SKANDIJA: POVIJEST, SVOJSTVA, REAKCIJE, RIZICI I UPORABE - KEMIJA - 2026

Skandij je prijelazni metal čiji kemijski simbol Sc je prvi od prijelaznih metala u periodnom sustavu, ali je također jedan od najmanje zajedničkih elemenata rijetkih zemalja.; Iako njegova svojstva mogu nalikovati onima lantanida, ne odgovaraju svi autori da ih klasificiraju na takav način.

Na popularnoj razini, to je kemijski element koji prolazi nezapaženo. Njegovo ime, rođeno iz minerala rijetke Zemlje iz Skandinavije, može se nalaziti pored bakra, željeza ili zlata. Međutim, on je i dalje impresivan i fizikalna svojstva njegovih legura mogu se natjecati s onima iz titana.

Ultra čist uzorak elementarnog skandija. Izvor: Hi-Res slike kemijskih elemenata

Također, sve se više koraka čini u svijetu tehnologije, posebno u pogledu rasvjete i lasera. Svatko tko je opazio svjetionik koji zrači svjetlošću sličnom suncu, posredno je bio svjedok postojanja skandija. Inače je perspektivna stavka za proizvodnju zrakoplova.

Glavni problem s kojim se suočava tržište skandija je taj da je on rasprostranjen i na njemu nema minerala niti bogatih izvora; pa je njegovo vađenje skupo, čak i kad nije metal s malim obiljem u zemljinoj kori. U prirodi se nalazi kao njegov oksid, krutina koja se ne može lako reducirati.

U velikom dijelu svojih spojeva, anorganskih ili organskih, sudjeluje u vezi s oksidacijskim brojem +3; to jest, pretpostavljajući prisutnost Sc ³⁺ kationa. Skandija je relativno jaka kiselina i može formirati vrlo stabilne koordinacijske veze s kisikovim atomima organskih molekula.

Povijest

Skandij je prepoznat kao kemijski element 1879. godine, švicarski kemičar Lars F. Nilson. Radio je s mineralima eukenitom i gadolinitom s namjerom da dobije itrijum sadržan u njima. Otkrio je da postoji nepoznat element u njihovim tragovima zahvaljujući studiji spektroskopske analize (atomskog emisijskog spektra).

Od minerala, on i njegov tim uspjeli su dobiti odgovarajući skandijev oksid, koji je dobio ime po tome što je sigurno prikupio uzorke iz Skandinavije; minerali koji su se do tada zvali rijetka zemlja.

Međutim, osam godina ranije, 1871. godine, Dmitri Mendeleev je predvidio postojanje skandija; ali s imenom ekaboro, što je značilo da su njegova kemijska svojstva slična onima bora.

A zapravo je švicarski kemičar Per Teodor Cleve pripisao skandija ekaboru, s tim da je isti kemijski element. Konkretno, onaj koji započinje blok prijelaznih metala u periodnoj tablici.

Prošlo je mnogo godina kada su 1937. godine Werner Fischer i njegovi suradnici uspjeli izolirati metalni skandij (ali nečist) elektrolizom mješavine kalijuma, litija i skandijevog klorida. Tek je 1960. godine mogla biti dobijena čistoćom od oko 99%.

Struktura i elektronička konfiguracija

Elementarni skandij (nativni i čisti) može se kristalizirati u dvije strukture (alotropi): kompaktni šesterokut (hcp) i kubik u središtu tijela (bcc). Prva se obično naziva α faza, a druga β faza.

Gusta, šesterokutna α faza stabilna je na sobnim temperaturama; dok je manje gusta kubična β faza stabilna iznad 1337 ºC. Prema tome, kod ove posljednje temperature dolazi do prijelaza između obje faze ili alotropa (u slučaju metala).

Imajte na umu da iako skandija normalno kristalizira u hcp krutinu, to ga ne čini vrlo gustim metalom; barem, da više od aluminija. Iz njegove elektroničke konfiguracije može se vidjeti koji elektroni normalno sudjeluju u svojoj metalnoj vezi:

3d ¹ 4s ²

Stoga tri elektrona 3d i 4s orbitale interveniraju na način na koji se atomi Sc nalaze u kristalu.

Da bi se zbijeno oblikovalo u šesterokutni kristal, privlačnost njegovih jezgara mora biti takva da ova tri elektrona, slabo zaštićena elektronima unutarnje ljuske, ne zalaze previše daleko od atoma Sc i, prema tome, udaljenosti između njih sužavaju se.

