Vanad

český názevVanad
latinský názevVanadium
anglický názevVanadium
chemická značkaV
protonové číslo23
relativní atomová hmotnost50,9415
perioda4
skupinaV.B
zařazenípřechodné kovy
rok objevu1830
objevitelN. G. Sefström
teplota tání [°C]1890
teplota varu [°C]3407
hustota [g cm-3]5,98
hustota při teplotě tání [g cm-3]5,5
elektronegativita1,63
oxidační stavyII, III, IV, V
elektronová konfigurace[Ar]3d3 4s2
atomový poloměr [pm]171
kovalentní poloměr [pm]125
specifické teplo [J g-1K-1]0,49
slučovací teplo [kJ mol-1]20,9
tepelná vodivost [W m-1 K-1]30,7
elektrická vodivost [S m-1]4.106
1. ionizační potenciál [eV]6,7463
2. ionizační potenciál [eV]14,65
3. ionizační potenciál [eV]29,31
tvrdost podle Mohse7
tvrdost podle Vickerse [MPa]628
tvrdost podle Brinella [MPa]628
modul pružnosti ve smyku [GPa]47
modul pružnosti v tahu [GPa]128
bod supravodivosti [K]5,4
skupenství za norm. podmíneks

Vlastnosti a reakce vanadu

Chemický prvek vanad je ocelově šedý, výjimečně tvrdý kov. Starý, dnes nepoužívaný název vanadu je erythronium.

Vanad je prvek na vzduchu stálý, nereaguje s vodou, hydroxidy ani se zředěnými kyselinami. Vanad je značně odolný proti korozivním účinkům mořské vody, práškový vanad je na vzduchu pyroforní. Dobře se rozpouští se v kyselině fluorovodíkové. Reakce vanadu s kyselinou fluorovodíkovou probíhá za vzniku komplexní kyseliny heptafluorovanadičné a vývoje vodíku, reakcí s horkou koncentrovanou kyselinou vznikne komplexní kyselina trihydrogenhexafluorovanaditá:

2V + 14HF → 2H2[VF7] + 5H2
2V + 12HF → 2H3[VF6] + 3H2

Vanad reaguje i s horkou koncentrovanou kyselinou dusičnou, sírovou a lučavkou královskou:

V + 6HNO3 → (VO2)NO3 + 5NO2 + 3H2O
V + 3H2SO4 → (VO)SO4 + 2SO2 + 3H2O
3V + 12HCl + 4HNO3 → 3VCl4 + 4NO + 8H2O

S kyslíkem vytváří zásaditý oxid VO a amfoterní oxidy V2O3, VO2 a  V2O5, s vodíkem tvoří hydrid se zajímavým vzorcem VH0,71, s halogeny reaguje za vzniku těkavých a snadno hydrolyzujících halidů VF5, VCl4, VBr3 a VI3. Reakcí V2O5 s alkalickými roztoky vznikají barevné alkalické polyvanadičnany [V3O9]9-, [V4O12]4-, [V10O28]6- a další. Reakcí oxidu vanadičného s kyselinami vznikají soli vanadylu.

Sloučeniny

Vodné roztoky solí vanadu jsou obvykle různě zbarvené. Pestrá barevnost vodných roztoků sloučenin vanadu je způsobena tvorbou barevných hydratovaných iontů. Pro dvoumocný vanad je typická tvorba fialových iontů [V(H2O)6]2+, trojmocný vanad obvykle vytváří zelené kationty [V(H2O)6]3+, čtyřmocný vanad tvoří modré [VO(H2O)5]2+. Pětimocný vanad v roztocích vytváří celou řadu iontů v závislosti na pH. V alkalickém prostředí tvoří fialové [V(O2)4]3–, v neutrálním prostředí žluté [VO2(O2)2]3– a v kyselém prostředí červené [VO(O2)]+. Vanadnaté a vanadité sloučeniny jsou redukční činidla a snadno se oxidují, sloučeniny vanadu v ox. stavech IV a V jsou stabilní.

Vanad tvoří i sloučeniny ve kterých se vyskytuj v záporném oxidačním stavu - vanadidy. Známý je např. hexakarnonylvanadid sodný Na[V(CO)6].

Výskyt vanadu v přírodě

Vanad objevil v roce 1830 švédský chemik Nils Gabriel Sefström, čistý kov připravil anglický chemik Henry Enfield Roscoe v roce 1867 redukcí chloridu vanadičitého vodíkem.

Průměrný obsah vanadu v zemské kůře je 120 ppm. Přírodní vanad je směsí stabilního izotopu 51V a malého množství (0,24 %) radioaktivního izotopu 50V s poločasem rozpadu 3,9.1017 let.

