Anidride vanadica

Anidride vanadica
Nome IUPAC
pentossido di divanadio
Nomi alternativi
ossido di vanadio(V), anidride vanadica
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare	V2O5
Massa molecolare (u)	181,88 g/mol
Aspetto	solido giallo
Numero CAS	1314-62-1
Numero EINECS	215-239-8
PubChem	14814
SMILES	O=[V](=O)O[V](=O)=O
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
pericolo
Frasi H	300 - 310 - 332 - 341 - 361 - 372 - 335 - 411
Consigli P	260 - 301+310 - 302+350 - 361 - 405 - 501 [1][2]
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L'anidride vanadica (o ossido di vanadio(V) o pentossido di divanadio) nota anche come vanadia,^[3][4] è il composto chimico di formula V₂O₅. Alternativamente nota come pentossido di vanadio, questo solido giallo-arancio è il più importante composto del vanadio.^[5] Per riscaldamento perde ossigeno in modo reversibile. Per questa caratteristica l'anidride vanadica 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. L'anidride vanadica è un ossido anfotero, e spesso reagisce come ossidante. In natura l'anidride vanadica si trova nel minerale shcherbinaite; molto raro, lo si ritrova solo in alcune fumarole.

L'anidride vanadica per uso tecnico è ottenuta come polvere nera da usare nella produzione di vanadio metallico e ferrovanadio.^[5] 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 anidride vanadica grezza.

L'anidride vanadica 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 anidride vanadica è decomporre il metavanadato d'ammonio a circa 200 °C:

${\displaystyle {\ce {2NH4VO3->V2O5(s)\ +\ 2NH3\ +\ H2O}}}$

L'anidride vanadica è un ossido anfotero. Reagisce quindi con acidi forti non riducenti formando soluzioni che contengono ioni diossovanadio(V) (VO₂⁺) di colore giallo pallido:

${\displaystyle {\ce {V2O5\ +\ 2HNO3->2VO2^{+}\ +\ 2NO3^{-}\ +\ H2O}}}$

Da queste soluzioni il catione VO₂⁺ è isolabile come nitrato, VO₂NO₃.^[6] Reagisce anche con basi forti per formare i polivanadati, una famiglia di composti con una struttura complessa che dipende dal pH.^[5] In eccesso di base forte si forma lo ione incolore ortovanadato (VO₄^3–). 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 ${\displaystyle {\ce {HVO4^{2-}}}}$ e ${\displaystyle {\ce {V2O7^{4-}}}}$; al di sotto di pH 9 si formano varie specie ad alta condensazione, tra le quali predominano ${\displaystyle {\ce {V4O12^{4-}}}}$ e ${\displaystyle {\ce {HV10O28^{5-}}}}$.

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

${\displaystyle {\ce {V2O5(s) \ + \ 3SOCl2(l) -> 2VOCl3(l) \ + \ 3SO2(g)}}}$

In V₂O₅ il numero di ossidazione del vanadio è ${\displaystyle +5}$ (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:

${\displaystyle {\ce {V2O5(s)\ +\ 2HCl\ +\ 4H+->2VO^{2+}\ +\ Cl2\ +\ 3H2O}}}$

L'anidride vanadica solida è ridotta dall'acido ossalico, dal monossido di carbonio (CO) e dal diossido di zolfo (SO₂) per formare l'ossido di vanadio(IV) (VO₂), un solido di colore blu scuro. Per ulteriore riduzione con idrogeno o eccesso di monossido di carbonio si formano miscele complesse di ossidi come ${\displaystyle {\ce {V4O7}}}$ e ${\displaystyle {\ce {V5O9}}}$ per poi arrivare all'ossido ${\displaystyle {\ce {V2O3}}}$ 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 ${\displaystyle +5}$ a ${\displaystyle +2}$:

${\displaystyle {\ce {VO3^{-}\mathrm {incolore} ->VO2^{+}\mathrm {giallo} ->VO^{2+}\mathrm {blu} ->V^{3+}\mathrm {verde} ->V^{2+}\mathrm {violetto} }}}$

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:

${\displaystyle {\ce {2SO2\ +\ O2<=>2SO3}}}$

La scoperta di questa semplice reazione, per la quale l'anidride vanadica 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 °C e 620 °C; al di sotto dei 400 °C l'anidride vanadica è un catalizzatore inattivo, mentre sopra i 620 °C inizia a decomporsi. Poiché è noto che l'anidride solforosa può ridurre l'anidride vanadica a ossido di vanadio(IV) (VO₂), un probabile ciclo catalitico è il seguente:

