Оксид ванадію(V)

Оксид ванадію(V)
Назва за IUPAC	ванадій(V) оксид, диванадій пентаоксид
Інші назви	ванадієвий ангідрид
Ідентифікатори
Номер CAS	1314-62-1
Номер EINECS	215-239-8
KEGG	C19308
ChEBI	30045
RTECS	YW2450000
SMILES	O=[V](=O)O[V](=O)=O
InChI	InChI=1S/5O.2V
Номер Гмеліна	82259
Властивості
Молекулярна формула	V2O5
Молярна маса	181,880 г/моль
Зовнішній вигляд	жовто-коричневі кристали
Густина	3,35 г/см³
Тпл	670 °C
Ткип	1800 °C (розкл.)
Розчинність (вода)	0,7 г/кг
Структура
Кристалічна структура	ортогональна
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfHo 298	-1550 кДж/моль
Ст. ентропія So 298	130 Дж/(моль·K)
Теплоємність, co p	130,6 Дж/(моль·K)
Небезпеки
R-фрази	Шаблон:R20/22, R37, Шаблон:R48/23, R51/53, Шаблон:R63, R68
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Окси́д вана́дію(V), вана́дій(V) окси́д — неорганічна сполука ряду оксидів складу V₂O₅. За звичайних умов — жовто-коричневий порошок, малорозчинний у воді. Речовина є токсичною. Проявляє амфотерні властивості з переважанням кислотних.

Оксид ванадію — найважливіша ванадієвмісна сполука. Він застосовується у виготовленні каталізаторів, спеціального скла, пігментів.

Поширення у природі

Навахоїт

Оскільки оксид ванадію легко утворює гідрати, у мінеральних покладах він перебуває саме у сполученні з водою — для нього відомі гідрати алаїт V₂O₅·H₂O і навахоїт V₂O₅·3H₂O.

Також він входить до складу природних ванадатів: ванадиніту 3Pb₃(VO₄)₂·PbCl₂, карнотиту K₂(UO₂)₂[VO₄]₂·3H₂O, деклуазиту (Zn,Cu)Pb(VO₄)(OH), ферваніту FeVO₄·2H₂O, пухериту BiVO₄ тощо.

Фізичні властивості

Оксид ванадію — отруйний порошок без запаху і смаку. Його колір коливається від помаранчево-жовтого до цегляно-коричневого. При охолодженні з рідкого стану він кристалізується у червонуваті ромбічні голки за слабкими парамагнітними властивостями.

Оксид ванадію займає проміжне положення у порівнянні з вищими оксидами 4 і 6 груп свого періоду — TiO₂ і CrO₃. Зокрема, він є менш температурно стійким, аніж оксид титану, і стійкішим за оксид хрому.

Отримання

Основним способом синтезу оксиду ванадію є термічне розкладання ванадатів амонію на повітрі:

$\mathrm {2(NH_{4})_{3}VO_{4}{\xrightarrow {600-600^{o}C}}\ V_{2}O_{5}+6NH_{3}+3H_{2}O}$

$\mathrm {2NH_{4}VO_{3}{\xrightarrow {500-550^{o}C}}\ V_{2}O_{5}+2NH_{3}+H_{2}O}$

Також застосовується спалювання порошку ванадію у струмені кисню під тиском:

$\mathrm {4V+5O_{2}{\xrightarrow {400-500^{o}C}}\ 2V_{2}O_{5}}$

Менш поширеними способами є термічне розкладання і гідроліз сполук ванадилу:

$\mathrm {2(VO)SO_{4}{\xrightarrow {520-530^{o}C}}\ V_{2}O_{5}+SO_{2}+SO_{3}}$

$\mathrm {VOCl_{3}+3H_{2}O\leftrightarrows V_{2}O_{5}+6HCl}$

Хімічні властивості

Оксид ванадію(V) є відносно малостійким оксидом, при нагріванні він плавиться і розкладається — із утворенням оксиду ванадію(IV):

$\mathrm {2V_{2}O_{5}{\xrightarrow {700-1250^{o}C}}\ 4VO_{2}+O_{2}}$ (домішки V₆O₁₃)

Осад гідрату оксиду

Він практично не реагує з водою, із розчину осаджується у вигляді гідрату V₂O₅·nH₂O (n=1, 2, 3).

$\mathrm {5V_{2}O_{5}+3H_{2}O\leftrightarrows H_{2}V_{10}O_{28}^{4-}+4H^{+}}$

У взаємодіях оксид проявляє амфотерні властивості, зі значною перевагою кислотних. V₂O₅ є більш кислотним оксидом і сильнішим окисником, ніж сусідній оксид титану(IV), але слабшим, ніж оксид хрому(VI).