Faza visokog pritiska

Faze α i β povezane su s promjenama temperature; međutim, postoji tetragonalna faza, slična onoj u metalnom niobiju, Nb, što rezultira kada je metalni skandij pod pritiskom većim od 20 GPa.

Oksidacijski brojevi

Skandija može izgubiti najviše svoja tri valentna elektrona (3d ¹ 4s ²). U teoriji, prvi koji su "krenuli" su oni u orbiti 4s.

Dakle, pod pretpostavkom postojanja Sc ⁺ kationa u spoju, njegov oksidacijski broj je +1; što je isto što govori da je izgubio 4 elektronu iz orbitale 4s (3d ¹ 4s ¹).

Ako je Sc ²⁺, njegov oksidacijski broj bit će +2, a izgubit će dva elektrona (3d ¹ 4s ⁰); i ako je Sc ³⁺, najstabilniji od ovih kationa, imat će oksidacijski broj +3, a do argona je izoelektronski.

Ukratko, njihovi oksidacijski brojevi su: +1, +2 i +3. Na primjer, u sc ₂ O ₃ oksidacija broj skandij je +3 jer je postojanje sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ^2-) pretpostavlja.

Svojstva

Fizički izgled

To je srebrno bijeli metal u svom čistom i elementarnom obliku, s mekom i glatkom teksturom. Dobiva žućkasto-ružičaste tonove kad počne prekrivati ​​sloj oksida (Sc ₂ O ₃).

Molekulska masa

44.955 g / mol.

Talište

1541 ° C.

Vrelište

2836 ° C.

Molarni toplinski kapacitet

25,52 J / (mol · K).

Toplina fuzije

14,1 kJ / mol.

Toplina isparavanja

332,7 kJ / mol.

Toplinska vodljivost

66 µΩ · cm na 20 ° C.

Gustoća

2,985 g / ml, kruta tvar i 2,80 g / ml, tekućina. Imajte na umu da je njegova gustoća čvrstog stanja blizu gustoće aluminija (2,70 g / ml), što znači da su oba metala vrlo lagana; ali skandija se topi na višoj temperaturi (talište aluminija je 660,3 ºC).

Elektronegativnost

1,36 na Paulingovoj skali.

Ionizirajuće energije

Prvo: 633,1 kJ / mol (Sc ⁺ plinovit).

Drugo: 1235,0 kJ / mol (Sc ²⁺ plinovito).

Treće: 2388,6 kJ / mol (Sc ³⁺ plin).

Atomski radio

162 sati.

Magnetski red

Paramagnetičan.

izotopi

Od svih izotopa skandija, ⁴⁵ Sc zauzima gotovo 100% ukupnog obilja (što se odražava na njegovu atomsku težinu vrlo blizu 45 u).

Ostali se sastoje od radioizotopa s različitim polu-životima; kao što su ⁴⁶ Sc (t _1/2 = 83,8 dana), ⁴⁷ Sc (t _1/2 = 3,35 dana), ⁴⁴ Sc (t _1/2 = 4 sata) i ⁴⁸ Sc (t _1/2 = 43,7 sati). Ostali radioizotopi imaju t _1/2 manje od 4 sata.

Kiselost

Sc ³⁺ kation je relativno jaka kiselina. Na primjer, u vodi može tvoriti kompleks vodene ³⁺, koji sa svoje strane može okrenuti prema pH vrijednosti ispod 7, s obzirom na činjenicu da se generira H ₃ O ⁺ iona kao produkt njegove hidrolize:

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

Kiselost skandala može se protumačiti i prema Lewisovoj definiciji: ona ima visoku tendenciju prihvaćanja elektrona i, prema tome, formiranja koordinacijskih kompleksa.

Koordinacijski broj

Važno svojstvo skandija je da njegov koordinacijski broj, u većini njegovih anorganskih spojeva, struktura ili organskih kristala, iznosi 6; to znači da je Sc okružen sa šest susjeda (ili tvori šest veza). Iznad, složeni vodeni sadržaj ³⁺ je najjednostavniji primjer od svih.

U kristalima su središta Sc oktaedra; bilo u interakciji s drugim ionima (u ionskim čvrstim tvarima) ili s kovalentno vezanim neutralnim atomima (u kovalentnim čvrstim tvarima).

Primjer potonjeg imamo al, koji tvori lančanu strukturu s AcO skupinama (acetiloksi ili acetoksi) koji djeluju kao mostovi između Sc atoma.

