Titanio

¿Qué es el titanio?

El titanio es un metal de transición representado por el símbolo químico Ti. Es el segundo metal en aparecer del bloque d de la tabla periódica, justo después del escandio. Su número atómico es el 22, y se presenta en la naturaleza como muchos isótopos y radioisótopos, de los cuales el ⁴⁸Ti es el más abundante de todos.

Su color es gris plateado, y sus piezas se recubren por una capa protectora de óxido que hace del titanio un metal muy resistente a la corrosión. Si esta capa es amarillenta, se trata del nitruro de titanio (TiN), un compuesto que se forma cuando este metal arde en presencia de nitrógeno, propiedad única y distinguida.

Además de lo mencionado, es sumamente resistente a los impactos mecánicos, a pesar de ser más liviano que el acero. Por eso se le conoce como el metal más fuerte de todos. Posee también resistencia y ligereza, dos características que lo vuelven un material deseable para fabricar aviones.

Asimismo, y no menos importante, es un metal biocompatible y agradable al tacto, por lo que se usa en joyería, en la elaboración de argollas, y en biomedicina, como implantes ortopédicos y dentales, capaces de integrarse a los tejidos óseos.

Sin embargo, sus usos más conocidos residen en el TiO₂, como pigmento, aditivo, recubrimiento y fotocatalizador.

Es el noveno elemento más abundante en la Tierra, y el séptimo en los metales. A pesar de esto, su costo es elevado debido a las dificultades para extraerlo de sus minerales, entre los cuales están el rutilo, la anatasa, la ilmenita y perovskita. De todos los métodos de producción, el Kroll es el más utilizado a nivel mundial.

Historia del titanio

Descubrimiento

El titanio fue identificado por primera vez en el mineral ilmenita, en el valle de Manaccan (Reino Unido), por el pastor y mineralogista aficionado William Gregor, en 1791. Pudo identificar que contenía un óxido de hierro, ya que sus arenas se movían por la influencia de un imán. Pero también advirtió que había otro óxido de un metal desconocido, que llamó “manacanita”.

Lamentablemente, a pesar de que acudió a la Royal Geological Society of Cornwall y a otros medios, sus contribuciones no se tomaron en cuenta por no ser un hombre reconocido de ciencias.

Cuatro años más tarde, en 1795, el químico alemán Martin Heinrich Klaproth reconoció independientemente el mismo metal, pero en el mineral rutilo, en Boinik, actual Eslovaquia.

Hay quienes afirman que nombró ‘titanio’ a este nuevo metal por la fuerza de los titanes. Así nació el titanio como elemento químico, y Klaproth luego pudo concluir que se trataba de la misma manacanita del mineral ilmenita.

Aislamiento

Desde entonces, comenzaron los intentos por aislarlo de sus minerales, pero la mayoría fueron infructuosos, ya que el titanio se contaminaba con el oxígeno o el nitrógeno, o formaba un carburo imposible de reducirse. Tuvo que pasar casi un siglo (1887) para que Lars Nilson y Otto Pettersson pudieran preparar una muestra con un 95% de pureza.

Luego, en 1896, Henry Moissan obtuvo una muestra con un 98% de pureza, gracias a la acción reductora del sodio metálico. Sin embargo, estos titanios impuros eran quebradizos por la acción de los átomos de oxígeno y nitrógeno, por lo que fue necesario diseñar un proceso para mantenerlos fuera de la mezcla de reacción.

Y con este enfoque se originó el proceso Hunter en 1910, ideado por Matthew A. Hunter en colaboración con la General Electric at Rensselaer Polytechnic Institute.

Veinte años más tarde, en Luxemburgo, William J. Kroll ideó otro método utilizando calcio y magnesio. En la actualidad, el Kroll sigue siendo uno de los principales métodos para producir titanio metálico a escalas comerciales e industriales.

A partir de este punto, la historia del titanio sigue el curso de sus aleaciones en aplicaciones para la industria aeroespacial y militar.

