Реферат Титан 3
Работа добавлена на сайт bukvasha.net: 2015-10-28Поможем написать учебную работу
Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
от 25%
Подписываем
договор
Общая характеристика. История открытия
Титан (Titanium), Ti,— химический элемент IV группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Порядковый номер 22, атомный вес 47,90. Состоит из 5 устойчивых изотопов; получены также искусственно радиоактивные изотопы.
В 1791 году английский химик У. Грегор нашёл в песке из местечка Менакан (Англия, Корнуолл) новую «землю», названную им менакановой. В 1795 году немецкий химик М. Клаирот открыл в минерале рутиле неизвестную еще землю, металл которой он назвал Титан [в греч. мифологии титаны — дети Урана (Неба) и Геи (Земли)]. В 1797 году Клапрот доказал тождество этой земли с открытой У. Грегором. Чистый титан выделен в 1910 году американским химиком Хантером посредством восстановления четырёххлористого титана натрием в железной бомбе.
Нахождение в природе
Титан относится к числу наиболее распространённых в природе элементов, его содержание в земной коре составляет 0,6% (весовых). Встречается главным образом в виде двуокиси TiO2 или её соединений — титанатов. Известно свыше 60 минералов, в состав которых входит титан Он содержится также в почве, в животных и растительных организмах. Ильменит FeTiO3 и рутил TiO2 служат основным сырьём для получения титана. В качестве источника титана приобретают значение шлаки от плавки титано-магнетитов и ильменита.
Физические и химические свойства
Титан существует в двух состояниях: аморфный — темносерый порошок, плотность 3,392—3,395г/см3, и кристаллический, плотность 4,5 г/см3. Для кристаллического титана известны две модификации с точкой перехода при 885° (ниже 885° устойчивая гексагональная форма, выше — кубическая); t°пл около 1680°; t°кип выше 3000°. Титан активно поглощает газы (водород, кислород, азот), которые делают его очень хрупким. Технический металл поддаётся горячей обработке давлением. Совершенно чистый металл может быть прокатан на холоду. На воздухе при обыкновенной температуре титан не изменяется, при накаливании образует смесь окиси Ti2O3 и нитрида TiN. В токе кислорода при красном калении окисляется до двуокиси TiO2. При высоких температурах реагирует с углеродом, кремнием, фосфором, серой и др. Устойчив к морской воде, азотной кислоте, влажному хлору, органическим кислотам и сильным щелочам. Растворяется в серной, соляной и плавиковой кислотах, лучше всего — в смеси HF и HNO3. Добавление к кислотам окислителя предохраняет металл от коррозии при комнатной температуре. Галогениды четырёхвалентного титана, за исключением TiCl4 — кристаллические тела, легкоплавкие и летучие в водном растворе гидрализованы, склонны к образованию комплексных соединений, из которых в технологии и аналитической практике имеет значение фтортитанат калия K2TiF6. Важное значение имеют карбид TiC и нитрид TiN— металлоподобные вещества, отличающиеся большой твёрдостью (карбид титан тверже карборунда), тугоплавкостью (TiC, t°пл = 3140°; TiN, t°пл = 3200°) и хорошей электропроводностью.
Химический элемент №22. Титан.
Электронная формула титана имеет вид: 1s2|2s22p6|3s23p63d2|4s2.
Порядковый номер титана в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева – 22. Номер элемента обозначает заряд ярда, следовательно у титана заряд ядра - +22, масса ядра – 47,87. Титан находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе. Номер периода указывает на количество электронных слоев. Номер группы обозначает количество валентных электронов. Побочная подгруппа указывает на то, что титан относится к d-элементам.
Титан имеет два валентных электрона на s-орбитали внешнего слоя и два валентных электрона на d-орбитали предвнешнего слоя.
