hemijski element sa simbolom Ti i atomskim brojem 22 From Wikipedia, the free encyclopedia
Titanij je hemijski element sa simbolom Ti i atomskim brojem 22. To je sjajni prelazni metal, srebrenaste boje, male gustoće ali veoma velike čvrstoće. Dosta je otporan na koroziju u morskoj vodi, zlatotopki i hloru.
 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Titanij u periodnom sistemu | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Hemijski element, Simbol, Atomski broj | Titanij, Ti, 22 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Serija | Prelazni metali | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Grupa, Perioda, Blok | 4, 4, d | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Izgled | srebrenasti metal | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Zastupljenost | 0,41[1] % | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomske osobine | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomska masa | 47,867(1)[2] u | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomski radijus (izračunat) | 140 (176) pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Kovalentni radijus | 160 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Van der Waalsov radijus | - pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektronska konfiguracija | [Ar] 3d2 4s2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Broj elektrona u energetskom nivou | 2, 8, 10, 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Izlazni rad | 4,33 eV[3] eV | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 1. energija ionizacije | 658,8 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 2. energija ionizacije | 1309,8 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 3. energija ionizacije | 2652,5 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 4. energija ionizacije | 4174,6 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Fizikalne osobine | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Agregatno stanje | čvrsto | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Mohsova skala tvrdoće | 6 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Kristalna struktura | heksagonalna (do 882 °C) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Gustoća | 4500[4] kg/m3 pri 298,15 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Magnetizam | paramagnetičan ( = 1,8 · 10−4)[4] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Tačka topljenja | 1941 K (1668 °C) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Tačka ključanja | 3533[5] K (3260 °C) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Molarni volumen | 10,64 · 10−6 m3/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Toplota isparavanja | 457[5] kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Toplota topljenja | 18,7 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Pritisak pare | 0,49 Pa pri 1933 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Brzina zvuka | 4140 m/s pri 293,15 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Specifična toplota | 523[1] J/(kg · K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Specifična električna provodljivost | 2,5 · 106 S/m | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Toplotna provodljivost | 22 W/(m · K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Hemijske osobine | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Oksidacioni broj | +2, +3, +4 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Oksid | TiO2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektrodni potencijal | –0,86 V (TiO2+ + 2H+ + 4e- → Ti + 2H2O) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektronegativnost | 1,54 (Pauling-skala) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Izotopi | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Sigurnosno obavještenje | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Oznake upozorenja Prah
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Obavještenja o riziku i sigurnosti | R: 17-36/37/38 (prah) S: 26 (prah) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ako je moguće i u upotrebi, koriste se osnovne SI jedinice. Ako nije drugačije označeno, svi podaci dobijeni su mjerenjima u normalnim uvjetima. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Titanij je otkrio William Gregor 1791. u Cornwallu, Velika Britanija a ime mu je dao Martin Heinrich Klaproth po Titanima iz grčke mitologije. Element se javlja unutar brojnih mineralnih depozita, uglavnom kao rutil i ilmenit, koji su široko rasprostranjeni u Zemljinoj kori i litosferi, a ima ga i u gotovo svim živim bićima, stijenama, vodotokovima, morima i zemljištu.[6] Metal se dobija iz svojih osnovnih mineralnih ruda pomoću Krollovog[3] i Hunterovog procesa. Njegov najčešći spoj, titanij-dioksid je fotokatalizator a koristi se i za proizvodnju bijelih pigmenata.[7] Drugi spojevi su titanij-tetrahlorid (TiCl4), koji sastojak dimnih zavjesa i katalizator i titanij-trihlorid (TiCl3), koji se koristi u proizvodnji polipropilena kao katalizator.[6]
Titanij se može legirati, između ostalih, i sa željezom, aluminijem, vanadijem i molibdenom, dajući vrlo jake ali lagahne legure pogodne za avionske i aeronautičke aplikacije (mlazne motore, rakete i svemirske letjelice), vojne i industrijske procese (hemikalije i petrohemikalije, tvornice za desalinizaciju, proizvodnju papira), kao i za brojne aplikacije u autoindustriji, prehrambenoj industriji, medicinskim protezama, ortopedskim implantatima, zubnim i endodontskim instrumentima, zubnim implantatima, sportskoj opremi, nakitu, mobilnim telefonima i drugim.[6]
Dvije najkorisnije osobine ovog metala su otpornost na koroziju i najbolji odnos između čvrstoće i gustoće od bilo kojeg drugog metalnog elementa.[8] U nelegiranom obliku, titanij je čvrst poput nekih vrsta čelika, ali je mnogo manje gustoće.[9] Postoje dva alotropska oblika[10] i pet prirodnih izotopa ovog elementa, od 46Ti do 50Ti, među kojim je 48Ti najrasprostranjeniji (73,8%).[11] Iako imaju isti broj valentnih elektrona i nalaze se u istoj grupi periodnog sistema elemenata, titanij i cirkonij se znatno razlikuju po mnogim hemijskim i fizičkim osobinama.
