22, Titan (Ti)

Die Titanen (Gr. Mythologie)

Das Element Titan:

         
   
  Sc Ti V  
  Y Zr Nb  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Titan (Nukleosynthese): Titan zählt mit zu den häufigeren Elementen im Universum, es wird beim Siliciumbrennen gebildet. Es hat 5 stabile Isotope, mit den Massenzahlen von 44 bis 50. Mit Abstand am Häufigsten ist dabei das Ti-48, welches durch direkten α-Einfang aus Si-28 oder Ca-40 heraus in größen Mengen während des Siliciumbrennens gebildet wird.

Das Nuklid Ti-44 entsteht primär durch sukzessiven Einfang von vier α-Teilchen aus Si-28, bzw. nimmt man die direkte Enstehung, durch Anlagerung eines α-Teilchens an Ca-40. Aus ihm heraus entstehen dann durch (p,γ)-Reaktionen die leichteren der stabilen Titan-Isotope (Ti-46, Ti-47). Ti-46 wird zusätzlich auch durch (p,γ)-Reaktion bzw. n-Einfang aus Sc-45 gebildet. Aus Cr-48 heraus entsteht durch sukzessiven Elektroneneinfang bzw. β+-Zerfall das häufigste Titan-Isotop, Ti-48. Die beiden schwersten Isotope Ti-49 und Ti-50 werden gleichfalls durch (p,γ)-Reaktion aus diesem erzeugt, daneben spielen auch photodesintegrative Prozesse der Nuklide Cr-52, Cr-53 und Cr-54 eine Rolle.

Die Synthese der Titan-Isotope:
Grundlegende Reaktionen:

40Ca + α → 44Ti + 5,13 MeV
(aus Ti-44 werden die leichteren Isotope synthetisiert)

44Ti + α 48Cr + 7,70 MeV
48Cr + e-48V + 1,66 MeV
48V + e-48Ti + 4,01 MeV
(aus Ti-48 werden die schweren Isotope synthetisiert)
46Ti-Synthese:

44Ti + p → 45V + 1,62 MeV
45V + → 45Ti + β+ + 7,13 MeV
45Ti + p → 46V + 5,36 MeV
46V → 46Ti + β+ + 6,03 MeV

45Sc + p → 46Ti + 10,35 MeV

45Sc + n → 46Sc + 8,76 MeV
46Sc → 46Ti + β- + 2,37 MeV
47Ti-Synthese:

46Ti + n → 47Ti + 8,88 MeV

46Ti + p → 47V + 5,17 MeV
47V + e-47Ti + 2,93 MeV

49Ti-Synthese:

48Ti + p → 49V + 6,76 MeV
49V + e-49Ti + 0,60 MeV

53Cr + 9,15 MeV → 49Ti + α

50Ti-Synthese:

49Ti + p → 50V + 7,95 MeV
50V + e-50Ti + 2,21 MeV

49Ti + n → 50Ti + 10,94 MeV

Vorkommen von Titan: Titan ist im Universum durchschnittlich mit 3 mg/kg am Aufbau beteiligt (Rang 19). Auf der Erde und den anderen terrestrischen Planeten kommt es aufgrund seiner chemischen Ähnlichkeit mit dem Silicium in den meisten Gesteinen in geringer Konzentration zusammen vor. Die Erdkruste enthält durchschnittlich 5650 mg/kg des Elements, die Erdhülle (Erdkruste + Atmosphäre + Weltmeere) ca. 4100 mg/kg. Damit rangiert das Metall auf Platz 10 (Erdhülle) bzw. Platz 9 (Erdkruste) auf der Häufigkeitsskala.

Neben seiner weiten Verbreitung diffus in Gesteinen bildet es jedoch auch eigenständige Mineralien: Die wichtigsten sind der Anatas, Brookit und Rutil, welche alle Spielarten des Titandioxids sind. Ilmenit und Perowskit sind Titan-Metall(II)-Doppeloxide, im Falle von Ilmenit in Vergesellschaftung mit Eisen, im Falle von Perowskit mit Calcium. Sie enthalten bis zu 31% (Ilmenit) bzw. 35% (Perowskit) Titan im Erz-Anteil. Ebenfalls erwähnenswert ist der Titanit, ein Calcium-Titan-Silicat, welcher bis zu 24% Titan enthalten kann. Er kann durch Beimengungen von Thorium oder Uran schwach radioaktiv sein[3].