$\mathrm {V_{2}O_{5}+6HCl_{(conc.)}{\xrightarrow {boling}}\ 2VOCl_{2}+Cl_{2}+3H_{2}O}$

$\mathrm {2V_{2}O_{5}+4H_{2}SO_{4(conc.)}{\xrightarrow {boiling}}\ 4(VO)SO_{4}+O_{2}+4H_{2}O}$

$\mathrm {V_{2}O_{5}+3H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {boiling}}\ V_{2}(SO_{4})_{3}+SO_{2}+3H_{2}O}$

$\mathrm {V_{2}O_{5}+HNO_{3(conc.)}\longrightarrow \ 2(VO_{2})NO_{3}+H_{2}O}$

$\mathrm {2V_{2}O_{5}+6NaOH\longrightarrow 2Na_{3}VO_{4}+3H_{2}O}$

$\mathrm {V_{2}O_{5}+Na_{2}CO_{3(conc.)}{\xrightarrow {boiling}}\ 2NaVO_{3}+CO_{2}\uparrow }$

Окрім катіонів ванадилу у сильнокислих розчинах і ортованадат-аніонів у сильнолужних, у розчинах проміжної кислотності можуть також утворюватися частинки (VO₃)^-, (HVO₄)^2-, (V₃O₉)^3-, (V₄O₁₂)^5-, (V₁₀O₂₈)^6- та інші.

При нагріванні оксид взаємодіє з воднем, хлором, телуром, оксидом сірки(IV):

$\mathrm {V_{2}O_{5}+2H_{2}{\xrightarrow {400-500^{o}C}}\ V_{2}O_{3}+2H_{2}O}$

$\mathrm {2V_{2}O_{5}+6Cl_{2}{\xrightarrow {650^{o}C}}\ 4VOCl_{3}+3H_{2}O}$

$\mathrm {V_{2}O_{5}+Te{\xrightarrow {t}}\ V_{2}O_{3}+TeO_{2}}$

$\mathrm {V_{2}O_{5}+SO_{2}{\xrightarrow {400-500^{o}C}}\ 2VO_{2}+SO_{3}}$

Остання реакція є важливою стадією у каталітичному виробництві сульфатної кислоти.

Ванадій з оксиду відновлюється лише при дії кальцію, тоді як з алюмінієм утворюється сплав V—Al.

$\mathrm {V_{2}O_{5}+5Ca{\xrightarrow {950^{o}C}}\ 2V+5CaO}$

Важливим ванадієвмісним сплавом є ферованадій, котрий добувають спільним відновленням V₂O₅ і Fe₂O₃:

$\mathrm {V_{2}O_{5}+F_{2}O_{3}+8C{\xrightarrow {1000^{o}C}}\ 2(Fe,V)+8CO}$

Токсичність

Оксид ванадію(V) є небезпечним. Його вдихання серйозно подразнює дихальні шляхи, що може супроводжуватися задишкою і астмою, негативним впливом на легені. Проковтування речовини є потенційно смертельним, потрапивши до організму, вона впливає на ЦНС. При контакті за шкірою може спостерігатися алергічна реакція. Оксид ванадію класифікується як потенційний канцероген.

Застосування

Оксид ванадію широко використовується в ролі каталізатору для гомогенного і гетерогенного каталізу — у виробництві сульфатної кислоти, фталевого і малеїнового ангідридів, адипінової та акрилової кислот. Також незначні кількості йдуть на отримання щавелевої кислоти й антрахінону.

Він є складовою спеціального скла, що затримує ультрафіолетове випромінювання, також застосовується у виготовленні пігментів (жовтого SnO₂/V₂O₅ і синього ZrO₂/V₂O₅) та як антистатичний шар у фотографічних матеріалах.

Див. також

• Ванадати природні
• Ферованадій

Посилання

• Vanadium(V) oxide. Material Safety Data Sheet — Clayton State Univercity ^{[недоступне посилання з листопадаа 2019]} (англ.)

Джерела

• Patnaik, P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8. (англ.)
• Woolery, M. Chromium Compounds // Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. — 4th. — New York : John Wiley & Sons, 2004. — Vol. 6. — P. 134. — ISBN 978-0-471-48517-9. — DOI:10.1002/0471238961.2201140123151512.a01. (англ.)
• Lange's Handbook of Chemistry / Dean, John A., editor. — 15th. — New York : McGraw-Hill, 1999. — ISBN 0-07-016384-7. (англ.)
• Bauer, G. et al. Vanadium and Vanadium Compounds // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. — 6th. — Weinheim : Wiley-VCH, 2005. — P. 15. — DOI:10.1002/14356007.a27_367. (англ.)
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / Под ред. В. И. Спицына. — М. : «Мир», 1972. — Т. 2. — С. 142—143, 167—170. (рос.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Под ред. Р. А. Лидина. — 3-е. — М. : «Химия», 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)