SCANDIUM: HISTORIA, EGENSKAPER, REAKTIONER, RISKER OCH ANVÄNDNINGSOMRÅDEN - KEMI - 2026

Den skandium är en övergångsmetall vars kemiska symbol är Sc är den första av övergångsmetallerna i det periodiska systemet, men är också en av de minst vanliga sällsynta jordartselement .; Även om dess egenskaper kan likna lantanidernas egenskaper, godkänner inte alla författare att klassificera det på ett sådant sätt.

På den populära nivån är det ett kemiskt element som går obemärkt. Dess namn, född från de sällsynta jordartsmineralerna från Skandinavien, kan förekomma bredvid koppar, järn eller guld. Men det är fortfarande imponerande, och de fysiska egenskaperna hos legeringarna kan konkurrera med titanens.

Ultrapure elementärt skandiumprov. Källa: Hi-Res Images of Chemical Elements

Dessutom görs fler och fler steg i teknikvärlden, särskilt vad gäller belysning och lasrar. Den som har observerat en fyr som strålar ut ett ljus som liknar solens, kommer indirekt att ha bevittnat förekomsten av skandium. Annars är det en lovande artikel för flygplanstillverkning.

Det huvudsakliga problemet med scandiummarknaden är att den är spridd i stort, och det finns inga mineraler eller rika källor till den. så extraktionen är dyr, även om det inte är en metall med låg mängd i jordskorpan. I naturen finns den som sin oxid, ett fast ämne som inte lätt kan reduceras.

I en stor del av dess föreningar, oorganiska eller organiska, deltar den i bindningen med ett oxidationsantal på +3; det vill säga om vi antar närvaron av Sc 3 ⁺ -katjonen . Scandium är en relativt stark syra, och den kan bilda mycket stabila koordinationsbindningar med syreatomerna i organiska molekyler.

Historia

Scandium erkändes som ett kemiskt element 1879 av den schweiziska kemisten Lars F. Nilson. Han arbetade med mineralerna euxenit och gadolinit med avsikt att erhålla yttriumet i dem. Han upptäckte att det fanns ett okänt element i deras spår tack vare studien av spektroskopisk analys (atomemissionsspektrum).

Från mineralerna lyckades han och hans team erhålla respektive skandiumoxid, ett namn som han fått för att säkert samla in proverna från Skandinavien; mineraler som då kallades sällsynta jordar.

Åtta år tidigare, 1871, hade Dmitri Mendeleev emellertid förutspått existensen av skandium; men med namnet ekaboro, vilket innebar att dess kemiska egenskaper liknade de hos bor.

Och det var i själva verket den schweiziska kemisten Per Teodor Cleve som tillskrev skandium till ekaboro och därmed var samma kemiska element. Specifikt den som börjar blocket av övergångsmetaller i det periodiska systemet.

Många år gick när Werner Fischer och hans medarbetare 1937 lyckades isolera metalliskt skandium (men oren) genom elektrolys av en blandning av kalium, litium och skandiumklorid. Det var först 1960 att det slutligen kunde erhållas med en renhet på cirka 99%.

Struktur och elektronisk konfiguration

Elementärt skandium (nativt och rent) kan kristallisera i två strukturer (allotropes): den kompakta hexagonala (hcp) och den kroppscentrerade kubiken (bcc). Den första benämns vanligen a-fasen och den andra p-fasen.

Den tätare, hexagonala a-fasen är stabil vid omgivningstemperaturer; medan den mindre täta kubiska ß-fasen är stabil över 1337 ºC. Således sker vid denna sista temperatur en övergång mellan båda faserna eller allotroperna (i fallet med metaller).

Observera att även om skandium normalt kristalliseras till ett hcp-fast ämne, gör det inte till en mycket tät metall; åtminstone, ja mer än aluminium. Från dess elektroniska konfiguration kan man veta vilka elektroner som normalt deltar i dess metalliska bindning:

3d ¹ 4s ²

Därför ingriper de tre elektronerna i 3d- och 4-orbitalerna på det sätt som Sc-atomerna är belägna i kristallen.

