Vanadio: historia, propiedades, estructura, usos

El vanadio es el tercer metal de transición de la tabla periódica, representado por el símbolo químico V. No es tan popular como otros metales, pero quienes entienden de aceros y titanios habrá escuchado mencionarlo como aditivo para su reforzamiento en aleaciones o herramientas. Físicamente es sinónimo de dureza, y químicamente, de colores.

Algunos químicos se atreven de calificarlo como un metal camaleón, capaz de adoptar en sus compuestos un amplio abanico de colores; propiedad electrónica que se asemeja a la de los metales manganeso y cromo. En su estado nativo y puro, luce igual como otros metales: plateado, pero con tonalidades azuladas. Una vez oxidado, luce como se muestra abajo.

En esta imagen apenas se distingue la iridiscencia del óxido, la cual depende de los remates o superficie de los cristales metálicos. Esta capa de óxido lo protege de posteriores oxidaciones y, por lo tanto, de la corrosión.

Tal resistencia a la corrosión, al igual que a las fracturas térmicas, la provee a las aleaciones cuando se adicionan los átomos de V a ellos. Todo esto, sin elevar demasiado su peso, ya que el vanadio no es un metal pesado sino liviano; a diferencia de lo que muchos puedan pensar.

Su nombre deriva de la diosa nórdica Vanadís, de Escandinavia; sin embargo, se descubrió en México, como parte del mineral vanadinita, Pb₅[VO₄]₃Cl, de cristales rojizos. El problema fue que para obtenerlo de ese mineral y otros tantos, había que transformar el vanadio en un compuesto más fácil de reducir que su óxido, V₂O₅ (el cual se reduce con calcio).

Otras fuentes de vanadio descansan en seres marinos, o en el crudo petrolero, “encarcelado” dentro de las petroporfirinas.

En disolución los colores que pueden tener sus compuestos, dependiendo de su estado de oxidación, son amarillo, azul, verde oscuro o violeta. El vanadio no solo resalta por estos números o estados de oxidación (desde -1 a +5), sino por su capacidad de coordinarse de distintas maneras con los entornos biológicos.

La química del vanadio es abundante, misteriosa, y comparado con otros metales todavía hay mucha luz que debe arrojarse sobre él para su cercano entendimiento.

Índice del artículo

• 1 Historia
  • 1.1 Descubrimiento
  • 1.2 Surgimiento del nombre
  • 1.3 Aislamiento
• 2 Propiedades
  • 2.1 Apariencia física
  • 2.2 Masa molar
  • 2.3 Punto de fusión
  • 2.4 Punto de ebullición
  • 2.5 Densidad
  • 2.6 Calor de fusión
  • 2.7 Calor de vaporización
  • 2.8 Presión de vapor
  • 2.9 Electronegatividad
  • 2.10 Energías de ionización
  • 2.11 Dureza de Mohs
  • 2.12 Descomposición
  • 2.13 Colores de disoluciones
  • 2.14 Reactividad
  • 2.15 Isótopos
• 3 Estructura y configuración electronica
  • 3.1 Números de oxidación
• 4 Usos
  • 4.1 -Metal
  • 4.2 -Compuestos
• 5 Papel biológico
• 6 Referencias

Historia

Descubrimiento

México tiene el honor de haber sido el país donde se descubrió este elemento. El mineralogista Andrés Manuel del Río, en 1801, analizando un mineral rojizo que él mismo llamó como plomo marrón (vanadinita, Pb₅[VO₄]₃Cl), extrajo unos óxidos metálicos cuyas características no correspondían a los de ningún elemento conocido para entonces.

Así, primero bautizó a este elemento con el nombre de ‘Pancromo’ por la rica variedad de colores de sus compuestos; luego lo renombró ‘Eritrono’, de la palabra griega erythronium, que significa rojo.

