Titânio

Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Ir para: navegação, pesquisa
Text document with red question mark.svg
Este artigo ou secção contém uma ou mais fontes no fim do texto, mas nenhuma é citada no corpo do artigo, o que compromete a confiabilidade das informações. (desde janeiro de 2009)
Por favor, melhore este artigo introduzindo notas de rodapé citando as fontes, inserindo-as no corpo do texto quando necessário.
Pix.gif Titânio Stylised Lithium Atom.svg
EscândioTitânioVanádio
  Hexagonal.png
 
22
Ti
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Ti
Zr
Tabela completaTabela estendida
Aparência
prateado

Informações gerais
Nome, símbolo, número Titânio, Ti, 22
Série química metais de transição
Grupo, período, bloco 4 (IVB), 4, d
Densidade, dureza 4507 kg/m3, 6
Número CAS
Número EINECS
Propriedade atómicas
Massa atômica 47,867(1) u
Raio atómico (calculado) 140 (176) pm
Raio covalente 136 pm
Raio de Van der Waals pm
Configuração electrónica [Ar] 3d2 4s2
Elétrons (por nível de energia) 2, 8, 10, 2 (ver imagem)
Estado(s) de oxidação 4 (anfótero)
Óxido
Estrutura cristalina hexagonal
Propriedades físicas
Estado da matéria sólido
Ponto de fusão 1941 K
Ponto de ebulição 3560 K
Entalpia de fusão 15,45 kJ/mol
Entalpia de vaporização 421 kJ/mol
Temperatura crítica  K
Pressão crítica  Pa
Volume molar m3/mol
Pressão de vapor 0,49 Pa a 1933 K
Velocidade do som 4140 m/s a 20 °C
Classe magnética
Susceptibilidade magnética
Permeabilidade magnética
Temperatura de Curie  K
Diversos
Eletronegatividade (Pauling) 1,54
Calor específico 520 J/(kg·K)
Condutividade elétrica 2,34×106 S/m
Condutividade térmica 21,9 W/(m·K)
Potencial de ionização 658,8 kJ/mol
2º Potencial de ionização 1309,8 kJ/mol
3º Potencial de ionização 2652,5 kJ/mol
4º Potencial de ionização 4174,6 kJ/mol
5º Potencial de ionização 9581 kJ/mol
6º Potencial de ionização 11533 kJ/mol
7º Potencial de ionização 13590 kJ/mol
8º Potencial de ionização 16440 kJ/mol
9º Potencial de ionização 18530 kJ/mol
10º Potencial de ionização 20833 kJ/mol
Isótopos mais estáveis
iso AN Meia-vida MD Ed PD
MeV
44Ti sintético 63 anos ε 0,268 44Sc
46Ti 8,0% estável com 24 neutrões
47Ti 7,3% estável com 25 neutrões
48Ti 73,8% estável com 26 neutrões
49Ti 5,5% estável com 27 neutrões
50Ti 5,4% estável com 28 neutrões
Unidades do SI & CNTP, salvo indicação contrária.

O titânio é um elemento químico de símbolo Ti, número atômico 22 (22 prótons e 22 elétrons) com massa atômica 47,90 u. Trata-se de um metal de transição leve, forte, cor branca metálica, lustroso e resistente à corrosão, sólido na temperatura ambiente. O titânio é muito utilizado em ligas leves em pigmento preto.

É um elemento que ocorre em vários minerais, sendo as principais fontes o rutilo e a Ilmenita. Apresenta inúmeras aplicações como metal de ligas leves na indústria aeronáutica, aeroespacial e outras.

Este metal foi descoberto na Inglaterra por William Justin Gregor em 1791, a partir do mineral conhecido como ilmenita.

Características principais[editar | editar código-fonte]

Titânio (mineral concentrado)

O titânio é um elemento metálico muito conhecido por sua excelente resistência à corrosão (quase tão resistente quanto a platina) e por sua grande resistência mecânica. Possui baixa condutividade térmica e elétrica. É um metal leve, forte e de fácil fabricação com baixa densidade (40% da densidade do aço). Quando puro é bem dúctil e fácil de trabalhar. O ponto de fusão relativamente alto faz com que seja útil como um metal refratário. Ele é mais forte que o aço, porém 45% mais leve. É 60% mais pesado que o alumínio, porém duas vezes mais forte. Tais características fazem com que o titânio seja muito resistente contra os tipos usuais de fadiga. Esse metal forma uma camada passiva de óxido quando exposto ao ar, mas quando está em um ambiente livre de oxigênio ele é dúctil. Ele queima quando aquecido e é capaz de queimar imerso em nitrogênio gasoso. É resistente à dissolução nos ácidos sulfúrico e clorídrico, assim como à maioria dos ácidos orgânicos.

Experimentos têm mostrado que titânio natural se torna notavelmente radioativo após ser bombardeado por deutério, emitindo principalmente pósitrons e raios gama. O metal é dimórfico com a forma hexagonal alfa mudando para um cúbico beta muito lentamente por volta dos 800 °C. Quando incandescente ele se combina com oxigênio, e ao alcançar 550 °C é capaz de combinar com o cloro.

Quanto à fabricação do titânio metálico, existem atualmente seis tipos de processos disponíveis: "Kroll", "Hunter", redução eletrolítica, redução gasosa, redução com plasma e redução metalotérmica. Dentre estes, destaca-se o processo Kroll, que é o responsável, até hoje, pela maioria do titânio metálico produzido no mundo ocidental.

