TITANIUM: GESCHIEDENIS, STRUCTUUR, EIGENSCHAPPEN, REACTIES, GEBRUIK - CHEMIE - 2026

Het titanium is een overgangsmetaal dat wordt weergegeven door het chemische symbool Ti. Het is het tweede metaal dat verschijnt uit blok d van het periodiek systeem, net na scandium. Het atoomnummer is 22, en het komt in de natuur voor als veel isotopen en radio-isotopen, waarvan ⁴⁸ Ti de meest voorkomende van allemaal is.

De kleur is zilvergrijs en de onderdelen zijn bedekt met een beschermende oxidelaag die van titanium een ​​metaal maakt dat zeer corrosiebestendig is. Als deze laag gelig is, is het titaniumnitride (TiN), een verbinding die ontstaat wanneer dit metaal verbrandt in aanwezigheid van stikstof, een unieke en onderscheidende eigenschap.

Titanium ringen. Bron: Pxhere.

Naast wat al is genoemd, is het zeer goed bestand tegen mechanische schokken, ondanks dat het lichter is dan staal. Daarom staat het bekend als het sterkste metaal van allemaal, en zijn naam staat synoniem voor kracht. Het heeft ook sterkte en lichtheid, twee kenmerken die het een gewenst materiaal maken voor de fabricage van vliegtuigen.

Evenzo, en niet in de laatste plaats, is titanium een ​​biocompatibel metaal dat aangenaam aanvoelt, en daarom wordt het in sieraden gebruikt om ringen te maken; en in de biogeneeskunde, zoals orthopedische en tandheelkundige implantaten, die in botweefsel kunnen worden geïntegreerd.

De bekendste toepassingen ervan zijn echter TiO ₂ , als pigment, additief, coating en fotokatalysator.

Het is het negende meest voorkomende element op aarde en het zevende binnen metalen. Desondanks zijn de kosten hoog vanwege de moeilijkheden die moeten worden overwonnen om het uit zijn mineralen te halen, waaronder rutiel, anataas, ilmeniet en perovskiet. Van alle productiemethoden wordt het Kroll-proces wereldwijd het meest gebruikt.

Geschiedenis

Ontdekking

Titanium werd voor het eerst geïdentificeerd in het ilmenietmineraal in de Manaccan Valley (Verenigd Koninkrijk), door de predikant en amateur-mineraloog William Gregor, in 1791. Hij was in staat om te identificeren dat het een ijzeroxide bevatte, aangezien het zand door de invloed van een magneet; maar hij meldde ook dat er nog een oxide van een onbekend metaal was, dat hij 'manacaniet' noemde.

Hoewel hij zich tot de Royal Geological Society of Cornwall en andere verkooppunten wendde, veroorzaakten zijn bijdragen helaas geen opschudding omdat hij geen erkend man van de wetenschap was.

Vier jaar later, in 1795, herkende de Duitse chemicus Martin Heinrich Klaproth onafhankelijk hetzelfde metaal; maar in rutielerts in Boinik, nu Slowakije.

Sommigen beweren dat hij dit nieuwe metaal 'titanium' heeft genoemd, geïnspireerd door zijn taaiheid in gelijkenis met de Titans. Anderen beweren dat het meer te wijten was aan de neutraliteit van de mythologische karakters zelf. Titanium werd dus geboren als een chemisch element en Klaproth kon later concluderen dat het hetzelfde manacaniet was als het mineraal ilmeniet.

Isolatie

Sindsdien begonnen pogingen om het te isoleren van dergelijke mineralen; maar de meeste waren niet succesvol, omdat het titanium was verontreinigd met zuurstof of stikstof, of een carbide vormde dat onmogelijk te verminderen was. Het duurde bijna een eeuw (1887) voordat Lars Nilson en Otto Pettersson een monster hadden gemaakt dat voor 95% zuiver was.

Toen, in 1896, slaagde Henry Moissan erin om een ​​monster te verkrijgen met een zuiverheid tot 98%, dankzij de reducerende werking van metallisch natrium. Deze onzuivere titaniums waren echter bros door de werking van zuurstof- en stikstofatomen, dus het was nodig om een ​​proces te ontwerpen om ze uit het reactiemengsel te houden.

