Oxid vanadičný
Oxid vanadičný (V2O5) je nejdůležitější oxid vanadu. Připravuje se tepelným rozkladem metavanadičnanu amonného:
| Oxid vanadičný | |
|---|---|
 | |
 | |
| Obecné | |
| Systematický název | Oxid vanadičný |
| Anglický název | Vanadium(V) oxide |
| Německý název | Vanadiumpentoxid |
| Sumární vzorec | V2O5 |
| Vzhled | žlutooranžový prášek |
| Identifikace | |
| Registrační číslo CAS | 1314-62-1 |
| EC-no (EINECS/ELINCS/NLP) | 215-239-8 |
| PubChem | 14814 |
| SMILES | O=[V](=O)O[V](=O)=O |
| Číslo RTECS | YW2450000 |
| Vlastnosti | |
| Molární hmotnost | 181,880 g/mol |
| Teplota tání | 670 °C |
| Teplota rozkladu | 2 000 °C |
| Teplota změny krystalové modifikace | 72 °C |
| Hustota | 3,357 g/cm³ (18 °C) |
| Index lomu | a = 1,461 b = 1,52 c = 1,76 |
| Rozpustnost ve vodě | 0,8 g/100 ml (25 °C) 0,7 g/100 ml (100 °C) |
| Relativní permitivita εr | 13,84 |
| Měrná magnetická susceptibilita | 8,884×10−6 cm3g−1 |
| Struktura | |
| Krystalová struktura | kosočtverečná |
| Hrana krystalové mřížky | a = 1 151 pm b = 436,9 pm c = 365,3 pm |
| Termodynamické vlastnosti | |
| Standardní slučovací entalpie ΔHf° | −1 550,6 kJ/mol |
| Entalpie tání ΔHt | 358 J/g |
| Entalpie varu ΔHv | 1 450 J/g |
| Standardní molární entropie S° | 131 JK−1mol−1 |
| Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° | −1 419,6 kJ/mol |
| Izobarické měrné teplo cp | 0,702 JK−1g−1 |
| Bezpečnost | |
 GHS07  GHS08  GHS09 Nebezpečí[1] | |
| R-věty | R20/22,R26/27/28, R36, R37, R38, R40, R48,R51/53, R63, R68 |
| S-věty | S1/2,S26, S28, S36/37 S38, S45, S46, S61 |
| NFPA 704 |  0
3
0
|
Některá data mohou pocházet z datové položky. | |
- 2 NH4VO3 → V2O5 + 2 NH3 + H2O
Oxid vanadičný má žlutočernou barvu. Taje při teplotě 660 °C. Ve vodě je rozpustný velmi nepatrně, roztok reaguje slabě kysele.
Reakcí oxidu vanadičného s kyselinou chlorovodíkovou vzniká chlorid-oxid vanadičný:
- V2O5 + 6 HCl → 2 VOCl3 + 3 H2O
Tento oxid je amfoterní,[2] ve vodě se rozpouští pouze omezeně a vzniklý roztok reaguje kysele. Rozpouštění můžeme podpořit okyselením roztoku. Tím získáme světle žlutý roztok kationtu dioxovanadičného (VO2)+. V roztocích alkalických hydroxidů jsou při vysokém pH přítomny orthovanadičnanové anionty VO 3-
4 .[3]
V přírodě se vyskytuje jako vzácný minerál shcherbinait.[4]
Využití
editovatOxid vanadičný má schopnost vratně uvolňovat kyslík, proto se velmi často používá v průmyslu jako katalyzátor. Katalyzuje např. redukce olefinů a aromatických uhlovodíků vodíkem. Nejdůležitější využití nachází při výrobě kyseliny sírové tzv. kontaktním způsobem, kde oxiduje oxid siřičitý na oxid sírový.[3] Reakce probíhá takto:
- V2O5 + SO2 → 2 VO2 + SO3
- 4 VO2 + O2 → 2 V2O5
Odkazy
editovatReference
editovat- ↑ a b Vanadium pentoxide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
- ↑ HOUSECROFT, Catherine; SHARPE, Alan. Anorganická chemie. 1. vyd. Praha: VŠCHT, 2014. 1119 s. ISBN 978-0273-74275-3. S. 712.
- ↑ a b GREENWOOD, Norman Neill.; EARNSHAW, Alan. Chemie prvků. Sv. 2.. 1. vyd. vyd. Praha: Informatorium, 1993. 1635 s., 1 příl s. ISBN 8085427389, ISBN 9788085427387. S. 1213–1214.
- ↑ Shcherbinaite [online]. [cit. 2024-05-28]. Dostupné v archivu pořízeném z originálu dne 2024-04-15.
Literatura
editovat- VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha: Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.
Externí odkazy
editovat
Obrázky, zvuky či videa k tématu Oxid vanadičný na Wikimedia Commons
