Blog

Vanadio- chimicamo

Vanadio

  |   Chimica, Chimica Generale

Il vanadio è molto disperso in natura, esiste infatti in numerosissimi minerali come il polisolfuro patronite VS4, e i vanadati vanadinite Pb5(VO4)2Cl e carnotite K(UO2)VO4 1.5 H2O. Quest’ultimo è anche utilizzato come minerale di uranio.

Il vanadio ha numero atomico 23 e peso atomico 50.94 a.m.u.

La sua configurazione elettronica è 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d3, 4s2. Gli stati di ossidazione più frequentemente assunti dal vanadio nei suoi composti sono +2, +3, +4, +5.

Ottenimento

Il vanadio si ottiene per riduzione del pentossido con carbone, silicio, alluminio e ferrosilicio. Per ottenerlo con un maggior grado di purezza lo si riduce con il calcio:

V2O5 + 5 Ca → 2 V + 5 CaO

Uno degli impieghi principali del vanadio è come additivo degli acciai per utensili di cui aumenta la resistenza meccanica alle alte temperature; viene perciò messa in commercio la lega ferrovanadio. Il metallo ha caratteristiche meccaniche e chimiche simili a quelle del titanio.

A temperatura ambiente è attaccato solo dagli acidi ossidanti e da acido fluoridrico. A temperature più elevate è molto più reattivo e si combina con molti non metalli.

Composti

Alogenuri

Il vanadio forma numerosi alogenuri. Nello stato di ossidazione V è noto solo il fluoruro, VF5, liquido bianco e viscoso che solidifica a 19.5 °C e che si ottiene per sintesi diretta.

Nello stato di ossidazione IV sono noti tre tetralogenuri: VF4, VCl4, VBr4. Il fluoruro è un solido che si ottiene fluorurando il tetracloruro con acido fluoridrico. Il tetracloruro, liquido oleoso e scuro che bolle a 154 °C, si ottiene trattando con cloro il metallo, il carburo o il nitruro ovvero clorurando il pentossido con CCl4 a elevate temperature. E’ solubile in solventi non polari, ma è violentemente idrolizzato dall’acqua:

VCl4 + H2O →VOCl2 + 2 HCl

Per riscaldamento perde cloro dando il tricloruro.

I trialogenuri VX3 sono tutti noti. Il fluoruro si ottiene alogenando con acido fluoridrico il tricloruro che a sua volta si ottiene per decomposizione termica del tricloruro. Bromuro e ioduro si possono ottenere per sintesi diretta. Sono tutti solidi intensamente colorati e paramagnetici e le loro strutture sono basate su impacchettamenti compatti degli anioni con il catione in cavità ottaedriche.

Sono noti anche i dialogenuri VX2 che si possono ottenere dai trialogenuri o per riduzione con idrogeno o per disproporzionamento. Essi sono solidi colorati, paramagnetici, anch’essi descrivibili sulla base degli impacchettamenti compatti degli anioni. Sono fortemente riducenti e solubili in acqua.

I tetralogenuri , VF4 e VCl4, sono forti acidi di Lewis e danno addotti con specie donatrici.

Ossoalogenuri

Esistono tre ossoalogenuri nello stato di ossidazione V: VOF3. VOCl3, VOBr3.

Il fluoruro si ottiene fluorurando l’ossocloruro o ossidando il trifluoruro, gli altri due si possono ottenere alogenando il triossido secondo la reazione:

2 V2O3 + 6 X2 → 4 VOX3 + O2

Sono solidi volatili che allo stato gassoso contengono molecole tetraedriche e si idrolizzano rapidamente in acqua. Sono stati isolati sali contenenti gli anioni [VOF4] e [VOCl4]. Si conoscono alogenuri di vanadile VOF2, VOCl2 e VOBr2.

VOF2 si ottiene facendo reagire il bromuro con acido fluoridrico mentre VOCl2 e VOBr2 si ottengono scaldando V2O5 in soluzione etanolica dei corrispondenti acidi HX.

L’ossido in cui il vanadio presenta lo stato di ossidazione più elevato è l’ ossido di vanadio (V)2O5 che si può ottenere per sintesi diretta. E’ un solido rosso che a temperature tra  700-1100 °C perde reversibilmente ossigeno. Questo fenomeno spiega le attività catalitiche dell’ossido che sono largamente sfruttate, ad esempio per ossidate il biossido di zolfo a triossido di zolfo.

Si scioglie negli acidi e ancor più nelle basi in cui dà vanadati (VO3) . I composti del vanadio (V) hanno proprietà ossidanti in soluzione e tendono a dare composti tetravalenti.

La chimica di tali soluzioni è piuttosto complessa : la specie più semplice VO43- esiste solo in soluzioni fortemente alcaline e, al diminuire del pH si protona e si condensa dando polimeri non tutti ben definiti. Si possono citare con formule semplificate le specie stabili a mano a mano che scende il pH: VO43-, VO3(OH)2-, V2O6(OH)3-, VO2(OH)2, V3O93-, V2O5.

Il pentossido precipita a pH 6.8 e in soluzioni più acide si ridissolve dando altre specie polinucleari fra cui è stato ben individuato l’anione decavanadato V10O286-. A pH più acidi si forma il catione diossovanadio VO2+.

Il variare delle specie presenti è messo anche in evidenza dal colore delle soluzioni che a valori elevati di pH sono incolori, mentre al diminuire del pH virano verso il giallo e l’arancio. A pH basici precipitano sali del tipo M3V5O14 e M4HV5O15 i cui anioni non sono stati riscontrati in soluzione. A pH acidi precipitano sali del tipo Ca3V10O28 ∙ 16 H2O contenenti l’anione V10O286- costituito da ottaedri.

Nello stato di ossidazione IV il composto più stabile è il biossido VO2 che si ottiene per riduzione del pentossido. Tale composto di colore blu scuro è una sostanza anfotera, solubile sia in basi che in acidi non complessanti con i quali forma il pentaidrato di vanadile VO(H2O)2+ mentre in soluzioni alcaline è presente come vanadato (IV) VO44-.

In quasi tutti i composti del vanadio (IV) è presente il catione vanadile VO2+che forma un gran numero di complessi

Il vanadio (III) è meno stabile delle valenze superiori ed ha un comportamento cationico. Il triossido V2O3 si ottiene per riduzione del pentossido con idrogeno.

Condividi


Gentile Lettrice, Gentile Lettore

Abbiamo rilevato che stai utilizzando un AdBlocker che blocca il caricamento completo delle pagine di Chimicamo.org

Questo sito è per te completamente gratuito e fornisce, si spera, un servizio serio, completo ed utile, pertanto speriamo che tu consideri la possibilità di escluderlo dal blocco delle pubblicità che sono la nostra unica fonte di guadagno per portare avanti quello che vedi.

 

Per piacere aggiungi Chimicamo.org alla tua whitelist oppure disabilita il tuo software mentre navighi su queste pagine.

 

Grazie

Lo staff di Chimicamo.org

Condividi