Titanijum dioksid

Titanijum dioksid
Titanium(IV) oxide
The unit cell of rutile
Nazivi
IUPAC nazivs
Titanijum dioksid
Titanijum(IV) oksid
Drugi nazivi
Identifikacija
3D model (Jmol)
ChEBI
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.033.327
E-brojevi E171 (boje)
KEGG[1]
RTECS XR2775000
UNII
  • O=[Ti]=O
Svojstva
TiO
2
Molarna masa 79,866 g/mol
Agregatno stanje Beli prah
Gustina 4,23 g/cm3
Tačka topljenja 1843 °C
Tačka ključanja 2972 °C
Indeks refrakcije (nD) 2.488 (anatas)
2.583 (brukit)
2.609 (rutil)
Opasnosti
Bezbednost prilikom rukovanja ICSC 0338
Nije na listi
NFPA 704
NFPA 704 four-colored diamondКод запаљивости 0: Неће горети (нпр. вода)Health code 1: Exposure would cause irritation but only minor residual injury. E.g., turpentineКод реактивности 0: Нормално стабилан, чак и под стањем изложености ватри; није реактиван с водом (нпр. течни азот)Special hazards (white): no code
0
1
0
Tačka paljenja Nije zapaljiv
Srodna jedinjenja
Drugi katjoni
 Cirkonijum dioksid
Hafnijum dioksid
Srodne supstance: titanijum oksidi
 Titanijum(II) oksid
Titanijum(III) oksid
Titanijum(III,IV) oksid
Srodna jedinjenja
 Titanska kiselina
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25 °C [77 °F], 100 kPa).
ДаY verifikuj (šta je ДаYНеН ?)
Reference infokutije

Titanijum dioksid ili titanijum (IV) oksid je prirodni oksid titanijuma, čija je formula TiO2. Ako se upotrebljava kao pigment, naziva se titanijumsko belo, beli pigment 6 ili CI 77891. Titanijum dioksid ima veoma široku upotrebu, između ostalog kao sastojak boja, krema za sunčanje ili za bojenje hrane. Kao dodatak hrani ima oznaku E171.

Zastupljenost

U prirodi se nalazi u obliku minerala rutila, anatasa i brukita. Najviše je zastupljen rutil. Postoje još i tri sintetički proizvedene metastabilne forme i pet formi stabilnih pod visokim pritiskom. Ovi minerali se koriste kao ruda za dobijanje titanijuma (takođe i mineral ilmenit). Nedavno su u Bavarskoj u krateru Ries pronađene monoklinska (slična kristalu badelejitu) i ortorompska forma (slična olovo (IV) oksidu).[4][5] Najčešća forma je rutil, koji je ujedno i najstabilnija forma. Anatas i brukit prelaze u rutil putem zagrevanja.

Forma Kristalni sistem Sinteza
rutil tetragonalni
anatas tetragonalni
brukit ortorompski
TiO2(B)[6] monoklinski Hidroliza K2Ti4O9 nakon zagrevanja
TiO2(H), forma slična holanditu[7] tetragonalni Oksidacija povezane kalijum titanat bronze, K0.25TiO2
TiO2(R), forma slična ramsdelitu[8] ortorompski Oksidacija povezane litijum titanat bronze Li0.5TiO2
TiO2(II)- forma slična (?-PbO2)[9] ortorompski
forma slična badelejitu (sedmostrano koordinirani Ti)[10] monoklinski
TiO2 -OI[11] ortorompski
kubična forma[12] kubični
TiO2 -OII, forma slična kotunitu (PbCl2)[13] ortorompski

Prirodno pronađeni oksidi se kopaju u rudnicima, a služe i kao komercijalni izvor titanijuma. Metal titanijum se može dobiti i iz drugih minerala poput ilmenita ili leukoksena, ali i iz jedne od najčišćih formi: rutila sa peščanih plaža. Zvezdani safiri i rubini dobijaju svoj asterizam zbog prisutnog rutila u njima[14].

Titanijum dioksid (B) je pronađen kao mineral u nekim pukotinama na tektitima, te kao lamele u anatasu iz hidrotermalnih vrela. Ova forma TiO2 ima relativno nisku gustinu[15].