Titanij je otkrio amaterski geolog i klerik William Gregor (u to vrijeme na mjestu vikara župe Creed) 1791. kao inkluziju u jednom mineralu iz Cornwalla (Velika Britanija).[12] Gregor je opazio prisustvo novog elementa u ilmenitu[7] kada je pronašao crni pijesak u vodotoku u susjednoj župi Manaccan, pri čemu je magnet mogao privlačiti taj pijesak.[12] Pri njegovoj analizi, otkrio je prisustvo dva metalna oksida: željezo-oksida (što je objašnjavalo privlačenje magneta) dok 45,25% bijelog metalnog oksida nije mogao identificirati.[13] Nakon što je shvatio da nepoznati oksid sadrži metal koji do tada nije bio otkriven, Gregor je izvještaj o svom otkriću poslao Kraljevskom geološkom društvo Cornwalla te njemačkom naučnom časopisu Crell's Annalen.[12]
Približno u isto vrijeme Franz-Joseph Müller von Reichenstein je dobio sličnu supstancu, ali je nije mogao identificirati.[7] Oksid su ponovno otkrili 1795. godine, nezavisno jedan od drugog, pruski hemičar Martin Heinrich Klaproth u rutilu iz sela Boinka (njemački naziv nepoznatog toponima u Mađarskoj).[12][14] Klaproth je otkrio da on sadrži novi element kojem je dao ime po Titanima iz grčke mitologije.[15] Nakon što je čuo o Gregorovom ranijem otkriću, dobavio je uzorak manaccanita te potvrdio da i on sadrži metal titanij.
Trenutno poznati procesi za izdvajanje titanija iz raznih njegovih ruda su pretežno skupi i zahtijevaju mnogo rada. Nije moguće reducirati rudu zagrijavajući je sa ugljom (kao što se to radi sa željezom), jer se titanij spada sa ugljikom gradeći titanij-karbid.[12] Čisti metalni titanij (99,9% čistoće) prvi je dobio Matthew A. Hunter 1910. godine pri Politehničkom institutu Rensselaer tako što je zagrijavao TiCl4 u prisustvu natrija pri temperaturi od 700–800 °C i visokom pritisku[16] tokom serijske proizvodnje poznate kao Hunterov proces.[3] Metalni titanij se nije koristio izvan laboratorije sve do 1932. kada je William Justin Kroll pokazao da se titanij može proizvesti redukcijom titanij-tetrahlorida (TiCl4) u prisustvu kalcija.[17] Osam godina kasnije, on je poboljšao taj proces tako što je koristio magnezij ili čak kalij, pa je taj proces po njemu i dobio ime Krollov proces.[17] Iako su nastavljena istraživanja o efikasnijim i jeftnijim procesima (kao što su FFC Cambridge, Armstrongov proces i dr), Krollov proces se i danas koristi za komercijalnu proizvodnju ovog metala.[3][7]
Titanij veoma velikog stepena čistoće dobijen je u malim količinama kada su Anton Eduard van Arkel i Jan Hendrik de Boer otkrili jodid odnosno proces kristalne poluge 1925. godine, tako što su reakcijom sa jodom dobili pare koje su se raspale prevođenjem preko vrelog filamenta, dajući čisti metalni titanij.[18]
Tokom 1950-ih i 1960-ih, Sovjetski savez je predvodio svijet u korištenju titanija u vojne svrhe, naročito za podmornice[16] (klase podmornica "Alfa" i "Mike" - K-278 Komsomolets)[19] kao dio sovjetskih hladnoratovskih vojnih programa.[20] Počev od ranih 1950-ih, titanij se znatno počeo koristiti u vojnoj avioindustriji, u najvećoj mjeri za mlazne avione visokih performansi, na početku kod F-100 Super Sabre, zatim i aviona poput Lockheed A-12 te SR-71.
