De skandium det er et overgangsmetall hvis kjemiske symbol er Sc. Det er det første av overgangsmetallene i det periodiske systemet, men det er også et av de mindre vanlige elementene i de sjeldne jordene; Selv om egenskapene kan ligne de på lantanider, er det ikke alle forfattere som godkjenner å klassifisere det på en slik måte.
På det populære nivået er det et kjemisk element som ikke blir lagt merke til. Navnet, født fra sjeldne jordartsmineraler fra Skandinavia, kan gjelde ved siden av kobber, jern eller gull. Imidlertid er det fortsatt imponerende, og de fysiske egenskapene til legeringene kan konkurrere med titanets..
Likeledes gjøres det flere og flere trinn i teknologiens verden, spesielt når det gjelder belysning og lasere. Den som har observert et fyr som utstråler et lys som ligner det fra solen, vil indirekte ha vært vitne til eksistensen av skandium. Ellers er det en lovende gjenstand 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 kostbar, selv når det ikke er et metall med lav overflod i jordskorpen. I naturen er det funnet som dets oksid, et fast stoff som ikke lett kan reduseres.
I de fleste av dets forbindelser, uorganisk eller organisk, deltar den i bindingen med et oksidasjonsnummer på +3; det vil si forutsatt tilstedeværelsen av Sc-kationen3+. Scandium er en relativt sterk syre, og kan danne meget stabile koordineringsbindinger med oksygenatomer i organiske molekyler..
Artikkelindeks
Scandium ble anerkjent som et kjemisk element i 1879, av den sveitsiske kjemikeren Lars F. Nilson. Han jobbet med mineralene euxenitt og gadolinitt med den hensikt å skaffe yttrium inneholdt i dem. Han oppdaget at det var et ukjent element i sporene hans takket være studiet av spektroskopisk analyse (atomutslippsspektrum).
Fra mineralene klarte han og teamet hans å skaffe det respektive skandiumoksydet, et navn mottatt for å ha samlet prøvene fra Skandinavia; mineraler som da ble kalt sjeldne jordarter.
Imidlertid hadde Dmitri Mendeleev åtte år tidligere, i 1871, spådd eksistensen av skandium; men med navnet ekaboro, som betydde at dets kjemiske egenskaper var lik bor.
Og det var faktisk den sveitsiske kjemikeren Per Teodor Cleve som tilskrev skandium til ekaboro, og var dermed det samme kjemiske elementet. Spesielt den som begynner blokken av overgangsmetaller i det periodiske systemet.
Det gikk mange år da Werner Fischer og hans samarbeidspartnere i 1937 klarte å isolere metallisk skandium (men urent) ved hjelp av elektrolyse av en blanding av kalium, litium og skandiumklorider. Først i 1960 var det endelig mulig å oppnå det med en renhet på rundt 99%..
Elementært skandium (naturlig og rent) kan krystallisere seg i to strukturer (allotroper): kompakt sekskantet (hcp) og kroppssentrert kubikk (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 β-fasen er stabil over 1337 ºC. Dermed skjer ved denne siste temperaturen en overgang mellom begge faser eller allotroper (i tilfelle metaller).
Merk at selv om skandium vanligvis krystalliserer til et hcp-fast stoff, betyr det ikke at det er et veldig tett metall; i det minste, ja mer enn aluminium. Fra sin elektroniske konfigurasjon kan det være kjent hvilke elektroner som normalt deltar i dets metallbinding:
[Ar] 3d1 4sto
Derfor griper de tre elektronene til 3d- og 4s-orbitalene inn i måten Sc-atomene er plassert i krystallen..
For å komprimere til en sekskantet krystall, må kjernenes tiltrekning være slik at disse tre elektronene, svakt skjermet av elektronene til de indre skallene, ikke kommer for langt fra Sc-atomene, og følgelig blir avstandene mellom dem innsnevret..
Α- og β-fasene er forbundet med temperaturendringer; Imidlertid er det en tetragonal fase, lik den for metallniobium, Nb, som oppstår når metallisk skandium gjennomgår et trykk større enn 20 GPa.
Scandium kan miste opp til maksimalt de tre valenselektronene (3d14sto). I teorien er de første som "går" de på 4-tallet..
Dermed antar vi eksistensen av kationen Sc+ i forbindelsen er oksidasjonsnummeret +1; som er det samme som å si at han mistet et elektron fra 4s-orbitalen (3d14s1).
Hvis det er Scto+, oksidasjonsnummeret ditt vil være +2, og du vil ha mistet to elektroner (3d14s0); og hvis det er Sc3+, den mest stabile av disse kationene, vil ha et oksidasjonsnummer på +3, og er isoelektronisk mot argon.