En met deze aanpak ontstond het Hunter-proces in 1910, bedacht door Matthew A. Hunter in samenwerking met de General Electric van het Rensselaer Polytechnic Institute.

Twintig jaar later bedacht William J. Kroll in Luxemburg een andere methode met calcium en magnesium. Tegenwoordig blijft het Kroll-proces een van de toonaangevende methoden voor het produceren van metallisch titanium op commerciële en industriële schaal.

Vanaf dit punt volgt de geschiedenis van titanium het verloop van zijn legeringen in toepassingen voor de lucht- en ruimtevaartindustrie en de militaire industrie.

Structuur en elektronische configuratie

Zuiver titanium kan kristalliseren met twee structuren: een compacte zeshoekige (hcp), de α-fase, en een lichaamsgecentreerde kubus (bcc), de β-fase. Het is dus een dimorf metaal dat allotrope (of fase) overgangen kan ondergaan tussen de hcp- en bcc-structuren.

De α-fase is het meest stabiel bij omgevingstemperatuur en -druk, met de Ti-atomen omgeven door twaalf buren. Wanneer de temperatuur wordt verhoogd tot 882 ° C, verandert het hexagonale kristal in een minder dichte kubus, wat consistent is met de hogere atomaire trillingen die door warmte worden geproduceerd.

Naarmate de temperatuur stijgt, verzet de a-fase zich tegen een grotere thermische weerstand; dat wil zeggen, de soortelijke warmte neemt ook toe, zodat er steeds meer warmte nodig is om 882 ° C te bereiken.

Wat als de druk dat doet in plaats van de temperatuur te verhogen? Dan krijg je vervormde bcc-kristallen.

Koppeling

In deze metallische kristallen grijpen de valentie-elektronen van de 3d- en 4s-orbitalen in op de binding die de Ti-atomen verbindt, volgens de elektronische configuratie:

3d ² 4s ²

Het heeft maar vier elektronen om te delen met zijn buren, wat resulteert in bijna lege 3D-banden, en daarom is titanium niet zo goed een geleider van elektriciteit of warmte als andere metalen.

Legeringen

Nog belangrijker dan wat er is gezegd over de kristallijne structuur van titanium, is dat beide fasen, α en β, hun eigen legeringen kunnen vormen. Deze kunnen bestaan ​​uit zuivere α- of β-legeringen, of mengsels van beide in verschillende verhoudingen (α + β).

Evenzo beïnvloedt de grootte van hun respectievelijke kristallijne korrels de uiteindelijke eigenschappen van de titaniumlegeringen, evenals de massasamenstelling en de relaties van de toegevoegde additieven (een paar andere metalen of atomen van N, O, C of H).

Additieven hebben een aanzienlijke invloed op titaniumlegeringen omdat ze enkele van de twee specifieke fasen kunnen stabiliseren. Bijvoorbeeld: Al, O, Ga, Zr, Sn en N zijn additieven die de α-fase stabiliseren (dichtere hcp-kristallen); en Mo, V, W, Cu, Mn, H, Fe en andere zijn additieven die de β-fase stabiliseren (minder dichte bcc-kristallen).

De studie van al deze titaniumlegeringen, hun structuren, samenstelling, eigenschappen en toepassingen, zijn het onderwerp van metallurgische werken die steunen op kristallografie.

Oxidatienummers

Volgens de elektronenconfiguratie heeft titanium acht elektronen nodig om de 3D-orbitalen volledig te vullen. Dit kan in geen van de verbindingen worden bereikt en het krijgt maximaal twee elektronen; dat wil zeggen, het kan negatieve oxidatiegetallen krijgen: -2 (3d ⁴ ) en -1 (3d ³ ).

De reden is te wijten aan de elektronegativiteit van titanium en dat het bovendien een metaal is, dus het heeft een grotere neiging om positieve oxidatiegetallen te hebben; zoals +1 (3d ² 4s ¹ ), +2 (3d ² 4s ⁰ ), +3 (3d ¹ 4s ⁰ ) en +4 (3d ⁰ 4s ⁰ ).

Merk op hoe de elektronen van de 3d- en 4s-orbitalen vertrekken, aangezien het bestaan ​​van de kationen Ti ⁺ , Ti ²⁺ enzovoort wordt aangenomen .

