj vodi, takođe hidrolizira kada se zagreje da bi se formirao H 2 SO 4 i hidratisani titan dioksid, tzv. c-titanijum ili metatitanska kiselina. Lakoća s kojom se ova hidroliza odvija ukazuje na slaba osnovna svojstva titanijum hidroksida. Titanijum sulfat daje, sa sulfatima alkalnih metala (koji se dodaju sumpornoj kiselini koja se koristi za otapanje titan dioksida), dvostruke soli, na primer K 2, koje su otpornije na hidrolizu od prostih sulfata.
Hidroksidi i karbonati alkalnih metala talože želatinozni hidratisani titan dioksid iz sulfatnih rastvora na hladnom, tzv. L-titanska kiselina, koja se od β-titanske kiseline razlikuje po većoj reaktivnosti (na primjer, b-titanska kiselina se rastvara u lužinama u kojima je β-titanska kiselina nerastvorljiva). Tetravalentni titan hidroksid, ili sama titanska kiselina Ti(OH) 4, ne može se izolovati, po tome je slična silicijumskoj i kositrenoj kiselini. L- i b-titanske kiseline, koje su manje-više dehidrirani derivati titanijum(IV) hidroksida, potpuno su uporedive sa b- i b-kositrenim kiselinama.
Neutralna ili zakiseljena otopina titanil sulfata, kao i drugih soli titana, obojena je tamnonarančastom bojom vodikovim peroksidom (reakcija detekcije vodikovog peroksida). Iz ovih rastvora taloži amonijak peroksotitanska kiselina H 4 TiO 5 je žuto-braon boje, formule Ti(OH) 3 O-OH.
TiO 2 se koristi u proizvodnji vatrostalnog stakla, glazure, emajla, laboratorijskog staklenog posuđa otpornog na toplinu, kao i za pripremu bijele uljane boje visoke pokrivne moći ( titanijum bijela).
Spajanjem TiO 2 sa BaCO 3 dobija se barijum titanat BaTiO3. Ova sol ima vrlo visoku dielektričnu konstantu i, osim toga, ima sposobnost deformacije pod utjecajem električnog polja. Kristali barijum titanata se koriste u električnim kondenzatorima velikog kapaciteta i male veličine, u ultrazvučnoj opremi, u zvučnim prijemnicima i u hidroakustičnim uređajima.
Titanijum hlorid(IV) TiCl 4, dobijen na isti način kao SiCl 4, je bezbojna tečnost sa tačkom ključanja od 136°C i tačkom topljenja od -32°C, hidrolizovana vodom dajući TiO 2 i 4HCl. Sa halidima alkalnih metala, titanijum(IV) hlorid daje dvostruke hloride koji sadrže 2-kompleksni jon. Titanijum fluorid(IV) TiF 4 je izolovan u obliku belog praha sa tačkom topljenja 284°C; takođe lako hidrolizira i formira se sa HF heksafluorotitanijum(IV) kiselina H 2 TiF 6, slična heksafluorosilicijskoj kiselini.
Anhidrovano titanijum hlorid(III) TiCl 3 se dobija u obliku ljubičastog praha propuštanjem pare TiCl 4 zajedno sa H 2 kroz bakarnu cijev zagrijanu na približno 700°C. U obliku vodene otopine (ljubičaste boje) dobiva se redukcijom TiCl 4 u hlorovodoničnu kiselinu uz pomoć cinka ili elektrolitički. Takođe se dobija i titanijum(III) sulfat. Kristalizuje iz vodenog rastvora titanijum(III) hlorida heksahidrat ljubičice TiCl 3 ?6H 2 O.
Titanijum hlorid(II) TiCl 2, obojen u crno, dobija se termičkom razgradnjom TiCl 3 na 700°C u atmosferi vodika:
Bezbojna vodena otopina ovog klorida brzo oksidira na zraku i prvo postaje ljubičasta, a zatim ponovo postaje bezbojna zbog stvaranja najprije jedinjenja Ti(III), a zatim jedinjenja Ti(IV).