Kort sagt, deres oksidasjonsnummer er: +1, +2 og +3. For eksempel i SctoELLER3 oksidasjonsnummeret på skandium er +3 fordi det antas at det eksisterer Sc3+ (Scto3+ELLER3to-).
Det er et sølvhvitt metall i sin rene og elementære form, med en myk og glatt tekstur. Den får gulrosa toner når den begynner å dekkes med et lag med oksid (SctoELLER3).
44,955 g / mol.
1541 ºC.
2836 ºC.
25,52 J / (mol K).
14,1 kJ / mol.
332,7 kJ / mol.
66 μΩ cm ved 20 ºC.
2,985 g / ml, fast og 2,80 g / ml, væske. Merk at dens tetthetstetthet er nær den for aluminium (2,70 g / ml), noe som betyr at begge metallene er veldig lette; men scandium smelter ved høyere temperatur (aluminiums smeltepunkt er 660,3 ºC).
1,36 på Pauling-skalaen.
Først: 633,1 kJ / mol (Sc+ gassformig).
Andre: 1235,0 kJ / mol (Scto+ gassformig).
Tredje: 2388,6 kJ / mol (Sc3+ gassformig).
162 pm.
Paramagnetisk.
Av alle isotoper av scandium, Fire femSc opptar nesten 100% av den totale overflod (dette gjenspeiles i sin atomvekt veldig nær 45 u).
De andre består av radioisotoper med forskjellige halveringstider; Som den 46Sc (t1/2 = 83,8 dager), 47Sc (t1/2 = 3,35 dager), 44Sc (t1/2 = 4 timer), og 48Sc (t1/2 = 43,7 timer). Andre radioisotoper har t1/2 mindre enn 4 timer.
Kationet Sc3+ det er en relativt sterk syre. For eksempel kan det i vann danne det vandige komplekset [Sc (HtoELLER)6]3+, som igjen kan slå pH til en verdi under 7, fordi den genererer H-ioner3ELLER+ som et produkt av hydrolysen:
[Sc (HtoELLER)6]3+(ac) + HtoO (l) <=> [Sc (HtoELLER)5ÅH]to+(ac) + H3ELLER+(ac)
Scandiums surhet kan også tolkes i henhold til Lewis-definisjonen: den har en høy tendens til å akseptere elektroner og danner derfor koordinasjonskomplekser.
En viktig egenskap ved skandium er at dets koordinasjonstall, både i de fleste av dets uorganiske forbindelser, strukturer eller organiske krystaller, er 6; det vil si at Sc er omgitt av seks naboer (eller danner seks obligasjoner). Ovenfor er det vandige komplekset [Sc (HtoELLER)6]3+ er det enkleste eksemplet av alle.
I krystaller er sentrene til Sc oktaedriske; enten samhandle med andre ioner (i ioniske faste stoffer), eller med nøytrale atomer kovalent bundet (i kovalente faste stoffer).
Eksempel på sistnevnte har vi [Sc (OAc)3], som danner en kjedestruktur med AcO-gruppene (acetyloxy eller acetoxy) som fungerer som broer mellom Sc-atomer.
Fordi nesten som standard oksidasjonsantallet av skandium i de fleste av forbindelsene er +3, anses det som unikt, og nomenklaturen er derfor betydelig forenklet; veldig lik som det skjer med alkalimetaller eller selve aluminium.
Tenk for eksempel på rusten din, SctoELLER3. Den samme kjemiske formelen indikerer på forhånd oksidasjonstilstanden på +3 for skandium. For å kalle denne sammensatte skandium, og som andre, brukes de systematiske, stamaktiske og tradisjonelle nomenklaturene..
SctoELLER3 Det er da skandiumoksid, ifølge stamnomenklaturen, utelatelse (III) (selv om det ikke er den eneste mulige oksidasjonstilstanden); skandisk oksid, med suffikset -ico på slutten av navnet i henhold til tradisjonell nomenklatur; og diescandium trioxide, som overholder reglene til de greske numeriske prefikset i den systematiske nomenklaturen.
Scandium mangler for øyeblikket en definert biologisk rolle. Det vil si at det er ukjent hvordan kroppen kan akkumulere eller assimilere Sc-ioner3+; hvilke spesifikke enzymer som kan bruke den som en kofaktor, hvis den påvirker celler, om enn lik Ca-ionerto+ o Tro3+.
Det er imidlertid kjent at Sc-ioner3+ utøve antibakterielle effekter muligens ved å forstyrre Fe ion-metabolismen3+.
