VANÁDIO: HISTÓRIA, PROPRIEDADES, ESTRUTURA, USOS - QUÍMICA - 2024

O vanádio é o terceiro metal de transição na tabela periódica, representado pelo símbolo químico V. não é tão popular quanto os outros metais, mas quem entende de aços e titânio é mencionado como um aditivo para reforço em ligas ou ferramentas. Fisicamente é sinônimo de dureza e, quimicamente, de cores.

Alguns químicos ousam descrevê-lo como um metal camaleão, capaz de adotar uma ampla gama de cores em seus compostos; Propriedade eletrônica que se assemelha à dos metais manganês e cromo. Em seu estado nativo e puro, ele se parece com outros metais: prata, mas com tons azulados. Depois de enferrujado, tem a aparência mostrada abaixo.

Pedaços de vanádio metálico com finas camadas iridescentes de óxido amarelo. Fonte: Jurii

Nesta imagem, mal se distingue a iridescência do óxido, o que depende dos acabamentos ou da superfície dos cristais metálicos. Esta camada de óxido o protege de oxidação posterior e, portanto, da corrosão.

Essa resistência à corrosão, bem como ao craqueamento térmico, é fornecida às ligas quando átomos de V são adicionados a elas. Tudo isso, sem levantar muito seu peso, já que o vanádio não é um metal pesado, mas leve; ao contrário do que muitos podem pensar.

Seu nome deriva da deusa nórdica Vanadís, da Escandinávia; entretanto, foi descoberto no México, como parte do mineral vanadinita, Pb _{5 3} Cl, de cristais avermelhados. O problema era que, para obtê-lo desse mineral e de muitos outros, o vanádio tinha que se transformar em um composto mais fácil de reduzir do que seu óxido, o V ₂ O ₅ (que se reduz com o cálcio).

Outras fontes de vanádio encontram-se em seres marinhos, ou no petróleo bruto, "aprisionado" nas petroporfirinas.

Em solução, as cores que seus compostos podem ter, dependendo do seu estado de oxidação, são o amarelo, o azul, o verde escuro ou o violeta. O vanádio não se destaca apenas por esses números ou estados de oxidação (de -1 a +5), mas por sua capacidade de se coordenar de diferentes maneiras com os ambientes biológicos.

A química do vanádio é abundante, misteriosa e, em comparação com outros metais, ainda há muita luz que deve ser lançada sobre ele para seu entendimento mais próximo.

História

Descoberta

O México tem a honra de ter sido o país onde este elemento foi descoberto. O mineralogista Andrés Manuel del Río, em 1801, analisando um mineral avermelhado que ele mesmo chamou de chumbo marrom (vanadinita, Pb _{5 3} Cl), extraiu óxidos metálicos cujas características não correspondiam a nenhum elemento conhecido na época.

Assim, ele primeiro batizou esse elemento com o nome de 'Pancromo' por causa da rica variedade de cores de seus compostos; em seguida, ele o rebatizou de 'Erythrono', da palavra grega erythronium, que significa vermelho.

Quatro anos depois, o químico francês Hippolyte Victor Collet Descotils conseguiu fazer com que Del Río se retratasse de suas afirmações, sugerindo que o eritron não era um elemento novo, mas sim impurezas de cromo. E levou mais de vinte anos para que algo fosse conhecido sobre esse elemento esquecido descoberto em solos mexicanos.

Emergência do nome

Em 1830, o químico suíço Nils Gabriel Sefström descobriu outro novo elemento nos minerais de ferro, que chamou de vanádio; nome que deriva da deusa nórdica Vanadís, em comparação de sua beleza com as cores brilhantes dos compostos desse metal.

Naquele mesmo ano, o geólogo alemão George William Featherstonhaugh, observou que vanádio e eritron eram na verdade o mesmo elemento; e embora ele quisesse que o nome do Rio prevalecesse ao chamá-lo de 'Rionio', sua proposta não foi aceita.

Isolamento

Para isolar o vanádio era necessário reduzi-lo de seus minerais e, como o escândio e o titânio, essa tarefa não era fácil devido à sua tenaz afinidade com o oxigênio. Ele teve que primeiro ser transformado em espécies que foram relativamente facilmente reduzidas; no processo, Berzelius obteve nitreto de vanádio em 1831, que ele confundiu com o metal nativo.

Em 1867, o químico inglês Henry Enfield Roscoe, conseguiu a redução do cloreto de vanádio (II), VCl ₂, a vanádio metálico usando gás hidrogênio. No entanto, o metal produzido era impuro.

