SCANDIUM: HISTORIE, EGENSKABER, REAKTIONER, RISICI OG ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den scandium er et overgangsmetal, hvis kemiske symbol er Sc er den første af overgangsmetallerne i det periodiske system, men er også en af de mindst almindelige sjældne jordarter.; Selv om dens egenskaber kan ligne lanthanides egenskaber, er det ikke alle forfattere, der godkender at klassificere det på en sådan måde.

På det populære niveau er det et kemisk element, der går upåagtet hen. Dets navn, der er født fra de sjældne jordmineraler fra Skandinavien, kan være ved siden af ​​kobber, jern eller guld. Det er dog stadig imponerende, og de fysiske egenskaber ved dets legeringer kan konkurrere med titanets.

Ultrapure elemental scandium-prøve. Kilde: Hi-Res-billeder af kemiske elementer

Der foretages også flere og flere trin i teknologiens verden, især hvad angår belysning og lasere. Enhver, der har observeret et fyrtårn, der stråler et lys, der ligner solens, vil indirekte have været vidne til eksistensen af ​​skandium. Ellers er det en lovende vare til fremstilling af fly.

Det største problem, som scandiummarkedet står overfor, er, at det er vidt spredt, og der er ingen mineraler eller rige kilder til det; så ekstraktionen er dyr, selv når det ikke er et metal med lav overflod i jordskorpen. I naturen findes det som dets oxid, et fast stof, der ikke let kan reduceres.

I en stor del af dets forbindelser, uorganisk eller organisk, deltager det i bindingen med et oxidationsnummer på +3; det vil sige, hvis vi antager tilstedeværelsen af ​​Sc ³⁺ -kationen. Scandium er en relativt stærk syre, og det kan danne meget stabile koordinationsbindinger med iltatomerne i organiske molekyler.

Historie

Scandium blev anerkendt som et kemisk element i 1879 af den schweiziske kemiker Lars F. Nilson. Han arbejdede med mineraler euxenit og gadolinit med det formål at opnå yttrium indeholdt i dem. Han opdagede, at der var et ukendt element i deres spor takket være studiet af spektroskopisk analyse (atomemissionsspektrum).

Fra mineraler lykkedes det ham og hans team at få det respektive skandiumoxid, et navn, der blev modtaget for at have helt sikkert samlet prøverne fra Skandinavien; mineraler, som på det tidspunkt blev kaldt sjældne jordarter.

Otte år tidligere, i 1871, havde Dmitri Mendeleev imidlertid forudsagt eksistensen af ​​skandium; men med navnet ekaboro, hvilket betød, at dets kemiske egenskaber svarede til bor.

Og det var faktisk den schweiziske kemiker Per Teodor Cleve, der tilskrev skandium til ekaboro, hvilket således var det samme kemiske element. Specifikt den, der begynder blokken for overgangsmetaller i den periodiske tabel.

Mange år gik, da Werner Fischer og hans samarbejdspartnere i 1937 formåede at isolere metallisk scandium (men uren) ved hjælp af elektrolyse af en blanding af kalium, lithium og scandiumchlorider. Det var først i 1960, at det endelig kunne opnås med en renhed på omkring 99%.

Struktur og elektronisk konfiguration

Elementært skandium (nativt og rent) kan krystallisere i to strukturer (allotropes): den kompakte hexagonale (hcp) og den kropscentrerede kubik (bcc). Den første omtales normalt som a-fasen, og den anden er ß-fasen.

Den tættere, hexagonale a-fase er stabil ved omgivelsestemperaturer; mens den mindre tætte kubiske ß-fase er stabil over 1337 ºC. Ved denne sidste temperatur sker der således en overgang mellem begge faser eller allotroper (i tilfælde af metaller).

Bemærk, at selv om scandium normalt krystalliserer til et hcp-faststof, gør det ikke det til et meget tæt metal; i det mindste ja mere end aluminium. Fra dets elektroniske konfiguration kan det vides, hvilke elektroner der normalt deltager i dens metalliske binding:

3d ¹ 4s ²

Derfor griber de tre elektroner fra 3d og 4s orbitaler ind i den måde, hvorpå Sc-atomerne er placeret i krystallen.

For at komprimere til en hexagonal krystal skal tiltrækningen af ​​dets kerner være sådan, at disse tre elektroner, svagt afskærmet af elektronerne i de indre skaller, ikke forvildes for langt fra Sc-atomerne og følgelig afstande mellem dem smalle.