Квантовые числа для каждого валентного электрона:
| | 3d1 | 3d2 | 4s1 | 4s2 |
| N | 3 | 3 | 4 | 4 |
| l | 2 | 2 | 0 | 0 |
| ml | -2 | -1 | 0 | 0 |
| ms | +1/2 | +1/2 | +1/2 | -1/2 |
Распределение валентных электронов по энергетическим уровням:
| ↑↓ |
4s
| ↑ | ↑ | | | |
3d
В возбужденном состоянии один электрон с 4s-орбитали перескакивает на 3d, образуя ковалентность равную четырем:
| ↑ |
4s
| ↑ | ↑ | ↑ | | |
3d
С галогенами и водородом Ti(IV) образует соединения вида TiX4, имеющие sp3→q4 вид гибридизации.
Титан – металл. Является первым элементом d-группы. Наиболее устойчивым и распространенным является Ti+4. Так же существуют соединения с более низкими степенями окисления – Ti0, Ti-1, Ti+2, Ti+3, но эти соединения легко окисляются воздухом, водой или другими реагентами в Ti+4. Отрыв четырех электронов требует больших затрат энергии, поэтому ион Ti+4 реально не существует и соединения Ti(IV) обычно включают связи ковалентного характера. Ti(IV) в некоторых отношениях сходен с элементами – Si, Ge, Sn и Pb, особенно с Sn.
Свойства соединений титана.
Оксиды титана:
Ti(IV) – TiO2 – Двуокись титана. Имеет амфотерный характер. Наиболее устойчив и имеет наобольшее практическое значение.
Ti(III) – Ti2O3 – окись титана. Имеет основной характер. Устойчив в растворе и является сильным восстановителем, как и остальные соединения Ti(III).
TI(II) – TiO2 - Закись титана. Имеет основной характер. Наименее устойчив.
Двуокись титана, ТiO2, — соединение титана с кислородом, в котором титан четырёхвалентен. Белый порошок, желтый в нагретом состоянии. Встречается в природе главным образом в виде минерала рутила, t°пл выше 1850°. Плотностъ 3,9 — 4,25 г/см3. Практически нерастворима в щелочах и кислотах, за исключением HF. В концентрированной Н2SO4 растворяется лишь при длительном нагревании. При сплавлении двуокиси титана с едкими или углекислыми щелочами образуются титанаты, которые легко гидролизуются с образованием на холоду ортотитановой кислоты (или гидрата) Ti(OH)4, легко растворимой в кислотах. При стоянии она переходит в мстатитановую кислоту (форма), имеющую микрокристаллическую структуру и растворимую лишь в горячей концентрированной серной и фтористоводородной кислотах. Большинство титанатов практически нерастворимы в воде. Основные свойства двуокиси титана выражены сильнее кислотных, но соли, в которых титан является катионом, также в значительной мере гидролизуются с образованием двухвалентного радикала титанила TiO2+. Последний входит в состав солей в качестве катиона (например, сернокислый титанил TiOSO4*2H2O). Двуокись титана является одним из важнейших соединений титана, служит исходным материалом для получения других его соединений, а также частично металлического титана. Используется главным образом как минеральная краска, кроме того, как наполнитель в производстве резины и пластических металлов. Входит в состав тугоплавких стекол, глазурей, форфоровых масс. Из нее изготовляют искусственные драгоценные камни, бесцветные и окрашенные.
Диоксид титана не растворяется в воде и разбавленных минеральных кислотах (кроме плавиковой) и разбавленных растворах щелочей.
