Titaan

Hierdie artikel handel oor die element titaan. Vir ander betekenisse van die naam, sien Titaan (dubbelsinnig).

skandium – titaan – vanadium TiZr       250px|Titaan in die periodieke tabelVolledige tabel  Naam, Simbool, Getal  Titanium, Ti, 22 Chemiese reeks oorgangsmetale Groep, Periode, Blok 4, 4 , s Digtheid, Hardheid 4507 kg/m3, 6 Voorkoms silwermetaalkleur125px|  Atoomgewig 47.867 ame Atoomradius (bereken) 140 (176) pm Kovalente radius 136 pm Elektronkonfigurasie [Ar]3d2 4s2 e− e per energievlak 2, 8, 10, 2 Oksidasietoestande (oksied) 4 (amfoteries) Kristalstruktuur Heksagonaal  Toestand van materie  Vastestof Smeltpunt 1941 K (1668 °C) Kookpunt 3560 K (3287 °C) Molêre volume 10.64 ×10-6 m3/mol Verdampingswarmte 421 kJ/mol Smeltingswarmte 15.45 kJ/mol Dampdruk 0.49 Pa teen 1933 K Spoed van klank                       4140 m/s teen 293.15 K  Elektronegatiwiteit 1.54 (Pauling skaal) Spesifieke warmtekapasiteit 520 J/(kg*K) Elektriese geleidingsvermoë 2.34 106/(m·ohm) Termiese geleidingsvermoë 21.9  W/(m*K) 1ste ionisasiepotensiaal 658.8 kJ/mol 2de ionisasiepotensiaal 1309.8 kJ/mol 3de ionisasiepotensiaal 2652.5  kJ/mol 4de ionisasiepotensiaal 4174.6  kJ/mol 5de ionisasiepotensiaal 9581  kJ/mol 6de ionisasiepotensiaal 11533 kJ/mol 7de ionisasiepotensiaal 13590 kJ/mol 8ste ionisasiepotensiaal 16440 kJ/mol 9de ionisasiepotensiaal 18530 kJ/mol 10de ionisasiepotensiaal 20833 kJ/mol  
 iso NV Halfleeftyd  VM VE MeV [nie SI] VP 44Ti sin.  63 y ε 0.268 44Sc 46Ti 8.0% Ti is stabiel met 24 neutrone 47Ti 7.3% Ti is stabiel met 25 neutrone 48Ti 73.8% Ti is stabiel met 26 neutrone 49Ti 5.5% Ti is stabiel met 27 neutrone 50Ti 5.4% Ti is stabiel met 28 neutrone SI eenhede & STD word gebruik tensy anders vermeld.

Titaan is 'n chemiese element in die periodieke tabel met die simbool Ti en atoomgetal 22.  Dit is 'n sterk, ligte, blink, korrosiebestande oorgangsmetaal (Dit is ook bestand teen seewater en chloor) en het 'n silwerige metaalkleur. Titaan word gebruik in sterk liggewig legerings (veral saam met yster en aluminium) en sy verbinding wat die meeste voorkom, titaandioksied, word in wit pigmente gebruik.

Hierdie element kom voor in 'n groot aantal minerale met rutiel en ilmeniet as die hoofbronne wat wyd oor die aarde versprei is.  Daar bestaan twee allotropiese vorme en vyf isotope van hierdie element wat natuurlik voorkom; Ti-46 tot by Ti-50 met Ti-48 wat die meeste voorkom (73.8%).  Een van Titaan se uitstaande kenmerke is dat dit net so sterk soos staal is maar die helfte soveel weeg.  Titaan se chemiese- en fisiese eienskappe is soortgelyk aan sirkonium.