Spektralne linije iz titanijum dioksida su dosta izražene u zvezdama klase M, koje su dovoljno hladne da omoguće formiranje molekula ovog hemijskog jedinjenja.

Proizvodnja

Kod hloridnog procesa ruda se redukuje ugljenikom, a zatim oksiduje hlorom, pri čemu nastaje titanijum tetrahlorid. Nastali proizvod se destilira i oksidira kiseonikom, pri čemu nastaje čisti TiO2, dok se istovremeno regeneriše hlor[16].

Sulfatni postupak koristi ilmenit za dobijanje titanijum dioksida. Ilmenit reakcijom sa sumpornom kiselinom daje titanijumovu so, koja se dalje procesira do čistog TiO2, a nusproizvod gvožđe(II) sulfat se kristališe i izfiltrira. Druga metoda za obogaćivanje ilmenita je Bečerov proces. Jedna od metoda za proizvodnju titanijum dioksida sa velikim značajem u nanotehnologiji je solvotermalna sinteza titanijum dioksida.

U laboratoriji, anatas se može pretvoriti putem hidrotermalne sinteze u TiO2(B) nanocevi i nanožice, koje su od potencijalnog interesa kao katalizatorska podrška i fotokatalizator. Da bi se ovo odvijalo, anatas se meša sa 15 mola natrijum hidroksida (NaOH) i zagreva na 150 °C u trajanju od 72 sata. Proizvod reakcije se ispira rastvorenom HCl i zagreva na 400 °C sledećih 15 sati. Dobijanje nanocevi je kvantitativno, a one imaju spoljašnji prečnik od 10 do 20 nanometara, unutrašnji od 5 do 8 nanometara, te dužinu od 1 mikrona. Na višim temperaturama reakcije (170 °C) i manjim zapreminama reaktanata dobijaju se odgovarajuće nanožice[17].

Upotreba

TiO vlakna i spirale

Titanijum dioksid se koristi kao beli pigment, zahvaljujući izrazito velikom indeksu prelamanja svetlosti (n = 2,7); samo nekoliko drugih poznatih supstanci ima veći indeks prelamanja. Oko 4 miliona tona pigmenta TiO2 se proizvede i potroši u svetu godišnje. Ako se koristi kao tanki film ili emulzija, njegov indeks prelamanja i boja daju mu odlična optička reflektivna i pokrivna svojstva, koja se koriste u dielektričnim ogledalima i nekim dragim kamenjima poput "mističnog vatrenog topaza". Takođe se dodaje pri proizvodnji plastike, papira, tinte, lekova, kozmetičkih proizvoda, paste za zube, itd. Titanijum dioksid se upotrebljava i u fotokatalitičkim procesima (uz ultraljubičasto zračenje).

U kozmetici i proizvodima za negu kože, titanijum dioksid se koristi kao pigment, ali i kao sredstvo za zgrušavanje. Takođe se koristi i kao pigment za pravljenje tetovaža. Ovaj pigment se dosta koristi pri proizvodnji plastike i srodnim primenama zbog svoje otpornosti na ultraljubičasto zračenje, gde apsorbuje UV zračenje efikasno pretvarajući UV svetlost u toplotu. Zbog takvih osobina, TiO2 se koristi i u većini krema za sunčanje. Većina proizvođača krema za sunčanje svoje proizvode zasniva na titanijum dioksidu i cink oksidu, jer ove supstance izazivaju daleko manju iritaciju kože od drugih hemijskih supstanci koje apsorbuju UV zračenje.

Titanijum dioksid se koristi za označavanje belih linija na teniskim terenima, npr. klub engl. All England Lawn Tennis and Croquet, gde se održava godišnji teniski turnir u Vimbldonu.[18]

Naročito u formi anatasa, titanijum dioksid je fotokatalizator pod ultraljubičastim svetlom. Nedavno je pronađeno da se fotokataliza pojavljuje i pod uticajem vidljivog svetla, ukoliko se titanijum dioksidu dodaju joni azota ili metalni oksidi poput volfram trioksida. Snažni oksidacioni potencijal pozitivnih elektronskih rupa oksiduje vodu i stvara hidroksilne radikale. Takođe može da direktno oksiduje kiseonik i organske materije. Zbog svojih sterilizirajućih, deodorizirajućih i drugih osobina, TiO2 se dodaje u boje, cemente, prozore i slične proizvode. Koristi se i u Graetzelovim ćelijama, vrsti hemijskih solarnih ćelija. Fotokatalitičke osobine titanijum dioksida je otkrio Akira Fudžišima 1967. godine, a svoje otkriće je objavio 1972. godine[19]. U njegovu čast, proces koji se odvija na površini kristala titanijum dioksida se naziva "Honda-Fudžišima efekt"[20].