Højtryksfase

Α- og ß-faserne er forbundet med ændringer i temperatur; der er imidlertid en tetragonal fase, der ligner den for metalniobiet, Nb, som resulterer, når det metalliske skandium gennemgår et tryk på mere end 20 GPa.

Oxidationsnumre

Scandium kan miste op til maksimalt sine tre valenselektroner (3d ¹ 4s ²). I teorien er de første til at "gå" dem i 4'erne orbital.

Hvis man antager eksistensen af ​​Sc ⁺ -kationen i forbindelsen, er dens oxidationsnummer +1; hvilket er det samme som at sige, at han mistede et elektron fra 4s-bane (3d ¹ 4s ¹).

Hvis det er Sc ²⁺, vil dens oxidationsnummer være +2, og det vil have mistet to elektroner (3d ¹ 4s ⁰); og hvis det er Sc ³⁺, det mest stabile af disse kationer, vil det have et oxidationsnummer på +3, og det er isoelektronisk overfor argon.

Kort sagt er deres oxidationsnumre: +1, +2 og +3. For eksempel i Sc ₂ O ₃ oxidation antal scandium er +3 fordi eksistensen af Sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ^2-) antages.

Ejendomme

Fysisk fremtoning

Det er et sølvfarvet hvidt metal i sin rene og elementære form med en blød og glat struktur. Erhverver gullig-pink toner, når det begynder at blive dækket med et lag af oxid (Sc ₂ O ₃).

Molar masse

44,955 g / mol.

Smeltepunkt

1541 ° C

Kogepunkt

2836 ° C

Molær varmekapacitet

25,52 J / (mol · K).

Fusionsvarme

14,1 kJ / mol.

Fordampningsvarme

332,7 kJ / mol.

Varmeledningsevne

66 µΩ · cm ved 20 ° C

Massefylde

2,985 g / ml, fast stof og 2,80 g / ml, væske. Bemærk, at dens densitet i fast tilstand er tæt på aluminiums (2,70 g / ml), hvilket betyder, at begge metaller er meget lette; men scandium smelter ved en højere temperatur (smeltepunktet for aluminium er 660,3 ºC).

elektronegativitet

1,36 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergier

Først: 633,1 kJ / mol (Sc ⁺ gasformig).

Andet: 1235,0 kJ / mol (Sc ²⁺ gasformig).

Tredje: 2388,6 kJ / mol (Sc ³⁺ gas).

Atomradio

162 kl.

Magnetisk orden

Paramagnetisk.

isotoper

Af alle isotoper af scandium optager ⁴⁵ SC næsten 100% af den samlede overflod (dette afspejles i dens atomvægt meget tæt på 45 u).

De andre består af radioisotoper med forskellige halveringstider; såsom ⁴⁶ SC (t _1/2 = 83,8 dage), ⁴⁷ SC (t _1/2 = 3,35 dage), ⁴⁴ SC (t _1/2 = 4 timer) og ⁴⁸ SC (t _1/2 = 43,7 timer). Andre radioisotoper har t _1/2 mindre end 4 timer.

Syreindhold

Sc ³⁺ -kationen er en relativt stærk syre. For eksempel i vand det kan danne vandige kompleks ³⁺, som igen kan dreje pH til en værdi under 7, fordi det frembringer H ₃ O ⁺ ioner som et produkt af sin hydrolyse:

³⁺ (aq) + H ₂ O (l) <=> ²⁺ (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)

Aciditeten af ​​scandium kan også fortolkes i henhold til Lewis-definitionen: det har en høj tendens til at acceptere elektroner og derfor til at danne koordinationskomplekser.

Koordinationsnummer

En vigtig egenskab ved skandium er, at dets koordinationsnummer, i de fleste af dets uorganiske forbindelser, strukturer eller organiske krystaller, er 6; det betyder, at Sc er omgivet af seks naboer (eller danner seks obligationer). Ovenfor komplekse vandige ³⁺ er det enkleste eksempel på alle.

I krystaller er centrum af Sc octahedral; enten vekselvirkning med andre ioner (i ioniske faste stoffer) eller med kovalent bundne neutrale atomer (i kovalente faste stoffer).

Et eksempel på sidstnævnte har vi al, der danner en kædestruktur med AcO-grupperne (acetyloxy eller acetoxy), der fungerer som broer mellem Sc-atomerne.

nomenklatur

Fordi næsten som standard oxidationsantallet af skandium i de fleste af dets forbindelser er +3, betragtes det som unikt, og nomenklaturen er derfor betydeligt forenklet; meget lig, som det sker med alkalimetaller eller aluminium i sig selv.