Prepoznavajući stratešku važnost titanija,[21] Ministarstvo odbrane Sjedinjenih Američkih Država (DoD) podržalo je prvobitne napore njegove komercijalizacije. U doba Hladnog rata, američka vlada je titanij smatrala strateškim materijalom, te su ogromne zalihe titanijske "spužve" skladištene u Nacionalnom centru za skladištenje vojnog materijala, iz kojeg je veći dio zaliha izbačen tek 2000-ih.[22] Prema podacima iz 2006. godine, najveći svjetski proizvođač ruska kompanija VSMPO-Avisma imala je približno 29% udjela u svjetskoj proizvodnji ovog metala.[23] U 2015. titanijska "spužva" se proizvodila u šest zemalja svijeta (poredano po količini): Kina, Japan, Rusija, Kazahstan, SAD, Ukrajina i Indija.[24][25]
Američka agencija za projekte naprednog istraživanja iz oblasti odbrane (DARPA) je 2006. dala poticaj konzorciju od dvije kompanije u visini od 5,7 miliona US$ u cilju razvitka novog proces dobijanja metalnog praha titanija. Pod visokim pritiskom i temperaturom takav prah se može koristiti za dobijanje snažnih ali vrlo lahkih predmeta, u rasponu od aeronautičkih komponenti, tenkovskih oplata te sirovina za hemijsku industriju.[26]
Naučnici sa Američkog nacionalnog instituta za standarde i tehnologiju (NIST) i hemijske korporacije Afton su 2008. godine objavili rezultate istraživanja o dodavanju titanijevih spojeva u pogonska goriva, gdje ti spojevi grade slojeve otporne na habanje, reda veličine u nanometrima, na površinama osjetljivih dijelova motora, što implicira njihovu upotrebu kao pogodnu zamjenu za ranije spojeve, štetne po okolinu.[27] Titanij je također i jedan od kandidata kojim bi se mogli zamijeniti otrovni spojevi fosfora, koji se nalaze u većini pogonskih goriva i maziva.
Kao metalni element, titanij je općepoznat po svom visokom omjeru između čvrstoće i gustoće.[10] On je vrlo čvrst metal niske gustoće i relativno je duktilan (naročito u okruženju bez kisika),[6] sjajan i metalno-bijele boje.[28] Relativno visoka tačka topljenja titanija (viša od 1650 °C) čini ga korisnim vatrostalnim metalom. On je paramagnetičan i ima prilično nisku električnu i toplotnu provodljivost.[6]
Titanij trgovačke (99,2% čist) čistoće ima apsolutni otpor izvlačenju od oko 434 MPa, što je približno jednako uobičajenim niskolegiranim čeličnim legurama, ali je od njih daleko lakši. Titanij ima oko 60% veću gustoću od aluminija, ali je više nego dvostruku jači od njega[9] u usporedbi sa najčešće korištenom legurom aluminija 6061-T6. Određene legure titanija (npr. Beta C) dostižu zateznu čvrstoću od preko 1400 MPa.[8] Međutim, on gubi čvrstoću ako se zagrijava iznad 430 °C.[29]
Titanij nije čvrst kao neke vrste toplotno obrađenog čelika, nije magnetičan i vrlo slab je provodnik toplote i električne struje. Mašinska obrada titanija zahtijeva posebne mjere opreza, jer bi se materijal mogao oštetiti i izgrebati ako se ne koriste vrlo oštri alati i adekvatne mjere hlađenja. Kao i one napravljene od čelika, predmeti i strukture od titanija također imaju sličnu granicu zamora koja garantira dugovječnost u nekim aplikacijama.[28] Njegove legure imaju daleko manju krutost od mnogih drugih strukturnih materijala poput legura aluminija ili karbonskih vlakana.