Titanijum karbonitridi, oksikarbidi i oksinitridi. Utvrđeno je da priroda zavisnosti rastvaranja vatrostalnih intersticijskih faza (TIP) - titanovih karbida, nitrida i oksida - o sastavu korelira sa promjenom stepena metalnosti Ti-Ti veza u TiC-TiN-TiO serije, i to: sa povećanjem stepena metaličnosti faza u ovom pravcu njihova hemijska otpornost u HCl i H 2 SO 4 opada, a u HNO 3 raste. Budući da karbide, nitride i titan monoksid karakterizira potpuna međusobna topljivost, može se očekivati da će se sličan obrazac pojaviti kada njihove čvrste otopine budu u interakciji sa kiselinama.
Međutim, informacije dostupne u literaturi o zavisnosti stepena rastvaranja TiC x O y i TiN x O y o sastavu mineralnih kiselina ne slažu se dobro sa ovom pretpostavkom. Dakle, rastvorljivost TiC x O y (frakcija<56 мкм) в конц. HCl отсутствует вообще (20ўЄC, 6 ч и 100ўЄС, 3 ч), а в H 2 SO 4 - отсутствует при 20ўЄC (6 ч), но монотонно возрастает от 3% (TiC 0.30 O 0.78) до 10% (TiC 0.86 O 0.12) при 100ўЄC (3 ч). Степень растворения TiC x O y (фракция 15-20 мкм) в 92%-ной H 2 SO 4 (100ўЄC, 1 ч), напротив, уменьшается с ростом содержания углерода от 16% (TiC 0.34 O 0.66) до 2%(TiC 0.78 O 0.22). Степень растворения TiC x O y в конц. HCl (d= 1,19 g/cm) pod istim uslovima dostiže 1-2%, međutim, ne otkrivajući bilo kakvu zavisnost od sastava faze. Stepen rastvaranja TiN x O y u konc. HNO 3 je nizak (2,5-3,0%) i ne zavisi od sastava oksinitrida (20°C, 6 sati). S druge strane, stepen rastvaranja TiN x O y u HNO 3 pod istim uslovima varira u veoma širokim granicama: od 98% za TiC 0,88 O 0,13 do 4,5% za TiC 0,11 O 0,82. Teško je reći nešto određeno o prirodi odnosa između stepena rastvaranja i sastava titan karbonitrida u hlorovodoničnom i sumpornom kiselinom. Stepen rastvaranja TiC x O y u HCl je veoma nizak (0,3%) i ne zavisi od sastava karbonitrida (60°C, 6 sati). Međutim, na kraju H 2 SO 4 je za red veličine veći (3,0-6,5%) i karakteriše ga minimum (2%) za uzorak sastava TiC 0,67 O 0,26.
Dobiveni eksperimentalni podaci nam omogućavaju da tvrdimo da je priroda zavisnosti rastvaranja TiC x N y, TiC x O y i TiN x O y od sastava u HCl, H 2 SO 4 i HNO 3 sasvim određena i, štaviše, slično kao što je ranije utvrđeno za TiC x , TiN x i TiO x . To znači da bi razlozi kvalitativno različitog ponašanja ovih zavisnosti u HCl i H2SO4, s jedne strane, i u HNO3, s druge strane, trebali biti zajednički za sva proučavana jedinjenja TI-C-N-O sistema, tj. određena stepenom metaličnosti Ti-Ti veze i pasivirajućom sposobnošću nastalih proizvoda interakcije.
Litijum titanati I cink Li 2 ZnTi 3 O 8 i Li 2 Zn 3 Ti 4 O 12 imaju kubičnu strukturu spinela sa različitom distribucijom katjona po pozicijama. Utvrđeno je da su ova jedinjenja čvrsti elektroliti koji provode litijum. U Li 2 ZnTi 3 O 8 kationi litijuma i titana su poređani u oktaedarskim pozicijama u omjeru 1:3, polovina atoma litijuma i cinka je statistički raspoređena po tetraedarskim pozicijama: (Li 0,5 Zn 0,5)O 4 . Kristalno hemijska formula Li 2 Zn 3 Ti 4 O 12 može se napisati kao (Zn)O 4 . Na osnovu analize IR i Raman spektra, predložena je drugačija metoda raspodjele atoma litijuma i cinka u strukturi ovih spinela: litijum ima tetraedarsku koordinaciju, a cink i titan ima oktaedačku koordinaciju. Uočeno je i snažno izobličenje TiO 6 oktaedara: na primjer, u Li 2 Zn 3 Ti 4 O 12 okruženje Ti 4+ jona je blizu pet koordinacija. Niska ionska provodljivost ovih titanata na povišenim temperaturama objašnjava se tetraedarskom koordinacijom atoma litijuma.