Nomenklatura

Budući da je oksidacijski broj skandija u većini njegovih spojeva gotovo prema zadanim postavkama +3, smatra se jedinstvenim i nomenklatura je stoga znatno pojednostavljena; vrlo slično kao što se događa s alkalnim metalima ili samim aluminijem.

Na primjer, uzeti u obzir njegov oksid, sc ₂ O ₃. Ista kemijska formula pokazuje unaprijed oksidacijsko stanje skandija +3. Na taj se način za nazivanje ovog složenog skandija i poput drugih koriste sustavne, zalihe i tradicionalne nomenklature.

Sc ₂ O ₃ se zatim skandij oksid, u skladu s nomenklaturom zaliha, izostavljajući (III) (iako to nije jedina moguća oksidacijskog stanja); skandijski oksid, sa sufiksom –ico na kraju naziva, prema tradicionalnoj nomenklaturi; i diescandium trioksid, poštujući pravila grčkih numeričkih prefiksa sustavne nomenklature.

Biološka uloga

Skandijumu zasad nedostaje definirana biološka uloga. Odnosno, nepoznato je kako tijelo može akumulirati ili asimilirati Sc ³⁺ ione; koji specifični enzimi mogu ga koristiti kao kofaktor, ako djeluju na stanice, iako slične ionima Ca ²⁺ ili Fe ³⁺.

Međutim, poznato je da ioni Sc ³⁺ djeluju antibakterijski, moguće intervenirajući u metabolizmu iona Fe ³⁺.

Neke statističke studije unutar medicine možda ga povezuju s poremećajima u želucu, pretilošću, dijabetesom, cerebralnim leptomeningitisom i drugim bolestima; ali bez dovoljno prosvjetljujućih rezultata.

Također, biljke obično ne nakupljaju značajne količine skandija u svojim lišćima ili stabljikama, već u svojim korijenima i kvržicama. Stoga se može tvrditi da je njegova koncentracija u biomasi loša, što ukazuje na malo sudjelovanja u njegovim fiziološkim funkcijama i, prema tome, završava nakupljanjem više u tlima.

Gdje pronaći i producirati

Minerali i zvijezde

Skandija možda nije tako obilna kao i drugi kemijski elementi, ali njegova prisutnost u zemljinoj kori premašuje onu žive i nekih dragocjenih metala. Zapravo, njegova brojnost približno je količini kobalta i berilija; Za svaku tonu stijena može se izvući 22 grama skandija.

Problem je što njihovi atomi nisu locirani, već raspršeni; to jest, nema minerala koji su u svom masovnom sastavu upravo bogati skandijem. Stoga se kaže da nema prednost ni za jedan od tipičnih aniona koji stvaraju mineral (poput karbonata, CO ₃ ^2- ili sulfida, S ^2-).

Nije u svom čistom stanju. Niti njegova najstabilniji oksid, Sc ₂ O ₃, koji u kombinaciji s drugim metalima ili silikati se definiraju minerala; kao što su tortveitit, eukenit i gadolinit.

Ova tri minerala (koja su rijetka sama po sebi) glavni su prirodni izvori Skandija, a nalaze se u regijama Norveške, Islanda, Skandinavije i Madagaskara.

Inače, ioni Sc ³⁺ mogu se ugraditi kao nečistoće u neke drago kamenje, poput akvamarina ili u rudnike urana. A na nebu, unutar zvijezda, ovaj se element u izobilju nalazi na broju 23; prilično visok ako se uzme u obzir cijeli Kozmos.

Industrijski otpad i otpad

Upravo je rečeno da se skandija može naći i kao nečistoća. Na primjer, nalazi se u pigmentima TiO ₂; u otpadu iz prerade urana, kao i njegove radioaktivne minerale; te u ostacima boksita u proizvodnji metalnog aluminija.

Nalazi se i u kasnilu nikla i kobalta, a ovaj potonji je obećavajući izvor skandija u budućnosti.

Metalurška redukcija

Ogromne poteškoće okružuju vađenje skandij, koja je toliko dugo da se dobije u nativnom ili metalnog stanju, bilo s obzirom na činjenicu da sc ₂ O ₃ je teško smanjiti; čak i više od TiO ₂, budući da sc ^{3+ pokazuje} veći afinitet nego Ti ⁴⁺ prema O ^2- (pretpostavljajući 100% ionskog karaktera u njihovim oksida).