Estructura y configuración electrónica

El titanio puro puede cristalizar con dos estructuras: una hexagonal compacta (hcp), llamada fase α, y una cúbica centrada en el cuerpo (bcc), llamada fase β. Así, pues, se trata de un metal dimórfico, capaz de sufrir transiciones alotrópicas (o de fase) entre las estructuras hcp y bcc.

La fase α es la más estable a temperatura y presión ambientes, con los átomos de Ti rodeados por doce vecinos. Cuando se incrementa la temperatura hasta 882 °C, el cristal hexagonal se transforma en uno cúbico, menos denso, lo cual concuerda con las mayores vibraciones atómicas producto del calor.

A medida que aumenta la temperatura, la fase α opone mayor resistencia térmica. Es decir, su calor específico aumenta también, por lo que se necesita cada vez de más calor para alcanzar los 882 °C. Si se incrementa la presión, se obtiene cristales bcc distorsionados.

Enlace

En estos cristales metálicos intervienen en el enlace que une los átomos de Ti sus electrones de valencia de los orbitales 3d y 4s, de acuerdo a la configuración electrónica:

[Ar] 3d² 4s²

Apenas tiene para compartir cuatro electrones con sus vecinos, lo que origina bandas 3d casi vacías y, por lo tanto, el titanio no es tan buen conductor de la electricidad o el calor como otros metales.

Aleaciones

Aún más importante que lo comentado respecto a la estructura cristalina del titanio, es que ambas fases, α y β, pueden formar sus propias aleaciones. Estas pueden consistir de aleaciones α o β puras, o mezclas de ambas en diferentes proporciones (α + β).

Asimismo, el tamaño de sus respectivos granos cristalinos influye en las propiedades finales de dichas aleaciones de titanio, al igual que la composición másica y las relaciones de los aditivos agregados (otros cuantos metales o átomos de N, O, C o H).

Los aditivos ejercen una significativa influencia en las aleaciones de titanio porque pueden estabilizar algunas de las dos fases en específico. Por ejemplo: Al, O, Ga, Zr, Sn y N son aditivos que estabilizan la fase α (cristales hcp más densos), y Mo, V, W, Cu, Mn, H, Fe, y otros, son aditivos que estabilizan la fase β (cristales bcc menos densos).

El estudio de todas estas aleaciones de titanio, sus estructuras, composición, propiedades y aplicaciones, son objeto de trabajos metalúrgicos que descansan en la cristalografía.

Números de oxidación

De acuerdo a la configuración electrónica, el titanio necesitaría de ocho electrones para llenar por completo los orbitales 3d. Esto no puede conseguirlo en ninguno de sus compuestos, y máximo alcanza a ganar hasta dos electrones. Es decir, puede adquirir números de oxidación negativos: -2 (3d⁴) y -1 (3d³).

La razón se debe a la electronegatividad del titanio y que, además, se trata de un metal, por lo que tiene mayor tendencia a tener números de oxidación positivos, como +1 (3d²4s¹), +2 (3d²4s⁰), +3 (3d¹4s⁰) y +4 (3d⁰4s⁰).

Nótese cómo se van yendo los electrones de los orbitales 3d y 4s conforme se asume la existencia de los cationes Ti⁺, Ti²⁺ y así sucesivamente.

El número de oxidación +4 (Ti⁴⁺) es el más representativo de todos porque corresponde al del titanio en su óxido: TiO₂ (Ti⁴⁺O₂^2-).

Propiedades del titanio

• Apariencia física. Metal plateado grisáceo.
• Masa molar. 47, 867 g/mol.
• Punto de fusión. 1.668 °C. Este punto de fusión relativamente alto lo hace un metal refractario.
• Punto de ebullición. 3.287 °C.
• Temperatura de autoignición. 1.200 °C para el metal puro, y 250 °C para el polvo finamente dividido.
• Ductilidad. El titanio es un metal dúctil si carece de oxígeno.
• Densidad. 4,506 g/mL. Y en su punto de fusión, 4,11 g/mL.
• Calor de fusión. 14,15 kJ/mol.
• Calor de vaporización. 425 kJ/mol.
• Capacidad calorífica molar. 25060 J/mol·K.
• Electronegatividad. 1,54 en la escala de Pauling.
• Energías de ionización. Primera: 658,8 kJ/mol. Segunda: 1309,8 kJ/mol. Tercera: 2652,5 kJ/mol.
• Dureza de Mohs. 6,0.