 Kenmerkende eienskappe 
duimnael|links|130px|'n Horlosie met 'n titaanomhulsel
Titaan is goed bekend vir sy uitstaande korrosieweerstand (bykans net so goed as platinum), en kan chemiese aanslag deur sure, vogtige chloorgas en soutoplossings weerstaan.  Suiwer titaan is nie in water oplosbaar nie maar is oplosbaar in gekonsentreerde sure.  Titaan is 'n metaalagtige element wat ook bekend is vir sy hoë sterkte-tot-gewigverhouding.  Dit is 'n sterk, ligte metaal met 'n lae digtheid (40% die digtheid van staal) wat in suiwer vorm baie smeebaar is (veral in 'n suurstofvrye omgewing), dit is maklik bewerkbaar en het 'n glansende metaalwit kleur.  Die relatiewe hoë smeltpunt van hierdie element maak dit nuttig as 'n vuurvaste metaal.  Titaan is net so sterk as staal, maar is 45% ligter; dit is 60% swaarder as aluminium maar tweemaal sterker.  Hierdie eienskappe maak titaan bestand teen die gewone soorte metaalvermoeidheid.

Die metaal vorm 'n passiewe, beskermende oksiedlaag (wat aanleiding gee tot sy korrosieweerstand) wanneer dit blootgestel word aan hoë temperature in die teenwoordigheid van lug maar teen kamertemperature bly dit vlekvry.  Die metaal wat brand as dit in lug bo 610°C of hoër verhit word (met die gepaardgaande vorming van titaandioksied) is een van die min elemente wat in suiwer stikstofgas brand (brand teen 800°C en vorm titaannitried.    Titaan bied weerstand teen verdunde swael- en soutsuur, asook teen chloorgas, chloriedmengsels en die meeste organiese sure.  Dit is paramagneties (swak aantrekkingskrag tot magnete) en het 'n baie lae elektriese- en termiese geleidingsvermoë.  Eksperimente het getoon dat natuurlike titaan uiters radio-aktief word nadat dit met deuterone gebombardeer word met die uitstraling van hoofsaaklik positrone en harde gammastrale.  Die metaal is 'n dimorfiese allotroop  waar die heksagonale vorm baie stadig na die kubiese beta vorm omskakel teen ongeveer 880 °C.  Wanneer die metaal rooiwarm word reageer dit met suurstof en wanneer dit 'n temperatuur van 550°C bereik verbind dit ook met chloor.  Die metaal reageer ook met ander halogene en absorbeer waterstof.

 Gebruike 
Bykans 95% titaan word in die vorm van titaandioksed ((TiO2) verbruik, dit is 'n intense wit permanente pigment met goeie dekvermoë in verwe, papier en plastieke.  Verwe wat titaandioksed bevat is uitstekende weerkaatsers van infrarooistraling en word daarom deur baie sterrewagte as buitemuurse verf gebruik. Dit word ook as 'n versterkende aanvulling in papier, sement en sierstene gebruik.

Titaan word in vliegtuie, pantserbekleding, vlootskepe, ruimtetuie en missiele gebruik vanweë sy baie hoë treksterkte (selfs teen hoë temperature), ligtheid, buitengewone korrosiebestandheid en die vermoë om uiters hoë temperature te weerstaan.  Dit word gebruik in staallegerings om die korrelgrootte te verminder en as 'n de-oksiedeerder maar in vlekvrye staal word dit hoofsaaklik gebruik om die koolstofinhoud te verminder.   Titaan word dikwels in legerings met aluminium (om die korrelgrootte te verfyn), vanadium, koper (verharding), yster, mangaan, molibdeen aangetref, asook verskeie ander metale. Die vanadiumlegering daarvan word gebruik om die buitenste bekleding van vliegtuie, vuurvaste mure, landingstuie en hidroliese pypwerk. 'n Tipiese kommersiële straalvliegtuig bevat ongeveer 318 tot 1143 kg titaan.  Die gebruik van titaan in verbruikersgoedere soos gholfstokke, fietse, laboratoriumtoerusting, trouringe en skootrekenaars word ook meer algemeen.

