TITÂNIO: HISTÓRIA, ESTRUTURA, PROPRIEDADES, REAÇÕES, USOS - QUÍMICA - 2024

O titânio é um metal de transição representado pelo símbolo químico Ti. É o segundo metal a aparecer 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 ⁴⁸ Ti 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, trata-se de nitreto de titânio (TiN), que é um composto que se forma quando esse metal queima na presença de nitrogênio, uma propriedade única e distinta.

Anéis de titânio. Fonte: Pxhere.

Além do já mencionado, é altamente resistente 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 usado 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 TiO ₂, 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 extraí-lo de seus minerais, entre os quais rutilo, anatásio, ilmenita e perovskita. De todos os métodos de produção, o Processo Kroll é o mais utilizado em todo o mundo.

História

Descoberta

O titânio foi identificado pela primeira vez no mineral ilmenita do 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 a influência de um ímã; mas ele também relatou que havia outro óxido de um metal desconhecido, que ele chamou de "manacanita".

Infelizmente, embora ele tenha procurado a Royal Geological Society of Cornwall e outros veículos, suas contribuições não causaram 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 em minério de rutilo em Boinik, agora Eslováquia.

Alguns afirmam que ele chamou esse novo metal de 'titânio', inspirado por sua resistência 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 mais tarde concluiu que se tratava da mesma manacanita do mineral ilmenita.

Isolamento

Desde então, começaram as tentativas de isolá-lo desses minerais; mas a maioria deles não teve sucesso, pois o titânio estava contaminado com oxigênio ou nitrogênio, ou formava um carboneto impossível de reduzir. Lars Nilson e Otto Pettersson levaram quase um século (1887) para preparar uma amostra que era 95% pura.

Então, em 1896, Henry Moissan conseguiu obter uma amostra com pureza de até 98%, graças à ação redutora do sódio metálico. No entanto, esses titânio impuros eram frágeis 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 métodos líderes para a 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 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, de modo que cada vez 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.

Ligação

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:

3d ² 4s ²

Ele tem apenas 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 ambas 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 (alguns outros metais ou átomos de N, O, C ou H).

Os aditivos têm 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 se baseiam na 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, ganha até dois elétrons; ou seja, pode adquirir números de oxidação negativos: -2 (3d ⁴) e -1 (3d ³).

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 (3d ² 4s ¹), +2 (3d ² 4s ⁰), +3 (3d ¹ 4s ⁰) e +4 (3d ⁰ 4s ⁰).

Observe como os elétrons dos orbitais 3d e 4s estão saindo conforme a existência dos cátions Ti ⁺, Ti ²⁺ e assim por diante é assumida.

O número de oxidação +4 (Ti ⁴⁺) é o mais representativo de todos porque corresponde ao do titânio em seu óxido: TiO ₂ (Ti ⁴⁺ O ₂ ^2-).

Propriedades

Aparência física

Metal prateado acinzentado.

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, pois são referidos na nomenclatura tradicional ao nomear compostos de titânio. Caso contrário, as regras do estoque e as nomenclaturas sistemáticas permanecem as mesmas.

Por exemplo, considere o TiO ₂ e o TiCl ₄, dois dos compostos de titânio mais conhecidos.

Já foi dito que no TiO ₂ 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 TiCl ₄ procederemos mais diretamente:

Nomenclatura: nome

-Tradicional: cloreto titânico

- Estoque: cloreto de titânio (IV)

-Sistemático: tetracloreto de titânio

Em inglês, este composto é frequentemente 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 encontrar e produção

Minerais titaníferos

Quartzo rutílico, um dos minerais com maior teor de titânio. Fonte: Didier Descouens

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 conhecido como minerais titaníferos.

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

-Titanito ou esfeno (CaTiSiO ₅), com impurezas de ferro e alumínio que tornam seus cristais verdes.

-Brookita (TiO ₂ ortorrômbico).

-Rutilo, o polimorfo mais estável do TiO ₂, seguido pelos minerais anatase e brookita.

-Ilmenita (FeTiO ₃).

-Perovskite (CaTiO ₃)

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

Observe que existem vários minerais titaníferos mencionados, embora existam outros. Porém, nem todos são igualmente abundantes e, da mesma forma, podem conter impurezas de difícil remoção e que colocam em risco as propriedades do titânio metálico final.

É por isso que o esfeno e a perovskita são frequentemente usados ​​para a produção de titânio, pois 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 usados ​​comercial e industrialmente devido ao alto teor de TiO ₂; ou seja, eles são ricos em titânio.

Processo Kroll

Selecionando qualquer um dos minerais como matéria-prima, o TiO ₂ 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. Lá, o TiO ₂ reage com o gás cloro de acordo com a seguinte equação química:

TiO ₂ (s) + C (s) + 2Cl ₂ (g) => TiCl ₄ (l) + CO ₂ (g)

O TiCl ₄ 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 TiCl _{4 é} então purificado por destilação fracionada e precipitação.

