Dióxido de titânio

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Dióxido de titânio
Titanium(IV) oxide
The unit cell of rutile
Geral
Nome IUPAC
(sistemática)		 Dióxido de titânio
Óxido de titânio (IV)
Outros nomes Titânia,
Rutilo
Brookita
Anatase
Fórmula Química TiO2
Massa molar 79,87 g•mol−1
Cor e aparência sólido branco
Número CAS 13463-67-7
Número E E171
Número HS Óxidos de titânio: 2823.00
2823.00.10.000(anatase)
2823.00.90.000(outros)
Propriedades Físicas
Densidade 4,23 g.cm–3
Ponto de fusão 1870°C
Ponto de ebulição 2972°C
Constante dielétricaεr 80-110
Capacidade térmica 298,13 J/(mol °C)
Condutibilidade térmica 6,531 W/(m K)
Solubilidade Insolúvel
Propriedades Termodinâmicas
∆f H° 249 kJ•mol−1 (gás)
879 kJ•mol−1 (líquido)
944 kJ•mol−1 (sólido)
S° 51 J•mol-1•K−1
Unidades do SI são usadas quando possível. Salvo
quando especificado o contrário, são consideradas
condições normais de temperatura e pressão

O dióxido de titânio, também conhecido como óxido de titânio (IV) ou titânia, é um óxido de titânio encontrado na natureza, cuja fórmula química é TiO2. Quando usado como pigmento, é chamado de titânio branco, pigmento branco PW-6 ou CI 77891. É de se notar que este composto é utilizando em uma grande variedade de aplicações, da pintura e do protetor solar ao seu uso como corante alimentar.

Visto seu baixo coeficiente de atrito, o dióxido de titânio possui ótimas propriedades quando misturado a material de lubrificação, como graxas, entre outros, fazendo com que sua pigmentação reflita na cor do composto. Mas não se deve confundir graxas brancas com graxas à base de dióxido de titânio, pois a cor nas graxas que não contém o TiO2 é resultante apenas de corantes.

O dióxido de titânio também é um semicondutor com gap de aproximadamente 3,2 eV, um índice de refração de 2,7 1 . Como a resistividade elétrica deste material diminui significativamente com o aumento das vacâncias de oxigênio, ele é um candidato ideal para sensores de oxigênio 2 . O TiO2 também chama bastante atenção devido à sua alta estabilidade química e não ser tóxico.

Como um resultado de seu alto índice de refração, também é utilizado como película anti-refletora em células solares de Si e muitos dispositivos ópticos. Dióxido de Titânio é também utilizado em reações catalíticas, agindo como um promotor, um transportador de metais ou óxidos metálicos, um aditivo, ou um catalisador. Quando utilizado como um eletrodo na fotocatálise, aumenta a eficiência da separação eletrolítica da água 3 . Como é um semicondutor óxido de gap aberto (3,2 eV), ele absorve principalmente na região abaixo de 400 nm e apenas 3-5% da luz solar é capaz de ativar as propriedades fotocatalíticas deste oxido 4 . Por este motivo, desde a década de 80 está sendo investido muitos esforços em desenvolver a segunda geração de fotocatalisadores envolvendo TiO2 que possam operar não apenas abaixo do UV mas também na região do visível 5 .

Índice

Produção [editar]

Dióxido de titânio bruto é purificado em conversão ao tetracloreto de titânio em processo clorídrico. Neste processo, o minério bruto, contendo no mínimo 70% de TiO2, é reduzido com carbono, oxidado com cloro para gerar tetracloreto de titânio, ou seja, cloração carbotermal. Este tetracloreto de titânio é então destilado e re-oxidado em chamas de puro oxigênio ou plasma à temperatura de 1500 a 2000 Kelvin, produzindo puro dióxido de titânio enquanto regenera o cloro usado.6 Cloreto de alumínio geralmente é adicionado no processo como promotor rutilo. Nestes casos, o produto é de maioria anatase.

No início do século 20, a produção industrial começou a usar o TiO2 ao invés de óxidos de chumbo como pigmento de tintas brancas 7 . Atualmente, a produção anual de TiO2 supera 4 milhões de toneladas por ano. Ele é principalmente utilizado como pigmento em tinta (51% do total da produção), plásticos (19%) e papel (17%) 7 8 . O aumento no interesse do TiO2 como pigmento ocorreu nos últimos anos devido a sua utilização na coloração de tecidos e couros, bem como em fármacos (cremes dentais, filtros solares com altos fatores de proteção 9 e outros produtos cosméticos) e até mesmo em alimentos (coloração artificial, e materiais que entram em contato direto com alimentos) 7 .

Fases Cristalinas [editar]

As fases mais comuns de serem estudadas e com maior estabilidade cristalina são rutila e anatase, ambas tetragonais, como podemos ver na figura 1 10 .

Fig.1: Célula unitária do cristal de TiO2 na fase anatase e na fase rutila. Esferas vermelhas são oxigênio e esferas azuis são titânio.