Cuatro años más tarde el químico francés Hippolyte Victor Collet Descotils, logró que Del Río se retractara de sus afirmaciones al sugerir que el eritrono no se trataba de un nuevo elemento sino de impurezas de cromo. Y pasaron más de veinte años para que volviera a saberse algo de este olvidado elemento descubierto en suelos mejicanos.

Surgimiento del nombre

En 1830 el químico suizo Nils Gabriel Sefström, descubrió otro nuevo elemento en minerales de hierro, al cual llamó vanadio; nombre que derivaba de la diosa nórdica Vanadís, en comparación de su belleza con los colores brillantes de los compuestos de este metal.

Ese mismo año, el geólogo alemán George William Featherstonhaugh, señaló que el vanadio y el eritrono eran en realidad el mismo elemento; y aunque quiso que el nombre del Río prevaleciera llamándolo ‘Rionio’, su propuesta no fue aceptada.

Aislamiento

Para aislar el vanadio fue necesario reducirlo de sus minerales, y al igual que el escandio y titanio, esta tarea no fue nada fácil debido a su tenaz afinidad por el oxígeno. Había que primero transformarlo en especies que se redujeran con relativa facilidad; en el proceso, Berzelius obtuvo en 1831 el nitruro de vanadio, el cual confundió con el metal nativo.

En 1867 el químico inglés Henry Enfield Roscoe, logró la reducción del cloruro de vanadio (II), VCl₂, a vanadio metálico utilizando gas hidrógeno. No obstante, el metal que produjo era impuro.

Finalmente, marcando el principio de la historia tecnológica del vanadio, se obtuvo una muestra de gran pureza reduciendo el V₂O₅ con calcio metálico. Uno de sus primeros usos destacados fue el de utilizarse para fabricar el chasis del coche Ford modelo T.

Propiedades

Apariencia física

En su forma pura, es un metal grisáceo con matices azulados, suave y dúctil. Sin embargo, cuando se recubre de una capa de óxido (especialmente producto de un mechero), cobra colores llamativos como si fuera un camaleón de cristales.

Masa molar

50,9415 g/mol

Punto de fusión

1910 °C

Punto de ebullición

3407 °C

Densidad

-6,0 g/mL, a temperatura ambiente

-5,5 g/mL, en el punto de fusión, es decir, apenas se derrite.

Calor de fusión

21,5 kJ/mol

Calor de vaporización

444 kJ/mol

Capacidad calorífica molar

24,89 J/(mol·K)

Presión de vapor

1 Pa a 2101 K (prácticamente despreciable incluso a altas temperaturas).

Electronegatividad

1,63 en la escala de Pauling.

Energías de ionización

Primera: 650.9 kJ/mol (V⁺ gaseoso)

Segunda: 1414 kJ/mol (V²⁺ gaseoso)

Tercera: 2830 kJ/mol (V³⁺ gaseoso)

Dureza de Mohs

6,7

Descomposición

Cuando se calienta puede liberar humos tóxicos de V₂O₅.

Colores de disoluciones

Una de las principales y notorias características del vanadio son los colores de sus compuestos. Cuando algunos de ellos están disueltos en medios ácidos, las disoluciones (acuosas en su mayoría) exhiben colores que permiten distinguir un número o estado de oxidación de otro.

Por ejemplo, en la imagen superior se muestran cuatro tubos de ensayo con vanadio en diferentes estados de oxidación. El de la izquierda, de color amarillo, corresponde al V⁵⁺, específicamente como catión VO₂⁺. Luego, le siguen el catión VO²⁺, con V⁴⁺, de color azul; el catión V³⁺, de color verde oscuro; y V²⁺, de color violeta o malva.

Cuando una disolución consiste de una mezcla de compuestos de V⁴⁺ y V⁵⁺, se obtiene un color verde brillante (producto del amarillo con el azul).

Reactividad

La capa de V₂O₅ sobre el vanadio lo protege de reaccionar con ácidos fuertes, como el sulfúrico o clorhídrico, bases fuertes, y además de la corrosión causada por mayores oxidaciones.