Reference

  1. ^ Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H. 
  2. ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.  уреди
  3. ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1. 
  4. ^ El, Goresy; et al. (2001). „An ultradense polymorph of rutile with seven-coordinated titanium from the Ries crater.”. Science. 293 (5534): 1467—70. 
  5. ^ El Goresy, Ahmed (2001). „A natural shock-induced dense polymorph of rutile with ?-PbO2 structure in the suevite from the Ries crater in Germany”. Earth and Planetary Science Letters. 192: 485—. 
  6. ^ Marchand R.; Brohan L.; Tournoux M. (1980). „A new form of titanium dioxide and the potassium octatitanate K2Ti8O17”. Materials Research Bulletin. 15 (8): 1129—1133. 
  7. ^ Latroche M, Brohan L, Marchand RT (1989). „New hollandite oxides: TiO2(H) and K0.06TiO2”. Journal of Solid State Chemistry. 81 (1): 78—82. 
  8. ^ J. Akimoto; Y. Gotoh; Y. Oosawa; et al. (1994). „Topotactic Oxidation of Ramsdellite-Type Li0.5TiO2, a New Polymorph of Titanium Dioxide: TiO2(R)”. Journal of Solid State Chemistry. 113 (1): 27—36. 
  9. ^ P. Y. Simons; F. Dachille (1967). „The structure of TiO2II, a high-pressure phase of TiO2”. Acta Crystallographica. 23 (2): 334—336. 
  10. ^ Sato H.; S, Endo; Sugiyama M; et al. (1991). „Baddeleyite-Type High-Pressure Phase of TiO2”. Science. 251 (4995): 786—788. 
  11. ^ Dubrovinskaia N A; Dubrovinsky L S.; R, Ahuja; et al. (2001). „Experimental and Theoretical Identification of a New High-Pressure TiO2 Polymorph”. Phys. Rev. Lett. 87: 275501—. 
  12. ^ M, Mattesini; de Almeida J. S.; Dubrovinsky L.; et al. (2004). „High-pressure and high-temperature synthesis of the cubic TiO2 polymorph”. Phys. Rev. B. 70: 212101—. 
  13. ^ Dubrovinsky, L. S.; Dubrovinskaia, N. A.; Swamy V.; et al. (2001). „Materials science: The hardest known oxide”. Nature. 410 (6829): 653—654. 
  14. ^ Emsley 2001, стр. 451–453.
  15. ^ Banfield, J. F.; et al. (1991). „The identification of naturally occurring TiO2 (B) by structure determination using high-resolution electron microscopy, image simulation, and distance-least-squares refinement”. American Mineralogist. 76: 343. 
  16. ^ „Titanium Dioxide Manufacturing Processes”. Millennium Inorganic Chemicals. Архивирано из оригинала 14. 08. 2007. г. Приступљено 5. 9. 2007. 
  17. ^ Armstrong, Graham; A. Robert Armstrong; et al. (2005). „Nanotubes with the TiO2-B structure”. Chemical Communications: 2454—. 
  18. ^ „Chemistry World's weekly round-up of money and molecules”. Архивирано из оригинала 03. 01. 2010. г. Приступљено 25. 12. 2011. 
  19. ^ Fujishima, AKIRA (1972). „Electrochemical Photolysis of Water at a Semiconductor Electrode”. Nature. 238: 37. 
  20. ^ „"Japan Nanonet Bulletin - 44. izd. - 12. maj 2005: Discovery and applications of photocatalysis - Creating a comfortable future by making use of light energy"”. Архивирано из оригинала 08. 06. 2005. г. Приступљено 25. 12. 2011. 

Literatura

Spoljašnje veze

Titanijum dioksid на Викимедијиној остави.