Estas fases são compostas por íons de Ti ocupando a coordenada octaedral. A estrutura tanto da anatase quanto da rutila podem ser discutidas em termos dos octaedros (TiO2-6). As duas estruturas cristalinas diferem pela distorção de cada octaedro e pelos padrões de agrupamento das cadeias octaédricas 7 . A rutila é a fase termodinamicamente mais estável e consequentemente a fase mais abundante na natureza. Por este motivo, esta fase foi a mais exaustivamente estudada tanto experimentalmente quanto teoricamente. A cela unitária da rutila (Fig. 1) possui dois átomos de Ti e quatro de O. A fase anatase é uma fase rara de se encontrar na natureza, embora TiO2 de tamanho nanométrico (<~14 nm) tenha a tendência de formar esta estrutura. A cela unitária possui quatro átomos de Ti e oito de O e os octaedros estão conectados pelos vértices. Foram realizados diversos esforços para entender a transformação irreversível de TiO2 anatase para rutila que ocorre a alta temperatura, uma vez que uma ou outra fase é mais vantajosa dependendo da aplicação. Por exemplo, na fotocatálise é preferencialmente utilizado o TiO2 anatase devido a sua alta fotoreatividade 11 enquanto TiO2 rutila é bastante utilizado em pigmentos devido a sua eficiência no espalhamento de luz (4). Foi demonstrado que rutila macrocristalina é mais estável que anatase. Porém ocorre uma inversão nesta estabilidade quando o tamanho das partículas se torna menor que 14 nm 12 .

Form Crystal system Synthesis
rutila tetragonal
anatase tetragonal
brookite ortorrómbico
TiO2(B)13 monoclinico Hidrolise de K2Ti4O9 seguido de aquecimento
TiO2(H),14 tetragonal Oxidação do titanato de potássio, K0.25TiO2
TiO2(R), 15 ortorrómbico Oxidação do titanato de Lítio Li0.5TiO2
TiO2(II)-(α-PbO2)16 ortorrómbico
Forma da baddeleyite, (Ti com numero de coordenação 7)17 monoclinico
TiO2 -OI18 ortorrómbico
Sistema cúbico 19 cúbico P > 40 GPa, T > 1600 °C
TiO2 -OII, Forma de cotunnite(PbCl2)20 orthorhombico P > 40 GPa, T > 700 °C
Nanotubos de Dióxido de Titânio, imagem de SEM.

Nanotubos

Anatase pode ser convertida por síntese hidrotérmica para nanotubos inorgânicos de anatase sem amina21 e nanofitas de titanato, que podem ser usadas como catalisadores de suporte e fotocatalisadores. Na síntese, anatase é misturada com 10 M hidróxido de sódio e aquecido a 130ºC por 72 horas. O produto da reação é lavado com ácido hidroclórico diluído e aquecido a 400ºC por mais 15 horas. A quantidade de nanotubos produzida é considerável, e o diâmetro externo dos nanotubos é de 10 a 20 nm e o diâmetro interno é de 5 a 8 nm; e eles têm comprimento de 1 μm. A mais alta temperatura da reação (170ºC) e o menor volume da reação dão os nanofios correspondentes.

Fotocatalise [editar]

O TiO2 na fase anatase tem propriedades fotocatalíticas quando iluminado por luz ultravioleta. Recentemente foi descoberto que o oxido de titânio dopado com nitrogênio ou com metais de transição como o tungstênio, é fotocatalítico também com luz visível 22 . O forte potencial oxidativo dos “buracos” deixados pela excitação eletrônica oxida a água formando radicais hidroxila, podendo também oxidar materiais orgânicos diretamente. Devido a sua capacidade de degradar materiais orgânicos ele é adicionado a tintas, cimentos, janelas, telhas e outros produtos para a sua esterilização, para desodorizar e também é utilizado em células solares, que são um tipo de célula solar químico (também conhecido como uma célula Graetzel). As propriedades fotocatalíticas do TiO2 foram descobertas por Akira Fujishima em 196723 e publicado em 197224 . O processo na superfície do dióxido de titânio foi chamado de Efeito Honda-Fujishima 23 e este tem potencial para uso na produção de energia, como fotocatalisador, ele pode realizar a hidrólise, ou seja, quebrar a água em hidrogênio e oxigênio. A eficiência e a duração desse processo podem ser aumentadas introduzindo dopantes e defeitos em sua superfície permitindo absorção de luz também no visível e no infravermelho.

Ver também [editar]

Referências [editar]

  1. ↑ Lide, D. R. Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, Cap. 12, p. 12-53 (1996-1997)
  2. ↑ Das Sarma, S.; American Scientist, vol. 89, p. 516 (2001)
  3. ↑ FUJISHIMA,A.;ZHANG,X.;TRYK,D.A TiO(2)photocatalysis and related surface phenomena. Surface Science Reports, v.63,n.12,p.515,2008
  4. ↑ JI,P.; ANPO,M. Recent advances in visible light-responsive titanium oxide-based photocatalysts. Research on Chemical Intermediates, v.36,n.4,p.327,2010
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  8. ↑ BRAUN, J.H.; BAIDINS, A.; MARGANSKI, R.E. TIO2 PIGMENT TECHNOLOGY - A REVIEW. Progress in Organic Coatings, v.20,n.2,p.105,1992
  9. ↑ SCHULZ,J.;WITTERN,K.P. Distribution of sunscreens on skin. Advance Drug Delivery Reviews,v.54,p.S157,2002.
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  23. ↑ a b Phillips, Lance G. and Barbano, David M.. "The Influence of Fat Substitutes Based on Protein and Titanium Dioxide on the Sensory Properties of Lowfat Milk". Journal of Dairy Science 80 (11): 2726.
  24. ↑ ULes, Caren B. (November 2008) Light spells doom for bacteria. Photonics.com
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