Finalmente, marcando o início da história tecnológica do vanádio, uma amostra de alta pureza foi obtida pela redução do V ₂ O ₅ com cálcio metálico. Um de seus primeiros usos proeminentes foi fazer o chassi do carro Ford Model T.

Propriedades

Aparência física

Em sua forma pura, é um metal acinzentado com nuances azuladas, macio e dúctil. Porém, quando coberto com uma camada de óxido (principalmente o produto de um isqueiro), adquire cores marcantes como se fosse um camaleão de cristal.

Massa molar

50,9415 g / mol

Ponto de fusão

1910 ° C

Ponto de ebulição

3407 ° C

Densidade

-6,0 g / mL, à temperatura ambiente

-5,5 g / mL, no ponto de fusão, ou seja, dificilmente funde.

Calor de fusão

21,5 kJ / mol

Calor da vaporização

444 kJ / mol

Capacidade de calor molar

24,89 J / (mol K)

Pressão de vapor

1 Pa a 2101 K (praticamente insignificante mesmo em altas temperaturas).

Eletro-negatividade

1,63 na escala de Pauling.

Energias de ionização

Primeiro: 650,9 kJ / mol (V ⁺ gás)

Segundo: 1414 kJ / mol (V ²⁺ gasoso)

Terceiro: 2830 kJ / mol (V ³⁺ gasoso)

Dureza de Mohs

6,7

Decomposição

Quando aquecido, pode liberar gases tóxicos de V ₂ O ₅.

Cores de soluções

Da esquerda para a direita, soluções com vanádio em diferentes estados de oxidação: +5, +4, +3 e +2. Fonte: W. Oelen via Wikipedia.

Uma das principais e notáveis ​​características do vanádio são as cores de seus compostos. Quando alguns deles são dissolvidos em meio ácido, as soluções (principalmente aquosas) exibem cores que permitem distinguir um número ou estado de oxidação de outro.

Por exemplo, a imagem acima mostra quatro tubos de ensaio com vanádio em diferentes estados de oxidação. O da esquerda, de cor amarela, corresponde a V ⁵⁺, especificamente como um cátion VO ₂ ⁺. Em seguida, é seguido pelo cátion VO ²⁺, com V ⁴⁺, de cor azul; o cátion V ³⁺, verde escuro; e V ²⁺, roxo ou malva.

Quando uma solução consiste em uma mistura de compostos V ⁴⁺ e V ⁵⁺, obtém-se uma cor verde brilhante (produto do amarelo com o azul).

Reatividade

A camada de V ₂ O ₅ no vanádio o protege de reagir com ácidos fortes, como sulfúrico ou clorídrico, bases fortes e, além da corrosão causada por oxidação posterior.

Quando aquecido acima de 660 ° C, o vanádio oxida completamente, parecendo um sólido amarelo com brilho iridescente (dependendo dos ângulos de sua superfície). Este óxido amarelo-laranja pode ser dissolvido se ácido nítrico for adicionado, o que retornará o vanádio à sua cor prateada.

Isótopos

Quase todos os átomos de vanádio no Universo (99,75% deles) são cerca do isótopo ⁵¹ V, enquanto uma porção muito pequena (0,25%) corresponde ao isótopo ⁵⁰ V. Portanto, não é surpreendente que o o peso atômico do vanádio é 50,9415 u (mais próximo de 51 do que 50).

Os outros isótopos são radioativos e sintéticos, com meia-vida (t _1/2) variando de 330 dias (⁴⁹ V), 16 dias (⁴⁸ V), algumas horas ou 10 segundos.

Estrutura e configuração eletrônica

Os átomos de vanádio, V, estão dispostos em uma estrutura cristalina cúbica centrada no corpo (bcc), o produto de sua ligação metálica. Das estruturas, esta é a menos densa, com seus cinco elétrons de valência participando do "mar de elétrons", de acordo com a configuração eletrônica:

3d ³ 4s ²

Assim, os três elétrons do orbital 3d, e os dois do orbital 4s, se unem para transitar por uma faixa formada pela sobreposição dos orbitais de valência de todos os átomos V do cristal; claramente, explicação baseada na teoria da banda.

Como os átomos de V são um pouco menores que os metais à sua esquerda (escândio e titânio) na tabela periódica, e devido às suas características eletrônicas, sua ligação metálica é mais forte; fato que se reflete em seu ponto de fusão mais alto e, portanto, com seus átomos mais coesos.