Медленно растворяется в концентрированной серной кислоте:
TiO2+ 2H2SO4 = Ti(SO4)2 + 2H2O
С пероксидом водорода образует ортотитановую кислоту H4TiO4:
TiO2 + 2H2O2 = H4TiO4
В концентрированных растворах щелочей:
TiO2 + 2NaOH = Na2TiO3+ H2O
При нагревании диоксид титана с аммиаком образует нитрид титана:
2TiO2 + 2NH3 = 2TiN + 3H2O + O2
В насыщенном растворе гидрокарбоната калия:
TiO2 + 2KHCO3 = K2TiO3 + H2O + 2CO2
При сплавлении с оксидами, гидроксидами и карбонатами образуются титанаты и двойные оксиды:
TiO2 + BaO = BaO∙TiO2(BaTiO3)
TiO2 + BaCO3 = BaO∙TiO2 + CO2(BaTiO3)
TiO2 + Ba(OH)2 = BaO∙TiO2(BaTiO3)
Гидроксиды титана:
H2TiO3 – П.Р. = 1,0∙10-29
H2TiO4 - П.Р. = 3,6∙10-17
TIO(OH)2 - П.Р. = 1,0∙10-29
Ti(OH)2 - П.Р. = 1,0∙10-35
Гидроскида Ti(IV) – Ti(OH)4 или H4TiO4 - ортотитановой кислоты по видимому вообще не существует, а осадок, выпадающий при добавлении оснований к растворам солей Ti(IV), представляет собой гидратированную форму TiO2. Это вещество растворяется в кончентрированных щелочах, и из таких растворов можно выделить гидратированные титанаты общей формулы: M2TiO3∙nH2O и M2Ti2O5∙nH2O.
Для титана характерно комплексообразование с соответствующими галогеноводородными кислотами и особенно с их солями. Наиболее типичны комплексные производные с общей формулой Мe2TiГ6 (где Мe — одновалентный металл). Они хорошо кристаллизуются и подвергаются гидролизу гораздо менее, чем исходные галогениды TiГ4. Это указывает на устойчивость комплексных ионов TiГ6 в растворе.
Окраска производных титана сильно зависит от природы входящего в них галогена:
Устойчивость солей комплексных кислот типа Н2ЭГ6, в общем, возрастает по ряду Ti-Zr-Hf и уменьшается в ряду галогенов F-Cl-Br-I.
Производные трёхвалентных элементов более или менее характерны лишь для титана. Тёмно-фиолетовый оксид Тi2O3 (т. пл. 1820 °С) может быть получен прокаливанием TiO2 до 1200 °C в токе водорода. В качестве промежуточного продукта при 700-1000 °С образуется синий Ti2O3.
В воде Ti2O3 практически нерастворим. Его гидроксид образуется в виде тёмно-коричневого осадка при действии щелочей на растворы солей трёхвалентного титана. Он начинает осаждаться из кислых растворов при рН = 4, имеет только основные свойства и в избытке щелочи не растворяется. Однако производящиеся от HTiO2 титаниты металлов (Li, Na, Mg, Mn) были получены сухим путём. Известна также сине-чёрная “титановая бронза” состава Na0,2TiO2.
Гидроксид титана (III) легко окисляется кислородом воздуха. Если в растворе нет других способных окисляться веществ, одновременно с окислением Ti(OH)3 идёт образование пероксида водорода. В присутствии Са(ОН)2 (связывающего Н2О2) реакция протекает по уравнению:
2Ti(ОН)3 + O2 + 2H2O = 2Ti(OH)4 + H2O2
Азотнокислые соли Тi(OH)3 восстанавливает до аммиака.
Фиолетовый порошок ТiCl3 может быть получен пропусканием смеси паров ТiCl4 c избытком водорода сквозь нагретую до 650 °С трубку. Нагревание вызывает его возгонку (с частичным образованием димерных молекул Ti2Cl6) и затем дисмутацию по схеме:
2TiCl3 = TiCl4 + TiCl2
Интересно, что уже при обычных условиях тетрахлорид титана постепенно восстанавливается металлической медью, образуя чёрное соединение состава CuTiCl4 (т. е. СuCl·TiCl3).