Nomenclatura del titanio

De los números de oxidación, el +2, +3 y +4 son los más comunes, y a los que se refieren en la nomenclatura tradicional a la hora de nombrar los compuestos de titanio. Por lo demás, las reglas de las nomenclaturas stock y sistemática son las mismas.

Por ejemplo, considérese el TiO₂ y el TiCl₄, dos de los compuestos más conocidos del titanio. Ya se dijo que en el TiO₂ el número de oxidación del titanio es +4 y, por lo tanto, al ser la más grande (o positiva), el nombre debe terminar con el sufijo -ico. Así, su nombre es óxido titánico, de acuerdo a la nomenclatura tradicional; óxido de titanio (IV), según la nomenclatura stock; y dióxido de titanio, según la nomenclatura sistemática.

Y para el TiCl₄ se procederá de manera más directa:

Nomenclatura: 

• Tradicional: cloruro titánico,
• Stock: cloruro de titanio (IV).
• Sistemática: tetracloruro de titanio.

En inglés se suelen referir a este compuesto como Tickle. Cada compuesto de titanio puede tener incluso nombres propios ajenos a las reglas de nomenclatura, y dependerá de la jerga técnica del campo en cuestión.

Dónde se encuentra y producción de titanio

• Minerales titaníferos. El titanio no se encuentra en la naturaleza como metal puro, sino en combinación con otros elementos en óxidos minerales, mejor conocidos como minerales titaníferos. Así pues, para obtenerlo es necesario utilizar estos minerales como materia prima. Algunos de ellos son:
  • Titanita o esfeno (CaTiSiO₅), con impurezas de hierro y aluminio que tornan sus cristales de colores verdes.
  • Brookita (TiO₂ ortorrómbico).
  • Rutilo, polimorfo más estable del TiO₂, seguido de los minerales anatasa y brookita.
  • Ilmenita (FeTiO₃).
  • Perovskita (CaTiO₃).
  • Leucoxeno (mezcla heterogénea de anatasa, rutilo y perovskita).
• Nótese que son varios los minerales titaníferos mencionados, pero hay más. Sin embargo, no todos son iguales de abundantes y, asimismo, pueden presentar impurezas difíciles de eliminar y que ponen en riesgo las propiedades del titanio metálico final. Por eso, el esfeno ni la perovskita suelen destinarse para la producción de titanio, ya que su contenido de calcio y silicio son difíciles de eliminar de la mezcla de reacción. De todos esos minerales, el rutilo y la ilmenita son los más utilizados comercial e industrialmente por su alto contenido de TiO₂; es decir, son ricos en titanio.
• Proceso Kroll. Seleccionado cualquiera de los minerales como materia prima, el TiO₂ en ellos debe reducirse. Para ello, los minerales, junto con carbón, se calientan al rojo vivo en un reactor de lecho fluidizado a 1.000 °C. Allí, el TiO₂ reacciona con cloro gaseoso de acuerdo a la siguiente ecuación química: TiO₂(s) + C(s)  +  2Cl₂(g)  =>  TiCl₄(l)  +  CO₂(g). El TiCl₄ es un líquido incoloro impuro, ya que a esa temperatura se halla disuelto junto a otros cloruros metálicos (de hierro, vanadio, magnesio, zirconio y silicio) originados a partir de las impurezas presentes en los minerales. Por lo tanto, el TiCl₄ seguidamente se purifica mediante destilación fraccionada y precipitación. Ya purificado el TiCl₄, una especie más fácil de reducir, se vierte en un recipiente de acero inoxidable, al cual se le aplica vacío, para eliminar oxígeno y nitrógeno, y se llena con argón para asegurar una atmósfera inerte que no afecte el titanio producido. En el proceso se adiciona magnesio, el cual reacciona a 800 °C según la siguiente ecuación química: TiCl₄(l) + 2Mg(l)  =>  Ti(s)  + 2MgCl₂(l). El titanio precipita como un sólido esponjoso, el cual se somete a tratamientos para purificarlo y conferirle mejores formas sólidas, o se destina directamente a la fabricación de minerales de titanio.