Wichtige Titan-Mineralien

Rutil, TiO2[1]

Anatas, TiO2[1]

Brookit, TiO2[1]

Ilmenit, FeTiO3[2]

Perowskit, CaTiO3[1]

Titanit, Ca(Ti|Si)2O5[1]


Titan-Gewinnung: Ausgangsstoff für die Titangewinnung sind titanhaltige Mineralien wie Rutil, Ilmenit, Brookit, Anatas oder Perowskit. Ilmenit muss dabei zuerst vom Eisen befreit werden: Hierzu wird der Ilmenit zusammen mit Koks im Lichtbogenofen eingeschmolzen. Hierdurch wird der Eisenoxid-Anteil zu Eisen reduziert; das Titandioxid schwimmt oben auf dem Eisen auf. Das Eisen wird abgestochen; das Titandioxid fein vermahlen. Alternativ kann Titandioxid von den Eisenoxiden auch mittels Aufschluss mit konzentrierter Schwefelsäure in der Gegenwart von Eisen (in Form von Eisenschrott) angereichert werden. Dabei wird der Eisen(III)-Oxid-Anteil zu Eisen(II) reduziert. Das anfallende, in Schwefelsäure schwerlösliche Eisen(II)sulfat wird vom Titan(III)sulfat abgetrennt. Durch Hydrolyse desselben wird Titandioxid gebildet.

Abtrennung des Eisens vom Ilmenit durch Schwefelsäure:

1. Aufschluss mit Eisenschrott und Schwefelsäure:
2FeTiO3 + Fe + 6H2SO4 → 3FeSO4 + Ti2(SO4)3 + 6H2O

2. Hydrolyse des Titan(III)sulfat nach Abtrennung des Eisen(II)sulfats:
Ti2(SO4)3 + 4H2O → 2TiO2↓ + 3H2SO4 + H2

Kroll-Prozess: Das auf diese Art gewonnene rohe Titandioxid enthält noch etwas Eisen(III)oxid. Es wird fein vermahlen und zusammen mit Chlor und Kohle im Wirbelbett geglüht, wodurch ein Gemisch aus Titan(IV)chlorid und Eisen(III)chlorid entsteht. Nach fraktionierender Destillation, wodurch das Eisen(III)chlorid als schwerer flüchtige Komponente zurückbleibt, wird das Titan(IV)chlorid gereinigt. Dieses wird dann mittels Magnesium zum elementaren Titan reduziert, wobei ein nur schwer zu bearbeitender, poröser Titanschwamm entsteht. Das ebenfalls entstehende Magnesiumchlorid sammelt sich flüssig am Boden des Reaktors an, von wo es auch abgestochen werden kann. Der Titanschwamm muss mühsam mechanisch und zeitintensiv aus dem Reaktor entfernt werden (Kosten!) und dann im Vakuum-Lichtbogen-Ofen umgeschmolzen werden.

Titandarstellung:

1. Reduktion des Ilmenit:
FeTiO3 + C → TiO2 + Fe + CO

2. Reduktive Chlorierung des Titandioxids zu Titantetrachlorid:

TiO2 + 2C + 2Cl2 → TiCl4 + 2CO + 80,4 kJ

3. Reduktion des Titantetrachlorids mit Magnesium:
TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2 + 480 kJ

Van-Arkel-de-Boer-Prozess. Hochreines Titan gewinnt man durch Umsetzung des Rohtitans im Van-Arkel-de-Boer-Prozess (sprich: Van-Arkel-de-Bur), wobei der Umstand zunutze gemacht wird, dass Titan vei 600°C mit Iod zu gasförmigem Titantetraiodid reagiert, welches sich wiederum bei 1200°C an einem glühenden Faden zu Titan und freiem Iod zersetzt. Dadurch kann man also eine Transportreaktion initiieren, wenn man Rohtitan in einer Iodatmosphäre auf 600°C erhitzt, während man räumlich entfernt im selben Reaktor einen glühenden Draht installiert. Es scheidet sich nun fortwährend hochreines Titan an diesem Faden ab, wodurch eine so genannte Crystal-Bar (dt. Kristallbarren) entsteht. Man muss allerdings sorgsam darauf achten, dass vorher Elemente wie Zirkonium, Hafnium, Vanadium, Tantal und Niob entfernt wurden, da auch diese flüchtige Iodide bilden, die sich bei höheren Temperaturen ebenfalls zu den Elementen zersetzen.