Depois de purificado, o TiCl ₄, uma espécie mais fácil de reduzir, é despejado em um recipiente de aço inoxidável ao qual é aplicado vácuo para remover oxigênio e nitrogênio e 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:

TiCl ₄ (l) + 2Mg (l) => Ti (s) + 2MgCl ₂ (l)

O titânio precipita como um sólido esponjoso, que é submetido a tratamentos para purificá-lo e dar-lhe as 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 TiO ₂ 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 ₂ e TiN:

Ti (s) + O ₂ (g) => TiO ₂ (s)

2Ti (s) + N ₂ (g) => TiN (s)

Ambos os gases, O ₂ e N ₂, estão logicamente 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, tornando o titânio neste estado sólido altamente inflamável.

Com ácidos e bases

Essa camada de TiO ₂ -TiN não apenas protege o titânio contra corrosão, mas também contra o ataque de ácidos e bases, portanto, não é um metal fácil de dissolver.

Para tal, é necessário utilizar ácidos altamente concentrados e fervê-los até à fervura, obtendo-se uma solução de cor púrpura resultante dos complexos aquosos de titânio; por exemplo, ⁺³.

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

2Ti (s) + 12HF (aq) 2 ^3- (aq) + 3H ₂ (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) + 2I ₂ (s) => TiI ₄ (s)

Da mesma forma com flúor, cloro e bromo, onde uma chama intensa é formada.

Com oxidantes fortes

Quando o titânio é finamente dividido, ele não está apenas 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) + 2NH ₄ ClO ₄ (s) => 2TiO ₂ (s) + N ₂ (g) + Cl ₂ (g) + 4H ₂ O (g)

Riscos

Titânio metálico

O pó de titânio é um sólido altamente inflamável. Fonte: W. Oelen

O titânio metálico por si só não representa nenhum risco à saúde de quem trabalha com ele. É um sólido inofensivo; A menos que seja moído como um pó de partículas finas. Este pó branco pode ser perigoso devido à 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 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 nesses 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 de bromo ou cristais de iodo voláteis. Se isso acontecer, o titânio pega fogo. Nem 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 inflamável do que o constituído por nanopartículas de titânio. No entanto, o ponto central desta subseção deve-se às nanopartículas de TiO ₂, que têm sido utilizadas 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 demonstraram ser tóxicos em estudos em camundongos. Por exemplo, eles mostraram que ela gera enfisema e vermelhidão nos pulmões, além de outros distúrbios respiratórios no desenvolvimento.

Por extrapolação de camundongos para nós, conclui-se que respirar nanopartículas de TiO ₂ 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 TiO _2, na verdade, cobre cerca de 95% de todas as aplicações relacionadas a esse 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, medicamentos, doces, papéis, pedras preciosas, tintas, plásticos, etc.

Revestimentos

O TiO ₂ 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 de um carro. Ferramentas com esses revestimentos podem matar bactérias ao absorver a radiação UV.

Urina de cachorro ou goma de mascar não podiam ser fixadas no asfalto ou cimento pela ação do TiO ₂, o que facilitaria sua posterior remoção.

Bloqueador solar

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

E por fim, no que diz respeito ao TiO ₂, 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 esse óxido de titânio.

Indústria aeroespacial

Ligas de titânio são usadas para fazer aviões grandes 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 onde altas velocidades são necessárias ou aeronaves de grande envergadura são projetadas, como a aeronave A380 na imagem acima.

É por isso que este metal tem muitas aplicações na indústria aeroespacial, pois resiste à oxidação, é leve, forte e suas ligas podem ser melhoradas com os aditivos exatos.

Esporte

Não só 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.

Além disso, 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, KClO ₄ e servir como fogo de artifício; que, de fato, aqueles que os fazem em shows pirotécnicos o fazem.

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 ao osso.

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), os mecanismos de sua intervenção são desconhecidos.

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, a questão ainda está obscura.

Referências

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Titânio. Recuperado de: en.wikipedia.org
3. Cotton Simon. (2019). Titânio. Royal Society of Chemistry. Recuperado de: chemicalworld.com
4. Davis Marauo. (2019). O que é titânio? Propriedades e usos. Estude. Recuperado de: study.com
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (03 de julho de 2019). Titanium Chemical & Physical Properties. Recuperado de: Thoughtco.com
6. KDH Bhadeshia. (sf). Metalurgia do titânio e suas ligas. Universidade de Cambridge. Recuperado de: phase-trans.msm.cam.ac.uk
7. Chambers Michelle. (7 de dezembro de 2017). Como o titânio ajuda vidas. Recuperado de: titaniumprocessingcenter.com
8. Clark J. (5 de junho de 2019). Química do titânio. Chemistry LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org
9. Venkatesh Vaidyanathan. (2019). Como é feito o titânio? Science ABC. Recuperado de: scienceabc.com
10. Dr. Edward Group. (10 de setembro de 2013). Os riscos para a saúde do titânio. Centro de cura global. Recuperado de: globalhealingcenter.com
11. Tlustoš, P. Cígler, M. Hrubý, S. Kužel, J. Száková & J. Balík. (2005). O papel do titânio na produção de biomassa e sua influência no conteúdo de elementos essenciais em lavouras de campo. PLANT SOIL ENVIRON., 51, (1): 19-25.
12. KYOCERA SGS. (2019). História do titânio. Recuperado de: kyocera-sgstool.eu