Anidride vanadica

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Anidride vanadica
Vanadium(V) oxide.jpg
Vanadium-pentoxide-monolayer-3D-balls.png
Nome IUPAC
pentossido di divanadio
Nomi alternativi
ossido di vanadio (V)
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare V2O5
Massa molecolare (u) 181,88 g/mol
Aspetto solido giallo
Numero CAS [1314-62-1]
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 3,36 (20 °C)
Solubilità in acqua (20 °C) appena solubile
Temperatura di fusione 690 °C (963 K)
Temperatura di ebollizione 1.750 °C (~2.023 K) (decomposizione)
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
tossicità acuta pericoloso per l'ambiente tossico a lungo termine

pericolo

Frasi H 300 - 310 - 332 - 341 - 361 - 372 - 335 - 411
Consigli P 260 - 301+310 - 302+350 - 361 - 405 - 501 [1][2]

L'anidride vanadica (o ossido di vanadio(V)) è il composto chimico di formula V2O5. Comunemente noto come pentossido di vanadio, questo solido giallo-arancio è il più importante composto del vanadio.[3] Per riscaldamento perde ossigeno in modo reversibile. Per questa caratteristica V2O5 catalizza molte reazioni di ossidazione; quella utilizzata su più larga scala è l'ossidazione del diossido di zolfo (SO2) per la produzione di acido solforico (H2SO4). È un composto tossico, leggermente solubile in acqua, a differenza della maggior parte degli ossidi dei metalli di transizione che sono insolubili. V2O5 è un ossido anfotero, e spesso reagisce come ossidante. In natura V2O5 si trova nel minerale shcherbinaite; molto raro, lo si ritrova solo in alcune fumarole.

Sintesi[modifica | modifica sorgente]

V2O5 per uso tecnico è ottenuto come polvere nera da usare nella produzione di vanadio metallico e ferrovanadio.[3] In questo caso si parte da un minerale di vanadio come la vanadinite o la carnotite, o da altro residuo contenente vanadio, e lo si arrostisce con carbonato di sodio (Na2CO3) ottenendo metavanadato di sodio (NaVO3). Questo materiale è acidificato con acido solforico (H2SO4) formando un polivanadato che precipita, ed è quindi fuso a 690 °C per ottenere V2O5 grezzo.

V2O5 è anche il prodotto principale che si ottiene scaldando il vanadio metallico in eccesso di ossigeno, ma in questo modo il prodotto è contaminato da altri ossidi. In laboratorio, un buon metodo per preparare V2O5 è decomporre il metavanadato d'ammonio a circa 200 °C:

2NH4VO3 → V2O5(s) + 2NH3 + H2O

Reattività[modifica | modifica sorgente]

Reazioni acido-base[modifica | modifica sorgente]

V2O5 è un ossido anfotero. Reagisce quindi con acidi forti non riducenti formando soluzioni che contengono ioni diossovanadio(V) (VO2+) di colore giallo chiaro:

V2O5 + 2HNO3 → 2VO2+ + 2NO3 + H2O

Reagisce anche con basi forti per formare i polivanadati, una famiglia di composti con una struttura complessa che dipende dal pH.[3] In eccesso di base forte si forma lo ione incolore ortovanadato (VO43–). Se a questa soluzione si aggiunge lentamente dell'acido, il colore diventa via via più scuro, passando da arancione a rosso, finché a circa pH 2 precipita V2O5 idrato di colore marrone. Tra pH 9 e 13 queste soluzioni contengono principalmente gli ioni HVO42− e V2O74−; al di sotto di pH 9 si formano varie specie ad alta condensazione, tra le quali predominano V4O124− e HV10O285−.

Per reazione con il cloruro di tionile si forma ossitricloruro di vanadio (VOCl3):

V2O5(s) + 3SOCl2(l) → 2VOCl3(l) + 3SO2(g)

Reazioni redox[modifica | modifica sorgente]

In V2O5 il numero di ossidazione del vanadio è +5 (il massimo possibile per un elemento del Gruppo 5) e quindi agisce spesso da ossidante, formando specie di vanadio più ridotte. Ad esempio, in soluzione acquosa acido cloridrico e acido bromidrico sono ossidati formando l'alogeno corrispondente, mentre il vanadio si riduce ad una specie molto stabile di vanadio(IV), lo ione vanadile (VO2+) di colore blu:

V2O5(s) + 2HCl + 4H+ → 2VO2+ + Cl2 + 3H2O

V2O5 solido è ridotto da acido ossalico, CO e SO2 per formare l'ossido di vanadio(IV) (VO2), un solido di colore blu scuro. Per ulteriore riduzione con idrogeno o eccesso di CO si formano miscele complesse di ossidi come V4O7 e V5O9 per poi arrivare all'ossido V2O3 nero.