${\displaystyle {\ce {SO2\ +\ V2O5(s)->SO3(g)\ +\ 2VO2(s)}}}$ seguito da

${\displaystyle {\ce {2VO2(s) \ + \ {\frac {1}{2}}O2(g) -> V2O5}}}$

Paradossalmente, l'anidride vanadica è usata come catalizzatore anche nella riduzione selettiva catalitica (SCR) dell'emissione di ossidi di azoto NO_x in alcune centrali elettriche. Dato che l'anidride vanadica 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.

Un altro importante materiale industriale, usato per la fabbricazione di resine poliestere e resine alchidiche, è l'anidride maleica.^[7] Il pentossido di vanadio ne catalizza la sintesi a partire da vari composti organici di base, quali ${\displaystyle n-}$butano, furfurale e benzene; di questi, l'ultimo è usato nella produzione commerciale. In un processo correlato, l'anidride vanadica catalizza l'ossidazione di orto-xilene o naftalene a 350-400 °C per sintetizzare anidride ftalica, che è usata per ottenere plastificanti per la produzione di PVC.

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 anidride vanadica provocò un aumento di prezzo fino a circa 40 $/kg, che a sua volta fece crescere il prezzo del ferrovanadio ^[8].

La resistenza elettrica del pentossido di vanadio ha un alto coefficiente di temperatura, e quindi l'anidride vanadica 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,^[9] e batterie redox al vanadio, un tipo di batterie di flusso usata per immagazzinare energia in grossi impianti come parchi eolici.

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 dell'anidride vanadica 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.^[5]

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• (EN) vanadium pentoxide / vanadic anhydride, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.

V · D · M Ossidi

D2O H2O                                 He Li2O BeO   B2O3 CO CO2 C2O3 NO · NO2 N2O · N2O3 N2O4 · N2O5 O F2O Ne Na2O MgO   Al2O3 SiO SiO2 PO · P2O3 P2O4 · P4O10 SO2 SO3 ClO2 · Cl2O Cl2O3 · Cl2O4 Cl2O6 · Cl2O7 Ar K2O CaO Sc2O3 TiO Ti2O3 TiO2 V2O3 VO2 V2O5 CrO · Cr2O3 CrO2 · CrO3 MnO · Mn3O4 Mn2O3 · Mn5O8 MnO2 · MnO3 Mn2O7 FeO Fe2O3 Fe3O4 CoO Co3O4 Co2O3 NiO Cu2O CuO ZnO Ga2O Ga2O3 GeO GeO2 As2O3 As2O5 SeO2 SeO3 BrO2 Br2O3 Br2O5 Kr Rb2O SrO Y2O3 ZrO2 NbO NbO2 MoO2 MoO3 Mo2O3 Tc2O7 Ru2O3 · RuO2 RuO3 · RuO4 Rh2O3 RhO2 PdO AgO CdO In2O3 SnO SnO2 Sb2O3 TeO TeO2 TeO3 I2O4 · I2O5 I2O6 · I4O9 XeO3 Cs2O3 BaO * HfO2 Ta2O5 W2O3 · WO2 WO3 · W2O5 ReO2 ReO3 Re2O7 OsO2 OsO4 IrO2 IrO4 PtO2 Au2O3 Hg2O HgO Tl2O Tl2O3 PbO PbO2 Pb3O4 Bi2O3 BiO2 Bi2O5 PoO PoO2 PoO3 At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og     ↓   * La2O3 Ce2O3 Ce3O4 CeO2 Pr2O3 PrO2 Pr6O11 Nd2O3 Pm2O3 Sm2O3 Eu2O3 Gd2O3 Tb2O3 Tb4O7 TbO2 Dy2O3 Ho2O3 Er2O3 Tm2O3 Yb2O3 Lu2O3   ** Ac2O3 ThO ThO2 PaO2 Pa2O5 UO2 · U2O5 U3O8 · UO3 UO4 · UO6 NpO2 PuO2 Am2O3 AmO2 Cm2O3 CmO2 Bk2O3 Cf2O3 CfO2 Es Fm Md No Lr

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