To jest, lakše je de-kisika Tio ₂ od sc ₂ O ₃ dobru redukcijskih sredstava (tipično ugljika ili alkalijskih ili zemno alkalijskih metala). Zato Sc ₂ O ₃ se najprije transformira u spoj čija je smanjenje manje problematična; kao što je skandijev fluorid, ScF ₃. Zatim se ScF ₃ smanjuje metalnim kalcijem:

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

Sc ₂ O ₃ potiče ili iz spomenutih minerala ili je nusproizvod ekstrakcija drugih elemenata (poput urana i željeza). To je komercijalni oblik skandija, a njegova niska godišnja proizvodnja (15 tona) odražava visoke troškove prerade, osim njegovog vađenja iz stijena.

Elektroliza

Još jedna metoda za proizvode skandij je da se prvo dobije njegove soli, klorida ScCl ₃, a zatim podvrgnuti ga elektrolize. Tako se u jednoj elektrodi (poput spužve) proizvodi metalni skandija, a u drugoj se stvara klorov plin.

reakcije

Amphotericism

Scandium ne dijeli aluminij samo s karakteristikama lakih metala, već su i amfoterni; to jest, ponašaju se poput kiselina i baza.

Na primjer, reagira, kao i mnogi drugi prijelazni metali, s jakim kiselinama, pri čemu nastaju soli i plin vodik:

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

Pri tome se ponaša poput baze (reagira s HCl). Ali, na isti način reagira s jakim bazama, poput natrijevog hidroksida:

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

I sada se ponaša poput kiseline (reagira s NaOH), stvarajući skandirajuću sol; to natrij, Na ₃ Sc (OH) ₆ s scandate anionom, Sc (OH) ₆ ³.

Oksidacija

Kada je izložen zraku, skandija počinje oksidirati u odgovarajući oksid. Ako se koristi izvor topline, reakcija se ubrzava i autokatalizira. Ta je reakcija predstavljena sljedećom kemijskom jednadžbom:

4Sc (s) + 3O ₂ (g) => 2SC ₂ O ₃ (a)

halogenidi

Skandij reagira sa svim halogenima kako bi tvorio halogenide opće kemijske formule ScX ₃ (X = F, Cl, Br, itd.).

Na primjer, reagira s jodom prema sljedećoj jednadžbi:

2Sc (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

Na isti način reagira s klorom, bromom i fluorom.

Stvaranje hidroksida

Metalni skandija može se otopiti u vodi kako bi proizveo njegov hidroksid i plin vodik:

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

Kisela hidroliza

Vodeni ³⁺ kompleksi mogu se hidrolizirati na način da oni formiraju Sc- (OH) -Sc mostove, sve dok ne definiraju klaster s tri atoma skandija.

rizici

Pored njegove biološke uloge, točni fiziološki i toksikološki učinci skandija nisu poznati.

Smatra se da u svom elementarnom obliku nije toksičan, osim ako se udiše njegova fino podijeljena krutina i na taj način ošteti pluća. Isto tako, njegovim spojevima se pripisuje nulta toksičnost, pa unos njihovih soli u teoriji ne bi trebao predstavljati nikakav rizik; sve dok doza nije visoka (testirano na štakorima).

Međutim, podaci o tim aspektima vrlo su ograničeni. Stoga se ne može pretpostaviti da je bilo koji od skandijevih spojeva doista netoksičan; čak i manje, ako se metal može nakupljati u tlima i vodama, a zatim prelazi u biljke i u manjem broju životinja.

Trenutno skandija još uvijek ne predstavlja opipljiv rizik u odnosu na teže metale; poput kadmija, žive i olova.

Prijave

legure

Iako je cijena skandija visoka u usporedbi s drugim metalima, poput titana ili samog itrijuma, njegova primjena na kraju vrijedi uložiti napore i ulaganja. Jedan od njih je upotreba kao dodatak aluminijskim legurama.

Na taj način, Sc-Al legure (i drugi metali) zadržavaju svoju lakoću, ali postaju još otporniji na koroziju, pri visokim temperaturama (ne puknuće) i jaki su kao i titan.

Toliki je učinak koji skandija ima na ove legure, da je dovoljno dodati ga u tragovima (manje od 0,5 mas.%) Da bi se njegova svojstva dramatično poboljšala bez promatranja značajnog povećanja njegove težine. Kaže se da ako se masovno koristi jedan dan, to bi moglo smanjiti težinu zrakoplova za 15-20%.