Na primjeru halogenih spinela Li 2 MX 4 (M=Mg 2+ ,Mn 2+ ,Fe 2+ ; X=Cl - ,Br -) ustanovljeno je da katjonski sastav i raspodjela atoma litijuma po pozicijama ima snažan uticaj na električnu provodljivost. Pošto ne postoje zajedničke ivice između identičnih kationskih pozicija u strukturi spinela, nekoliko različitih pozicija je uključeno u prenos jona. Visoke vrijednosti ionske provodljivosti u hloridnim spinelima uočene su kao rezultat poremećaja strukture spojeva povezanih s prijelazom atoma litijuma na povišenim temperaturama iz tetraedarskih pozicija 8 A do slobodnih oktaedarskih pozicija 16 With. U ovom slučaju, struktura spinela se pretvorila u strukturu tipa NaCl. Informativni metod za proučavanje poremećaja strukture hloridnih spinela bilo je proučavanje Ramanovih spektra jedinjenja na visokim temperaturama.
Opće karakteristike. Istorija otkrića
Titanijum, Ti, je hemijski element IV grupe periodnog sistema elemenata D. I. Mendeljejeva. Serijski broj 22, atomska težina 47,90. Sastoji se od 5 stabilnih izotopa; također su dobiveni vještački radioaktivni izotopi.
Godine 1791. engleski hemičar W. Gregor pronašao je novu "zemlju" u pijesku iz grada Menakan (Engleska, Cornwall), koju je nazvao menakan. Godine 1795. njemački hemičar M. Clairot otkrio je još uvijek nepoznatu zemlju u mineralu rutilu, čiji je metal nazvao Titan [na grčkom. mitologije, Titani su djeca Urana (Neba) i Geje (Zemlje)]. Godine 1797. Klaproth je dokazao istovjetnost ove zemlje sa onim koje je otkrio W. Gregor. Čisti titanijum izolovao je 1910. godine američki hemičar Hunter redukovanjem titanijum tetrahlorida sa natrijumom u gvozdenoj bombi.
Biti u prirodi
Titan je jedan od najčešćih elemenata u prirodi, njegov sadržaj u zemljinoj kori je 0,6% (težinski). Nalazi se uglavnom u obliku TiO 2 dioksida ili njegovih spojeva - titanata. Poznato je preko 60 minerala koji sadrže titanijum, a nalazi se iu zemljištu, životinjskim i biljnim organizmima. Ilmenit FeTiO 3 i rutil TiO 2 služi kao glavna sirovina za proizvodnju titanijuma. Topionička troska postaje važna kao izvor titanijuma. titanijum-magnetiti i ilmenita.
Fizička i hemijska svojstva
Titanijum postoji u dva stanja: amorfno - tamno sivi prah, gustine 3,392-3,395 g/cm 3, i kristalnog, gustine 4,5 g/cm 3. Za kristalni titanijum poznate su dve modifikacije sa prelaznom tačkom na 885° (ispod 885° stabilan heksagonalni oblik, iznad - kubni); t° pl oko 1680°; t° kip iznad 3000°. Titanijum aktivno apsorbuje gasove (vodonik, kiseonik, azot), što ga čini veoma krhkim. Tehnički metal može biti toplo oblikovan. Apsolutno čist metal se može valjati na hladnom. U zraku na uobičajenim temperaturama titan se ne mijenja; kada se zagrije, stvara mješavinu Ti 2 O 3 oksida i TiN nitrida. U struji kisika na crvenoj toplini oksidira se u TiO 2 dioksid. Na visokim temperaturama reaguje sa ugljenikom, silicijumom, fosforom, sumporom itd. Otporan na morsku vodu, azotnu kiselinu, vlažni hlor, organske kiseline i jake alkalije. Rastvara se u sumpornoj, hlorovodoničnoj i fluorovodoničnoj kiselini, najbolje u mešavini HF i HNO 3. Dodavanje oksidacionog sredstva u kiseline štiti metal od korozije na sobnoj temperaturi. Kvadrivalentni titanijum halogenidi, sa izuzetkom TiCl 4, su kristalna tela, topiva i isparljiva u vodenom rastvoru, hidrolizovana, sklona stvaranju kompleksnih jedinjenja, od kojih je u tehnici i analitičkoj praksi važan kalijum fluorotitanat K 2 TiF 6. Karbid TiC i nitrid TiN su važne supstance slične metalu, koje karakteriše visoka tvrdoća (titanijum karbid je tvrđi od karborunda), refraktornost (TiC, t° pl = 3140°; TiN, t° pl = 3200°) i dobra električna provodljivost.