Cuando se calienta por encima de los 660 °C, el vanadio se oxida completamente, luciendo como un sólido amarillo con brillos iridiscentes (dependiendo de los ángulos de su superficie). Este óxido de color amarillo anaranjado puede disolverse si se añade ácido nítrico, lo cual le regresaría al vanadio su color plateado.

Isótopos

Casi todos los átomos de vanadio en el Universo (99,75% de ellos) se tratan del isótopo ⁵¹V, mientras que una porción muy pequeña (0,25%) corresponde al isótopo ⁵⁰V. De aquí no es de extrañarse que el peso atómico del vanadio sea 50,9415 u (más cerca de 51 que de 50).

Los demás isótopos son radiactivos y sintéticos, con tiempos de vida media (t_1/2) que oscilan entre los 330 días (⁴⁹V), 16 días (⁴⁸V), algunas horas o 10 segundos.

Estructura y configuración electronica

Los átomos de vanadio, V, se disponen en una estructura cristalina cúbica centrada en el cuerpo (bcc, por sus siglas en inglés: body centered cubic), producto de su enlace metálico. De las estructuras, esta es la menos densa, participando en el “mar de electrones” sus cinco electrones de valencia, de acuerdo a la configuración electrónica:

[Ar] 3d³ 4s²

Así pues, los tres electrones del orbital 3d, y los dos del orbital 4s, se unen para transitar una banda formada por el solapamiento de los orbitales de valencia de todos los átomos V del cristal; claramente, explicación basada en la teoría de bandas.

Por ser un poco más pequeños los átomos V que los metales a su izquierda (escandio y titanio) en la tabla periódica, y dadas sus características electrónicas, su enlace metálico es más fuerte; hecho que se refleja en su mayor punto de fusión y, por ende, con sus átomos más cohesionados.

Según estudios computacionales, la estructura bcc del vanadio es estable inclusive bajo presiones enormes de 60 GPa.  Sobrepasada esta presión, su cristal sufre una transición a la fase romboédrica, la cual permanece estable hasta los 434 GPa; cuando reaparece otra vez la estructura bcc.

Números de oxidación

La configuración electrónica del vanadio indica por sí sola que su átomo es capaz de perder hasta cinco electrones. Cuando lo hace, se vuelve isoelectrónico al gas noble argón, y se asume la existencia del catión V⁵⁺.

Asimismo, la pérdida de electrones puede ser gradual (dependiendo con qué especie esté enlazado), teniendo números de oxidación positivos que varían desde +1 a +5; por lo tanto, en sus compuestos se asume la existencia de los respectivos cationes V⁺, V²⁺ y así en adelante.

El vanadio además puede ganar electrones, transformándose en un anión metálico. Sus números de oxidación negativos son: -1 (V^–) y -3 (V^3-). La configuración electrónica del V^3- es:

[Ar] 3d⁶ 4s²

Aunque le faltan cuatro electrones para completar el llenado de los orbitales 3d, energéticamente es más estable el V^3- que el V^7-, el cual en teoría necesitaría de especies en extremo electropositivas (que le den sus electrones).

Usos

-Metal

Aleaciones de acero y titanio

El vanadio aporta resistencia mecánica, térmica y vibracional, además de dureza a las aleaciones a las cuales es adicionado. Por ejemplo, como ferrovanadio (aleación de hierro y vanadio), o carburo de vanadio, se adiciona junto a otros metales en el acero, o en aleaciones de titanio.

De esta manera se crean materiales muy duros y a la vez ligeros, útiles para emplearse como herramientas (brocas y llaves de tuercas), engranajes, partes de automóviles o aeronaves, turbinas, bicicletas, motores de jet, cuchillos, implantes dentales, etc.