Трёххлористый титан образуется также при действии на TiCl4 водорода в момент выделения (Zn + кислота). При этом бесцветный раствор окрашивается в характерный для ионов Ti3+ фиолетовый цвет, и из него может быть выделен кристаллогидрат состава ТiCl3·6H2O. Известен и малоустойчивый зелёный кристаллогидрат того же состава, выделяющийся из насыщенного HCl раствора TiCl3. Структуре обеих форм, равно как и аналогичных кристаллогидратов СrCl3, отвечают формулы [Ti(Н2O)6]Cl3 и [Ti(Н2O)4Cl2]Cl·2Н2О. При стоянии в открытом сосуде раствор TiCl3 постепенно обесцвечивается ввиду окисления Ti3+ до Ti4+ кислородом воздуха по реакции:
4TiCl3 + O2 +2H2O = 4TiOCl2 + 4HCl.
Ион Тi3+ является одним из очень немногих восстановителей, довольно быстро восстанавливающих (в кислой среде) перхлораты до хлоридов. В присутствии платины Тi3+ окисляется водой (с выделением водорода).
Безводный Ti2(SO4)3 имеет зелёный цвет. В воде он нерастворим, а раствор его в разбавленной серной кислоте имеет обычную для солей Ti3+ фиолетовую окраску. От сульфата трёхвалентного титана производятся комплексные соли, главным образом типов Мe[Ti(SO4)2]·12H2O (где Мe — Сs или Rb) и Me[Ti3(SO4)5] (с переменным в зависимости от природы катиона содержанием кристаллизационной воды).
Теплота образования TiO (т. пл. 1750 °С) составляет 518 кДж/моль. Он получается в виде золотисто-жёлтой компактной массы нагреванием в вакууме до 1700 °С спрессованной смеси TiO2 + Ti. Интересным способом его образования является термическое разложение (в высоком вакууме при 1000 °С) нитрила титанила. Похожий по виду на металл, тёмно-коричневый TiS получен прокаливанием TiS2 в токе водорода (первоначально при этом образуются сульфиды промежуточного состава, в частности Ti2S3). Известны также TiSe, TiTe и силицид состава Ti2Si.
Все TiГ2 образуются при нагревании соответствующих галогенидов TiГ3 без доступа воздуха за счёт их разложения по схеме:
2TiГ3 = TiГ4 + TiГ2
При несколько более высоких температурах галогениды TiГ2 сами подвергаются дисмутации по схеме: 2TiГ2 = TiГ4 + Ti
Двухлористый титан может быть получен также восстановлением TiCl4 водородом при 700 °С. Он хорошо растворим в воде (и спирте), а с жидким аммиаком даёт серый аммиакат TiCl2·4NH3. Раствор TiCl2 может быть получен восстановлением TiCl4 амальгамой натрия. В результате окисления кислородом воздуха бесцветный раствор TiCl2 быстро буреет, затем становится фиолетовым (Ti3+) и, наконец, вновь обесцвечивается (Ti4+). Получаемый действием щёлочи на раствор TiCl2 чёрный осадок Ti(OH)2 исключительно легко окисляется.
Состояние электролита в растворе.
Для элементов подгруппы титана характерны пероксидные соединения. Пероксид титана даже в ничтожных концентрациях сообщает водному раствору интенсивную жёлтую окраску. Его образованием (в сильнокислой среде) пользуются поэтому как чрезвычайно чувствительной реакцией и на титан и на пероксид водорода. Ответственным за окраску является ион (TiO)2+, содержащий пероксидную группу в трёхчленном цикле с титаном. Отвечающий ему сульфат был выделен в виде красного кристаллогидрата ТiO2SO4·3H2O. Связь между устойчивым в кислой среде пероксокатионом и устойчивым в щелочной среде пероксоанионом может быть представлена уравнением:
(TiO2)2+ + 3H2O2 = (TiO8)4- + 6H+
Так как основные свойства гидроксидов Тi(IV) и его аналогов выражены сильнее кислотных, по отношению к воде соли бесцветных катионов Э4+ устойчивее титанатов, цирконатов и гафнатов. Но гидролиз этих солей очень значителен и даже в крепких растворах ведёт к образованию двухвалентных катионов титанила (TiO)2+, цирконила (ZrO)2+ и гафнила (HfO)2+ по схеме:
Э4+ + Н2О = (ЭО)2+ + 2Н+
Многие соли титана и его аналогов являются производными именно этих радикалов, а не Э4+. Например, (TiO)SO4·2H2O. Дальнейший их гидролиз (особенно производных титана) идёт в меньшей, но всё же сильной степени.