Hemijski element br. 22. Titanijum.
Elektronska formula titanijuma je: 1s 2 |2s 2 2p 6 |3s 2 3p 6 3d 2 |4s 2.
Serijski broj titana u periodnom sistemu hemijskih elemenata D.I. Mendeljejev - 22. Broj elementa označava naelektrisanje dvorišta, stoga titanijum ima nuklearno naelektrisanje od +22, a nuklearnu masu od 47,87. Titan je u četvrtom periodu, u sporednoj podgrupi. Broj perioda označava broj elektronskih slojeva. Broj grupe označava broj valentnih elektrona. Bočna podgrupa ukazuje da titanijum pripada d-elementima.
Titanijum ima dva valentna elektrona u s orbitali vanjskog sloja i dva valentna elektrona u d orbitali vanjskog sloja.
Kvantni brojevi za svaki valentni elektron:
Sa halogenima i vodonikom, Ti(IV) formira jedinjenja tipa TiX 4, koja imaju sp 3 →q 4 tip hibridizacije.
Titanijum je metal. Je prvi element d-grupe. Najstabilniji i najčešći je Ti +4. Postoje i jedinjenja sa nižim stepenom oksidacije - Ti 0, Ti -1, Ti +2, Ti +3, ali se ta jedinjenja lako oksiduju vazduhom, vodom ili drugim reagensima u Ti +4. Uklanjanje četiri elektrona zahtijeva puno energije, tako da ion Ti +4 zapravo ne postoji i Ti(IV) spojevi obično uključuju kovalentne veze. Ti(IV) je u nekim aspektima sličan elementima Si, Ge, Sn i Pb, posebno Sn.
Svojstva jedinjenja titanijuma.
Titanijum oksidi:
Ti(IV) – TiO 2 – Titanijum dioksid. Ima amfoterni karakter. Najstabilniji i ima najveći praktični značaj.
Ti(III) – Ti 2 O 3 – titanijum oksid. Ima osnovni karakter. Stabilan je u rastvoru i jak je redukcioni agens, kao i druga jedinjenja Ti(III).
TI(II) – TiO 2 – Titanijum oksid. Ima osnovni karakter. Najmanje stabilan.
Titanijum dioksid, TiO2, je spoj titanijuma sa kiseonikom, u kome je titanijum četvorovalentan. Bijeli prah, žut kada se zagrije. U prirodi se nalazi uglavnom u obliku minerala rutila, temperature iznad 1850°. Gustina 3,9 - 4,25 g/cm3. Praktično nerastvorljiv u alkalijama i kiselinama, sa izuzetkom HF. U koncentrovanoj H 2 SO 4 se rastvara samo uz duže zagrijavanje. Kada se titan dioksid spoji sa kaustičnim ili ugljičnim alkalijama, nastaju titanati, koji se lako hidroliziraju na hladnom da bi nastali ortotitanska kiselina (ili hidrat) Ti(OH) 4, koja je lako rastvorljiva u kiselinama. Kada stoji, prelazi u mstatitansku kiselinu (oblik), koja ima mikrokristalnu strukturu i topiva je samo u vrućoj koncentriranoj sumpornoj i fluorovodoničnoj kiselini. Većina titanata je praktično nerastvorljiva u vodi. Osnovna svojstva titan-dioksida su izraženija od kiselih, ali se soli u kojima je titanijum katjon također značajno hidroliziraju sa stvaranjem dvovalentnog titanil radikala TiO 2+. Potonji je uključen u sastav soli kao kation (na primjer, titanil sulfat TiOSO 4 * 2H 2 O). Titanijum dioksid je jedno od najvažnijih jedinjenja titana i služi kao polazni materijal za proizvodnju drugih jedinjenja titana, kao i delimično metalnog titanijuma. Koristi se uglavnom kao mineralna boja, pored toga kao punilo u proizvodnji gume i plastičnih metala. Uključeno u vatrostalne čaše, glazure i porculanske mase. Od njega se pravi vještačko drago kamenje, bezbojno i obojeno.