Noen statistiske studier innen medisin knytter det muligens til mageforstyrrelser, fedme, diabetes, cerebral leptomeningitt og andre sykdommer; men uten tilstrekkelig opplysende resultater.
På samme måte akkumulerer vanligvis ikke merkbare mengder skandium i bladene eller stilkene, men heller i røttene og knutene. Derfor kan det hevdes at konsentrasjonen i biomasse er dårlig, noe som indikerer liten deltakelse i fysiologiske funksjoner, og det ender med at det akkumuleres mer i jord..
Scandium er kanskje ikke så rikelig som andre kjemiske elementer, men dets tilstedeværelse i jordskorpen overstiger kvikksølv og noen edle metaller. Faktisk tilnærmer overfloden den til kobolt og beryllium; for hvert tonn bergarter kan 22 gram skandium ekstraheres.
Problemet er at atomene ikke er lokalisert, men spredt; det vil si at det ikke er noen mineraler som er nøyaktig rike på skandium i sin massesammensetning. Derfor sies det at den ikke foretrekker noen av de typiske mineraldannende anionene (slik som karbonat, CO3to-, eller svovel, Sto-).
Det er ikke i sin rene tilstand. Det er heller ikke dets mest stabile oksid, SctoELLER3, som kombineres med andre metaller eller silikater for å definere mineraler; slik som thortveitite, euxenite og gadolinite.
Disse tre mineralene (sjeldne i seg selv) representerer de viktigste naturlige kildene til Scandium, og finnes i regioner i Norge, Island, Skandinavia og Madagaskar..
Ellers er ionene Sc3+ de kan inkorporeres som urenheter i noen edelstener, slik som akvamarin, eller i uranminer. Og på himmelen, i stjernene, rangerer dette elementet nummer 23 i overflod; ganske høy hvis hele Cosmos blir vurdert.
Det har nettopp blitt sagt at skandium også kan bli funnet som en urenhet. For eksempel finnes det i TiO-pigmenterto; i avfallet fra uranbehandling, 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..
De enorme vanskelighetene rundt utvinning av skandium, og som det tok så lang tid å oppnå i opprinnelig eller metallisk tilstand, skyldtes det faktum at SctoELLER3 det er vanskelig å redusere; enda mer enn TiOto, for å vise Sc3+ en affinitet større enn Ti4+ mot Oto- (forutsatt 100% ionisk karakter i deres respektive oksider).
Det vil si at det er lettere å fjerne oksygen fra TiOto enn til SctoELLER3 med et godt reduksjonsmiddel (typisk karbon eller jord- eller jordalkalimetaller). Det er derfor SctoELLER3 den blir først transformert til en forbindelse hvis reduksjon er mindre problematisk; slik som skandiumfluorid, ScF3. Deretter ScF3 reduseres med metallisk kalsium:
2ScF3(s) + 3Ca (s) => 2Sc (s) + 3CaFto(s)
SctoELLER3 Enten kommer den fra mineralene som allerede er nevnt, eller så er det et biprodukt fra ekstraksjonene av andre grunnstoffer (som 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 bergarter..
En annen metode for å produsere skandium er å først oppnå kloridsaltet, ScCl3, og utsett den deretter for elektrolyse. Dermed produseres metallisk skandium i den ene elektroden (som en svamp), og klorgass produseres i den andre.
Scandium deler ikke bare med 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 den, som mange andre overgangsmetaller, med sterke syrer for å produsere salter og hydrogengass:
2Sc (s) + 6HCl (aq) => 2ScCl3(aq) + 3Hto(g)
Ved å gjøre det oppfører det seg som en base (reagerer med HCl). Men det reagerer på samme måte med sterke baser, som natriumhydroksid:
2Sc (s) + 6NaOH (aq) + 6HtoO (l) => 2Na3Sc (OH)6(aq) + 3Hto(g)
Og nå oppfører den seg som en syre (reagerer med NaOH) for å danne et skandatsalt; det av natrium, Na3Sc (OH)6, med skandatanionen, Sc (OH)63-.
Når den utsettes for luft, begynner skandium å oksidere til sitt respektive oksid. Reaksjonen akselereres og autokatalyseres hvis det brukes en varmekilde. Denne reaksjonen er representert av følgende kjemiske ligning:
4Sc (s) + 3Oto(g) => 2SctoELLER3(s)
Scandium reagerer med alle halogener og danner halogenider med den generelle kjemiske formelen ScX3 (X = F, Cl, Br, etc.).