Slično tome, skandijeve legure korištene su za okvire revolvera ili za proizvodnju sportske robe, poput palica za bejzbol, specijalnih bicikala, štapova za ribolov, golf klubova itd.; iako ih legure titana teže zamjenjuju jer su jeftinije.

Najpoznatija od ovih legura je Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀, jaka kao titanijum, lagana kao aluminij i tvrda kao keramika.

3D ispis

Sc-Al legure korištene su za izradu metalnih 3D otisaka kako bi se na njih stavili slojevi ili dodali na prethodno odabranu krutinu.

Osvjetljenja stadiona

Svjetionici na stadionima oponašaju sunčevu svjetlost zahvaljujući djelovanju skandijevog jodida zajedno s parom žive. Izvor: Pexels.

Skandijev jodid, ScI ₃, dodaje se (zajedno s natrijevim jodidom) živim žaruljama kako bi stvorio umjetna svjetla koja oponašaju sunce. Zato je na stadionima ili nekim sportskim terenima, čak i noću, rasvjeta unutar njih takva da pružaju osjećaj gledanja utakmice pri dnevnom svjetlu.

Slični efekti korišteni su za električne uređaje poput digitalnih fotoaparata, televizijskih ekrana ili računalnih monitora. Isto tako, prednja svjetla sa takvim _3- Hg ScI lampama smještena su u filmske i televizijske studije.

Čvrste oksidne gorivne ćelije

SOFC, za svoj akronim na engleskom jeziku (kruta oksidna gorivna ćelija) koristi oksid ili keramiku kao elektrolitički medij; u ovom slučaju krutina koja sadrži skandijeve ione. Njegova je upotreba u ovim uređajima zbog velike električne vodljivosti i sposobnosti stabiliziranja porasta temperature; pa djeluju bez pregrijavanja.

Primjer jedne takve krute oksid stabiliziran je skandij zirconite (kao što sc ₂ O ₃, opet).

Keramika

Skandijev karbid i titanijum čine keramiku iznimne tvrdoće, koja je u odnosu na dijamante. Međutim, njegova upotreba ograničena je na materijale s vrlo naprednim primjenama.

Organski kristali koordinacije

Sc ³⁺ ioni mogu koordinirati s više organskih liganda, posebno ako su molekule kisikom kisikom.

To je zato što su formirane Sc-O veze vrlo stabilne, pa na kraju stvaraju kristale nevjerojatnih struktura, u čijim se porama mogu pokrenuti kemijske reakcije, ponašajući se poput heterogenih katalizatora; ili za smještaj neutralnih molekula, ponašajući se kao čvrsto skladište.

Isto tako, takvi organski kristali za skandiranje mogu se koristiti za oblikovanje senzornih materijala, molekularnih sita ili ionskih vodiča.

Reference

1. Irina Shtangeeva. (2004). Skandij. Državno sveučilište Sankt Peterburg. Oporavilo od: researchgate.net
2. Wikipedia. (2019). Skandij. Oporavilo sa: en.wikipedia.org
3. Urednici Encyclopaedia Britannica. (2019). Skandij. Encyclopædia Britannica. Oporavilo od: britannica.com
4. Dr. Doug Stewart. (2019). Činjenice elemenata skandija. Chemicool. Oporavilo od: chemicool.com
5. Skala. (2018.). Skandij. Oporavilo sa: scale-project.eu
6. Helmenstine, Anne Marie, dr. Sc. (03. srpnja 2019.). Pregled Skandija. Oporavilo od: misel.com
7. Kist, AA, Zhuk, LI, Danilova, EA i Makhmudov, EA (2012). U pitanje biološke uloge skandija. Oporavak od: inis.iaea.org
8. WAGrosshans, YKVohra & WBHolzapfel. (1982). Fazne transformacije visokog pritiska u itrijumu i skandijumu: Odnos prema rijetkim zemaljskim i aktinidnim kristalnim strukturama. Časopis za magnetizam i magnetski materijali svezak 29, brojevi 1–3, stranice 282-286 doi.org/10.1016/0304-8853(82)90251-7
9. Marina O. Barsukova i sur. (2018.). Skandijalno-organski okviri: napredak i perspektive. Russ. Chem. Rev. 87 1139.
10. Investiranje mreže vijesti. (11. studenog 2014.). Aplikacije za skandiranje: pregled. Dig Media Inc. Oporavak od: investingnews.com