Schemata zur Titan-Gewinnung:

Gesamter Gewinnungsvorgang[6]

Schema Kroll-Prozess[6]

Schema
Van-Arkel-de-Boer-Prozess[6]
Van-Arkel-de-Boer-
Prozess:

Ti + I2 TiI4 + 376 kJ

Titanschwamm[4]

Titan-Crystal-Bar[5]


Chemie von Titan: Titan reagiert in seinen Verbindungen gemäß seiner Elektronenkonfiguration (Ar) 4s23d2 bevorzugt in die Oxidationsstufe +4. Daneben existieren aber auch Verbindungen, in welchen es in den Oxidationsstufen +3 und +2 vorliegt; diese reagieren naturgemäß stark reduzierend. Es lehnt sich in seinem Verhalten teilweise an das des Siliciums an; es zeigt aber auch deutliche Verwandtschaft mit seinen Nachbarn Scandium und Vanadium.

Titan ist bei Raumtemperatur ein bemerkenswert inertes Metall, welches aufgrund einer kompakten Oxidschicht von verdünnten Laugen und Säuren in der Kälte nicht angegriffen wird.

Reaktion mit Luft: Bei Raumtemperatur ist Titan an der Luft beständig. Beim Erhitzen auf 880°C verbrennt es in stark exothermer, heftiger Reaktion vollständig zu Titandioxid und Titannitrid; beschleunigend wirkt hier, dass sich das Oxid im Metall, dass durch die Reaktionswärme schmilzt, löslich ist. Durch hohe Drücke lässt sich die Passivierung des Titan ebenfalls überwinden: So verbrennt es ebenfalls vollständig, wenn man es bei Raumtemperatur einer Sauerstoffatmosphäre von 25 bar aussetzt. Oberhalb von 1200°C verbrennt das Metall auch in Stickstoff zu Titannitrid (TiN); einem goldglänzendem, metallisch leitendem Feststoff mit keramischen Eigenschaften. Bei erhöhter Temperatur (>400°C) hat Titan die Eigenschaft, durch Einlagerung von Sauerstoff, Stickstoff (und auch Wasserstoff) in das Metallgitter, zu verspröden.

Reaktionen von Titan beim Verbrennen:

Ti + O2 → TiO2 + 945 kJ
2Ti + N2 → 2TiN + 1112 kJ

Reaktion mit Wasser, Säuren und Laugen: In der Kälte wird das Metall nur von Flusssäure und konzentrierter Schwefelsäure bzw. Oleum angegriffen; gegenüber Salzsäure, verdünnter Schwefelsäure. In der Hitze wird es dagegen von all diesen Säuren in Lösung gebracht. Es werden dabei Titanyl(IV)-Salze (mit dem TiO2+-Ion) gebildet, die farblos sind. Mit Alkalihydroxid-Lösungen, auch mit konzentrierten, erfolgt keine Reaktion. Im Falle des Auflösens in konz. Schwefelsäure entsteht violettes, stark reduzierend wirkendes Titan(III)sulfat, Ti2(SO4)3. Gegenüber Salpetersäure mit Konzentrationen von weniger als 70% ist es jedoch dank Passivierung auch in der Hitze gut beständig. Rauchende Salpetersäure reagiert mit Titan dagegen heftig zu hydratisiertem Titandioxid ("Titansäure") und Stickoxiden.

Reaktionen mit Nichtmetallen: Außer gegen elementares Fluor ist Titan bei Raumtemperatur und Normaldruck gegenüber Nichtmetallen beständig. Oberhalb von 550°C wird es dagegen mitunter explosionsartig von Chlor zu Titan(IV)chlorid umgesetzt. Weniger lebhaft, aber ebenfalls durchgreifend sind die Reaktionen mit Brom und Iod bei ebenfalls etwa 550-600°C. Mit Schwefel wird beim starken Erhitzen Titan(VI)sulfid (TiS2) gebildet.

Reaktionen von Titan mit Chlor:

Ti + 2Cl2 → TiCl4 + 805 kJ

Reaktion mit Wasserstoff: Titan nimmt bei erhöhter Temperatur Wasserstoff auf; bei vollständiger Umsetzung entsteht festes Titanhydrid (TiH2), im Gegensatz zum Silicium, welches unter ähnlichen Bedingungen gasförmiges SiH4 bildet.

Komplexchemie: Die wichtigste Koordinationszahl des Titans ist 6; so wird beispielsweise im Komplex TiO(H2O)52+ eine stabile 3d10-Konfiguration erreicht. TiF62- ist aufgrund höherer Lewis-Basizität des Ti4+ im Vergleich mit Si4+ weniger stabil als SiF62-. Im Falle von Ti(CO)62- erreicht das Titan-Atom die Krypton-Konfiguration.