För att komprimera till en hexagonal kristall måste attraktionen hos deras kärnor vara sådan att dessa tre elektroner, svagt skyddade av de inre skalens elektroner, inte tappar för långt från Sc-atomerna och följaktligen blir avståndet mellan dem smalare.

Högtrycksfas

Fas- och p-faserna är förknippade med temperaturförändringar; emellertid finns det en tetragonal fas, liknande den för metallniob, Nb, vilket resulterar när metallskandium genomgår ett tryck som överstiger 20 GPa.

Oxidationsnummer

Scandium kan förlora upp till maximalt tre valenselektroner (3d ¹ 4s ² ). I teorin är de första som "går" de i 4-talsbanan.

Förutsatt att det finns Sc ⁺ -katjon i föreningen är dess oxidationsnummer +1; vilket är detsamma som att säga att han tappade en elektron från 4-talsbanan (3d ¹ 4s ¹ ).

Om det är Sc ²⁺ kommer dess oxidationsnummer att vara +2, och det kommer att ha förlorat två elektroner (3d ¹ 4s ⁰ ); och om det är Sc ³⁺ , det mest stabila av dessa katjoner, kommer det att ha ett oxidationsnummer på +3, och det är isoelektroniskt mot argon.

I korthet är deras oxidationsnummer: +1, +2 och +3. Till exempel, i Sc ₂ O ₃ oxidationstalet skandium är 3 eftersom förekomsten av Sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) antas .

Egenskaper

Fysiskt utseende

Det är en silvrig vit metall i sin rena och elementära form, med en mjuk och slät konsistens. Det förvärvar gul-rosa toner när det börjar att täckas med ett skikt av oxid (Sc ₂ O ₃ ).

Molmassa

44,955 g / mol.

Smältpunkt

1541 ° C

Kokpunkt

2836 ° C

Molär värmekapacitet

25,52 J / (mol · K).

Smältvärme

14,1 kJ / mol.

Förångningsvärme

332,7 kJ / mol.

Värmeledningsförmåga

66 | x · cm vid 20 ° C

Densitet

2,985 g / ml, fast substans och 2,80 g / ml, vätska. Observera att densiteten i fast tillstånd är nära den för aluminium (2,70 g / ml), vilket innebär att båda metallerna är mycket lätta; men skandium smälter vid en högre temperatur (smältpunkten för aluminium är 660,3 ºC).

Elektronnegativitet

1,36 på Pauling-skalan.

Ioniseringsenergier

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

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

Tredje: 2388,6 kJ / mol (Sc ³⁺ gas).

Atomradio

162 kl.

Magnetisk ordning

Para.

isotoper

Av alla isotoper av skandium upptar ⁴⁵ SC nästan 100% av det totala överflödet (detta återspeglas i dess atomvikt mycket nära 45 u).

De andra består av radioisotoper med olika halveringstider; såsom ⁴⁶ Sc (t _1/2 = 83,8 dagar), ⁴⁷ Sc (t _1/2 = 3,35 dagar), ⁴⁴ Sc (t _1/2 = 4 timmar) och ⁴⁸ Sc (t _1/2) = 43,7 timmar). Andra radioisotoper har t _1/2 mindre än 4 timmar.

Aciditet

Sc 3 ⁺ -katjonen är en relativt stark syra. Till exempel, i vatten den kan bilda den vattenhaltiga komplex ³⁺ , vilket i sin tur kan vända pH till ett värde under 7, på grund av det faktum att den genererar H ₃ O ⁺ -joner som en produkt av dess hydrolys:

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

Aciditeten hos skandium kan också tolkas enligt Lewis-definitionen: den har en hög tendens att acceptera elektroner och därför bilda koordinationskomplex.

Samordningsnummer

En viktig egenskap hos skandium är att dess koordinationsnummer, i de flesta av dess oorganiska föreningar, strukturer eller organiska kristaller, är 6; det betyder att Sc är omgiven av sex grannar (eller bildar sex bindningar). Ovanför är komplexa vattenhaltiga ³⁺ det enklaste exemplet av alla.

I kristaller är centrum för Sc oktaedralen; antingen interagerar med andra joner (i joniska fasta ämnen) eller med kovalent bundna neutrala atomer (i kovalenta fasta ämnen).