Сульфат четырёхвалентного титана Ti(SO4)2 образуется при взаимодействии ТiCl4 c SO3 и SO2Cl2. Он представляет собой бесцветное, чрезвычайно гигроскопичное вещество. Его термическое разложение (в атмосфере сухого аргона) идёт с отщеплением SO3 и образованием ТiOSO4 (выше 150) или ТiO2 (выше 430 °С). В водной среде может быть получен только сульфат титанила — ТiOSO4·2H2O.
При одновременном наличии избытка КNCS сульфат титанила медленно растворяется в жидком аммиаке. Из образующегося красного раствора был выделен комплексный роданид состава К2[TiO (NCS)4]·2NH3, а действием на него КNH2 получен бурый амид титанила — ТiO(NH2)2, медленно гидролизующийся во влажном воздухе. Под действием избытка КNH2 он переходит в оранжево-коричневый ТiO(NHK)2 вспыхивающий при соприкосновении с воздухом и водой. Нагревание ТiO(NH2)2 сопровождается отщеплением аммиака и образованием сине-чёрного нитрида титанила — (TiO)3N2. Последний не взаимодействует с водой и разбавленными растворами кислот или щелочей, а при нагревании на воздухе переходит в TiO2.
Нитрат четырёхвалентного титана был получен при -80 °С по реакции:
TiCl4 + 4ClNO3 = 4Cl2 + Ti(NO3)4.
Он представляет собой бесцветное кристаллическое вещество (т. пл. 58 °С), в вакууме при 40 °С возгорающееся. На воздухе нитрат титана разлагается с образованием белого оксонитрата ТiO(NO3)2, который при нагревании переходит в ТiO2. Оба соединения очень гигроскопичны и гидролитически разлагаются водой.
Существует перхлорат TiО(ClO4)2·6Н2О известный в виде кристаллогидратов. Интересно, что соль титанила, плохо растворимая в воде, бензоле, ССI4 и диоксане, хорошо растворима в спирте и ацетоне.
Для титана и его аналогов известны алкоголяты, образующиеся по схеме:
ЭСl4 + 4 ROH = 4 HCl + Э(OR)4.
Эти алкоголяты представляют собой жидкие или твёрдые летучие вещества, растворимые в бензоле, но гидролитически разлагающиеся водой. При растворении в соответствующих спиртах они способны образовывать комплексные кислоты типа Н2[Э(OR)6]. Интересно, что в твёрдом состоянии Тi(OC2H5)4 тетрамерен, а в бензольном растворе тримерен.
Из других производных Ti, Zr и Hf наибольшее значение имеют галогениды типа ЭГ4. Получают их обычно прокаливанием смеси диоксида элемента с углём в атмосфере галогена. Реакция идёт по схеме:
ЭО2 + 2С + 2Г2 = 2СО + ЭГ4.
Характер галогенидов при переходе от Ti к Zr существенно изменяется. Так, TiCl4 представляет собой при обычных условиях жидкость, а ZrCl4 является типичной солью. За исключением ZrF4 (и HfF4) галонегиды ЭГ4 хорошо растворимы в воде.
Как растворитель неорганических соединений TiCl4 лучше всего растворяет вещества с типичной молекулярной структурой. Растворимость в нём солеобразных соединений, как правило, тем выше, чем больше размеры аниона.