In soluzione acida i vanadati e altre specie di vanadio(V) si possono ridurre con amalgama di zinco ottenendo una serie di specie con colori caratteristici, dove il numero di ossidazione del vanadio cala progressivamente da +5 a +2:

VO3 incolore → VO2+ giallo → VO2+ blu → V3+ verde → V2+ violetto

Usi[modifica | modifica sorgente]

Produzione di acido solforico[modifica | modifica sorgente]

L'uso principale dell'ossido di vanadio(V) è nella fabbricazione dell'acido solforico col metodo di contatto. L'acido solforico è un importante prodotto dell'industria chimica; nel 2001 ne sono state prodotte 165 milioni di tonnellate, per un valore di circa 8 miliardi di dollari. Il vanadio(V) ha un ruolo cruciale come catalizzatore dell'ossidazione moderatamente esotermica del diossido di zolfo a triossido di zolfo, che avviene da parte dell'aria:

2SO2 + O2 2SO3

La scoperta di questa semplice reazione, per la quale V2O5 è il più efficiente catalizzatore noto, ha permesso che l'acido solforico divenisse il prodotto chimico di largo consumo e basso costo quale è oggi. La reazione è condotta tra 400 and 620 °C; al di sotto di 400 °C V2O5 è un catalizzatore inattivo, mentre sopra 620 °C inizia a decomporsi. Poiché è noto che SO2 può ridurre V2O5 a VO2, un probabile ciclo catalitico è il seguente:

SO2 + V2O5(s) → SO3(g) + 2VO2(s) seguito da
2VO2(s) +1/2 O2(g) → V2O5

Paradossalmente, V2O5 è usato come catalizzatore anche nella riduzione selettiva catalitica (SCR) dell'emissione di ossidi di azoto NOx in alcune centrali elettriche. Dato che V2O5 è particolarmente efficiente nel convertire il diossido di zolfo in triossido di zolfo, e quindi in acido solforico, bisogna porre particolare attenzione nella temperatura di utilizzo e localizzazione dell'unità SCR nelle centrali elettriche quando si bruciano combustibili contenenti zolfo.

Altre ossidazioni[modifica | modifica sorgente]

Un altro importante materiale industriale, usato per la fabbricazione di resine poliestere e resine alchidiche, è l'anidride maleica.[4] Il pentossido di vanadio ne catalizza la sintesi a partire da vari composti organici di base, quali n-butano, furfurale e benzene; di questi, l'ultimo è usato nella produzione commerciale. In un processo correlato, V2O5 catalizza l'ossidazione di orto-xilene o naftalene a 350-400º per sintetizzare anidride ftalica, che è usata per ottenere plastificanti per la produzione di PVC.

Altre applicazioni[modifica | modifica sorgente]

In termini di quantità, il maggior uso del pentossido di vanadio è nella produzione di ferrovanadio. L'ossido è riscaldato con rottami di ferro e alluminio, ottenendo la lega ferro-vanadio, più allumina come sottoprodotto. Nel 2005 una scarsità di V2O5 provocò un aumento di prezzo fino a circa 40 $/kg, che a sua volta fece crescere il prezzo del ferrovanadio [1].

La resistenza elettrica del pentossido di vanadio ha un alto coefficiente di temperatura, e quindi V2O5 si usa in rivelatori come bolometri e microbolometri in serie per termografia.

Tra le nuove possibili applicazioni ci sono la preparazione di materiali ceramici al vanadato di bismuto per pile ad ossido solido,[5] e batterie redox al vanadio, un tipo di batterie di flusso usata per immagazzinare energia in grossi impianti come parchi eolici.

Attività biologica[modifica | modifica sorgente]

Benché sia molto tossico per l'uomo, il vanadio si trova in vari organismi, e particolarmente nelle ascidie. Questi organismi marini contengono una proteina in grado di concentrare il vanadio fino ad un valore cento volte maggiore delle acque marine. Il ruolo di questa proteina non è conosciuto. L'idrolisi di V2O5 ad alti valori di pH produce lo ione vanadato (VO43−), che sembra inibire gli enzimi che trattano lo ione fosfato (PO43−). L'effettivo meccanismo d'azione è per ora elusivo.[3]

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ scheda del pentossido di divanadio su IFA-GESTIS
  2. ^ Smaltire in accordo con le leggi vigenti.
  3. ^ a b c d (EN) N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  4. ^ (EN) J. M. Tedder, A. Nechvatal, A .H. Tubb (a cura di), Basic Organic Chemistry: Part 5, Industrial Products, Chichester, UK, John Wiley & Sons, 1975.
  5. ^ B. Vaidhyanathan, K. Balaji, K. J. Rao,, Microwave-assisted solid-state synthesis of oxide ion conducting stabilized bismuth vanadate phases. in Chem. Mater., vol. 10, 1998, p. 3400, DOI:10.1021/cm980092f.

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