Titan dioksid je nerastvorljiv u vodi i razrijeđenim mineralnim kiselinama (osim fluorovodonične kiseline) i razrijeđenim alkalnim otopinama.
Polako se rastvara u koncentrovanoj sumpornoj kiselini:
TiO 2 + 2H 2 SO 4 = Ti(SO4) 2 + 2H 2 O
Sa vodikovim peroksidom stvara ortotitansku kiselinu H4TiO4:
TiO 2 + 2H 2 O 2 = H 4 TiO 4
U koncentrovanim alkalnim rastvorima:
TiO 2 + 2NaOH = Na 2 TiO 3 + H 2 O
Kada se zagrije, titanov dioksid i amonijak formiraju titanov nitrid:
2TiO 2 + 2NH 3 = 2TiN + 3H 2 O + O 2
U zasićenom rastvoru kalijum bikarbonata:
TiO 2 + 2KHCO 3 = K 2 TiO 3 + H 2 O + 2CO 2
Kada se stapaju sa oksidima, hidroksidima i karbonatima, nastaju titanati i dvostruki oksidi:
TiO 2 + BaO = BaO∙TiO 2 (BaTiO 3)
TiO 2 + BaCO 3 = BaO∙TiO2 + CO 2 (BaTiO 3)
TiO 2 + Ba(OH) 2 = BaO∙TiO 2 (BaTiO 3)
Titanijum hidroksidi:
H 2 TiO 3 – P.R. = 1,0∙10 -29
H 2 TiO 4 - P.R. = 3,6∙10 -17
TIO(OH) 2 - P.R. = 1,0∙10 -29
Ti(OH) 2 - P.R. = 1,0∙10 -35
Hidrooksid Ti(IV) - Ti(OH) 4 ili H 4 TiO 4 - ortotitanska kiselina očigledno uopšte ne postoji, a talog koji se taloži kada se baze dodaju rastvorima Ti(IV) soli je hidratisani oblik TiO 2 . Ova tvar se otapa u koncentriranim lužinama, a iz takvih otopina mogu se izdvojiti hidratizirani titanati opće formule: M 2 TiO 3 ∙nH 2 O i M 2 Ti 2 O 5 ∙nH 2 O.
Titan se odlikuje formiranjem kompleksa sa odgovarajućim halogenovodončnim kiselinama, a posebno sa njihovim solima. Najtipičniji su kompleksni derivati sa opštom formulom Me 2 TiG 6 (gde je Me monovalentni metal). Oni dobro kristaliziraju i podležu hidrolizi mnogo manje od originalnih TiG 4 halogenida. Ovo ukazuje na stabilnost kompleksnih jona TiG 6 u rastvoru.
Boja derivata titanijuma u velikoj meri zavisi od prirode halogena koji sadrže:
Stabilnost soli kompleksnih kiselina tipa H 2 EG 6, općenito, raste u Ti-Zr-Hf seriji, a opada u seriji halogenih F-Cl-Br-I.
Derivati trovalentnih elemenata su manje-više karakteristični samo za titanijum. Tamnoljubičasti oksid Ti 2 O 3 (t.t. 1820 °C) može se dobiti kalcinacijom TiO 2 do 1200 °C u struji vodonika. Plavi Ti 2 O 3 nastaje kao međuproizvod na 700-1000 °C.
Ti 2 O 3 je praktično nerastvorljiv u vodi. Njegov hidroksid nastaje u obliku tamno smeđeg taloga kada alkalije djeluju na otopine trovalentnih soli titana. Počinje da se taloži iz kiselih otopina pri pH = 4, ima samo bazična svojstva i ne otapa se u višku alkalija. Međutim, metalni titaniti (Li, Na, Mg, Mn) proizvedeni iz HTiO 2 dobiveni su suhi. Poznata je i plavo-crna „titanijum bronza” sastava Na0,2TiO 2.