For eksempel reagerer det med jod i henhold til følgende ligning:
2Sc (s) + 3Ito(g) => 2ScI3(s)
På samme måte reagerer det med klor, brom og fluor.
Metallisk skandium kan oppløses i vann for å gi opphav til dets respektive hydroksid og hydrogengass:
2Sc (s) + 6HtoO (l) => 2Sc (OH)3(s) + Hto(g)
De vandige kompleksene [Sc (HtoELLER)6]3+ kan hydrolyseres på en slik måte at de ender med å danne Sc- (OH) -Sc broer, til de definerer en klynge med tre skandiumatomer.
Det er ukjent, i tillegg til sin biologiske rolle, hva er de fysiologiske og toksikologiske effektene av skandium.
I sin elementære form antas det å være giftfri, med mindre det finfordelte faste stoffet inhaleres, og derved forårsaker skade på lungene. På samme måte tilskrives dets forbindelser null toksisitet, så inntaket av deres salter i teorien burde ikke utgjøre noen risiko; så lenge dosen ikke er høy (testet hos rotter).
Dataene om disse aspektene er imidlertid svært begrensede. Derfor kan det ikke antas at noen av skandiumforbindelsene virkelig er giftfrie; 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 fortsatt ikke en håndgripelig risiko sammenlignet med tyngre metaller; slik som kadmium, kvikksølv og bly.
Selv om prisen på skandium er høy sammenlignet med andre metaller som titan eller yttrium i seg selv, blir applikasjonene verdt innsatsen og investeringene. En av dem er å bruke den som et tilsetningsstoff for aluminiumslegeringer..
På denne måten beholder Sc-Al-legeringer (og andre metaller) sin letthet, men blir enda mer motstandsdyktige mot korrosjon, ved høye temperaturer (de sprekker ikke), og er like sterke som titan.
Så mye er effekten som scandium har på disse legeringene, at det er nok å tilsette det i spormengder (mindre enn 0,5% av massen) for at dets egenskaper skal forbedres drastisk uten å observere en merkbar økning i vekten. Det sies at hvis det brukes massivt en dag, kan det redusere vekten av fly med 15-20%.
På samme måte har skandiumlegeringer blitt brukt til rammer av revolvere, eller for produksjon av sportsutstyr, som baseball flaggermus, spesielle sykler, fiskestenger, golfkøller, etc. selv om titanlegeringer pleier å erstatte dem fordi de er billigere.
Den mest kjente av disse legeringene er AltjueLitjueMg10SctjueDu30, som er like sterk som titan, like lett som aluminium og like hard som keramikk.
Sc-Al-legeringer har blitt brukt til å lage metalliske 3D-utskrifter, med det formål å plassere eller legge lag av dem på et forhåndsvalgt fast stoff..
Scandiumjodid, ScI3, det tilsettes (sammen med natriumjodid) i kvikksølvdamplamper for å skape kunstige lys som etterligner solen. Det er derfor på stadioner eller noen idrettsplasser, selv om natten, belysningen inni dem er slik at de gir følelsen av å se et spill i dagslys..
Lignende effekter har vært ment for elektriske enheter som digitale kameraer, TV-skjermer eller dataskjermer. Også frontlykter med slike lamper fra ScI3-Hg har vært lokalisert i film- og TV-studioer.
SOFC, for akronym på engelsk (solid oxide fuel cell) bruker et oksid eller keramikk som det elektrolytiske mediet; i dette tilfellet et fast stoff som inneholder skandiumioner. Bruken i disse enhetene skyldes den store elektriske ledningsevnen og evnen til å stabilisere temperaturøkninger; så de jobber uten å bli for varme.
Et eksempel på et slikt fast oksid er skandiumstabilisert zirkonitt (i form av SctoELLER3, en gang til).
Scandiumkarbid og titan utgjør en keramikk av eksepsjonell hardhet, bare overgått av diamanter. Imidlertid er bruken begrenset til materialer med svært avanserte applikasjoner..
Sc-ioner3+ kan koordinere med flere organiske ligander, spesielt hvis de er oksygenerte molekyler.
Dette er fordi de dannede Sc-O-bindingene er veldig stabile og derfor ender med å bygge krystaller med fantastiske strukturer, i hvilke porene kjemiske reaksjoner kan utløses, og oppføre seg som heterogene katalysatorer; eller å være vert for nøytrale molekyler, som oppfører seg som en solid lagring.
På samme måte kan slike organiske skandiumkoordineringskrystaller brukes til å designe sensoriske materialer, molekylsikt eller ioneledere..
Ingen har kommentert denne artikkelen ennå.