SCANDIUM: HISTORIE, EGENSKAPER, REAKSJONER, RISIKO OG BRUK - KJEMI - 2026

Den scandium er et overgangsmetall hvis kjemiske symbol er Sc er den første av overgangsmetallene i den periodiske tabellen, men er også en av de minst vanlige sjeldne jordartselementer .; Selv om dens egenskaper kan ligne på lanthanides egenskaper, er det ikke alle forfattere som godkjenner å klassifisere det på en slik måte.

På det populære nivået er det et kjemisk element som går upåaktet hen. Navnet, som er født fra de sjeldne jordmineralene fra Skandinavia, kan være ved siden av kobber, jern eller gull. Imidlertid er det fremdeles imponerende, og de fysiske egenskapene til legeringene kan konkurrere med titan.

Ultrapure elemental skandiumprøve. Kilde: Hi-Res Images of Chemical Elements

Dessuten blir det gjort flere og flere trinn i teknologiens verden, spesielt med tanke på belysning og lasere. Alle som har observert et fyrtårn som stråler et lys som ligner solskinnet, vil indirekte ha vært vitne til eksistensen av skandium. Ellers er det en lovende vare for flyproduksjon.

Hovedproblemet som skandiummarkedet står overfor er at det er vidt spredt, og det er ingen mineraler eller rike kilder til det; så ekstraksjonen er dyr, selv når det ikke er et metall med lav overflod i jordskorpen. I naturen finnes det som oksyd, et fast stoff som ikke lett kan reduseres.

I en stor del av forbindelsene, uorganiske eller organiske, deltar den i bindingen med et oksidasjonsnummer på +3; det vil si forutsatt tilstedeværelsen av Sc ³⁺ -kation . Scandium er en relativt sterk syre, og den kan danne veldig stabile koordinasjonsbindinger med oksygenatomene i organiske molekyler.

Historie

Scandium ble anerkjent som et kjemisk element i 1879 av den sveitsiske kjemikeren Lars F. Nilson. Han jobbet med mineralene euxenite og gadolinite med den hensikt å få tak i yttriumet i dem. Han oppdaget at det var et ukjent element i sporene deres takket være studiet av spektroskopisk analyse (atomutslippspektrum).

Fra mineralene klarte han og teamet å skaffe respektive skandiumoksyd, et navn som ble mottatt for å ha samlet inn prøvene fra Skandinavia; mineraler som den gang ble kalt sjeldne jordarter.

Åtte år tidligere, i 1871, hadde imidlertid Dmitri Mendeleev spådd eksistensen av skandium; men med navnet ekaboro, noe som betydde at dens kjemiske egenskaper var lik de til bor.

Og det var faktisk den sveitsiske kjemikeren Per Teodor Cleve som tilskrev skandium til ekaboro, og dermed var det samme kjemiske elementet. Spesielt den som begynner blokken for overgangsmetaller i det periodiske systemet.

Mange år gikk da Werner Fischer og hans samarbeidspartnere i 1937 klarte å isolere metallisk skandium (men uren) ved hjelp av elektrolyse av en blanding av kalium, litium og skandiumklorider. Det var først i 1960 at det endelig kunne oppnås med en renhet på rundt 99%.

Struktur og elektronisk konfigurasjon

Elementært skandium (naturlig og rent) kan krystallisere seg i to strukturer (allotropes): den kompakte sekskantede (hcp) og den kroppssentrerte kubikken (bcc). Den første blir vanligvis referert til som α-fasen, og den andre β-fasen.

Den tettere, sekskantede α-fasen er stabil ved omgivelsestemperaturer; mens den mindre tette kubiske ß-fasen er stabil over 1337 ºC. Ved denne siste temperatur oppstår det således en overgang mellom begge faser eller allotropes (i tilfelle av metaller).

Merk at selv om skandium normalt krystalliserer seg til et hcp-faststoff, gjør det ikke det til et veldig tett metall; i det minste, ja mer enn aluminium. Fra dens elektroniske konfigurasjon kan det være kjent hvilke elektroner som normalt deltar i dens metalliske binding:

3d ¹ 4s ²

Derfor griper de tre elektronene fra 3d og 4s-orbitalene inn i måten Sc-atomene er plassert i krystallen.