Titanijum (III) hidroksid se lako oksidira atmosferskim kiseonikom. Ako u otopini nema drugih tvari koje mogu oksidirati, istovremeno s oksidacijom Ti(OH) 3 nastaje vodikov peroksid. U prisustvu Ca(OH) 2 (vezujući H 2 O 2), reakcija se odvija prema jednadžbi:
2Ti(OH) 3 + O 2 + 2H 2 O = 2Ti(OH) 4 + H 2 O 2
Nitratne soli Ti(OH) 3 reduciraju se u amonijak.
Ljubičasti prah TiCl 3 može se dobiti propuštanjem mješavine pare TiCl 4 sa viškom vodonika kroz cijev zagrijanu na 650 °C. Zagrijavanje uzrokuje njegovu sublimaciju (s djelomičnim stvaranjem molekula dimera Ti 2 Cl 6), a zatim dismutaciju prema shemi:
2TiCl 3 = TiCl 4 + TiCl 2
Zanimljivo je da se čak i u normalnim uslovima titanijum tetrahlorid postepeno redukuje metalnim bakrom, formirajući crno jedinjenje sastava CuTiCl 4 (tj. CuCl·TiCl 3).
Titanijum trihlorid takođe nastaje delovanjem vodonika na TiCl 4 u trenutku oslobađanja (Zn + kiselina). U tom slučaju bezbojna otopina postaje ljubičasta, karakteristična za jone Ti 3+ i iz nje se može izdvojiti kristal hidrat sastava TiCl 3 ·6H 2 O. Poznat je i niskostabilan zeleni kristal hidrat istog sastava. , oslobođen iz rastvora TiCl 3 zasićenog HCl. Struktura oba oblika, kao i slični kristalni hidrati CrCl 3, odgovaraju formulama Cl 3 i Cl 2H 2 O. Kada stoji u otvorenoj posudi, rastvor TiCl 3 postepeno gubi boju usled oksidacije Ti 3+ na Ti 4+ atmosferskim kisikom prema reakciji:
4TiCl 3 + O 2 + 2H 2 O = 4TiOCl 2 + 4HCl.
Ti3+ jon je jedan od rijetkih redukcijskih agenasa koji prilično brzo (u kiseloj sredini) reduciraju perklorate u kloride. U prisustvu platine, Ti 3+ se oksidira vodom (uz oslobađanje vodonika).
Bezvodni Ti 2 (SO 4) 3 je zelene boje. Nerastvorljiv je u vodi, a njegov rastvor u razblaženoj sumpornoj kiselini ima ljubičastu boju uobičajenu za Ti 3+ soli. Iz trovalentnog titanijum sulfata proizvode se kompleksne soli, uglavnom tipa Me·12H 2 O (gde je Me Cs ili Rb) i Me (sa promenljivim sadržajem kristalizacione vode u zavisnosti od prirode kationa).
Toplota stvaranja TiO (t.t. 1750 °C) je 518 kJ/mol. Dobija se u obliku zlatno-žute kompaktne mase zagrijavanjem komprimirane smjese TiO 2 + Ti u vakuumu do 1700 °C. Zanimljiv način njegovog formiranja je termička razgradnja (u visokom vakuumu na 1000 °C) titanil nitrila. Po izgledu sličan metalu, tamnosmeđi TiS se dobija kalcinacijom TiS 2 u struji vodonika (u početku nastaju sulfidi srednjeg sastava, posebno Ti 2 S 3). Poznati su i TiSe, TiTe i silicid sastava Ti 2 Si.