Ander gebruike:
 Vanweë die uitstekende weerstand wat dit teen seewater bied, word dit gebruik vir skroefskagte en takelwerk op skepe asook in hitteruilers in ontsoutingsaanlegte.
 Dit word gebruik om relatiewe sagte kunsmatige edelgesteentes te vervaardig.
 Titaantetrachloried (TiCl4), 'n kleurlose vloeistof, word gebruik om iriserende (wisselkleurige) glas te maak en omdat dit sterk dampe afgee in vogtige lug word dit ook as rookskerms en vir lugtekening gebruik.
 Bowen dat dit 'n belangrike pigmentstof is, word titaandioksied ook gebruik in sonbrandolies vanweë sy vermoë om op sigself die vel te beskerm.
 Aangesien titaan as fisiologies inert beskou word, word die metaal gebruik in gewrigsvervangingsinplantings soos heupballe en -potjies en om mediese toerusting mee te vervaardig.
 Titaan het die ongewone vermoë tot beenintegrasie, wat dit nuttig maak vir tandheelkundige inplantings.
 Gebruik as pyp/tenkbekledings in voedselverwerkingsaanlegte.
 Die inerte aard en vermoë om gekleur te word maak dit 'n gewilde metaal vir gebruik in juwele wat die vel deurboor.

Titaan is ook al gebruik in konstruksie: Die 150 voet hoë gedenkteken van Joeri Gagarin, die eerste mens in die ruimte, in Moskou, is van titaan gemaak weens die metaal se aantreklike kleur en verwantskap met vuurpylaandrywing.  Die Guggenheim-museum Bilbao en die biblioteek in Cerritos, Kalifornië was die eerste geboue wat in Europa en Noord-Amerika respektiewelik met titaanpanele bekleed is.

 Geskiedenis 
Titaan (Latyns vir Aarde of die eerste seuns van Gaia) is in Engeland in 1791 ontdek deur Eerwaarde William Gregor.  Hy het die teenwoordigheid van 'n nuwe element in ilmeniet herken en dit menachite genoem.  Teen ongeveer dieselfde tyd het Frans Joseph Muller ook 'n soortgelyke stof voorberei maar kon dit nie identifiseer nie.  Die element is etlike jare later onafhanklik herontdek deur die Duitse chemikus Martin Heinrich Klaproth in rutielerts.  Klaproth het bevestig dat dit 'n nuwe element is en dit in 1795 benaam na die latynse woord vir Aarde (ook die naam vir die Titane van Griekse mitologie).  Dit was nog altyd moeilik om die metaal vanuit sy verskeie ertse voor te berei.  Suiwer metallieke titaan (99.9%) is vir die eerste keer in 1910 voorberei deur Matthew A. Hunter deur TiCl4 met natrium in 'n staalbom teen 700-800°C te verhit (die sogenaamde Hunter proses). Titaanmetaal is eers in 1946 buite die laboratorium gebruik toe William Justin Kroll bewys het dat titaan kommersieel vervaardig kon word deur titaantetrachloried met magnesium te reduseer (Kroll proses) en dit is die metode wat vandag steeds ingespan word.

In die 1950's – 1960's het die Sowjetunie gepoog om die wêreldmark vir titaan oor te neem as deel van die Koue Oorlog taktiek om die Amerikaanse weermag toegang daartoe te weier.  Ten spyte van die pogings het die VSA groot hoeveelhede verkry toe 'n Europese frontmaatskappy gestig is om dit vir die VSA se intelligensiedienste moontlik te maak om dit aan te koop.

 Verspreiding en vervaardiging 
Titaanmetaal word nie onverbonde in die natuur aangetref nie, maar die element is die negende mees volopste element in die Aarde se kors (0.6% per massa) en is teenwoordig in vulkaniese rotse asook in sedimente wat daarvan afgelei is (sowel as in lewende organismes en natuurlike waters).  Dit kom wyd verspreid voor en kom hoofsaaklik in die minerale anataas, brookiet, ilmeniet, provskiet, rutiel, titaniet (sfene) asook in baie ysterertse voor.  Van hierdie minerale is slegs ilmeniet en rutiel van betekenisvolle ekonomiese belang, maar selfs die minerale word selde in hoë konsentrasies aangetref.  Omdat dit maklik met suurstof en koolstof teen hoë temperature reageer is dit moeilik om die suiwer titaanmetaalkristalle of -poeier voor  te berei.  Betekenisvolle titaan neerslae word in Australië, Skandinawië, Noord-Amerika en Maleisië aangetref.