Metal je dimorfni alotrop sa heksagonalnom α formom koja se mijenja u prostornu-centriranu kubičnu (rešetkastu) β formu pri 882 °C.[29] Specifični toplotni kapacitet α forme znatno se povećava kada se zagrijava do ove prelazne temperature ali iznad nje pada i ostaje približno konstantna za β formu bez obzira na temperaturu.[29] Poput cirkonija i hafnija, postoje i omega faze, koje su termodinamički stabilne pri visokim pritiscima ali su metastabilne pri normalnom pritisku. Ova faza je obično heksagonalna (idealna) ili trigonalna (nepravilna) a smatra se da se javlja zbog mehkog longitudinalnog akustičnog fonona β faze uzrokujući propadanje (111) ravni atoma.[30]
Poput aluminija i magnezija, metalni titanij i njegove legure se oksidiraju odmah nakon izlaganja kisiku iz zraka. Titanij vrlo lahko reagira sa kisikom iz zraka pri 1200 °C, dok pri 610 °C sa čistim kisikom nastaje titanij-dioksid.[10] Međutim, on vrlo sporo reagira s vodom i zrakom na sobnoj temperaturi jer na njegovoj površini nastaje pasivni sloj oksida koji ostatak titanija štiti od daljnje oksidacije.[6] Čim se taj zaštitni sloj formira, on je debeo tek 1 do 2 nm, ali postaje sve deblji te nakon približno četiri godine iznosi oko 25 nm.[32]
Atmosferska pasivizacija omogućava titaniju odličnu otpornost na koroziju, toliku da se može porediti s platinom. U sposobnosti je izdržati napad razrijeđene sumporne i hlorovodične kiseline, hloridnih rastvora i većine organskih kiselina.[3] Ipak, ovaj metal mogu korodirati koncentrirane kiseline.[33] Kao što to indicira negativni redoks potencijal, titanij je termodinamički veoma reaktivan metal koji sagorijeva u atmosferi i pri nižim temperaturama od svoje tačke topljenja. Topljenje je moguće samo u inertnoj atmosferi ili u vakuumu. Pri 550 °C, on se spaja sa hlorom.[3] Također reagira i sa drugim halogenim i apsorbira vodik.[7]
Titanij je jedan od malobrojnih elemenata koji sagorijevaju u čistom gasovitom dušiku, s njim reagira pri 800 °C gradeći titanij-nitrid, koji uzrokuje krhkost.[34] Zbog reaktivnosti sa kisikom, dušikom i nekim drugim gasovima, titanijski filamenti se koriste u sublimacijskim pumpama kao "hvatači" ovih gasova. Takve pumpe vrlo jeftino i efikasno omogućavaju postizanje izuzetno niskih pritisaka u sistemima sa ultravisokim vakuumom.