При постепенном добавлении TiCl4 к жидкому аммиаку образуется жёлтый осадок аммиаката ТiCl4·6NH3. В действительности он представляет собой смесь состава Ti(NH2)3Cl + 3NH4Cl, так как при отмывании его жидким аммиаком NH4Cl удаляется и остаётся красный Ti(NH2)3Cl. Нагревание последнего в вакууме сопровождается отщеплением NH3 с образованием в остатке зеленовато-голубого нитрохлорида NTiCl. Продуктами термического разложения аммиакатов TiBr4 и TiI4 являются соответственно NTiBr и NTiI. Последний выше 400 °С переходит в ТiN. Взаимодействие Ti(NO3)4 с KNH2 в жидком аммиаке ведёт к образованию коричневого Ti(NH2)4, который легко переходит во взрывчатый Ti(NH)2.
Гидролиз галогенидов ЭГ4 протекает в основном по схемам:
TiГ4 + 2H2O = TiO2 + 4HГ
Образующийся в результате гидролиза гидрат диоксида титана начинает осаждаться уже при рН = 1,5. Исключением являются фториды, образующие с водой комплексные кислоты типа Н2[TiОF4] и поэтому почти не подвергающиеся гидролизу даже при нагревании растворов, из которых могут выделяться кристаллогидраты TiF4·2H2O.
Окислительно-восстановительные процессы.
Титан является характерным металлом, поэтому ему свойственны восстановительные свойства. Но характер оксида титана амфотерен. Однако восстановительные свойства выражены немного ярче. Кислотные свойства лучше проявляются в кислотной среде. Основные – в щелочной.
1) Ti + NaBiO3 + H2O = TiO(OH)2(тв) + Bi(OH)3(тв) + …
Составим ионно-электронный баланс:
| Ti0 – 4e + 3H2O = Ti+4O(OH)2 + 4H+ |*1
4|
| (Bi+5O3)- + 2e + 3H2O = Bi+3(OH)3 + 3(OH)- |*2
Суммарное уравнение:
Ti0 + 3H2O + 2(BiO3)- + 6H2O = TiO(OH)2 + 4H+ + 2Bi(OH)3 + 6(OH)-
Ti0 + 2(BiO3)- + 9H2O = TiO(OH)2 + 4H2O + 2Bi(OH)3 + 2(OH)-
Ti0 + 2(BiO3)- + 5H2O = TiO(OH)2 + 2Bi(OH)3 + 2(OH)-
Итоговое уравнение реакции:
Ti0 + 2NaBiO3 + 5H2O = TiO(OH)2 + 2Bi(OH)3 + 2NaOH
2) Ti2O3 + H2O2 + KOH = …(TiO4)4- + …
Составим ионно-электронный баланс:
| Ti2+3O3 – 2e + 10(OH)- = 2(Ti+4O4)4- + 5H2O
1|
| H2O2-1 + 2e = 2(O2-H)-
Суммарное уравнение:
Ti2O3 + 10(OH)- + H2O2 = 2(TiO4)4- + 5H2O + 2(OH)-
Ti2O3 + 8(OH)- + H2O2 = 2(TiO4)4- + 5H2O
Итоговое уравнение реакции:
Ti2O3 + H2O2 + 8KOH = 2K2TiO4 + 5H2O
3) Ti(OH)3 + K2MoO4 + H2SO4 = (TiO)2+… + (MoO)2+… + …
Составим ионно-электронный баланс:
| Ti+3 (OH)3 – e + 4H+ = (Ti+4O)2+ + 2H2O |*2
2|
| (Mo+6O4)2- + 2e + 6H+ = (Mo+4O)2+ + 3H2O |*1
Суммарное уравнение:
2Ti(OH)3 + 8H+ + (MoO4)2- + 6H+ = 2(TiO)2+ + 4H2O + (MoO)2+ + 3H2O
2Ti(OH)3 + (MoO4)2- + 14H+ = 2(TiO)2+ + (MoO)2+ + 7H2O
Итоговое уравнение реакции:
2Ti(OH)3 + K2MoO4 + 4H2SO4 = 2(TiO)SO4 + (MoO)SO4 + K2SO4 + 7H2O
Электрохимические свойства титана.