For å komprimere seg til en sekskantet krystall må tiltrekningen av kjernene være slik at disse tre elektronene, svakt skjermet av elektronene i de indre skjellene, ikke streif for langt fra Sc-atomene og følgelig avstandene mellom dem smale.

Høytrykksfase

Α- og ß-fasene er assosiert med temperaturendringer; Imidlertid er det en tetragonal fase, lik den for metallet niob, Nb, som blir resultatet når det metalliske skandium gjennomgår et trykk større enn 20 GPa.

Oksidasjonsnummer

Scandium kan miste opptil maksimalt sine tre valenselektroner (3d ¹ 4s ² ). I teorien er de første som "går" de i 4s-bane.

Forutsatt at Sc ⁺ -kationen er i forbindelsen, er dens oksidasjonsnummer +1; som er det samme som å si at han mistet et elektron fra 4s-bane (3d ¹ 4s ¹ ).

Hvis det er Sc ²⁺ , vil oksidasjonsnummeret være +2, og det vil ha mistet to elektroner (3d ¹ 4s ⁰ ); og hvis det er Sc ³⁺ , den mest stabile av disse kationene, vil den ha et oksidasjonsnummer på +3, og det er isoelektronisk til argon.

Kort sagt, oksidasjonstallene deres er +1, +2 og +3. For eksempel, i Sc ₂ O ₃ oksydasjon antall av scandium er 3 fordi eksistensen av Sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) er forutsatt .

Egenskaper

Fysisk utseende

Det er et sølvfarget hvitt metall i sin rene og elementære form, med en myk og glatt tekstur. Den skaffer seg gulaktige rosa toner når den begynner å bli dekket med et lag oksid (Sc ₂ O ₃ ).

Molmasse

44.955 g / mol.

Smeltepunkt

1541 ° C.

Kokepunkt

2836 ° C.

Molar varmekapasitet

25,52 J / (mol · K).

Fusjonsvarme

14,1 kJ / mol.

Fordampingsvarme

332,7 kJ / mol.

Termisk ledningsevne

66 µΩ · cm ved 20 ° C.

tetthet

2,985 g / ml, fast stoff, og 2,80 g / ml, væske. Legg merke til at dens densitet er i nærheten av aluminium (2,70 g / ml), noe som betyr at begge metaller er veldig lette; men skandium smelter ved en høyere temperatur (smeltepunktet for aluminium er 660,3 ºC).

elektro

1,36 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergier

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

Andre: 1235,0 kJ / mol (Sc ²⁺ gassformig).

Tredje: 2388,6 kJ / mol (Sc ³⁺ gass).

Atomradio

162 kl.

Magnetisk orden

Paramagnetisk.

isotoper

Av alle isotoper av skandium opptar ^{45 fots} nesten 100% av den totale overfloden (dette gjenspeiles i dens atomvekt veldig nær 45 o).

De andre består av radioisotoper med forskjellige halveringstider; for eksempel ⁴⁶ fs (t _1/2 = 83,8 dager), ⁴⁷ fs (t _1/2 = 3,35 dager), ⁴⁴ fs (t _1/2 = 4 timer) og ⁴⁸ fs (t _1/2 = 43,7 timer). Andre radioisotoper har t _1/2 mindre enn 4 timer.

surhet

Sc ³⁺ -kationen er en relativt sterk syre. For eksempel, i vann kan den danne den vandige komplekse ³⁺ , som i sin tur kan slå av pH til en verdi under 7, på grunn av det faktum at den genererer H ₃ O ⁺ -ioner som et produkt av dets hydrolyse:

³⁺ (aq) + H ₂ O (l) <=> ^{2 +} (aq) + H- ₃ O ⁺ (aq)

Aciditeten i skandium kan også tolkes i henhold til Lewis-definisjonen: den har en høy tendens til å akseptere elektroner og derfor danne koordinasjonskomplekser.

Koordineringsnummer

En viktig egenskap ved skandium er at dets koordinasjonsnummer, i de fleste av sine uorganiske forbindelser, strukturer eller organiske krystaller, er 6; det betyr at Sc er omgitt av seks naboer (eller danner seks bindinger). Over komplekse vandige ³⁺ er det enkleste eksemplet på alle.

I krystaller er sentrum av Sc octahedral; enten samspill med andre ioner (i ioniske faste stoffer), eller med kovalent bundne nøytrale atomer (i kovalente faste stoffer).