Reacciones del titanio

• Con el aire. El titanio presenta una alta resistencia a la corrosión debido a una capa de TiO₂ que protege el interior del metal de la oxidación. Sin embargo, cuando la temperatura asciende por encima de los 400 °C, una pieza delgada de metal comienza a arder completamente para formar una mezcla de TiO₂ y TiN: Ti(s) + O₂(g)  =>   TiO₂(s) / 2Ti(s) + N₂(g)   =>   TiN(s). Ambos gases, O₂ y N₂, se encuentran en el aire. Estas dos reacciones ocurren rápidamente una vez el titanio esté calentado al rojo vivo. Y si se halla como polvo finamente dividido, la reacción es aún más vigorosa, por lo que el titanio en este estado sólido es muy inflamable.
• Con los ácidos y bases. Esta capa de TiO₂-TiN no solo protege al titanio de corroerse, sino también del ataque de los ácidos y bases, por lo que no es un metal fácil de disolver. Para lograrlo, se necesitan utilizar ácidos altamente concentrados y hervirlos hasta ebullición, obteniendo una disolución de color púrpura producto de los complejos acuosos del titanio; por ejemplo, [Ti(OH₂)₆]⁺³. No obstante, existe un ácido que sí puede disolverlo sin muchas complicaciones: el ácido fluorhídrico:

2Ti(s) + 12HF(aq) 2[TiF₆]^3-(aq) + 3H₂(g) + 6H⁺(aq)

• Con los halógenos. El titanio puede reaccionar directamente con los halógenos para formar los respectivos halogenuros. Por ejemplo, su reacción con el yodo es la siguiente: Ti(s) + 2I₂(s)   => TiI₄(s). De modo similar ocurre con el flúor, cloro y bromo, donde se forma una llama intensa.
• Con oxidantes fuertes. Cuando el titanio está finamente dividido, no solo es propenso a inflamarse, sino también a reaccionar vigorosamente con agentes oxidantes fuertes a la menor fuente de calor. Parte de estas reacciones se aprovecha para la pirotecnia, ya que se generan chispas blancas brillantes. Por ejemplo, reacciona con el perclorato de amonio de acuerdo a la ecuación química:

2Ti(s) + 2NH₄ClO₄(s)   =>   2TiO₂(s) + N₂(g) + Cl₂(g) + 4H₂O(g)

Riesgos del titanio

• Titanio metálico. El titanio metálico por sí mismo no representa ningún riesgo para la salud de quienes lo manipulan. Es un sólido inofensivo, a menos, que esté molido como polvo de partículas finas. Este polvo blanco sí puede ser peligroso por su alta inflamabilidad. Cuando el titanio está molido, su reacción con el oxígeno y nitrógeno es más rápida y vigorosa, además de que puede arder incluso explosivamente. Por eso representa un terrible riesgo de incendio si el sitio donde se almacena es alcanzado por las llamas. Al arder, el fuego solo puede apagarse con grafito o cloruro de sodio. Nunca con agua, al menos para estos casos. Asimismo, debe evitarse a toda costa su contacto con los halógenos, es decir, con alguna fuga gaseosa de flúor o cloro, o interaccionar con el líquido rojizo del bromo o los cristales volátiles de yodo. Si sucede, el titanio se incendia. Tampoco debe entrar en contacto con agentes oxidantes fuertes: permanganatos, cloratos, percloratos, nitratos, etc. De resto, sus lingotes o aleaciones no pueden representar más riesgos que el de los golpes físicos, ya que tampoco son muy buenos conductores del calor o la electricidad y son agradables al tacto.
• Nanopartículas. Si el sólido finamente dividido es inflamable, aún más debe de serlo el constituido por nanopartículas de titanio. Sin embargo, el punto central de este subapartado se debe a las nanopartículas de TiO₂, las cuales se han usado en sinfines de aplicaciones donde ameriten su color blanco, como dulces y golosinas. Si bien no se sabe cómo es su absorción, distribución, excreción o toxicidad en el organismo, han probado ser tóxicas en estudios realizados sobre ratones. Por ejemplo, demostraron que genera enfisema y enrojecimiento en sus pulmones, así como otros trastornos respiratorios en sus desarrollos. Por extrapolación desde los ratones a nosotros, se concluye que respirar nanopartículas de TiO₂ afecta los pulmones. Asimismo, pueden alterar la región del hipocampo del cerebro. Además, el Centro Internacional de Investigaciones sobre el Cáncer no las descartan como posibles sustancias carcinógenas.