Het oxidatiegetal +4 (Ti ⁴⁺ ) is het meest representatief omdat het overeenkomt met dat van titanium in zijn oxide: TiO ₂ (Ti ⁴⁺ O ₂ ^2- ).

Eigendommen

Fysiek uiterlijk

Grijsachtig zilver metaal.

Molaire massa

47,867 g / mol.

Smeltpunt

1668 ° C. Dit relatief hoge smeltpunt maakt het een vuurvast metaal.

Kookpunt

3287 ° C.

Zelfontbranding temperatuur

1200 ° C voor puur metaal en 250 ° C voor fijn verdeeld poeder.

Buigbaarheid

Titanium is een taai metaal als het zuurstof ontbreekt.

Dichtheid

4.506 g / ml. En op het smeltpunt, 4,11 g / ml.

Warmte van fusie

14,15 kJ / mol.

Warmte van verdamping

425 kJ / mol.

Molaire warmtecapaciteit

25060 J / mol · K.

Elektronegativiteit

1.54 op de schaal van Pauling.

Ionisatie-energieën

Ten eerste: 658,8 kJ / mol.

Ten tweede: 1309,8 kJ / mol.

Ten derde: 2652,5 kJ / mol.

Mohs-hardheid

6.0.

Nomenclatuur

Van de oxidatiegetallen zijn +2, +3 en +4 de meest voorkomende, zoals ze in de traditionele nomenclatuur worden genoemd bij het benoemen van titaniumverbindingen. Voor het overige blijven de regels van het bestand en de systematische nomenclaturen hetzelfde.

Beschouw bijvoorbeeld TiO ₂ en TiCl ₄ , twee van de bekendste titaanverbindingen.

Er is al gezegd dat in TiO ₂ het oxidatiegetal van titanium +4 is en daarom, omdat het het grootste (of positieve) is, de naam moet eindigen met het achtervoegsel -ico. De naam is dus titaanoxide, volgens de traditionele nomenclatuur; titanium (IV) oxide, volgens de voorraadnomenclatuur; en titaandioxide, volgens de systematische nomenclatuur.

En voor TiCl _{4 gaan} we directer te werk:

Nomenclatuur: naam

-Traditioneel: titaanchloride

-Voorraad: titanium (IV) chloride

-Systematisch: titaniumtetrachloride

In het Engels wordt deze verbinding vaak 'Tickle' genoemd.

Elke titaniumverbinding kan zelfs eigennamen hebben die buiten de naamgevingsregels vallen, en is afhankelijk van het technische jargon van het betreffende vakgebied.

Waar te vinden en productie

Titaniferous mineralen

Rutielkwarts, een van de mineralen met het hoogste gehalte aan titanium. Bron: Didier Descouens

Titanium, hoewel het het zevende meest voorkomende metaal op aarde is, en het negende meest voorkomende metaal in de aardkorst, wordt in de natuur niet als puur metaal aangetroffen, maar in combinatie met andere elementen in minerale oxiden; beter bekend als titaanhoudende mineralen.

Om het te verkrijgen is het dus noodzakelijk om deze mineralen als grondstof te gebruiken. Sommige ervan zijn:

-Titaniet of sfeen (CaTiSiO ₅ ), met ijzer- en aluminiumverontreinigingen die hun kristallen groen kleuren.

-Brookite ( orthorhombisch TiO ₂ ).

-Rutiel, de meest stabiele polymorf van TiO ₂ , gevolgd door de mineralen anatase en brookiet.

-Ilmeniet (FeTiO ₃ ).

-Perovskiet (CaTiO ₃ )

-Leucoxene (heterogeen mengsel van anatase, rutiel en perovskiet).

Merk op dat er verschillende titaanhoudende mineralen worden genoemd, hoewel er andere zijn. Ze zijn echter niet allemaal even overvloedig en evenzo kunnen ze onzuiverheden bevatten die moeilijk te verwijderen zijn en die de eigenschappen van het uiteindelijke metallische titanium in gevaar brengen.

Dit is de reden waarom sfeen en perovskiet vaak worden gebruikt voor de productie van titanium, aangezien hun calcium- en siliciumgehalte moeilijk uit het reactiemengsel te verwijderen zijn.

Van al deze mineralen worden rutiel en ilmeniet het meest commercieel en industrieel gebruikt vanwege hun hoge gehalte aan TiO ₂ ; dat wil zeggen, ze zijn rijk aan titanium.