Et eksempel på sistnevnte har vi al, som danner en kjedestruktur med AcO-gruppene (acetyloxy eller acetoxy) som fungerer som broer mellom Sc-atomene.

nomenklatur

Fordi oksidasjonsantallet av skandium nesten som standard er +3, regnes det som unikt, og nomenklaturen er derfor betydelig forenklet; veldig lik som det skjer med alkalimetaller eller aluminium i seg selv.

Tenk for eksempel på dens oksyd, Sc ₂ O ₃ . Den samme kjemiske formelen indikerer på forhånd oksidasjonstilstanden på +3 for skandium. For å kalle dette sammensatte skandium, og i likhet med andre, brukes de systematiske, bestandene og tradisjonelle nomenklaturene.

Sc ₂ O ₃ er da skandium-oksyd, i henhold til nomenklaturen lager, utelat (III) (selv om det ikke er det bare mulig oksidasjonstilstand); skandioksid, med suffikset –ico på slutten av navnet i henhold til tradisjonell nomenklatur; og diescandium trioxide under overholdelse av reglene i de greske numeriske prefikser av den systematiske nomenklaturen.

Biologisk rolle

Scandium mangler for øyeblikket en definert biologisk rolle. Det vil si at det er ukjent hvordan kroppen kan akkumulere eller assimilere Sc ³⁺ -ioner ; hvilke spesifikke enzymer som kan bruke den som en kofaktor, hvis den påvirker celler, om enn lignende, til Ca ²⁺ eller Fe ³⁺ -ionene .

Det er imidlertid kjent at Sc ³⁺ -ioner utøver antibakterielle effekter muligens ved å forstyrre metabolismen av Fe ³⁺ -ioner .

Noen statistiske studier innen medisin knytter den muligens til magesykdommer, overvekt, diabetes, cerebral leptomeningitt og andre sykdommer; men uten tilstrekkelig opplysende resultater.

På samme måte akkumulerer planter vanligvis ikke betydelige mengder skandium i bladene eller stilkene, men i røttene og knollene. Av denne grunn kan det hevdes at konsentrasjonen i biomasse er dårlig, noe som indikerer liten deltakelse i dens fysiologiske funksjoner, og at det derfor ender med å akkumulere mer i jordsmonnet.

Hvor du finner og produserer

Mineraler og stjerner

Scandium er kanskje ikke så rikelig som andre kjemiske elementer, men tilstedeværelsen i jordskorpen overstiger kvikksølv og noen edle metaller. Faktisk er dens overflod tilnærmet mengden av kobolt og beryllium; For hvert tonn bergart kan 22 gram skandium hentes ut.

Problemet er at atomene deres ikke er lokalisert, men spredt; det vil si at det ikke er mineraler som er nøyaktig rike på skandium i massesammensetningen. Derfor sies det å ikke ha noen preferanse for noen av de typiske mineraldannende anionene (så som karbonat, CO ₃ ^2- eller sulfid, S ^2- ).

Det er ikke i sin rene tilstand. Det er heller ikke det mest stabile oksydet Sc ₂ O ₃ , som kombineres med andre metaller eller silikater for å definere mineraler; slik som tortveititt, euxenitt og gadolinitt.

Disse tre mineralene (sjeldne i seg selv) representerer de viktigste naturlige kildene til Scandium, og finnes i regioner av Norge, Island, Skandinavia og Madagaskar.

Ellers kan Sc ³⁺ -ioner inkorporeres som urenheter i noen edelstener, for eksempel akvamarin, eller i uranminer. Og på himmelen, innenfor stjernene, er dette elementet rangert som nummer 23 i overflod; ganske høyt hvis hele Cosmos blir vurdert.

Industriavfall og avfall

Det har nettopp blitt sagt at skandium også kan bli funnet som en urenhet. For eksempel finnes det i TiO _2- pigmenter ; i avfallet fra prosessering av uran, så vel som dets radioaktive mineraler; og i bauxittrester i produksjonen av metallisk aluminium.

Det finnes også i nikkel og kobolt-lateritter, sistnevnte er en lovende kilde til skandium i fremtiden.