Ett exempel på det senare har vi al, som bildar en kedjestruktur med AcO-grupperna (acetyloxy eller acetoxy) som fungerar som broar mellan Sc-atomerna.

Nomenklatur

Eftersom nästan som standard oxidationsantalet skandium i de flesta av dess föreningar är +3, betraktas det som unikt och nomenklaturen är därför betydligt förenklad; mycket lik som det händer med alkalimetaller eller aluminium själv.

Till exempel anser dess oxid, Sc ₂ O ₃ . Samma kemiska formel indikerar i förväg oxidationstillståndet för +3 för skandium. Således, för att kalla detta sammansatta skandium, och som andra, används systematiska, lager och traditionella nomenklaturer.

Sc ₂ O ₃ är sedan skandium oxid, enligt lager nomenklatur, utelämnande (III) (även om det inte är dess enda möjliga oxidationstillstånd); skandoxid, med suffixet –ico i slutet av namnet enligt traditionell nomenklatur; och dieskandiumtrioxid, följt reglerna i de grekiska numeriska prefixerna i den systematiska nomenklaturen.

Biologisk roll

Scandium saknar för tillfället en definierad biologisk roll. Det är, det är okänt hur kroppen kan ackumulera eller assimilera Sc ³⁺ -joner ; vilka specifika enzymer som kan använda den som en kofaktor, om den påverkar celler, om än liknande, till Ca ²⁺ eller Fe ³⁺ joner .

Det är emellertid känt att Sc 3 ⁺ -joner utövar antibakteriella effekter, eventuellt genom att störa metabolismen av Fe 3 ⁺ -joner .

Vissa statistiska studier inom medicinen kopplar det eventuellt till magbesvär, fetma, diabetes, cerebral leptomeningit och andra sjukdomar; men utan tillräckligt upplysande resultat.

På samma sätt samlas vanligtvis inte väsentliga mängder skandium i sina blad eller stjälkar, utan i deras rötter och knölar. Därför kan man hävda att dess koncentration i biomassa är dålig, vilket tyder på litet deltagande i dess fysiologiska funktioner och följaktligen hamnar det mer i jord.

Var man hittar och producerar

Mineraler och stjärnor

Scandium är kanske inte så rikligt som andra kemiska element, men dess närvaro i jordskorpan överstiger kvicksilver och vissa ädelmetaller. I själva verket är dess överflöd ungefär det som kobolt och beryllium; För varje ton bergarter kan 22 gram skandium utvinnas.

Problemet är att deras atomer inte är belägna utan spridda; det vill säga det finns inga mineraler som är exakt rika på skandium i sin masskomposition. Därför sägs det inte ha någon preferens för någon av de typiska mineralbildande anjonerna (såsom karbonat, CO ₃ ^2- eller sulfid, ^S2 ).

Det är inte i dess rena tillstånd. Inte heller är dess mest stabila oxiden, Sc ₂ O ₃ , som kombineras med andra metaller eller silikater för att definiera mineraler; såsom tortveitit, euxenit och gadolinit.

Dessa tre mineraler (sällsynta i sig) representerar de viktigaste naturliga källorna till Scandium och finns i regioner i Norge, Island, Skandinavien och Madagaskar.

I annat fall kan Sc 3 ⁺ -joner införlivas som föroreningar i vissa ädelstenar, såsom akvamarin eller i urangruvor. Och på himlen, inom stjärnorna, är detta element rankat som nummer 23 i överflöd; ganska högt om hela Cosmos beaktas.

Industriavfall och avfall

Det har just sagts att skandium också kan hittas som en orenhet. Till exempel, finns den i TiO ₂ pigment ; i avfallet från uranbearbetning såväl som dess radioaktiva mineraler; och i bauxitrester vid produktion av metalliskt aluminium.

Det finns också i nickel- och koboltlitteriter, den senare är en lovande källa till skandium i framtiden.

Metallurgisk reduktion

De enorma svårigheter som omger extraktion av skandium, som tog så lång tid för att erhålla i det nativa eller metalliskt tillstånd, var på grund av det faktum att Sc ₂ O ₃ är svårt att minska; ännu mer än TiO ₂ , eftersom Sc ^{3+ visar} en större affinitet än Ti ⁴⁺ mot O ^2- (förutsatt 100% jonisk karaktär i sina respektive oxider).