Prirodni titanij se sastoji iz pet stabilnih izotopa: 46Ti, 47Ti, 48Ti, 49Ti i 50Ti, od kojih je 48Ti najviše zastupljen (73,8%). Osim njih, otkriveno je 11 radioizotopa, među kojim je najstabilniji 44Ti sa vremenom poluraspada od 63 godine, zatim slijede izotopi 45Ti sa 184,8 minuta do poluraspada, 51Ti sa 5,76 minuta i 52Ti sa 1,7 minuta. Svi ostali radioaktivni izotopi raspadaju se za kraće od 33 sekunde, a većina kraće od pola sekunde.[11]
Izotopi titanija imaju raspon atomskih težina od 39,99 u (40Ti) do 57,966 u (58Ti). Primarni način raspada kod izotopa lakših od najrasprostranjenijeg stabilnog, 48Ti, jeste elektronski zahvat dok je kod onih težih beta-raspad. Osnovni proizvod raspada kod izotopa lakših od 48Ti su izotopi elementa 21 (skandija) dok su osnovni proizvodi izotopa težih od 48Ti izotopi elementa 23 (vanadija).[11] Titanij postaje radioaktivan nakon bombardiranja sa deuteronima, uglavnom emitirajući pozitrone i tvrde gama zrake.[3]
| Država | hiljada tona | % udjela svjetske proizvodnje |
|---|---|---|
 Australija | 1.300 | 19,4 |
 Južnoafrička Republika | 1.160 | 17,3 |
 Kanada | 700 | 10,4 |
 Indija | 574 | 8,6 |
 Mozambik | 516 | 7,7 |
 Kina | 500 | 7,5 |
 Vijetnam | 490 | 7,3 |
 Ukrajina | 357 | 5,3 |
| svijet | 6.700 | 100 |
Titanij je deveti element po rasprostranjenosti u Zemljinoj kori (oko 0,63% po masi)[13] te sedmi metal po rasprostranjenosti. Prisutan je u vidu oksida u većini vulkanskih stijena, kao i sedimentima nastalih iz njih, zatim živim bićima i većini vodenih površina.[3][6] Među 801 vrstom vulkanskih stijena koje je analizirao Američki geološki zavod, 784 vrste sadržavaju titanij. Njegov udio u zemljištu iznosi približno 0,5% do 1,5%.[13]
Vrlo široko je rasprostranjen i javlja se uglavnom u mineralima anatasu, brukitu, ilmenitu, perovskitu, rutilu i titanitu.[32] Među ovim mineralima, samo rutil i ilmenit imaju određeni ekonomski značaj, mada ih je dosta teško naći u visokim koncentracijama. U 2011. godini iskopano je oko 6 miliona tona rutila i 0,7 miliona tona ilmenita.[35] Značajni depoziti ilmenita sa visokim udjelom titanija postoje u zapadnoj Australiji, Kanadi, Kini, Indiji, Mozambiku, Novom Zelandu, Norveškoj, Ukrajini i Južnoafričkoj Republici.[32] U 2011. proizvedeno je oko 186 hiljada titanija u obliku metalne "spužve", uglavnom u Kini (60.000 t), Japanu (56 hiljada tona), Rusiji (40.000 t), SAD (32 hiljade tona) i Kazahstanu (20,7 hiljada tona). Ukupne rezerve titanija se procjenjuju na oko 600 miliona tona.[35]
Koncentracija titanija u okeanu je oko 4 pikomola po litru. Pri 100 °C procjenuje se da je koncentracija titanija u vodi manja od 10−7 M uz pH vrijednost 7. Identitet iona titanija u vodenom rastvoru nije dovoljno poznat jer je on vrlo slabo rastvorljiv te za to ne postoje dovoljno osjetljive spektroskopske metode, međutim poznato je da je njegovo oksidacijsko stanje +4 stabilno u prisustvu zraka. Ne postoje dokazi da titanij ima neku biološku ulogu, mada su poznati rijetki organizmi koji akumuliraju velike koncentracije titanija u sebi.[36]
Titanij je otkriven i u meteoritima a detektovan je i u Sunčevom spektru kao i zvijezdama M-klase[3] (najhladniji tip) gdje je temperatura površine oko 3200 °C.[15] Uzorci stijena donesenih sa Mjeseca tokom misije Apollo 17 imali su u sebi oko 12,1% TiO2.[3] Također ga ima i u ugljenoj prašini, biljkama pa i u ljudskom tijelu. Samorodni titanij (čisto metalni) je veoma rijedak,[37] a tek 2010. je priznat kao zaseban mineral.
Proizvodnja i prerada metalnog titanija odvija se u četiri osnovna koraka:[8] redukcija titanijske rude u "spužvu", poroznu formu metala; topljenje "spužve" odnosno nje i osnovne legure koja gradi ingot; osnovna proizvodnja kada se ingot pretvara u osnovne proizvode valjaonice poput ploča, šipki, cijevi, poluga i slično, te sekundarna prerada kada se iz poluproizvoda dobijaju gotovi predmeti.
