Objav: Andrés Manuel del Río (1801)
Izolácia: Henry Enfield Roscoe (1867)
Pomenoval: Izotopy vanádia
T. topenia
1910 °C
T. varu
3407 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
50.9415 u
Atómový polomer
135 pm
Hustota
6110 kg/m³
Elektronegativita
1.63
Ionizačná energia
650.9 kJ/mol
Elektrónová afinita
50.911 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Načítavajú sa molekulárne štruktúry...
Základná charakteristika
- Objavil ho Andrés Manuel del Río (1801) a znovuobjavil Nils Gabriel Sefström (1831), kovovú formu izoloval Henry Enfield Roscoe v roku 1867.
- Je to tvrdý, kujný kov striebristo-sivej farby.
- Patrí medzi prechodné prvky.
- Za normálnych podmienok je pomerne málo reaktívny, chránený tenkou, súvislou pasivačnou vrstvou oxidu.
- Odoláva pôsobeniu neoxidujúcich kyselín (okrem HF) a zásadám pri izbovej teplote; reaguje len s veľmi silnými oxidačnými činidlami.
- Pri zahrievaní (nad cca 660 °C) reaguje s kyslíkom (tvorí V₂O₅), s halogénmi (napr. VF₅, VCl₄), dusíkom, uhlíkom a bórom.
- Vyznačuje sa širokou škálou oxidačných stavov, najbežnejšie sú +V, +IV, +III, +II (ale existujú aj -I, +I).
- V oxidačných stavoch +II a +III tvorí komplexy najčastejšie s koordinačným číslom 6 a oktaedrickou geometriou (napr. katión hexaakvavanádnatý [V(H₂O)₆]²⁺).
- V oxidačných stavoch +IV a +V, najmä s oxoligandmi, máva koordinačné číslo 4 (napr. tetraedrický oxid-trichlorid vanadičný VOCl₃) alebo 5 (napr. bis(acetylacetonato)oxovanadičný(IV) komplex [VO(acac)₂] so štvorcovo-pyramídovou geometriou).
- Jeho zlúčeniny sú často farebné (napr. V²⁺ - fialový, V³⁺ - zelený, VO²⁺ - modrý, VO₂⁺ - žltý) a majú významné redoxné vlastnosti.
- V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, napr. v mineráloch ako vanadinit, karnotit a patronit.
- Vanád sa v malých množstvách používal už v staroveku, keď ho kováči pridávali do ocele na dosiahnutie mimoriadnej odolnosti damaskovej ocele.
- Hlavné využitie nachádza pri výrobe pevných a odolných zliatin ocele (napr. ferovanádium), ktoré sa používajú na výrobu nástrojov (napr. kľúčov a nožov), pružín a v stavebníctve.
- Zlúčeniny vanádu, najmä oxid vanadičný (V₂O₅), sa používajú ako dôležité katalyzátory v chemickom priemysle (napr. pri výrobe kyseliny sírovej).
- Vanád je aj biogénnym prvkom pre niektoré mäkkýše a plášťovce, u ktorých tvorí súčasť dýchacieho farbiva achroglobínu.
Výroba vanádu link
Priemyselná výroba často zahŕňa praženie rudy so soľami (NaCl, Na₂CO₃) za vzniku rozpustného NaVO₃, jeho vyzrážanie okyslením (ako polyvanadičnan) a následnú redukciu V₂O₅ vápnikom v tlakovej nádobe:
\( \ce{V2O5(s) + 5Ca(l) ->[\text{t}] 2V(s) + 5CaO(s)} \)
Pre oceliarstvo sa vyrába ferovanád redukciou zmesi oxidov V a Fe (napr. ferosilíciom).