For eksempel overveje dens oxid, Sc ₂ O ₃. Den samme kemiske formel angiver på forhånd oxidationstilstanden på +3 for scandium. For at kalde dette sammensatte skandium og som andre, anvendes de systematiske, bestand og traditionelle nomenklaturer.

Sc ₂ O ₃ er derefter scandium oxid, ifølge bestanden nomenklatur udelade (III) (selvom det ikke er dens eneste mulige oxidationstrin); skandicoxid med suffikset –ico i slutningen af ​​navnet i henhold til traditionel nomenklatur; og diescandiumtrioxid, under overholdelse af reglerne i de græske numeriske præfikser i den systematiske nomenklatur.

Biologisk rolle

Scandium mangler i øjeblikket en defineret biologisk rolle. Det vil sige, det er ukendt, hvordan kroppen kan akkumulere eller assimilere Sc ³⁺ -ioner; hvilke specifikke enzymer, der kan bruge den som en cofactor, hvis den har en indflydelse på celler, omend lignende, til Ca2 ⁺ eller Fe ³⁺ -ionerne.

Det er imidlertid kendt, at Sc3 ⁺ -ioner udøver antibakterielle effekter muligvis ved at forstyrre metabolismen af ​​Fe3 ⁺ -ioner.

Nogle statistiske undersøgelser inden for medicin knytter det muligvis til maveforstyrrelser, fedme, diabetes, cerebral leptomeningitis og andre sygdomme; men uden tilstrækkeligt oplysende resultater.

Planter akkumulerer normalt ikke mærkbare mængder af skandium i deres blade eller stængler, men i deres rødder og knuder. Derfor kan det argumenteres, at dens koncentration i biomasse er dårlig, hvilket tyder på lidt deltagelse i dets fysiologiske funktioner, og at det derfor ender med at akkumulere mere i jord.

Hvor man finder og producerer

Mineraler og stjerner

Scandium er måske ikke så rigeligt som andre kemiske elementer, men dens tilstedeværelse i jordskorpen overstiger kviksølv og nogle ædelmetaller. Faktisk er dens overflod cirka kobolt og beryllium; For hvert ton klipper kan der ekstraheres 22 gram scandium.

Problemet er, at deres atomer ikke er placeret, men spredt; der er ingen mineraler, der er nøjagtigt rige på skandium i deres massesammensætning. Det siges derfor, at det ikke har nogen præference for nogen af ​​de typiske mineraldannende anioner (såsom carbonat, CO ₃ ^2- eller sulfid, S ^2-).

Det er ikke i sin rene tilstand. Ej heller er dens mest stabile oxid, Sc ₂ O ₃, som kombinerer med andre metaller eller silikater at definere mineraler; såsom thortveitit, euxenit og gadolinit.

Disse tre mineraler (sjældne i sig selv) repræsenterer de vigtigste naturlige kilder til Scandium og findes i regioner i Norge, Island, Skandinavien og Madagaskar.

Ellers kan Sc ³⁺ -ioner inkorporeres som urenheder i nogle ædelsten, såsom akvamarin eller i uranminer. Og på himlen inden for stjernerne er dette element rangeret som nummer 23 i overflod; ret højt, hvis hele kosmos tages i betragtning.

Industriaffald og affald

Det er netop blevet sagt, at skandium også kan findes som en urenhed. For eksempel er det fundet i TiO ₂ pigmenter; i affaldet fra forarbejdning af uran såvel som dets radioaktive mineraler; og i bauxitrester ved produktion af metallisk aluminium.

Det findes også i nikkel- og kobolt-lateritter, hvor sidstnævnte er en lovende kilde til skandium i fremtiden.

Metallurgisk reduktion

De enorme vanskeligheder omgiver udvinding af scandium, som tog så lang tid at opnå i den native eller metalliske tilstand, skyldtes det faktum, at Sc ₂ O ₃ er vanskeligt at reducere; endnu mere end TiO ₂, da Sc ^{3 + shows} større affinitet end Ti ⁴⁺ dybt O ^2- (forudsat 100% ionisk karakter i deres respektive oxider).