Pošto se ne može lahko proizvesti redukcijom titanij-dioksida,[28] metalni titanij se dobija redukcijom TiCl4 sa metalnim magnezijem u Krollovom procesu. Složenost ove serijske proizvodnje u Krollovom procesu opravdava se relativno visokom vrijednošću titanija na tržištu,[38] iako je Krollov proces donekle jeftiniji od Hunterovog procesa.[16] Da bi se dobio TiCl4 neophodan za Krollov proces, dioksid se mora podvrgnuti karbotermičkoj redukciji u prisustvu hlora. U tom procesu, gasoviti hlor se propušta iznad užarene smjese rutila ili ilmenita uz prisustvo ugljika. Nakon temeljitog pročišćavanja putem frakcionalne destilacije, TiCl4 se reducira pri 800 °C pomoću istopljenog magnezija u atmosferi internog gasa argona.[10] Dalje se metalni titanij čisti van Arkel-de Boerovim procesom, koji uključuje termalno raspadanje titanij-tetrajodida.
U posljednje vrijeme razvijen je metod serijske proizvodnje zvani FFC Cambridge proces,[39] u kojem se koristi prah titanij-dioksida (rafinirani oblik rutila) kao sirovinska baza a dobija se metalni titanij u obliku spužve ili praha. Ovaj proces zahtijeva nekoliko koraka manje od Krollovog procesa i oduzima manje vremena.[40] Ako se u procesu pomiješaju prahovi oksida, proizvod je legura.
Uobičajene legure titanij dobijaju se redukcijom. Primjeri takvih legura su kuprotitanij (reducira se rutil uz dodatak bakra), ferougljični titanij (reducira se ilmenit sa koksom u električnoj peći) te manganotitanij (rutil sa manganom ili njegovim oksidima).[41]
Dobijeno je oko 50 vrsta i legura titanija koje su još u upotrebi, mada je samo nekoliko desetaka lahko dostupno na tržištu.[8] Međunarodna organizacija za standardizaciju (ASTM International) priznaje 31 leguru i stepene čistoće titanija među kojima se stepeni od 1 do 4 smatraju komercijalno čistim metalom (nelegiranim). Ova četiri stepena čistog titanija se razlikuju po čvrstoći, otporu izvlačenju kao funkciji udjela kisika, pri čemu je stepen 1 najduktilniji (najmanja vlačna čvrstoća uz udio kisika od 0,18%), dok je stepen 4 najmanje duktilan (najviša vlačna čvrstoća uz udio kisika od 0,4%).[32] Ostali stepeni titanija su legure titanija, među kojima je svaka dizajnirana za određene osobine duktilnosti, čvrstoće, tvrdoće, električnog otpora, otpornosti na puzanje, specifične otpornosti na koroziju kao i kombinacije ovih osobina.[42]
Pored specifikacija određenih ASTM standardom, legure titanija se proizvode i u skladu sa američkim vojnim i svemirskim standardima (SAE-AMS, MIL-T), ISO standardima te specifikacijama karakterističnim za pojedine zemlje, kao i onima koje krajnji korisnici naruče za potrebe svemirskih programa, vojnih, medicinskih i raznih industrijskih aplikacija.[8]
Prah titanija se proizvodi u procesu masovne proizvodnje, poznatog kao Armstrongov proces,[43] sličnog Hunterovom procesu serijske proizvodnje. Toku gasa titanij-tetrahlorida se dodaje tok istopljenog metalnog natrija, proizvodi (so natrij-hlorid i čestice titanija) se filtriraju od viška natrija. Zatim se titanij odvaja od soli ispiranjem vodom. I natrij i hlor se mogu reciklirati u ovom procesu kako bi se preradilo više titanij-tetrahlorida.[44]
Svo zavarivanje titanija se mora vršiti u inertnoj atmosferi argona ili helija da bi se on zaštitio od kontaminacije atmosferskim gasovima (kisikom, dušikom i vodikom).[29] Ako dođe do kontaminacije dešava se niz pojava, poput krhkosti, čime se smanjuje integritet zavarenih površina i dovodi do mogućeg loma. Komercijalno čisti valjani proizvodi (limovi, ploče) se vrlo lahko proizvode, ali se pri njihovom dobijanju mora paziti da metal ima vrstu "pamćenja" te teži da se vrati u prvobitni oblik. Ovo je naročito uočljivo kod nekih vrlo čvrstih legura.[45][46] Titanij se ne može lemiti prije nego što se obloži nekim metalom koji je lemljiv.[47] Titanij se može mašinski obrađivati istim alatima koji se koriste za obradu nehrđajućeg čelika.[29]
Legure titanija su veoma lahke i mehanički izdržljive, posebno na razvlačenje i zbog toga se koriste u avioindustriji, a također i za pravljenje bicikla i drugih sportskih sprava. Legure titanija imaju mnogo bolje osobine od legura aluminija, ali su od njih značno skuplje te su zbog toga manje zastupljene. U nehrđajućim čelicima, titanij onemogućava međukristalnu koroziju.
