Oxid vanaditý (V) - Vanadium(V) oxide

Oxid vanaditý (V)
Monovrstva oxidu vanadičitého
Oxid vanaditý (V)
Jména
Název IUPAC
Pentaoxid divanadičitý
Ostatní jména
Oxid vanaditý
Vanadic anhydrid
Oxid divanaditý
Identifikátory
3D model (JSmol )
ChEBI
ChemSpider
Informační karta ECHA100.013.855 Upravte to na Wikidata
Číslo ES
  • 215-239-8
KEGG
Číslo RTECS
  • YW2450000
UNII
UN číslo2862
Vlastnosti[1]
PROTI2Ó5
Molární hmotnost181 8800 g / mol
VzhledŽlutá pevná látka
Hustota3,357 g / cm3
Bod tání 690 ° C (1274 ° F; 963 K)
Bod varu 1750 ° C (3180 ° F; 2020 K) (rozkládá se)
8,0 g / l (20 ° C)
+128.0·10−6 cm3/ mol
Struktura[2]
Ortorombický
Pmmn, č. 59
A = 1151 hodin, b = 355,9 hodin, C = 437,1 hod
Zkreslený trigonální bipyramidový (V)
Termochemie
130,54 J / mol · K. [3]
-1550 590 kJ / mol [3]
-1419 435 kJ / mol [3]
Nebezpečí
Bezpečnostní listICSC 0596
Piktogramy GHSMuta. 2; Repr. 2; STOT RE 1Acute Tox.4; STOT SE 3Aquatic Chronic 2
Signální slovo GHSNebezpečí
H341, H361, H372, H332, H302, H335, H411
NFPA 704 (ohnivý diamant)
Bod vzplanutíNehořlavé
Smrtelná dávka nebo koncentrace (LD, LC):
10 mg / kg (potkan, orálně)
23 mg / kg (myš, orální)[5]
500 mg / m3 (kočka, 23 min)
70 mg / m3 (krysa, 2 hodiny)[5]
NIOSH (Limity expozice USA pro zdraví):
PEL (Dovolený)
C 0,5 mg V.2Ó5/ m3 (resp) (pevné)[4]


C 0,1 mg V2Ó5/ m3 (kouř)[4]

Související sloučeniny
jiný anionty
Oxytrichlorid vanadu
jiný kationty
Oxid niob (V)
Oxid tantalitý
Příbuzný vanadium oxidy
Oxid vanadičitý
Oxid vanaditý
Oxid vanadičitý
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
☒N ověřit (co je šekY☒N ?)
Reference Infoboxu

Oxid vanaditý (V) (vanadia) je anorganická sloučenina s vzorec PROTI2Ó5. Běžně známý jako oxid vanadičitý, je to hnědá / žlutá pevná látka, i když je čerstvě vysrážena z vodného roztoku, jeho barva je tmavě oranžová. Kvůli jeho vysoké oxidační stav, je to obojí amfoterní oxid a an oxidační činidlo. Z průmyslového hlediska je to nejdůležitější sloučenina vanadium, který je hlavním předchůdcem slitin vanadu a je široce používaným průmyslovým katalyzátorem.[6]

Minerální forma této sloučeniny, shcherbinait, je extrémně vzácná, téměř vždy se vyskytuje mezi fumaroly. Minerál trihydrát, V2Ó5· 3H2O, je také známý pod jménem navajoite.

Chemické vlastnosti

Redukce na nižší oxidy

Po zahřátí směsi oxidu vanadičitého (V) a oxid vanadičitý, úměrnost nastane dát oxid vanadičitý jako tmavomodrá pevná látka:[7]

PROTI2Ó5 + V2Ó3 → 4 VO2

Snížení lze také provést pomocí kyselina šťavelová, kysličník uhelnatý, a oxid siřičitý. Další redukce pomocí vodík nebo přebytek CO může vést ke komplexním směsím oxidů, jako je V4Ó7 a V5Ó9 před černým V2Ó3 je dosaženo.

Acidobazické reakce

PROTI2Ó5 je amfoterní kysličník. Na rozdíl od většiny oxidů kovů, to rozpouští se mírně ve vodě, čímž se získá světle žlutý, kyselý roztok. Tak V2Ó5 reaguje se silnými neredukujícími kyselinami za vzniku roztoků obsahujících světle žluté soli obsahující dioxovanadová (V) centra:

PROTI2Ó5 + 2 HNO3 → 2 VO2(NE3) + H2Ó

Reaguje také silně alkálie tvořit polyoxovanadates, které mají složitou strukturu, na které závisí pH.[8] Pokud je přebytek vodný hydroxid sodný je použit, je produkt bezbarvý sůl, orthovanadát sodný, Na3VO4. Pokud se kyselina pomalu přidává k roztoku Na3VO4, barva se postupně prohlubuje přes oranžovou až červenou, než hnědá hydratovaná V2Ó5 sráží kolem pH 2. Tyto roztoky obsahují hlavně ionty HVO42− a V2Ó74− mezi pH 9 a pH 13, ale pod pH 9 exotičtější druhy, jako je V4Ó124− a HV10Ó285− (dekavanadát ) převládají.