Asimismo, sus aleaciones con galio (V₃Ga) son superconductoras y se utilizan para la fabricación de imanes. Y además, dada su poca reactividad, las aleaciones de vanadio se destinan para tuberías por donde corren reactivos químicos corrosivos.

Baterías redox de vanadio

El vanadio forma parte de baterías redox, VRB (por sus siglas en inglés: Vanadium Redox Batteries). Estas pueden utilizarse para promover la generación de electricidad a partir de energías solares y eólicas, así como baterías en los vehículos eléctricos.

-Compuestos

Pigmento

El V₂O₅ se utiliza para darle color dorado a vidrios y cerámicas. Por otro lado, su presencia en algunos minerales los torna verdosos, como sucede con las esmeraldas (y gracias también a otros metales).

Catalizador

El V₂O₅ también es un catalizador utilizado para la síntesis de ácido sulfúrico y ácido anhídrido maleico. Mezclado con otros óxidos metálicos, cataliza otras reacciones orgánicas, como la oxidación de propano y propileno en acroleína y ácido acrílico, respectivamente.

Medicinales

Se ha considerado los fármacos que consisten de complejos de vanadio como posibles y potenciales candidatos para el tratamiento de la diabetes y el cáncer.

Papel biológico

Parece irónico que el vanadio, siendo sus compuestos coloridos y tóxicos, sus iones (VO⁺, VO₂⁺ y VO₄^3-, en su mayoría) en trazas resultan beneficiosos y esenciales para los seres vivos; en especial, aquellos de hábitats marinos.

Las razones están centradas en sus estados de oxidación, con cuántos ligandos de los entornos biológicos se coordina (o interacciona), en la analogía entre el anión vanadato y fosfato (VO₄^3- y PO₄^3-), y en otros factores estudiados por químicos bioinorgánicos.

Los átomos de vanadio pueden interaccionar entonces con aquellos átomos pertenecientes a enzimas o proteínas, ya sea con cuatro (tetraedro de coordinación), cinco (pirámide cuadrada u otras geometrías) o seis. Si al ocurrir esto se desencadena una reacción favorable para el organismo, se dice que el vanadio ejerce actividad farmacológica.

Por ejemplo, existen las haloperoxidasas: enzimas que pueden utilizar el vanadio como cofactor. Asimismo están la vanabinas (en las células vanadocitas de los tunicados), fosforilasas, nitrogenasas, transferinas y albúminas séricas (de los mamíferos), capaces de interaccionar con este metal.

Una molécula orgánica o complejo de coordinación del vanadio llamada amavadin, está presente en los cuerpos de ciertos hongos, como el Amanita muscaria (imagen inferior).

Y finalmente, en algunos complejos el vanadio puede estar contenido en un grupo hemo, tal como sucede con el hierro en la hemoglobina.

Referencias

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgánica. (Cuarta edición). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Vanadium. Recuperado de: en.wikipedia.org
3. Ashok K. Verma & P. Modak. (s.f.). Phonon instability and structural phase transitions in Vanadium under High pressure. High Pressure Physics Division, Bhabha Atomic Research Centre, Trombay, Mumbai-400085, India.
4. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (03 de julio de 2019). Vanadium Facts (V or Atomic Number 23). Recuperado de: thoughtco.com
5. Richard Mills. (24 de octubre de 2017). Vanadium: The metal we can’t do without and don’t produce. Glacier Media Group. Recuperado de: mining.com
6. National Center for Biotechnology Information. (2019). Vanadium. PubChem Database. CID=23990. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. Clark Jim. (2015). Vanadium. Recuperado de: chemguide.co.uk
8. Pierce Sarah. (2019). What is Vanadium? Uses, Facts & Isotopes. Study. Recuperado de: study.com
9. Crans & col. (2004). The Chemistry and Biochemistry of Vanadium and the Biological Activities Exerted by Vanadium Compounds. Department of Chemistry, Colorado State University, Fort Collins, Colorado 80523-1872.