Det vill säga, det är lättare att de-syre TiO ₂ än Sc ₂ O ₃ med en bra reduktionsmedel (typiskt kol eller alkali- eller alkaliska jordartsmetaller). Det är därför Sc ₂ O ₃ först omvandlas till en förening, vars reduktion är mindre problematiskt; såsom skandiumfluorid, ScF ₃ . Därefter reduceras ScF ₃ med metalliskt kalcium:

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

Sc ₂ O ₃ kommer antingen från de redan nämnda mineralerna, eller så är det en biprodukt av extraktionerna av andra element (som uran och järn). Det är den kommersiella formen av skandium, och dess låga årliga produktion (15 ton) återspeglar de höga kostnaderna för bearbetning, utöver dess utvinning från klipporna.

Elektrolys

Annan metod för att producera skandium är att först erhålla dess kloridsalt, SCCL ₃ , och därefter utsätta den för elektrolys. Således produceras metalliskt skandium i en elektrod (som en svamp) och klorgas produceras i den andra.

reaktioner

Amphotericism

Scandium delar inte bara med aluminium kännetecknen av att vara lätta metaller, utan de är också amfotära; det vill säga, de uppför sig som syror och baser.

Till exempel reagerar det, liksom många andra övergångsmetaller, med starka syror för att producera salter och vätgas:

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

På så sätt uppför den sig som en bas (reagerar med HCl). Men på samma sätt reagerar det med starka baser, såsom natriumhydroxid:

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

Och nu uppför den sig som en syra (reagerar med NaOH) för att bilda ett skandatsalt; den för natrium, Na ₃ Sc (OH) ₆ , med scandate anjon, Sc (OH) ₆ ^3- .

oxidation

När det utsätts för luft börjar skandium att oxideras till dess respektive oxid. Reaktionen påskyndas och autokatalyseras om en värmekälla används. Denna reaktion representeras av följande kemiska ekvation:

4SC (s) + 3O ₂ (g) => 2SC ₂ O ₃ (s)

halogenider

Scandium reagerar med alla halogener och bildar halogenider med den allmänna kemiska formeln ScX ₃ (X = F, Cl, Br, etc.).

Till exempel reagerar den med jod enligt följande ekvation:

2SC (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

På samma sätt reagerar det med klor, brom och fluor.

Hydroxidbildning

Metallskandium kan upplösas i vatten för att producera dess respektive hydroxid och vätgas:

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

Syrahydrolys

Vattenhaltiga ³⁺ komplex kan hydrolyseras på ett sådant sätt att de slutar bilda Sc- (OH) -Sc-broar tills de definierar ett kluster med tre skandiumatomer.

risker

Förutom dess biologiska roll är de exakta fysiologiska och toxikologiska effekterna av skandium okända.

I sin elementära form tros det vara giftigt, såvida inte dess finfördelade fasta ämne inhaleras, vilket därmed orsakar skador på lungorna. Likaså tillskrivs dess föreningar noll toxicitet, så förtäring av deras salter i teorin bör inte utgöra någon risk; så länge dosen inte är hög (testad på råttor).

Uppgifterna om dessa aspekter är dock mycket begränsade. Därför kan det inte antas att någon av skandiumföreningarna verkligen är icke-toxiska; ännu mindre om metallen kan ackumuleras i jord och vatten, sedan över till växter, och i mindre utsträckning, till djur.

För närvarande utgör skandium fortfarande inte en påtaglig risk jämfört med tyngre metaller; såsom kadmium, kvicksilver och bly.

tillämpningar

Alloys

Även om priset på skandium är högt jämfört med andra metaller som titan eller yttrium själv, är applikationerna värda ansträngningarna och investeringarna. En av dem är att använda den som tillsats för aluminiumlegeringar.

På detta sätt behåller Sc-Al-legeringar (och andra metaller) sin ljushet, men blir ännu mer resistenta mot korrosion vid höga temperaturer (de spricker inte) och är lika starka som titan.

Så mycket är den effekt som skandium har på dessa legeringar att det räcker att lägga till det i spårmängder (mindre än 0,5 viktprocent) för att dess egenskaper ska förbättras drastiskt utan att observera en märkbar ökning av vikten. Det sägs att om det används massivt en dag kan det minska flygplanets vikt med 15-20%.