Svi TiG 2 nastaju zagrijavanjem odgovarajućih TiG 3 halogenida bez pristupa zraka zbog njihove razgradnje prema sljedećoj shemi:
2TiG 3 = TiG 4 + TiG 2
Na nešto višim temperaturama, sami TiG 2 halogenidi prolaze kroz dismutaciju prema šemi: 2TiG 2 = TiG 4 + Ti
Titan diklorid se također može dobiti redukcijom TiCl4 vodonikom na 700 °C. Vrlo je rastvorljiv u vodi (i alkoholu), a sa tečnim amonijakom daje sivi amonijak TiCl 2 4NH 3 . Otopina TiCl 2 može se pripremiti redukcijom TiCl 4 natrijum amalgamom. Kao rezultat oksidacije atmosferskim kisikom, bezbojna otopina TiCl 2 brzo postaje smeđa, zatim postaje ljubičasta (Ti 3+) i, konačno, ponovo postaje bezbojna (Ti 4+). Crni talog Ti(OH) 2 dobijen djelovanjem alkalija na otopinu TiCl 2 izuzetno se lako oksidira.
Titanijum(II) hidroksid- neorgansko jedinjenje metalni titanijum hidroksid formule Ti(OH) 2, crni prah, nerastvorljiv u vodi.
Potvrda
- Tretman rastvora dvovalentnih titanijum halogenida sa alkalijama:
Fizička svojstva
Titan (II) hidroksid stvara crni talog koji postepeno postaje svjetliji zbog raspadanja.
Hemijska svojstva
- Razlaže se kada se čuva u prisustvu vode:
Napišite recenziju članka "Titan (II) hidroksid"
Književnost
- Hemijska enciklopedija / Uredništvo: Knunyants I.L. i dr. - M.: Sovjetska enciklopedija, 1995. - T. 4. - 639 str. - ISBN 5-82270-092-4.
- Hemičarski priručnik / Urednički odbor: Nikolsky B.P. i drugi - 3. izd., rev. - L.: Hemija, 1971. - T. 2. - 1168 str.
- Ripan R., Ceteanu I. Neorganska hemija. Hemija metala. - M.: Mir, 1972. - T. 2. - 871 str.
|
||||||
| Ovo je nacrt članka o neorganskim materijama. Možete pomoći projektu dodavanjem. |
Izvod koji karakteriše titanijum(II) hidroksid
Lepota je otišla do tetke, ali je Ana Pavlovna i dalje držala Pjera uz sebe, izgledajući kao da ima još jednu neophodnu naredbu.– Zar nije neverovatna? - rekla je Pjeru, pokazujući na veličanstvenu lepotu koja je otplovila. - Et quelle tenue! [I kako se ona drži!] Za tako mladu djevojku i takav takt, tako majstorska sposobnost da se drži! Dolazi iz srca! Srećan će biti onaj čiji će biti! S njom će najnesekularniji muž nehotice zauzeti najsjajnije mjesto na svijetu. Nije li? Samo sam htela da saznam vaše mišljenje”, i Ana Pavlovna je pustila Pjera.
Pjer je Ani Pavlovnoj iskreno odgovorio potvrdno na njeno pitanje o Heleninom umeću da se drži. Ako je ikad razmišljao o Heleni, posebno je razmišljao o njenoj ljepoti i o njenoj neobičnoj mirnoj sposobnosti da tiho bude dostojna svijeta.
Tetka je u svoj kutak primila dvoje mladih, ali se činilo da želi da sakrije obožavanje Helene i da više izrazi strah od Ane Pavlovne. Pogledala je u nećakinju, kao da je pitala šta da radi sa ovim ljudima. Udaljavajući se od njih, Ana Pavlovna ponovo je prstom dodirnula Pjerov rukav i rekla:
- J"espere, que vous ne direz plus qu"on s"ennuie chez moi, [nadam se da drugi put nećeš reći da mi je dosadno] - i pogleda Helen.
Helen se nasmiješila izrazom koji je govorio da ne priznaje mogućnost da je iko vidi i da joj se ne dive. Tetka je pročistila grlo, progutala balavu i rekla na francuskom da joj je jako drago što vidi Helen; zatim se okrenula Pjeru sa istim pozdravom i istim mienom. Usred dosadnog i posrnulog razgovora, Helen je uzvratila pogled na Pjera i nasmiješila mu se onim jasnim, lijepim osmijehom kojim se osmehnula svima. Pjer je bio toliko navikao na ovaj osmeh, da mu je on tako malo izražavao da nije obraćao pažnju na njega. Tetka je u to vreme pričala o kolekciji burmutija koje je imao Pjerov pokojni otac, grof Bezukhi, i pokazala njenu burmuticu. Princeza Helen je tražila da vidi portret muža svoje tetke, koji je napravljen na ovoj burmutici.