Metallurgisk reduksjon

De enorme vanskeligheter som omgir utvinning av scandium, som tok så lang tid for å oppnå i det native eller metallisk tilstand, var på grunn av det faktum at Sc ₂ O ₃ er vanskelig å redusere; enda mer enn TiO ₂ , ettersom Sc ^{3+ viser} en større affinitet enn Ti ⁴⁺ mot O ^2- (antatt 100% ionisk karakter i sine respektive oksyder).

Det vil si, det er lettere å de-oksygen TiO ₂ enn Sc ₂ O ₃ med en god reduksjonsmiddel (vanligvis kull eller alkali eller alkaliske jordmetaller). Det er derfor Sc ₂ O ₃ blir først omdannet til en forbindelse hvis reduksjon er mindre problematisk; slik som skandiumfluorid, ScF ₃ . Deretter reduseres ScF ₃ med metallisk kalsium:

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

Sc ₂ O ₃ kommer enten fra allerede nevnte mineraler, eller det er et biprodukt av ekstraksjonene av andre elementer (for eksempel uran og jern). Det er den kommersielle formen for skandium, og den lave årlige produksjonen (15 tonn) gjenspeiler de høye kostnadene ved prosessering, i tillegg til utvinning fra steinene.

elektrolyse

En annen metode for å produsere skandium er først å få tak i kloridsaltet, ScCl ₃ , og deretter utsatt det for elektrolyse. Dermed produseres metallisk skandium i en elektrode (som en svamp), og klorgass produseres i den andre.

reaksjoner

Amphotericism

Scandium deler ikke bare med aluminium egenskapene til å være lette metaller, men de er også amfotere; det vil si at de oppfører seg som syrer og baser.

For eksempel reagerer det, som mange andre overgangsmetaller, med sterke syrer for å produsere salter og hydrogengass:

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

Ved å gjøre det oppfører det seg som en base (reagerer med HCl). Men på samme måte som det reagerer med sterke baser, for eksempel natriumhydroksid:

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

Og nå oppfører det seg som en syre (reagerer med NaOH), for å danne et skandatsalt; den av natrium, Na ₃ Sc (OH) ₆ , med skandatanionen, Sc (OH) ₆ ^3- .

oksidasjon

Når den blir utsatt for luft, begynner skandium å oksidere til dets respektive oksyd. Reaksjonen akselereres og autokatalyseres hvis det brukes en varmekilde. Denne reaksjonen er representert ved følgende kjemiske ligning:

4Sc (s) + 3O ₂ (g) => 2Sc ₂ O ₃ (s)

halogenider

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

For eksempel reagerer den med jod i henhold til følgende ligning:

2Sc (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

På samme måte reagerer den med klor, brom og fluor.

Hydroksyddannelse

Metallisk skandium kan oppløses i vann for å produsere dets respektive hydroksyd og hydrogengass:

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

Syrehydrolyse

Vandige ³⁺ komplekser kan hydrolyseres på en slik måte at de ender med å danne Sc- (OH) -Sc-broer, til de definerer en klynge med tre skandiumatomer.

risiko

I tillegg til dens biologiske rolle, er de nøyaktige fysiologiske og toksikologiske effektene av skandium ukjente.

I sin grunnleggende form antas det å være ikke-giftig, med mindre det finfordelte faste stoffet inhaleres og derved forårsake skade på lungene. På samme måte tilskrives forbindelsene null toksisitet, så inntak av salter i teorien bør ikke representere noen risiko; så lenge dosen ikke er høy (testet på rotter).

Imidlertid er dataene om disse aspektene svært begrensede. Derfor kan det ikke antas at noen av skandiumforbindelsene virkelig er ikke-giftige; enda mindre hvis metallet kan samle seg i jord og vann, og deretter passere til planter, og i mindre grad, dyr.

For øyeblikket representerer skandium fremdeles ikke en følbar risiko sammenlignet med tyngre metaller; som kadmium, kvikksølv og bly.

applikasjoner

legeringer

Selv om prisen på skandium er høy sammenlignet med andre metaller som titan eller yttrium i seg selv, er bruksområdene verdt innsatsen og investeringene. En av dem er å bruke den som tilsetningsstoff for aluminiumslegeringer.

På denne måten beholder Sc-Al-legeringer (og andre metaller) lettheten, men blir enda mer motstandsdyktige mot korrosjon ved høye temperaturer (de sprekker ikke), og er like sterke som titan.