Titandioxid ist eine reinweiße Substanz, die bei 1843°C unter teilweiser Zersetzung zu niederen Titanoxiden unter Sauerstoffabgabe schmilzt. Es ist in elementarem Titan löslich. Es ist wie Siliciumdioxid amphoter, wobei der basische Charakter wesentlich stärker ausgeprägt ist: So löst es sich in konzentrierter Schwefelsäure zu Titan(IV)disulfat, Ti(SO4)2; mit rauchender, wasserfreier Salpetersäure zu Titantetranitrat, Ti(NO3)4 auf. Beide Substanzen sind keine Salze, sondern sind kovalent aufgebaut und sehr hydrolyseempfindlich. Der saure Charakter des Oxids ist dagegen nur noch beim Zusammenschmelzen mit Alkalihydroxiden, -oxiden oder -carbonaten merklich: Hier bilden sich Titanate mit den Anionen TiO32- oder TiO44-, welche im Falle von Wasserlöslichkeit (Alkalimetalltitanate, Ammoniumtitanat) vollständig zu Alkalihydroxid (bzw. Ammoniumhydroxid) und Titandioxid hydrolysieren.
Verwendung von Titan und seinen Verbindungen : Da Titan gleichzeitig bei geringer spezifischer Dichte eine relativ hohe Zugfestigkeit und Härte aufweist, zusätzlich auch bei niedrigen Temperaturen recht korrosionsbeständig ist, ist es ein wichtiges Werkmetall.

Titan wird daher überall dort eingesetzt, wo gleichzeitig geringes Gewicht bei hoher Korrosionsbeständigkeit gefordert werden. Einige Beispiele:
  • Sportartikel, Gebrauchsgegenstände wie Fahrradrahmen, Uhren, Messer, Golfschläger werden gerne aus Titanlegierungen gefertigt.

  • Im Flugzeugbau werden Titanteile überall dort eingesetzt, wo eine hohe Beanspruchung gefordert ist. (z.B. Außenhaut bei Überschall-Geschwindigkeits-Flugzeugen).

  • Dampfturbinenschaufeln
Daneben weisen Titanlegierungen einige besondere Eigenschaften auf:
  • Formgedächtnis-Legierungen aus Nickel und Titan (Nitinol). Diese Legierungen haben eine pseudoelastische Verformbarkeit von 8%, und können bei bis zu 650°C eingesetzt werden.

  • Medizintechnik. Künstliche Knochen werden ebenfalls gerne aus Titanlegierungen (zusammen mit Niob und Tantal) gefertigt, da sie sehr beständig sind, und auch keine toxischen Produkte an den Körper abgeben.
Titanverbindungen haben auch einige technische Bedeutung:
  • Titanweiß ist Titandioxid. Es ist die wichtigste lichtechte und nicht nachdunkelnde weiße Farbe und auch das wichtigste Farbpigment bei der Kunststoffherstellung.

  • Titandisulfid hat einige Bedeutung als Elektrodenmaterial und als Hochtemperaturschmiermittel.[7]

  • Titancarbid (TiC) und auch Titannitrid (TiN) hat ähnliche Eigenschaften und Verwendungsmöglichkeiten wie Siliciumcarbid und Diamant: Es hat eine Vickers-Härte von 3200 HV, und wird daher als Aufsatz für Schneidwerkzeuge, Schmirgelpapier, Wendeschneidplatten etc. verwendet.[8]
Wichtige Verwendungsmöglichkeiten von Titan, seinen Legierungen und Verbindungen

Uhr mit Titan-Armband[6]

Schneidwerkzeug aus TiN[9]

Weißpigment Titandioxid[6]

Bohrer mit Ti-Al-Nitrid-Beschichtung[10]

Zahn-Implantat aus Titan[11]

Turbinenschaufel[12]


Quellen: [1] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rob Lavinsky. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[2] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Modris Baum. Das Bild wurde vom Urheber als gemeinfrei veröffentlicht.

[3] Quelle: Wikipedia. Artikel: Titanit (Sphen), Absatz: Besondere Eigenschaften.

[4] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Svdmolen. Das Bild wurde vom Urheber als gemeinfrei veröffentlicht.

[5] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Warut. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[6] Bildquelle: Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[7] Quelle: Wikipedia. Artikel: Titandisulfid. Absatz: Verwendung.

[8] Quelle: Wikipedia: Artikel: Titancarbid, Titannitrid. Jeweils Absatz: Verwendung.

[9] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Florian Schott. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[10] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Sunyataburus. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[11] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Stillwaterising. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[12] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Kolling. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.