Po léčbě thionylchlorid, převádí se na těkavou kapalinu oxychlorid vanadu, VOCl3:[9]

PROTI2Ó5 + 3 SOCl2 → 2 VOCl3 + 3 SO2

Další redoxní reakce

Kyselina chlorovodíková a kyselina bromovodíková jsou oxidovány na odpovídající halogen, např.

PROTI2Ó5 + 6HCl + 7H2O → 2 [VO (H2Ó)5]2+ + 4Cl− + Cl2

Vanadates nebo vanadyl sloučeniny v kyselém roztoku jsou redukovány amalgámem zinku barevnou cestou:

VO2+žlutá → VO2+modrý → PROTI3+zelená → PROTI2+nachový[10]

Všechny ionty jsou v různé míře hydratovány.

Příprava

Oranžová, částečně hydratovaná forma V2Ó5
Precipitát "červeného koláče", který je vodnatý V2Ó5

Technická třída V2Ó5 se vyrábí jako černý prášek používaný k výrobě vanadium kov a ferovanad.[8] Vanadová ruda nebo zbytek bohatý na vanad se zpracuje uhličitan sodný a amonný sůl k výrobě metavanadát sodný, NaVO3. Tento materiál se poté okyselí na pH 2–3 použitím H2TAK4 za vzniku sraženiny "červeného koláče" (viz výše ). Červený koláč se poté roztaví při 690 ° C za vzniku surového V2Ó5.

Oxid vanaditý (V) se vyrábí, když vanadium kov se zahřívá nadměrně kyslík, ale tento produkt je kontaminován jinými, nižšími oxidy. Uspokojivější laboratorní příprava zahrnuje rozklad amonium metavanadát při 500-550 ° C:[11]

2 NH4VO3 → V2Ó5 + 2 NH3 + H2Ó

Použití

Výroba ferovanadu

Pokud jde o množství, dominantní použití pro oxid vanaditý (V) je při výrobě ferovanad (vidět výše ). Oxid se zahřívá na šrot žehlička a ferosilikon, s Limetka přidáno k vytvoření a křemičitan vápenatý struska. Hliník lze také použít k výrobě slitiny železo-vanad spolu s oxid hlinitý jako vedlejší produkt.[8]

Výroba kyseliny sírové

Další důležité použití oxidu vanadičitého (V) je při výrobě kyselina sírová, důležitá průmyslová chemická látka s roční celosvětovou produkcí 165 milionů metrických tun v roce 2001, s přibližnou hodnotou 8 miliard USD. Oxid vanaditý (V) slouží zásadnímu účelu katalyzující mírně exotermické oxidace oxidu siřičitého do oxid sírový letecky v kontaktní proces:

2 SO2 + O.2 ⇌ 2 SO3

Objev této jednoduché reakce, pro kterou V2Ó5 je nejúčinnějším katalyzátorem, který umožňuje kyselině sírové stát se levnou komoditní chemikálií, jakou je dnes. Reakce se provádí mezi 400 a 620 ° C; pod 400 ° C je V2Ó5 je neaktivní jako katalyzátor a nad 620 ° C se začíná rozpadat. Protože je známo, že V2Ó5 lze snížit na VO2 podle SO2, jeden pravděpodobný katalytický cyklus je následující:

TAK2 + V2Ó5 → SO3 + 2VO2

následován

2VO2 + ½O2 → V2Ó5

Používá se také jako katalyzátor v selektivní katalytická redukce (SCR) ze dne NEX emise v některých elektrárny. Vzhledem k jeho účinnosti při přeměně oxidu siřičitého na oxid siřičitý, a tím na kyselinu sírovou, je třeba při spalování paliv s obsahem síry věnovat zvláštní pozornost provozním teplotám a umístění jednotky SCR elektrárny.