De acordo com estudos computacionais, a estrutura bcc do vanádio é estável mesmo sob enormes pressões de 60 GPa. Superada essa pressão, seu cristal passa por uma transição para a fase romboédrica, que permanece estável até 434 GPa; quando a estrutura bcc reaparece novamente.

Números de oxidação

A configuração eletrônica do vanádio sozinha indica que seu átomo é capaz de perder até cinco elétrons. Quando isso acontece, o gás nobre argônio torna-se isoeletrônico e a existência do cátion V ⁵⁺ é assumida.

Da mesma forma, a perda de elétrons pode ser gradual (dependendo da espécie a que está ligado), tendo números de oxidação positivos que variam de +1 a +5; portanto, em seus compostos a existência dos respectivos cátions V ⁺, V ²⁺ e assim por diante é assumida.

O vanádio também pode ganhar elétrons, transformando-se em um ânion metálico. Seus números de oxidação negativos são: -1 (V ^-) e -3 (V ^3-). A configuração eletrônica de V ^3- é:

3d ⁶ 4s ²

Embora falte quatro elétrons para completar o preenchimento dos orbitais 3d, V ^3- é mais estável energeticamente do que V ^7-, que em teoria necessitaria de espécies extremamente eletropositivas (para dar a ele seus elétrons).

Formulários

-Metal

Ligas de aço titânio

O vanádio confere resistência mecânica, térmica e vibracional, bem como dureza às ligas às quais é adicionado. Por exemplo, como ferrovanádio (ferro e liga de vanádio) ou carboneto de vanádio, ele é adicionado junto com outros metais no aço ou em ligas de titânio.

Desta forma, são criados materiais muito duros e leves, úteis para serem usados ​​como ferramentas (brocas e chaves), engrenagens, peças de automóveis ou aeronaves, turbinas, bicicletas, motores a jato, facas, implantes dentários, etc.

Além disso, suas ligas com gálio (V ₃ Ga) são supercondutoras e são utilizadas para a fabricação de ímãs. E também, devido à sua baixa reatividade, as ligas de vanádio são usadas em tubos por onde circulam reagentes químicos corrosivos.

Baterias redox de vanádio

O vanádio faz parte das baterias redox, VRBs (por sua sigla em inglês: Vanadium Redox Batteries). Eles podem ser usados ​​para promover a geração de eletricidade a partir da energia solar e eólica, bem como baterias em veículos elétricos.

-Compostos

Pigmento

V ₂ O ₅ é usado para dar ao vidro e à cerâmica uma cor dourada. Por outro lado, sua presença em alguns minerais torna-os esverdeados, como acontece com as esmeraldas (e graças a outros metais também).

Catalisador

V ₂ O ₅ também é um catalisador usado para a síntese de ácido sulfúrico e ácido anidrido maleico. Misturado com outros óxidos metálicos, catalisa outras reações orgânicas, como a oxidação de propano e propileno a acroleína e ácido acrílico, respectivamente.

Medicinal

Drogas que consistem em complexos de vanádio têm sido consideradas possíveis e potenciais candidatas para o tratamento de diabetes e câncer.

Papel biológico

Parece irônico que o vanádio, sendo seus compostos coloridos e tóxicos, seus íons (VO ⁺, VO ₂ ⁺ e VO ₄ ^3-, principalmente) em traços sejam benéficos e essenciais para os seres vivos; especialmente aqueles de habitats marinhos.

As razões estão centradas em seus estados de oxidação, com quantos ligantes no ambiente biológico ele coordena (ou interage), na analogia entre o ânion vanadato e fosfato (VO ₄ ^3- e PO ₄ ^3-), e em outros fatores estudados por produtos químicos bioinorgânicos.

Os átomos de vanádio podem então interagir com aqueles átomos pertencentes a enzimas ou proteínas, seja com quatro (tetraedro de coordenação), cinco (pirâmide quadrada ou outras geometrias) ou seis. Se quando isso ocorre uma reação favorável ao organismo é desencadeada, diz-se que o vanádio exerce atividade farmacológica.

Por exemplo, existem haloperoxidases: enzimas que podem usar o vanádio como cofator. Existem também vanabinas (nas células de vanadócitos dos tunicados), fosforilases, nitrogenases, transferinas e albuminas séricas (de mamíferos), capazes de interagir com esse metal.

Uma molécula orgânica ou complexo de coordenação de vanádio chamado amavadin está presente nos corpos de certos fungos, como Amanita muscaria (imagem inferior).

Cogumelo Amanita muscaria. Fonte: Pixabay.

E, finalmente, em alguns complexos, o vanádio pode estar contido em um grupo heme, como é o caso do ferro na hemoglobina.

Referências

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