Det vil sige, det er lettere at de-oxygen TiO ₂ end Sc ₂ O ₃ med en god reduktionsmiddel (typisk carbon eller alkali- eller jordalkalimetaller). Det er derfor, Sc ₂ O ₃ først omdannes til en forbindelse, hvis reduktion er mindre problematisk; såsom skandiumfluorid, ScF ₃. Dernæst reduceres ScF ₃ med metallisk calcium:

2ScF ₃ (s) + 3Ca (r) => 2Sc (s) + 3CaF ₂ (s)

Sc ₂ O ₃ kommer enten fra de allerede nævnte mineraler, eller det er et biprodukt af ekstraktioner af andre elementer (såsom uran og jern). Det er den kommercielle form for skandium, og dens lave årlige produktion (15 tons) afspejler de høje omkostninger ved forarbejdning ud over dens udvinding fra klipperne.

Elektrolyse

En anden metode til at producere scandium er først at få sin chloridsalt, ScCl ₃, og derefter udsætte det for elektrolyse. Således produceres metallisk skandium i den ene elektrode (som en svamp), og klorgas produceres i den anden.

Reaktioner

Amphotericism

Scandium deler ikke kun med aluminium kendetegnene ved at være lette metaller, men de er også amfotere; det vil sige, de opfører sig som syrer og baser.

F.eks. Reagerer det, som mange andre overgangsmetaller, med stærke syrer for at producere salte og brintgas:

2SC (s) + 6HCl (aq) => 2ScCl ₃ (aq) + 3H ₂ (g)

Dermed opfører den sig som en base (reagerer med HCl). Men på samme måde reagerer det med stærke baser, såsom natriumhydroxid:

2SC (s) + 6NaOH (aq) + 6H ₂ O (l) => 2Na ₃ Sc (OH) ₆ (aq) + 3H ₂ (g)

Og nu opfører det sig som en syre (reagerer med NaOH) for at danne et skandatsalt; den af ​​natrium, Na ₃ Sc (OH) ₆, med scandatanionen, Sc (OH) ₆ ^3-.

Oxidation

Når de udsættes for luft, begynder scandium at oxidere til dets respektive oxid. Reaktionen accelereres og autokatalyseres, hvis der anvendes en varmekilde. Denne reaktion er repræsenteret ved følgende kemiske ligning:

4SC (s) + 3O ₂ (g) => 2SC ₂ O ₃ (s)

halogenider

Scandium reagerer med alle halogener og danner halogenider med den generelle kemiske formel ScX ₃ (X = F, Cl, Br, etc.).

F.eks. Reagerer den med iod i henhold til følgende ligning:

2SC (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

På samme måde reagerer det med klor, brom og fluor.

Hydroxiddannelse

Metallisk skandium kan opløses i vand for at producere dets respektive hydroxid og hydrogengas:

2SC (s) + 6H ₂ O (l) => 2SC (OH) ₃ (s) + H ₂ (g)

Syrehydrolyse

Vandige ³⁺ komplekser kan hydrolyseres på en sådan måde, at de ender med at danne Sc- (OH) -Sc-broer, indtil de definerer en klynge med tre scandiumatomer.

Risici

Ud over dets biologiske rolle er de nøjagtige fysiologiske og toksikologiske virkninger af skandium ukendte.

I sin grundlæggende form menes det at være ikke-toksisk, medmindre dets fint opdelte faste stof indåndes, hvilket derved forårsager skade på lungerne. Ligeledes tilskrives dens forbindelser nul toksicitet, så indtagelse af deres salte i teorien bør ikke udgøre nogen risiko; så længe dosis ikke er høj (testet i rotter).

Oplysningerne om disse aspekter er dog meget begrænsede. Derfor kan det ikke antages, at nogen af ​​skandiumforbindelserne virkelig er ikke-toksiske; endnu mindre, hvis metallet kan akkumuleres i jord og vand, og derefter overføres til planter og i mindre grad til dyr.

I øjeblikket udgør skandium stadig ikke en håndgribelig risiko sammenlignet med tungere metaller; såsom cadmium, kviksølv og bly.

Applikationer

Legeringer

Selvom prisen på skandium er høj sammenlignet med andre metaller såsom titan eller yttrium i sig selv, ender dens anvendelser med at være værd at anstrenge og investere. En af dem er at bruge det som et additiv til aluminiumslegeringer.

På denne måde bevarer Sc-Al-legeringer (og andre metaller) deres lethed, men bliver endnu mere modstandsdygtige over for korrosion ved høje temperaturer (de revner ikke) og er lige så stærke som titan.