"Ovo je vjerovatno uradio Vines", rekao je Pierre, dajući ime poznatom minijaturisti, sagnuo se prema stolu da uzme burmuticu i slušao razgovor za drugim stolom.
Ustao je, želeći da obiđe, ali tetka je dala burmuticu preko Helene, iza nje. Helen se nagnula naprijed da napravi mjesta i osvrnula se, smiješeći se. Bila je, kao i uvek uveče, u haljini koja je bila veoma otvorena napred i pozadi, po tadašnjoj modi. Njeno poprsje, koje se Pjeru uvek činilo mramornim, bilo je tako blizu njegovih očiju da je svojim kratkovidnim očima nehotice razabrao živu lepotu njenih ramena i vrata, i tako blizu njegovih usana da se morao malo sagnuti. da je dodirnem. Čuo je toplinu njenog tijela, miris parfema i škripu njenog korzeta dok se kretala. Nije video njenu mermernu lepotu koja je bila jedno sa njenom haljinom, video je i osetio svu čar njenog tela koje je prekrivala samo odeća. I, kada je ovo vidio, nije mogao vidjeti drugačije, kao što se ne možemo vratiti na prijevaru koja je jednom objašnjena.
„Znači, do sada nisi primetio koliko sam lepa? – činilo se da je rekla Helen. „Jeste li primetili da sam žena?“ Da, ja sam žena koja može pripadati bilo kome, pa i tebi”, rekao je njen pogled. I baš u tom trenutku Pjer je osetio da Helen ne samo da može, već mora da bude njegova žena, da drugačije ne može biti.
Znao je to u tom trenutku jednako sigurno kao što bi to znao da je stajao ispod prolaza s njom. Kako će biti? i kada? nije znao; nije ni znao da li će biti dobro (čak je osećao da iz nekog razloga nije dobro), ali je znao da će biti.
Pjer je spustio oči, ponovo ih podigao i ponovo poželeo da je vidi kao tako daleku, vanzemaljsku lepoticu kakvu je viđao svaki dan ranije; ali to više nije mogao. Nije mogao, kao što osoba koja je prethodno u magli pogledala vlat korova i u njemu videla drvo, ne može, nakon što vidi vlat trave, ponovo videti drvo u njoj. Bila mu je strašno bliska. Već je imala moć nad njim. A između njega i nje više nije bilo nikakvih prepreka, osim barijera njegove vlastite volje.
- Bon, je vous laisse dans votre petit coin. Je vois, que vous y etes tres bien, [U redu, ostaviću te u tvom uglu. Vidim da se tamo osećaš dobro“, reče glas Ane Pavlovne.
A Pjer se sa strahom sećajući se da li je učinio nešto za osudu, pocrveneo, pogleda oko sebe. Činilo mu se da svi znaju, baš kao i on, šta mu se dogodilo.
Nakon nekog vremena, kada se približio velikom krugu, Ana Pavlovna mu reče:
– On dit que vous embellissez votre maison de Petersbourg. [Kažu da ukrašavate svoju kuću u Sankt Peterburgu.]
(Istina je: arhitekta je rekao da mu je to potrebno, a Pjer je, ne znajući zašto, ukrašavao svoju ogromnu kuću u Sankt Peterburgu.)
"C"est bien, mais ne demenagez pas de chez le prince Vasile. Il est bon d"avoir un ami comme le prince", rekla je, osmehujući se princu Vasiliju. - J"en sais quelque chose. N"est ce pas? [To je dobro, ali nemojte se udaljavati od kneza Vasilija. Dobro je imati takvog prijatelja. Znam nešto o ovome. Zar nije tako?] I još si tako mlad. Treba ti savjet. Nemojte se ljutiti na mene što sam iskoristio prava starica. “Ućutala je, kao što žene uvek ćute, očekujući nešto nakon što kažu o svojim godinama. – Ako se oženiš, onda je druga stvar. – I spojila ih je u jedan look. Pjer nije pogledao Helen, a ni ona njega. Ali i dalje mu je bila strašno bliska. Nešto je promrmljao i pocrveneo.