På samma sätt har skandiumlegeringar använts för ramar av revolver, eller för tillverkning av sportartiklar, såsom baseball fladdermöss, speciella cyklar, fiskespön, golfklubbar etc.; även om titanlegeringar tenderar att ersätta dem eftersom de är billigare.

Den mest kända av dessa legeringar är Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀ , som är lika stark som titan, lika lätt som aluminium och hård som keramik.

3d-utskrivning

Sc-Al-legeringar har använts för att göra metalliska 3D-utskrifter för att placera eller lägga till lager av dem på ett förutvalt fast material.

Stadiumbelysningar

Fyrarna på stadionerna efterliknar solljuset tack vare skandiumjodid och kvicksilverångor. Källa: Pexels.

Scandiumjodid, ScI ₃ , tillsätts (tillsammans med natriumjodid) för kvicksilverångelampor för att skapa konstgjorda ljus som efterliknar solen. Därför är belysningen inuti dem på arenor eller på vissa idrottsplatser så att de ger en känsla av att titta på ett spel i dagsljus.

Liknande effekter har använts för elektriska apparater som digitalkameror, TV-skärmar eller datorskärmar. På samma sätt har strålkastare med sådana _3- Hg ScI-lampor lokaliserats i film- och tv-studior.

Fastoxidbränsleceller

SOFC, för sin förkortning på engelska (fast oxidbränslecell) använder en oxid eller keramik som elektrolytiskt medium; i detta fall ett fast ämne som innehåller skandiumjoner. Dess användning i dessa enheter beror på dess stora elektriska ledningsförmåga och förmågan att stabilisera temperaturökningar; så de fungerar utan överhettning.

Ett exempel på en sådan fast oxid är skandium stabiliserad zirconite (såsom Sc ₂ O ₃ , igen).

Keramik

Scandiumkarbid och titan utgör en keramik av exceptionell hårdhet, enbart för diamanter. Användningen är dock begränsad till material med mycket avancerade applikationer.

Organiska koordinationskristaller

Sc ³⁺ -joner kan koordinera med flera organiska ligander, speciellt om de är syresatta molekyler.

Detta beror på att de bildade Sc-O-bindningarna är mycket stabila och därför slutar bygga kristaller med fantastiska strukturer, i vars porer kemiska reaktioner kan utlösas, och uppför sig som heterogena katalysatorer; eller att hysa neutrala molekyler, uppför sig som en fast lagring.

På liknande sätt kan sådana organiska skandiumkoordinationskristaller användas för att designa sensoriska material, molekylsiktar eller jonledare.

referenser

1. Irina Shtangeeva. (2004). Skandium. St Petersburg State University St Petersburg. Återställd från: researchgate.net
2. Wikipedia. (2019). Skandium. Återställd från: en.wikipedia.org
3. Redaktörerna för Encyclopaedia Britannica. (2019). Skandium. Encyclopædia Britannica. Återställd från: britannica.com
4. Dr Doug Stewart. (2019). Scandium Element Facts. Chemicool. Återställd från: chemicool.com
5. Skala. (2018). Skandium. Återställs från: skal-projekt.eu
6. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (03 juli 2019). En översikt över Scandium. Återställd från: thoughtco.com
7. Kist, AA, Zhuk, LI, Danilova, EA, & Makhmudov, EA (2012). På frågan om biologisk roll som skandium. Återställd från: inis.iaea.org
8. WAGrosshans, YKVohra & WBHolzapfel. (1982). Högtrycksfasomvandlingar i yttrium och skandium: Förhållande till sällsynta jordartser och aktinidkristallstrukturer. Journal of Magnetism and Magnetic Materials Volym 29, nummer 1–3, sidor 282-286 doi.org/10.1016/0304-8853(82)90251-7
9. Marina O. Barsukova et al. (2018). Scandium-organiska ramverk: framsteg och framtidsutsikter. Russ. Chem Rev. 87 1139.
10. Investering News Network. (11 november 2014). Scandium Applications: En översikt. Dig Media Inc. Återställd från: investingnews.com