Så meget er den virkning, som skandium har på disse legeringer, at det er nok at tilføje det i spormængder (mindre end 0,5 vægtprocent), for at dets egenskaber forbedres drastisk uden at observere en markant stigning i dens vægt. Det siges, at hvis det bruges massivt en dag, kunne det reducere flyets vægt med 15-20%.

Ligeledes er skandiumlegeringer blevet anvendt til rammer af revolver eller til fremstilling af sportsartikler, såsom baseball-flagermus, specielle cykler, fiskestænger, golfklubber osv.; skønt titanlegeringer har en tendens til at erstatte dem, fordi de er billigere.

Den bedst kendte af disse legeringer er Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀, der er lige så stærk som titan, så let som aluminium og hård som keramik.

3D-udskrivning

Sc-Al-legeringer er blevet brugt til at fremstille metalliske 3D-prints for at placere eller tilføje lag af dem på et forudvalgt fast stof.

Stadionbelysninger

Fyrtårnene på stadionerne efterligner sollyset takket være handlingen med skandiumiodid sammen med kviksølvdampe. Kilde: Pexels.

Scandiumiodid, ScI ₃, tilsættes (sammen med natriumiodid) til kviksølvdamplamper for at skabe kunstige lys, der efterligner solen. Derfor er belysningen inde i stadioner eller nogle sportsbaner, selv om natten, sådan, at de giver fornemmelsen af ​​at se et spil i dagslys.

Lignende effekter er blevet brugt til elektriske enheder, såsom digitale kameraer, tv-skærme eller computerskærme. Ligeledes har forlygter med sådanne _3- Hg ScI-lamper været placeret i film- og fjernsynsstudier.

Fastoxidbrændselsceller

SOFC bruger for sit forkortelse på engelsk (fast oxidbrændselscelle) et oxid eller keramik som elektrolytisk medium; i dette tilfælde et fast stof, der indeholder skandiumioner. Dets brug i disse enheder skyldes den store elektriske ledningsevne og evnen til at stabilisere temperaturstigninger. så de arbejder uden overophedning.

Et eksempel på en sådan fast oxid er scandium stabiliseret zirconite (som Sc ₂ O ₃, igen).

Keramik

Scandiumcarbid og titanium udgør et keramik af enestående hårdhed, kun andet end diamanter. Imidlertid er dens anvendelse begrænset til materialer med meget avancerede applikationer.

Organiske koordinationskrystaller

Sc ³⁺ -ioner kan koordinere med flere organiske ligander, især hvis de er iltede molekyler.

Dette skyldes, at de dannede Sc-O-bindinger er meget stabile og derfor ender med at bygge krystaller med fantastiske strukturer, i hvis porer kemiske reaktioner kan udløses, og opfører sig som heterogene katalysatorer; eller at huse neutrale molekyler, opføre sig som en fast opbevaring.

Ligeledes kan sådanne organiske skandiumkoordinationskrystaller anvendes til at designe sensoriske materialer, molekylsigter eller ionledere.

Referencer

1. Irina Shtangeeva. (2004). Scandium. St. Petersborg Statsuniversitet St. Petersborg. Gendannet fra: researchgate.net
2. Wikipedia. (2019). Scandium. Gendannet fra: en.wikipedia.org
3. Redaktørerne af Encyclopaedia Britannica. (2019). Scandium. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
4. Dr. Doug Stewart. (2019). Scandium Element Facts. Chemicool. Gendannes fra: chemicool.com
5. Vægt. (2018). Scandium. Gendannes fra: skala-projekt.eu
6. Helmenstine, Anne Marie, ph.d. (3. juli 2019). En oversigt over Scandium. Gendannes fra: thoughtco.com
7. Kist, AA, Zhuk, LI, Danilova, EA, & Makhmudov, EA (2012). På spørgsmålet om biologisk rolle af skandium. Gendannes fra: inis.iaea.org
8. WAGrosshans, YKVohra & WBHolzapfel. (1982). Højtryksfasetransformationer i yttrium og scandium: Forhold til sjældne jordarter og actinider krystalstrukturer. Journal of Magnetism and Magnetic Materials Volume 29, Issues 1–3, Pages 282-286 doi.org/10.1016/0304-8853(82)90251-7
9. Marina O. Barsukova et al. (2018). Scandium-organiske rammer: fremskridt og udsigter. Russ. Chem. Rev. 87 1139.
10. Investering Nyheder Netværk. (11. november 2014). Scandium-applikationer: et overblik. Dig Media Inc. Gendannet fra: investingnews.com