Отношение титана к кислороду сухого воздуха:
Ti + O2 = TiO2
Составим ионно-электронный баланс:
Ti0 – 4e = Ti+4
O20 + 4e = 2O-2
ΔGокс = -889 Кдж/моль
Так как содержание в воздухе кислорода 21%, то при нормальных условиях РО2 = 0,21 Атм.
(РО2)z/2 = (РО2)2 = 0,212 = 0,0441 < 0,21 значит реакция будет протекать самопроизвольно в прямом направлении. Оценка сплошности TiO2 – 1,76 следовательно реакция будет протекать до образования защитной оксидной пленки.
Отношение к воде с аэрацией:
Ti + 2H2O + O2 = Ti(OH)4
Составим ионно-электронный баланс:
Ti0 – 4e + 4H2O = Ti+4(OH)4 + 4H+
O20 + 4e + 2H2O = 4(OH)-
E = φO2/OH – φTi(OH)4/Ti = 1,23-(-0,88) = 2,11
Так как Е>0 то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении и протекает до образования защитной гидроксидной пленки. Титан способен взаимодействовать с водой, но гидроксидная пленка сплошная и малорастворимая, она предохраняет компактный титан от взаимодействия с водой вплоть то критической температуры окисления.
Отношение к воде без аэрации:
Ti + 4H2O = Ti(OH)4 + 2H2
Составим ионно-электронный баланс:
2H2O + 2e = H2 + 2(OH)-
Ti0 – 4e + 4H2O = Ti+4(OH)4 + 4H+
E = φH2O/H2 – φTi(OH)4/Ti = -0.41-(-0.88) = 0.47
Так как Е>0 то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении и протекает до образования защитной гидроксидной пленки, однако не так интенсивно как при аэрации(так как кислород более сильный окислитель чем вода). Титан способен взаимодействовать с водой, но гидроксидная пленка сплошная и малорастворимая, она предохраняет компактный титан от взаимодействия с водой вплоть то критической температуры окисления.
Отношение к неокислительным кислотам:
Ti + 4HCl = TiCl4 + 2H2 (pH = 1)
E = φH+/H2 – φTi4+/Ti = -0.059-(-0.88)=0.82
Так как Е>0 то реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении и протекает до образования защитной пленки, состоящей из соли. Соль TiCl4 малорастворима и оценка сплошности имеет высокое значение, следовательно компактный титан не будет взаимодействовать с соляной кислотой ввиду того, что на поверхности образуется сплошная пленка из малорастворимой соли, которая предохраняет титан от кислоты.
Отношение к окислительным кислотам:
Ti + 8HNO3(к) = 4NO2 + Ti(NO3)4 + 4H2O (при повыш. темп.)
Составим ионно-электронный баланс:
(NO3)- + e + 2H+ = NO2 + H2O |*4
Ti0 – 4e + 4(NO3)- = Ti+4(NO3)4 |*1
Ti + 8HNO3(к) = NO2 + TiO2 + H2O (на холоду)
Составим ионно-электронный баланс:
(NO3)- + e + 2H+ = NO2 + H2O |*4
Ti0 – 4e + 2H2O = TiO2 + 4H+ |*1
E = φNO3/NO2 – φTi4+/Ti = 0.8-(-0.88) = 1.68
Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, но плотные и сплошные оксидная или солевая пленка предохраняет компактный титан от взаимодействия с кислотой.
Отношение к растворам щелочей:
Ti + H2O + 2NaOH = 2H2 + Na2TiO3 (pH=14)
E = φH2O/H2 – φTi4+/Ti = -0.059*14-(-0.88) = 0.05
Реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, но малоинтенсивно.
Отношение к расплавам щелощей:
Ti + O2 + 2NaOH(рас-в) = Na2TiO3 + H2O