Die metaal word gevind in meteoriete en is ook in die son en M-tipe sterre waargeneem.  Rotse wat van die maan teruggebring is tydens die Apollo 17-sending bestaan uit 12.1% TiO2.  Titaan word ook in steenkoolas, plante en selfs die menslike liggaam aangetref.

duimnael|Titaan (mineraalkonsentraat)
Omdat die metaal met lug reageer teen hoë temperature kan dit nie deur die reduksie van sy dioksied vervaardig word nie. Titaanmetaal word daarom kommersieel deur die Kroll-proses vervaardig; 'n komplekse, duur enkelladingsproses wat in 1946 deur William Kroll ontwikkel is.  Tydens die Kroll proses word chloorgas oor rooiwarm rutiel of ilmeniet geblaas in die teenwoordigheid van koolstof wat die vorming van TiCl4 tot gevolg het.  Die gas word gekondenseer en gesuiwer deur fraksionele distillasie en dan gereduseer met gesmelte magnesium teen 800°C in 'n argon atmosfeer.

'n Nuwer proses wat die FFC Cambridge proses genoem word mag dalk hierdie ouer proses in die toekoms vervang.  Die metode behels die gebruik van titaandioksiedpoeier (wat basies 'n gesuiwerde vorm van rutiel is) as voerbron om 'n eindproduk in poeier of sponsvorm te lewer.  Indien gemengde oksiedpoeiers gebruik word, word legering as produk gelewer teen 'n baie laer koste as die konvensionele multi-stap smeltproses.  Daar word gehoop dat die FFC Cambridge proses titaan sal kan lewer wat minder skaars en duur sal wees vir gebruik in die lugvaartnywerheid asook die luukse-goederemarkte en in baie produkte gesien sal word wat tans van aluminium of spesiale soorte staal vervaardig word.

Titaanoksied word kommersieel vervaardig deur die mineraalerts fyn te maal en te meng met kaliumkarbonaat en vloeibare fluoorsuur.  Dit lewer kaliumfluorotitanaat (K2TiF6) wat met warm water onttrek kan word en daarna met ammoniak ontbind kan word, om 'n gehidreerde ammonikoksied te vorm.  Die produk word dan in 'n platinumhouer gebrand om suiwer titaandioksied te lewer.

Die algemene titaanlegerings word met behulp van reduksie vervaardig.  Byvoorbeeld: Kopertitaan (rutiel met koper bygevoeg word gereduseer), ferrokoolstoftitaan (ilmeniet gereduseer met kooks in 'n elektriese oond) en manganotitaan (rutiel met mangaan of mangaanoksiede word gereduseer).

 Verbindings 
Die +4 oksidasietoestand is dominant in titaanchemie, maar verbindings met die +3 oksidasietoestand kom ook dikwels voor.  Vanweë die hoë oksidasietoestand het baie titaanverbindings 'n hoë mate van kovalente verbinding.  Ten spyte daarvan dat titaanmetaal selde gebruik word vanweë die hoë ontginningskoste, is titaandioksied goedkoop, nie-giftig en geredelik in groot maat beskikbaar en word gereeld gebruik as 'n wit pigment in verf, emalje, vernis, plastiek en sement vir konstruksie.  TiO2 poeier is chemies inert, weerstaan verdowwing in sonlig en is baie ondeursigtig: dit maak dat dit 'n suiwer en helderwit kleur aan bruin of grys chemikalieë, waaruit die meeste huishoudelike plastieke bestaan, kan verleen.  In die natuur kan hierdie verbinding in die minerale anataas, brookiet en rutiel aangetref word.