Legure na bazi titanija su sa oko 45€ po kilogramu znatno skuplje od superlegura. Zbog toga se one koriste samo u aplikacijama koje zahtjevaju najveće performanse:
Oksidacijsko stanje +4 je dominantno u hemiji titanija,[48] mada su poznati i spojevi oksidacijskog stanja +3.[49] Obično titanij usvaja oktaedarsku koordinacijsku geometriju u svojim kompleksima, a tetraedarski TiCl4 je značajan izuzetak. Zbog tog visokog oksidacijskog stanja, spojevi titanija(IV) pokazuju visoki stepen kovalentnog vezivanja. Za razliku od većine drugih prelaznih metala, jednostavni vodeni Ti(IV)-kompleksi su nepoznati.
Najvažniji oksid je TiO2, koji postoji u tri važna polimorfna oblika: anatas, brukit i rutil. Svi oni su bijele dijamagnetične supstance, mada neki mineralni uzorci mogu biti tamni (vidi rutil). Oni usvajaju polimerne strukture u kojima je atom titanija okružen sa drugih šest oksidnih liganada, povezanih na druge Ti centre.
Pod pojmom "titanati" obično se smatraju spojevi titanija(IV), a njihov predstavnik je barij-titanat (BaTiO3). Sa strukturom perovskita, ovaj materijal ima piezoelektrične osobine te se koristi kao pretvarač za pretvaranje zvuka u elektricitet i obrnuto.[10] Mnogi minerali spadaju u titanate, npr. ilmenit (FeTiO3). Zvjezdasti safiri i rubini pokazuju svoj asterizam (odsjaj u obliku zvijezde) zbog prisustva nečistoća titanij-dioksida u njima.[32] Poznati su raznovrsni reducirani oksidi titanija. Ti3O5, opisan kao vrsta Ti(IV)-Ti(III) spoja, jeste ružičasti poluprovodnik dobijen redukcijom TiO2 sa vodikom pri visokim temperaturama,[50] a našao je industrijsku primjenu u slučajevima kada je potrebno da površina bude prekrivena parama titanij-dioksida. Ovaj spoj isparava u vidu čistog TiO, dok, za razliku od njega, TiO2 isparava u vidu mješavine oksida te se taloži u sloju koji ima varijabilan indeks prelamanja.[51] Također je proučavan i spoj Ti2O3, sa strukturom korunda te TiO sa strukturom kamene soli, mada je ona često nestehiometrijska.[52]
Alkoksidi titanija(IV), dobijeni reakcijom TiCl4 sa alkoholima, su bezbojne supstance koje prelaze u diokside njihovom reakcijom sa vodom. Oni su industrijski korisni za procese gdje se treba nanijeti sloj čvrstog TiO2 putem sol-gel procesa. Titanij-izopropoksid se koristi u sintezama hiralnih organskih spojeva pomoću asimetrične katalitičke epoksidacije.