Jiné oxidace

Navrhované první kroky v oxidaci naftalenu katalyzovanou vanadem na anhydrid kyseliny ftalové, s V.2Ó5 reprezentován jako molekula vs její skutečné rozšířené struktury.[12]

Anhydrid kyseliny maleinové je produkován V.2Ó5-katalyzovaná oxidace butanu vzduchem:

C4H10 + 4 O.2 → C.2H2(CO)2O + 8 H2Ó

Anhydrid kyseliny maleinové se používá k výrobě polyester pryskyřice a alkydové pryskyřice.[13]

Anhydrid kyseliny ftalové vyrábí podobně V2Ó5-katalyzovaná oxidace ortho-xylen nebo naftalen při 350–400 ° C. Rovnice platí pro oxidaci xylenu:

C6H4(CH3)2 + 3 O.2 → C.6H4(CO)2O + 3 H2Ó

Anhydrid kyseliny ftalové je předchůdcem plastifikátory, který se používá k udělení pružnosti polymerům.

Podobně se vyrábí řada dalších průmyslových sloučenin, včetně kyselina adipová, akrylová kyselina, kyselina šťavelová, a antrachinon.[6]

Další aplikace

Díky vysokému koeficientu teplotní odolnost, oxid vanadu (V) nachází použití jako materiál detektoru v bolometry a mikrobolometr pole pro termální zobrazování. Rovněž najde uplatnění jako senzor ethanolu v úrovních ppm (až 0,1 ppm).

Vanadové redoxní baterie jsou typem průtoková baterie používané pro skladování energie, včetně velkých energetických zařízení, jako je větrné farmy.[14]

Biologická aktivita

V2o5label.jpg

Oxid vanaditý (V) vykazuje velmi mírnou akutní toxicitu pro člověka, s LD50 asi 470 mg / kg. Větší nebezpečí je při vdechování prachu, kde LD50 se pohybuje od 4–11 mg / kg pro 14denní expozici.[6] Vanadate (VO3−
4), vzniklý hydrolýzou V2Ó5 při vysokém pH se zdá, že inhibuje enzymy, které zpracovávají fosfáty (PO43−). Způsob působení však zůstává nepolapitelný.[8]

Reference

  1. ^ Weast, Robert C., ed. (1981). CRC Handbook of Chemistry and Physics (62. vydání). Boca Raton, FL: CRC Press. p. B-162. ISBN  0-8493-0462-8..
  2. ^ Shklover, V .; Haibach, T .; Ried, F .; Nesper, R .; Novak, P. (1996), „Krystalová struktura produktu Mg2+ vložení do V2Ó5 monokrystaly ", J. Solid State Chem., 123 (2): 317–23, doi:10.1006 / jssc.1996.0186.
  3. ^ A b C R. Robie, B. Hemingway a J. Fisher, „Termodynamické vlastnosti minerálů a příbuzných látek při tlaku 298,15 K a 1 bar a při vyšších teplotách,“ US Geol. Surv., Sv. 1452, 1978. [1]
  4. ^ A b NIOSH Kapesní průvodce chemickými nebezpečími. "#0653". Národní institut pro bezpečnost a ochranu zdraví při práci (NIOSH).
  5. ^ A b "Vanadový prach". Koncentrace bezprostředně nebezpečné pro život a zdraví (IDLH). Národní institut pro bezpečnost a ochranu zdraví při práci (NIOSH).
  6. ^ A b C Günter Bauer, Volker Güther, Hans Hess, Andreas Otto, Oskar Roidl, Heinz Roller, Siegfried Sattelberger „Vanadové a vanadové sloučeniny“ v Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 2005, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002 / 14356007.a27_367
  7. ^ G. Brauer (1963). „Vanad, niob, tantal“. V G. Brauer (ed.). Handbook of Preparative Anorganic Chemistry, 2. vyd. NY: Academic Press. p. 1267.
  8. ^ A b C d Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984). Chemie prvků. Oxford: Pergamon Press. 1140, 1144. ISBN  978-0-08-022057-4..
  9. ^ G. Brauer (1963). „Vanad, niob, tantal“. V G. Brauer (ed.). Handbook of Preparative Anorganic Chemistry, 2. vyd. NY: Academic Press. p. 1264.
  10. ^ „Oxidační stavy vanadu“. RSC vzdělávání. Citováno 2019-10-04.
  11. ^ G. Brauer (1963). „Vanad, niob, tantal“. V G. Brauer (ed.). Handbook of Preparative Anorganic Chemistry, 2. vyd. NY: Academic Press. p. 1269.
  12. ^ „Oxidace naftalenu Gibbs-Wohl“. Komplexní reakce organických jmen a reagenty. 2010. doi:10.1002 / 9780470638859.conrr270. ISBN  9780470638859.
  13. ^ Tedder, J. M .; Nechvatal, A .; Tubb, A. H., eds. (1975), Základní organická chemie: Část 5, Průmyslové výrobky, Chichester, Velká Británie: John Wiley & Sons.
  14. ^ Skladování energie REDT. „Používání VRFB pro obnovitelné aplikace“.

Další čtení

externí odkazy