Usos del titanio

• Pigmento y aditivo. Hablar de los usos del titanio es referirse obligatoriamente al de su compuesto dióxido de titanio. El TiO₂ de hecho abarca cerca del 95% de todas las aplicaciones concernientes a este metal. Las razones: su color blanco, es insoluble, y además no es tóxico (sin mencionar las nanopartículas puras). Por ello, suele utilizarse como pigmento o aditivo en productos que necesiten coloraciones blancas, como la pasta dental, medicinas, dulces, papeles, gemas, pinturas, plásticos, etc.
• Recubrimientos. El TiO₂ también puede utilizarse para crear películas que recubran cualquier superficie, como la de los vidrios o herramientas quirúrgicas. Al tener estos recubrimientos, el agua no puede humedecerlos y resbala sobre ellos, como lo haría la lluvia en los parabrisas de los automóviles. Las herramientas con estos recubrimientos podrían matar bacterias al absorber radiaciones UV. La orina de los perros o la goma de mascar no podría fijarse en los asfaltados o cementos por acción del TiO₂, lo que facilitaría su posterior remoción.
• Bloqueador solar. El TiO₂ es un fotocatalizador, capaz de originar radicales orgánicos que, sin embargo, son neutralizados por películas de sílice o alúmina en los bloqueadores solares. Su color blanco ya deja traslucir claramente que debe poseer este óxido de titanio.
• Industria aeroespacial. El titanio es un metal con una resistencia y dureza considerables en relación con su baja densidad. Esto lo vuelve un sustituto del acero para todas aquellas aplicaciones donde se necesiten altas velocidades, o se diseñen aeronaves de gran envergadura, como los aviones. Por eso, este metal tiene muchos usos en la industria aeroespacial, ya que resiste las oxidaciones, es liviano, fuerte y sus aleaciones pueden mejorarse con los aditivos exactos.
• Deporte. Su ligereza lo hace adecuado para fabricar utensilios deportivos, para que sus portadores, jugadores o atletas, puedan manipularlos sin que se sientan demasiado pesados. Algunos de estos artículos son bicicletas, palos de golf o de hockey, cascos de fútbol americano, raquetas de tenis o bádminton, espadas de esgrimas, patines para hielo, esquíes, entre otros. Asimismo, aunque en mucho menor grado debido a su alto costo, se ha utilizado el titanio y sus aleaciones en carros lujosos y deportivos.
• Pirotecnia. El titanio molido puede mezclarse con, por ejemplo, KClO₄, y servir como un fuego artificial. De hecho, forma parte de la fabricación de fuegos artificiales para espectáculos pirotécnicos.
• Medicina. El titanio y sus aleaciones son los materiales metálicos por excelencia en las aplicaciones biomédicas. Son biocompatibles, inertes, fuertes, difíciles de oxidar, no tóxicas, y se integran a la perfección con los huesos. Esto las hace muy útiles para implantes ortopédicos y dentales, para articulaciones artificiales de caderas y rodillas, como tornillos para fijar fracturas, para marcapasos o corazones artificiales.

Referencias

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. (Cuarta edición). McGraw Hill.
2. Titanium. Recuperado de en.wikipedia.org.
3. Titanium. Recuperado de chemistryworld.com.
4. What is titanium? Properties & uses. Recuperado de study.com.
5. Helmenstine, A.M. Titanium Chemical & Physical Properties. Recuperado de thoughtco.com.