V přírodě se vanad nalézá ve více než 200 různých nerostech, pro průmyslové využití mají největší vyznam tyto rudy vanadu:

Z minerálů má nejvyšší obsah vanadu (67,98 % V) nerost karelianit V2O3, oxyvanit V3O5 obsahuje 65,6 % V a paramontroseit VO2 obsahuje 61,4 % vanadu. V množství do 1% je vanad ve formě oxidu vanadičného přítomen v některých železných, olověných a měděných rudách a druzích ropy. Ojedinělou geologickou zajímavostí je ložisko patronitu v asfaltu ve formě desky asfaltového bitumenu v křídě, které se nalézá v Minas Ragra v Peru.

Největší těžbu rud vanadu v roce 2012 vykázala Čína - 23 kt čístého kovu, JAR 22 kt a Rusko 16 kt. Ověřené světové zásoby vanadu jsou 14 Mt čistého kovu.

Žádné zásoby vanadu na území ČR nejsou evidovány, v několika posledních letech byl vanad do republiky dovážen v minimálním množství.

Výroba a využití vanadu

Vanad se nejčastěji vyrábí z odpadů při výrobě železa - strusky, nebo z patronitu. Po technické účely se nejčastěji vyrábí slitina vanadu se železem - ferovanad.

Princip výroby vanadu ze železné strusky spočívá v oxidačním pražení strusky za přítomnosti Na2CO3 nebo NaOH při teplotě okolo 850°C . Vanad tvoří rozpustný vanadičnan sodný NaVO3, ze kterého okyselením vzniká oxid vanadičný V2O5. Čistý vanad se vyrábí kalciotermickou redukcí oxidu vanadičného směsí kovového vápníku a chloridu vápenatého při teplotě 900-950°C za zvýšeného tlaku (postup McKechnie - Seybair):

V2O5 + 5Ca + 5CaCl2 → 2V + 5CaO·CaCl2

Při výrobě vanadu z patronitu se provádí tavení rudy v plamenové peci s přísadou tavidel. Při tom se specificky těžší příměsi usadí, zatímco vanad přechází do strusky, ze které se ve formě ferovanadu získává aluminotermicky. Postupuje se tak, že se struska obsahující vanad smísí se zrněným hliníkem a železem za přísady tavidel (kazivce a boraxu), zahřívá se v kelímcích nebo v šachtové peci do červeného žáru a pak se směs zapálí. Průběh redukce oxidu vanadičného hliníkem zachycuje rovnice:

3V2O5 + 10Al → 6V +5Al2O3

Laboratorní příprava velmi čistého vanadu se provádí redukcí chloridu vanaditého nebo vanadičitého vodíkem nebo hydridem sodným:

2VCl3 + 3H2 → 2V + 6HCl
VCl4 + 2H2 → V + 4HCl
2VCl3 + 3NaH → 2V + 3NaCl + 3HCl
VCl4 + 2NaH → V + 2NaCl + 2HCl

Největší využití nachází vanad v metalurgii. V množství 0,1 až 0,2 % se přidává do oceli a litiny pro zvýšení pevnosti a pružnosti. Slouží také k výrobě permanentních magnetů.

Významné je použití oxidu V2O5 jako katalyzátoru při výrobě kyseliny sírové kontaktním způsobem, při výrobě anhydridu kyseliny ftalové oxidací naftalenu nebo při výrobě antrachinonu oxidací antracenu. Oxid vanaditý V2O3 je velmi účinným katalyzátorem řady hydrogenačních reakcí. Chlorid vanadnatý VCl2 se používá jako silné redukční činidlo v organické chemii. Chlorid vanaditý VCl3 a bromid vanaditý VBr3 vytváří s vodním roztokem kyseliny mekonové intenzivní temně červené zbarvení a využívají se proto jako analytická činidla k důkazu opia. Chlorid vanadičitý VCl4 se jako katalyzátor polymerace alkenů využívá v gumárenství. Fluorid vanadičný VF5 se jako silné fluorační činidlo používá v organické chemii. Vanadičnan amonný NH4VO3 je katalyzátorem při výrobě kyseliny adipové oxidací cyklohexanolu. Karbid vanadu VC se používá k výrobě žáruvzdorných materiálů. Nitridy vanadu VN a V2N slouží k povrchové úpravě mechanicky namáhaných strojních součástí. Síran vanadylu (2+) VOSO4 a chlorid vanadylu (3+) VOCl3 se používají jako laboratorní činidla.

Toxické účinky

Všechny rozpustné sloučeniny vanadu jsou jedovaté. Při požití dochází podle dávky ke křečím, bezvědomí až smrti. Nebezpečné je vdechování prachu oxidu vanadičného, které se projevuje nejprve podrážděním očí, slzením, záněty plic a později i smrtí. Smrtelná dávka pro dospělého člověka se liší podle druhu sloučeniny a pohybuje se mezi 60 - 120 mg.

Zdroje

titan ← vanad → chrom

TOPlist