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| Geral | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Nome, símbolo, número | Titânio, Ti, 22 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Classe, série química | Metal, transição | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Grupo, período, bloco | 4, 4, d | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Densidade, dureza | 4507 kg/m3, 6 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Cor e aparência | Prateado | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Propriedades atômicas | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Massa atómica | 47,867(1) u | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Raio médio† | 140 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Raio atômico calculado | 176 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Raio covalente | 136 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Raio de van der Waals | Sem dados | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Configuração electrónica | [Ar]3d24s2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estado de oxidação (óxido) | 4 (anfótero) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estrutura cristalina | Hexagonal | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Propriedades físicas | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Estado da matéria | Sólido | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ponto de fusão | 1941 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ponto de ebulição | 3560 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de vaporização | 421 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de fusão | 15,45 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Pressão de vapor | 0,49 Pa a 1933 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Velocidade do som | 4140 m/s a 293,15 K | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Informações diversas | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Eletronegatividade | 1,54 (Pauling) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Calor específico | 520 J/(kg·K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Condutividade elétrica | 2,34 x 106/m Ω | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Condutividade térmica | 21,9 W/(m·K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Potencial de ionização | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 1º ="658,8" kJ/mol | 6º ="11533" kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 2º ="1309,8" kJ/mol | 7º ="13590" kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 3º ="2652,5" kJ/mol | 8º ="16440" kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 4º ="4174,6" kJ/mol | 9º ="18530" kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| 5º ="9581" kJ/mol | 10º ="20833" kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Isótopos mais estáveis | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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| Unidades SI e CNPT exceto onde indicado o contrário. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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 e em pigmentos brancos.
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.
[editar] Características principais
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 alta condutividade 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 tão forte quanto o aço, mas 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 diluição nos ácidos sulfúrico e hidroclorídrico, assim como à maioria dos ácidos orgânicos.
Experimentos têm mostrado que titânio natural se torna notavelmente radioativo após ser bombardeado por deutério, emitindo principalmente posítrons e raios gama. O metal é dimórfico com a forma hexagonal alfa mudando para um cúbico beta muito lentamente por volta dos 800ºC. Quando incandescente ele se combina com oxigênio, e ao alcançar 550ºC 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.
[editar] Aplicações
[editar] Na engenharia
- Indústria química, devido à sua resistência à corrosão e ao ataque químico;
- Indústria naval: o titânio metálico é empregado em equipamentos submarinos e de dessalinização de água do mar;
- Indústria nuclear: é empregado na fabricação de recuperadores de calor em usinas de energia nuclear;
- Indústria bélica: o titânio metálico é sempre empregado na fabricação de mísseis e peças de artilharia;
- 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.
[editar] Outras Aplicações
- 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;
- Aplicações em produtos para consumo como bicicletas, óculos e computadores estão se tornando bem comuns. As ligas mais comuns são com alumínio, ferro, manganês, molibdênio e outros metais;
- Tetracloreto de titânio (TiCl4), um líquido incolor, é usado para iridizar vidro;
- Dióxido de titânio também é usado em protetores solares devido à sua capacidade de proteger a pele;
- Por ser considerado fisiologicamente inerte, o metal é utilizado em implantes.
[editar] História
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 tetracloreto de titânio (TiCl4) com sódio a 700-800ºC 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.
[editar] Abundância e obtenção
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 anatasa (TiO2), brookita (TiO2), ilmenita (FeTiO3), leucoxeno, perovskita (CaTiO3), rutilo (TiO2) e titanita (CaTiSiO5); também como titanato em minas de ferro. Destes minerais, somente a ilmenita, o leucoxeno 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 800ºC 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.
[editar] Isótopos
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).
[editar] Precauções
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.
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