Na forma de metal e suas ligas, cerca de 60% do titânio são utilizados nas indústrias aeronáuticas e aeroespaciais, sendo aplicados na fabricação de peças para motores e turbinas, fuselagem de aviões e foguetes.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

Relógio de pulso com tampa de titânio

Na engenharia[editar | editar código-fonte]

  1. Indústria química, devido à sua resistência à corrosão e ao ataque químico;
  2. Indústria naval: o titânio metálico é empregado em equipamentos submarinos e de dessalinização de água do mar;
  3. Indústria aeronáutica: é usado na fabricação das pás da turbina dos turbofans, turbojatos e turbo-hélice;
  4. Indústria nuclear: é empregado na fabricação de recuperadores de calor em usinas de energia nuclear;
  5. Indústria bélica: o titânio metálico é sempre empregado na fabricação de mísseis e peças de artilharia;
  6. Na metalurgia, o titânio metálico, ligado com cobre, alumínio, vanádio, níquel e outros, proporciona qualidades superiores aos produtos. Outra aplicação, que se dá somente com o rutilo, é no revestimento de eletrodos de soldar.
  7. Também é usado na condutividade Térmica nos computadores.

Outras Aplicações[editar | editar código-fonte]

  1. Aproximadamente 95% de todo o titânio é consumido na forma de dióxido de titânio (TiO2), um pigmento permanente intensamente branco. Tintas feitas com dióxido de titânio são excelentes refletores de radiação infravermelha sendo assim muito utilizadas por astrônomos;
  2. Aplicações em produtos para consumo como bicicletas, óculos, instrumentos musicais e computadores estão se tornando bem comuns. As ligas mais comuns são com alumínio, ferro, manganês, molibdênio e outros metais;
  3. Tetra cloreto de titânio (TiCl4), um líquido incolor, é usado para iridizar vidro;
  4. Dióxido de titânio também é usado em protetores solares devido à sua capacidade de proteger a pele;
  5. Por ser considerado fisiologicamente inerte, o metal é utilizado em implantes.

História[editar | editar código-fonte]

O titânio (chamado assim pelos Titãs, filhos de Urano e Gaia da mitologia grega) foi descoberto na Inglaterra por William Justin Gregor em 1791, a partir do mineral conhecido como ilmenita (FeTiO3). Este elemento foi novamente descoberto mais tarde pelo químico alemão Heinrich Klaproth, desta vez no mineral rutilo (TiO2), que o denominou de titânio em 1795.

Matthew A. Hunter preparou pela primeira vez o titânio metálico puro (com uma pureza de 99,9%) aquecendo tetra cloreto de titânio (TiCl4) com sódio a 700-800 °C num reator de aço.

O titânio como metal não foi utilizado fora do laboratório até 1946, quando William J. Kroll desenvolveu um método para produzi-lo comercialmente. O processo Kroll consiste na redução do TiCl4 com magnésio, método que continua sendo utilizado atualmente.

Abundância e obtenção[editar | editar código-fonte]

O titânio como metal, não é encontrado livre na natureza, porém é o nono em abundância na crosta terrestre e está presente na maioria das rochas ígneas e sedimentos derivados destas rochas. É encontrado principalmente nos minerais anatase (TiO2), brookita (TiO2), ilmenita (FeTiO3), leucoxena, perovskita (CaTiO3), rutilo (TiO2) e titanita (CaTiSiO5); também como titanato em minas de ferro. Destes minerais, somente a ilmenita, a leucoxena e o rutilo apresentam importância econômica. São encontrados depósitos importantes na Austrália, na Escandinávia, Estados Unidos e Malásia.

O titânio metálico é produzido comercialmente a partir da redução do tetracloreto de titânio (TiCl4) com magnésio a 800 °C em atmosfera de argônio. Em presença do ar reagiria com o nitrogênio e oxigênio. Este processo, desenvolvido por William Justin Kroll em 1946, é conhecido como "processo Kroll". Deste modo é obtido um produto poroso conhecido como esponja de titânio que, posteriormente, é purificado para a obtenção do produto comercial.

Com o objetivo de atenuar o grande consumo energético do processo Kroll (1,7 vezes maior que o necessário para o alumínio) encontram-se em desenvolvimento procedimentos de eletrólise com sais fundidos, ainda sem aplicação comercial.

Para a obtenção de titânio com pureza maior, em pequenas quantidades (escala de laboratório), pode-se empregar o método de van Arkel-de Boer. Este método baseia-se na reação do titânio com iodo a uma determinada temperatura para a obtenção do tetraiodeto de titânio (TiI4) que, posteriormente, é decomposto numa determinada temperatura para devolver o metal com pureza maior.

Isótopos[editar | editar código-fonte]

São encontrados 5 isótopos estáveis na natureza: Ti-46, Ti-47, Ti-48, Ti-49 e Ti-50, sendo o Ti-48 o mais abundante (73,8%). Têm-se caracterizados 11 radioisótopos, sendo os mais estáveis o Ti-44, com uma meia-vida de 5,76 minutos e o Ti-52, de 1,7 minutos. Para os demais, suas meia-vidas são de menos de 33 segundos, e a maioria destes com menos de meio segundo.

A massa atómica dos isótopos varia desde 39,99 u (Ti-40) até 57,966 u (Ti-58). O primeiro modo de decaimento antes do isótopo mais estável, o Ti-48, é a captura eletrônica, e após este é a emissão beta. Os isótopos do elemento 21 (escândio) são os principais produtos do decaimento antes do Ti-48, os posteriores são os isótopos do elemento 23 (vanádio).

Precauções[editar | editar código-fonte]

O pó metálico é pirofórico. Por outro lado, acredita-se que seus sais não sejam especialmente perigosos. Entretanto, seus cloretos, como TiCl3 e TiCl4, são considerados corrosivos. O titânio tem a tendência de acumular-se nos tecidos biológicos.

Em princípio, não se conhece nenhum papel biológico.

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

Commons
O Commons possui multimídias sobre Titânio