Titanij gradi brojne vrste sulfida, međutim jedino za TiS2 postoji određeni naučni i ekonomski interes. On usvaja slojevitu strukturu a koristi se kao katoda u razvoju litijskih baterija. Pošto je ion Ti(IV) tvrdi kation, sulfidi titanija su nestabilni i obično hidroliziraju do oksida uz otpuštanje vodik-sulfida.
Titanij-nitrid (TiN) ima ekvivalent tvrdoće uporediv sa safirom i karborundom (9,0 na Mohsovoj skali),[53] te se često koristi za oblaganje alata za rezanje ili bušenje, poput svrdla.[54] Zbog zlatnog odsjaja koristi se i u dekorativne svrhe, a kao izolatorski metal u proizvodnji poluprovodnika.[55] Titanij-karbid, koji je također izuzetno tvrd, našao je primjenu u proizvodnji alata za sječenje i za oblaganje.[56]
Titanij-tetrahlorid (titanij(IV)-hlorid, TiCl4[57]) je bezbojna isparljiva tekućina (iako su trgovački uzorci žućkasti), koja u prisustvu kisika iz zraka hidrolizira uz spektakularno otpuštanje bijelog dima. Pomoću Krollovog procesa TiCl4 se dobija tokom konverzije titanijevih ruda do titanij-dioksida koji se naprimjer koristi kao bijeli pigment.[58] On se također vrlo široko koristi u organskoj hemiji kao Lewisova kiselina, naprimjer u procesu Mukaiyamine aldol kondenzacije.[59] U van Arkelovom procesu, titanij-tetrajodid (TiI4) se generiše pri proizvodnji titanijevog metala izrazito visoke čistoće. Titanij(III) i titanij(II) također grade stabilne hloride. Značajan primjer je titanij(III)-hlorid (TiCl3), koji se koristi kao katalizator u proizvodnji poliolefina (vidi Ziegle-Nattin katalizator) te kao redukciono sredstvo u organskoj hemiji.
Zbog svoje važne uloge kao polimerizacijski katalizatori, spojevi titanija sa Ti-C vezama su vrlo detaljno proučavani. Među najčešćim organotitanijskim kompleksima je titanocen-dihlorid ((C5H5)2TiCl2). Slični spojevi su i Tebbeov i Petasisov reagens. Titanij gradi i karbonilne komplekse kao što je naprimjer titanocen-dikarbonil (C5H5)2Ti(CO)2.[60]
Neke vrste gljivica poput Marasmius oreades i Hypholoma capnoides mogu biološki konvertirati titanij u zemljištima gdje se on nalazi kao zagađivač.[61]
Titanij nije otrovan čak i u većim količinama, te ne igra nikakvu biološku ulogu unutar čovjekovog organizma.[15] Procjenjuje se da čovjek svaki dan prosječno unese u organizam oko 0,7 mg titanija, od čega većina prođe kroz tijelo bez apsorbovanja u tkiva.[15] Međutim, ponekad se može bioakumulirati u tkiva koja sadrže silicij-dioksid. Jedna studija[62] navodi da postoji moguća povezanost između titanija i sindroma "žutih noktiju". Nepoznati mehanizam u biljkama može iskorištavati titanij za simuliranje proizovdnje ugljikohidrata i potpomoći njen rast. Ovo može objasniti zašto većina biljaka sadrže oko 1 ppm titanija, dok neke od njih koje se koriste u ishrani imaju do 2 ppm. Kopriva i preslica mogu sadržavati i do 80 ppm titanija.[15] U vidu praha ili u obliku metalnih opiljaka, titanij može predstavljati značajnu opasnost od požara, a pri zagrijavanju u prisustvu zraka, i opasnost od eksplozije.[63] Voda i ugljik-dioksid nisu pogodni za gašenje vatre uzrokovane titanijom, nego se moraju koristiti suha praškasta sredstva D klase.[7]
Seamless Wikipedia browsing. On steroids.
Every time you click a link to Wikipedia, Wiktionary or Wikiquote in your browser's search results, it will show the modern Wikiwand interface.
Wikiwand extension is a five stars, simple, with minimum permission required to keep your browsing private, safe and transparent.