Kroll-proces

Door een van de mineralen als grondstof te selecteren, moet de TiO ₂ erin worden verminderd. Hiervoor worden de mineralen samen met steenkool roodgloeiend verwarmd in een wervelbedreactor op 1000 ° C. Daar reageert de TiO ₂ met chloorgas volgens de volgende chemische vergelijking:

TiO ₂ (s) + C (s) + 2Cl ₂ (g) => TiCl ₄ (l) + CO ₂ (g)

TiCl ₄ is een onzuivere kleurloze vloeistof, aangezien het bij die temperatuur wordt opgelost samen met andere metaalchloriden (ijzer, vanadium, magnesium, zirkonium en silicium) die ontstaan ​​uit de onzuiverheden die in de mineralen aanwezig zijn. Daarom TiCl _{wordt 4} vervolgens gezuiverd door gefractioneerde destillatie en precipitatie.

Eenmaal gezuiverd, wordt de TiCl ₄ , een soort die gemakkelijker te verminderen is, in een roestvrijstalen container gegoten waarop een vacuüm wordt aangebracht om zuurstof en stikstof te verwijderen, en gevuld met argon om een ​​inerte atmosfeer te garanderen die het titanium niet aantast. geproduceerd. Magnesium wordt toegevoegd in het proces, dat reageert bij 800 ° C volgens de volgende chemische vergelijking:

TiCl ₄ (l) + 2Mg (l) => Ti (s) + 2MgCl ₂ (l)

Titanium slaat neer als een sponsachtige vaste stof, die wordt onderworpen aan behandelingen om het te zuiveren en het betere vaste vormen te geven, of wordt direct gebruikt voor de vervaardiging van titaniummineralen.

Reacties

Met de lucht

Titanium heeft een hoge corrosiebestendigheid dankzij een laag TiO ₂ die de binnenkant van het metaal beschermt tegen oxidatie. Wanneer de temperatuur echter boven de 400 ° C stijgt, begint een dun stuk metaal volledig te branden om een ​​mengsel van TiO ₂ en TiN te vormen:

Ti (s) + O ₂ (g) => TiO ₂ (s)

2Ti (s) + N ₂ (g) => TiN (s)

Beide gassen, O ₂ en N ₂ , zitten logischerwijs in de lucht. Deze twee reacties vinden snel plaats zodra het titanium roodgloeiend wordt verwarmd. En als het wordt gevonden als een fijn verdeeld poeder, is de reactie nog krachtiger, waardoor titanium in deze vaste toestand zeer ontvlambaar wordt.

Met zuren en basen

Deze laag TiO ₂ -TiN beschermt het titanium niet alleen tegen corrosie, maar ook tegen aantasting door zuren en basen, dus het is geen gemakkelijk metaal om op te lossen.

Om dit te bereiken, moeten hooggeconcentreerde zuren worden gebruikt en aan de kook worden gebracht, waarbij een paarsgekleurde oplossing wordt verkregen die het product is van de waterige complexen van titanium; bijvoorbeeld ⁺³ .

Er is echter een zuur dat het zonder veel complicaties kan oplossen: fluorwaterstofzuur:

2Ti (s) + 12HF (aq) 2 ^3- (aq) + 3H ₂ (g) + 6H ⁺ (aq)

Met halogenen

Titanium kan direct reageren met halogenen om de respectievelijke halogeniden te vormen. Uw reactie op jodium is bijvoorbeeld als volgt:

Ti (s) + 2I ₂ (s) => TiI ₄ (s)

Evenzo met fluor, chloor en broom, waar een intense vlam wordt gevormd.

Met sterk oxiderende stoffen

Wanneer titanium fijn verdeeld is, is het niet alleen vatbaar voor ontbranding, maar ook om krachtig te reageren met sterke oxidatiemiddelen bij de minste warmtebron.