Verwe wat met titaandioksied gemaak is presteer goed by uiterste temperature, is ietwat selfskoonmakend en kan see-omgewings weerstaan.  Suiwer titaandioksied het 'n baie hoë refraksie-indeks en het 'n optiese verstrooiïngsvermoë groter as die van diamant.  Stersaffiere  en robyne kry hulle gesternte vanaf die titaandioksied wat in hulle teenwoordig is.  Titanate is verbindings wat met titaandioksied vervaardig word.  Bariumtitanaat het piëzo-elektriese eienskappe, wat dit moontlik maak om dit te gebruik as 'n omvormer vir die omskakeling van klank- en elektrisiteitgolwe.  Esters van titaan word gevorm deur die reaksie van alkohole en titaantetrachloried en word gebruik in die waterdigting van weefstowwe.

Titaantetrachloried (TiCl4) is 'n kleurlose, swak suurvloeistof wat gebruik word as 'n reagens in die vervaardiging van titaan(IV)oksied vir verf.  Dit word gebruik in organiese chemie as 'n Lewis-suur, byvoorbeeld tydens Mukaiyama aldolkondensasie.  Titaan vorm ook 'n laer chloried, titaan(III)chloried wat as reduseermiddel gebruik word.

Titanoseendichloried is 'n belangrike katalis vir die vorming van koolstof-koolstof verbindings.  Titaanisopropoksied word gebruik vir Sharpless epoksidasie.  Ander verbindings sluit in; Titaanbromied (gebruik in metallurgie, superlegerings en hoë temperatuur elektriese bedrading en bedekkings) asook titaankarbied (gebruik in hoë temperatuur snybeitels en bedekkings).

 Sien ook: :Kategorie:Verbindings van titaan

 Isotope 
Titaan soos dit in die natuur voorkom bestaan uit 5 stabiele isotope;  Ti-46, Ti-47, Ti-48, Ti-49 en Ti-50 met Ti-48 wat die volopste is (73.8% natuurlike verspreiding).  Elf radio-isotope is al geëien met Ti-44 as die mees stabiele isotoop met 'n halfleeftyd van 63 jaar, Ti-45 wat 'n halfleeftyd van 184.8 minute het, Ti-51 met 'n halfleeftyd van 5.76 minute en Ti-52 met 'n halfleeftyd1.7 minute.  Al die oorblywende radio-aktiewe isotope het halfleeftye van minder as 33 sekondes en die meerderheid daarvan se halfleeftye is korter as 'n halwe sekonde.

Die isotope van titaan wissel in atoommassa van 39.99 amu (Ti-40) tot 57.966 amu (Ti-58). Die primêre vervalmodus voor die volopste isotoop, Ti-48, is elektronvangs en die primêre vervalmodus daarna is beta-emissie. Die primêre vervalprodukte voor Ti-48 is element 21 (skandium) isotope en die primêre produkte daarna is element 23 (vanadium) isotope.

 Voorsorgmaatreëls 
Wanneer dit in 'n verpoeierde vorm is, verteenwoordig titaanmetaal 'n betekenisvolle brandgevaar en wanneer dit in lug verhit word is dit ook plofbaar.  Water en koolstofdioksied-gebaseerde metodes om vure te blus is oneffektief op brandende titaan; sand, stof, of spesiale skuime moet gebruik word. Soute van titaan word dikwels as relatief skadeloos geag, die chloorverbindings soos TiCl3 en Til4 moet egter as korrosief beskou word. Titaan het ook die geneigdheid om te bio-akkumuleer in weefsels wat silika bevat maar speel geen bekende biologiese rol in die mens nie.

 Verwysings 
 Los Alamos National Laboratory – Titanium
 Guide to the Elements – Revised Edition, Albert Stwertka, (Oxford University Press; 1998) 
 The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide, Robert E. Krebs (Greenwood Press: Westport, CT, 1998) 
 "Titanium" Encyclopædia Britannica from Encyclopædia Britannica Premium Service.  Besoek op 23 Januarie 2005.
 "Titanium" The Columbia Electronic Encyclopedia, 6th ed  Besoek op 23 Januarie 2005
 "Titanium," Microsoft Encarta Online Encyclopedia 2005   Besoek op 24 Januarie 2005
 USGS Titanium Statistics and Information
 Nature, Vol 407, 21 Sept 2000

 Eksterne skakels 

 WebElements.com – Titanium
 EnvironmentalChemistry.com – Titanium

Kategorie:Titaan