Využitie vanádu link
Hlavné využitie (cca 85 %) je ako legujúci prvok vo forme ferovanádia na výrobu vysokopevných ocelí (HSLA), rýchlorezných nástrojových ocelí a pružín. Oxid vanadičný (V₂O₅) je kľúčový katalyzátor pri výrobe kyseliny sírovej (Kontaktný proces):
\( \ce{2SO2(g) + O2(g) ->[\ce{V2O5}, \sim450°C] 2SO3(g)} \)
Používa sa aj v katalyzátoroch pre iné organické syntézy (napr. oxidácia naftalénu na anhydrid kyseliny ftalovej) a vo vanádových redoxných prietokových batériách.
Oxid vanadičný link
Oxid vanadičný (V₂O₅) je najdôležitejšou zlúčeninou. Je to žltooranžový prášok, amfotérny. Pripravuje sa napr. tepelným rozkladom metavanadičnanu amónneho:
\( \ce{2NH4VO3(s) ->[\text{550 °C}] V2O5(s) + 2NH3(g) + H2O(g)} \)
Používa sa hlavne ako katalyzátor.
Zlúčeniny V(IV) – Vanadylové zlúčeniny link
V oxidačnom čísle +IV tvorí vanád okrem binárnych zlúčenín ako VO₂ (modročierny) a VCl₄ (červenohnedá kvapalina) aj celý rad solí a komplexov obsahujúcich vanadylový katión (VO)²⁺. Tieto zlúčeniny majú typicky modré sfarbenie. Príkladom je síran vanadylu (VOSO₄), ktorý často kryštalizuje ako pentahydrát VOSO₄·5H₂O.
Zlúčeniny V(III) a V(II) link
Zlúčeniny vanádu v oxidačných stavoch +III (vanadité) a +II (vanadnaté) sú známe, ale hlavne vo vodných roztokoch sú menej stále a pôsobia ako redukčné činidlá. Ľahko sa oxidujú na stálejšie zlúčeniny V(IV) alebo V(V). Príkladmi sú VCl₃ (fialový) a VCl₂ (zelený).
Halogenidy vanádu link
Vanád tvorí halogenidy v rôznych oxidačných stavoch. Jediný pentahalogenid je fluorid vanadičný (VF₅), biela tuhá látka. Ďalšie bežné halogenidy sú chlorid vanadičitý (VCl₄) (tmavočervená kvapalina), bromid vanaditý (VBr₃) (sivá tuhá látka), chlorid vanaditý (VCl₃) (fialový) a chlorid vanadnatý (VCl₂) (zelený). Dôležité sú aj oxyhalogenidy ako oxychlorid vanadičný (VOCl₃) (žltkastá kvapalina) a oxychlorid vanadičitý (VOCl₂) (zelenomodrá tuhá látka).
\( \ce{V2O5(s) + 3SOCl2(l) -> 2VOCl3(l) + 3SO2(g)} \)
Vanadičnany a polyvanadičnany link
Vo vodných roztokoch existujú ióny vanádu v rôznych oxidačných stavoch s charakteristickými farbami: [V(H₂O)₆]²⁺ (fialový), [V(H₂O)₆]³⁺ (zelený), [VO(H₂O)₅]²⁺ (modrý, vanadyl), [VO₂(H₂O)₄]⁺ (žltý, pervanadyl). V(V) tvorí v závislosti od pH a koncentrácie rôzne vanadičnany. V silne zásaditom prostredí existujú bezfarebné monomérne ióny [VO₄]³⁻ (ortovanadičnan). Okysľovaním dochádza ku kondenzačným reakciám za vzniku zložitejších, často farebných polyoxoaniónov (izopolyvanadičnanov), kde sú atómy vanádu pospájané cez kyslíkové mostíky. Príklady:
\( \ce{2[VO4]^3- + 2H3O+ <=> [V2O7]^4- + 3H2O} \quad \text{(Divanadičnan)} \)
Pri ďalšom okysľovaní vznikajú zložitejšie štruktúry ako [V₃O₉]³⁻, [V₄O₁₂]⁴⁻ alebo oranžový [V₁₀O₂₈]⁶⁻ (dekavanadičnan).