Een deel van deze reacties wordt gebruikt voor pyrotechniek, omdat er helderwitte vonken ontstaan. Het reageert bijvoorbeeld met ammoniumperchloraat volgens de chemische vergelijking:

2Ti (s) + 2NH ₄ ClO ₄ (s) => 2TiO ₂ (s) + N ₂ (g) + Cl ₂ (g) + 4H ₂ O (g)

Risico's

Metallic titanium

Titaniumpoeder is een licht ontvlambare vaste stof. Bron: W. Oelen

Het metallische titanium vormt op zichzelf geen enkel risico voor de gezondheid van degenen die ermee werken. Het is een onschadelijke vaste stof; Tenzij het wordt gemalen als een fijn poeder. Dit witte poeder kan gevaarlijk zijn vanwege de hoge ontvlambaarheid, vermeld in de reactiesectie.

Wanneer titanium wordt gemalen, reageert het met zuurstof en stikstof sneller en krachtiger en kan het zelfs explosief verbranden. Daarom vormt het een vreselijk brandgevaar als het op de opslagplaats wordt geraakt door vlammen.

Bij verbranding kan het vuur alleen worden geblust met grafiet of natriumchloride; nooit met water, althans in deze gevallen.

Evenzo moet hun contact met halogenen ten koste van alles worden vermeden; dat wil zeggen, met enige gaslekkage van fluor of chloor, of interactie met de roodachtige vloeistof van broom of de vluchtige kristallen van jodium. Als dit gebeurt, vat het titanium vlam. Het mag ook niet in contact komen met sterke oxidatiemiddelen: permanganaten, chloraten, perchloraten, nitraten, enz.

Anders kunnen de blokken of legeringen niet meer risico's inhouden dan fysieke slagen, aangezien ze niet erg goede geleiders van warmte of elektriciteit zijn en aangenaam aanvoelen.

Nanodeeltjes

Als de fijn verdeelde vaste stof ontvlambaar is, zou het zelfs meer moeten zijn dat deze bestaat uit titanium nanodeeltjes. Het centrale punt van deze subsectie is echter te danken aan de TiO ₂ nanodeeltjes , die zijn gebruikt in eindeloze toepassingen waar ze hun witte kleur verdienen; zoals snoep en snoep.

Hoewel de absorptie, distributie, uitscheiding of toxiciteit ervan in het lichaam niet bekend is, bleken ze toxisch te zijn in onderzoeken met muizen. Ze toonden bijvoorbeeld aan dat het emfyseem en roodheid in hun longen veroorzaakt, evenals andere ademhalingsstoornissen in hun ontwikkeling.

Door extrapolatie van muizen naar ons, wordt geconcludeerd dat het inademen van TiO _2- nanodeeltjes onze longen aantast. Ze kunnen ook het hippocampusgebied van de hersenen veranderen. Bovendien sluit het Internationaal Agentschap voor Kankeronderzoek ze niet uit als mogelijke kankerverwekkende stoffen.

Toepassingen

Pigment en additief

Praten over het gebruik van titanium verwijst noodzakelijkerwijs naar dat van zijn samengestelde titaniumdioxide. TiO ₂ dekt in feite ongeveer 95% van alle toepassingen met betrekking tot dit metaal. De redenen: het is wit van kleur, het is onoplosbaar en het is ook niet giftig (om nog maar te zwijgen van de pure nanodeeltjes).

Daarom wordt het meestal gebruikt als pigment of additief in al die producten die een witte kleur nodig hebben; zoals tandpasta, medicijnen, snoep, papier, edelstenen, verf, plastic, enz.

Coatings

TiO ₂ kan ook worden gebruikt om films te maken die elk oppervlak kunnen bedekken, zoals glas of chirurgische instrumenten.

Door deze coatings te hebben, kan het water ze niet nat maken en loopt het erop, zoals regen dat zou doen op autoruiten. Gereedschappen met deze coatings kunnen bacteriën doden door UV-straling te absorberen.

Hondenurine of kauwgom kon niet op asfalt of cement worden gefixeerd door de werking van TiO ₂ , wat de latere verwijdering ervan zou vergemakkelijken.

Zonnescherm

TiO2 is een van de actieve componenten van zonnebrandcrème. Bron: Pixabay.

En tot slot, met betrekking tot TiO ₂ , het is een fotokatalysator, die organische radicalen kan voortbrengen die echter worden geneutraliseerd door siliciumdioxide- of aluminiumoxidefilms in zonnebrandcrème. De witte kleur geeft al duidelijk aan dat het dit titaniumoxide moet hebben.

Luchtvaartindustrie

Titaniumlegeringen worden gebruikt om grote vliegtuigen of snelle schepen te maken. Bron: Pxhere.