Så mye er effekten som skandium har på disse legeringene at det er nok å tilsette det i spormengder (mindre enn 0,5 vekt%) for at dets egenskaper forbedres drastisk uten å observere en betydelig økning i vekten. Det sies at hvis det brukes massivt en dag, kan det redusere vekten til flyene med 15-20%.

På samme måte har skandiumlegeringer blitt brukt til rammer av revolvere, eller for fremstilling av sportsartikler, for eksempel baseball-flaggermus, spesielle sykler, fiskestenger, golfklubber osv .; selv om titanlegeringer har en tendens til å erstatte dem fordi de er billigere.

Den mest kjente av disse legeringene er Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀ , som er like sterk som titan, så lett som aluminium og hard som keramikk.

3D-utskrift

Sc-Al-legeringer er blitt brukt til å lage metalliske 3D-utskrifter for å plassere eller legge lag av dem på et forhåndsvalgt fast stoff.

Stadionbelysninger

Fyrene på stadionene etterligner sollyset takket være handlingen av skandiumjodid sammen med kvikksølvdamp. Kilde: Pexels.

Scandium iodide, ScI ₃ , blir tilsatt (sammen med natriumjodid) for kvikksølvdamplamper for å lage kunstige lys som etterligner solen. Det er grunnen til at på stadioner eller på noen sportsbaner, selv om natten, er belysningen inni dem slik at de gir en følelse av å se et spill i dagslys.

Lignende effekter har blitt brukt for elektriske apparater som digitale kameraer, TV-skjermer eller dataskjermer. På samme måte har frontlykter med slike _3- Hg ScI-lamper blitt lokalisert i film- og TV-studioer.

Fast oksid brenselceller

SOFC bruker for sitt akronym på engelsk (fast oksid brenselcelle) et oksid eller keramikk som elektrolytisk medium; i dette tilfellet et fast stoff som inneholder skandiumioner. Bruken av disse enhetene skyldes den store elektriske ledningsevnen og evnen til å stabilisere temperaturøkninger. slik at de fungerer uten overoppheting.

Et eksempel på en slik fast oksyd er scandium stabilisert zirconite (som Sc ₂ O ₃ , igjen).

keramikk

Scandiumkarbid og titan utgjør en keramikk med eksepsjonell hardhet, bare den som diamanter. Imidlertid er bruken begrenset til materialer med svært avanserte applikasjoner.

Organiske koordinasjonskrystaller

Sc ³⁺ -ioner kan koordinere seg med flere organiske ligander, spesielt hvis de er oksygenrike molekyler.

Dette er fordi de dannede Sc-O-bindingene er veldig stabile, og derfor ender med å bygge krystaller med fantastiske strukturer, i hvis porer kjemiske reaksjoner kan utløses, og oppfører seg som heterogene katalysatorer; eller å huse nøytrale molekyler, oppføre seg som en solid lagring.

På samme måte kan slike organiske skandiumkoordinasjonskrystaller brukes til å designe sansematerialer, molekylsikt eller ioneledere.

referanser

1. Irina Shtangeeva. (2004). Scandium. St. Petersburg State University St. Petersburg. Gjenopprettet fra: researchgate.net
2. Wikipedia. (2019). Scandium. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Redaktørene av Encyclopaedia Britannica. (2019). Scandium. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com
4. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta om Scandium Element. Chemicool. Gjenopprettet fra: chemicool.com
5. Skala. (2018). Scandium. Gjenopprettet fra: scale-project.eu
6. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. juli 2019). En oversikt over Scandium. Gjenopprettet fra: thoughtco.com
7. Kist, AA, Zhuk, LI, Danilova, EA, & Makhmudov, EA (2012). På spørsmål om biologisk rolle som skandium. Gjenopprettet fra: inis.iaea.org
8. WAGrosshans, YKVohra & WBHolzapfel. (1982). Høytrykksfasetransformasjoner i yttrium og skandium: Forhold til sjeldne jordarter og aktinides krystallstrukturer. 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: fremgang og utsikter. Russ. Chem. Rev. 87 1139.
10. Investing News Network. (11. november 2014). Scandium Applications: En oversikt. Dig Media Inc. Gjenopprettet fra: investingnews.com