Titanium is een metaal met een aanzienlijke sterkte en hardheid in verhouding tot zijn lage dichtheid. Dit maakt het een substituut voor staal voor al die toepassingen waarbij hoge snelheden vereist zijn of vliegtuigen met grote spanwijdte worden ontworpen, zoals het A380-vliegtuig in de bovenstaande afbeelding.

Dat is de reden waarom dit metaal veel toepassingen heeft in de lucht- en ruimtevaartindustrie, omdat het bestand is tegen oxidatie, het is licht, sterk en de legeringen kunnen worden verbeterd met de exacte toevoegingen.

Sport

Niet alleen in de lucht- en ruimtevaartindustrie staan ​​titanium en zijn legeringen centraal, maar ook in de sportindustrie. Dit komt omdat veel van zijn gebruiksvoorwerpen lichtgewicht moeten zijn, zodat hun dragers, spelers of atleten ze kunnen hanteren zonder dat ze te zwaar aanvoelen.

Enkele van deze items zijn: fietsen, golf- of hockeysticks, voetbalhelmen, tennis- of badmintonrackets, schermzwaarden, schaatsen, ski's, onder anderen.

Ook, hoewel in veel mindere mate vanwege de hoge kosten, zijn titanium en zijn legeringen gebruikt in luxe- en sportwagens.

Pyrotechniek

Het gemalen titanium kan worden gemengd met bijvoorbeeld KClO ₄ , en dienen als vuurwerk; dat in feite degenen die ze maken in pyrotechnische shows doen.

Geneesmiddel

Titanium en zijn legeringen zijn de metallische materialen bij uitstek in biomedische toepassingen. Ze zijn biocompatibel, inert, sterk, moeilijk te oxideren, niet giftig en integreren naadloos met bot.

Dit maakt ze zeer geschikt voor orthopedische en tandheelkundige implantaten, voor kunstheup- en kniegewrichten, als schroeven om fracturen te fixeren, voor pacemakers of kunstharten.

Biologisch

De biologische rol van titanium is onzeker, en hoewel bekend is dat het zich in sommige planten kan ophopen en de groei van bepaalde landbouwgewassen (zoals tomaten) ten goede kan komen, zijn de mechanismen waarmee het ingrijpt onbekend.

Er wordt gezegd dat het de vorming van koolhydraten, enzymen en chlorofyl bevordert. Ze vermoeden dat het te wijten is aan een reactie van plantenorganismen om zichzelf te verdedigen tegen de lage biologisch beschikbare concentraties van titanium, omdat ze schadelijk voor hen zijn. De kwestie is echter nog in het duister.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde . (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019). Titanium. Hersteld van: en.wikipedia.org
3. Katoen Simon. (2019). Titanium. Royal Society of Chemistry. Hersteld van: chemistryworld.com
4. Davis Marauo. (2019). Wat is titanium? Eigenschappen en gebruik. Studie. Hersteld van: study.com
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 juli 2019). Titanium Chemische en fysische eigenschappen. Hersteld van: thoughtco.com
6. KDH Bhadeshia. (sf). Metallurgie van titanium en zijn legeringen. Universiteit van Cambridge. Hersteld van: phase-trans.msm.cam.ac.uk
7. Chambers Michelle. (7 december 2017). Hoe titanium levens helpt. Hersteld van: titaniumprocessingcenter.com
8. Clark J. (5 juni 2019). Chemie van titanium. Chemie LibreTexts. Hersteld van: chem.libretexts.org
9. Venkatesh Vaidyanathan. (2019). Hoe wordt titanium gemaakt? Wetenschap ABC. Hersteld van: scienceabc.com
10. Dr. Edward Group. (10 september 2013). De gezondheidsrisico's van titanium. Global Healing Center. Hersteld van: globalhealingcenter.com
11. Tlustoš, P. Cígler, M. Hrubý, S. Kužel, J. Száková en J. Balík. (2005). De rol van titanium bij de productie van biomassa en de invloed ervan op de inhoud van essentiële elementen in akkerbouwgewassen. PLANTAARDIGE BODEMOMGEVING., 51, (1): 19–25.
12. KYOCERA SGS. (2019). Geschiedenis van titanium. Hersteld van: kyocera-sgstool.eu