SKANDIUM: HISTORIE, VLASTNOSTI, REAKCE, RIZIKA A POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Skandium je přechodný kov, jehož chemická značka je Sc je první z přechodných kovů v periodické tabulce, ale je také jedním z nejméně společných prvků vzácných zemin.; Přestože se jeho vlastnosti mohou podobat vlastnostem lanthanidů, ne všichni autoři souhlasí s takovým zařazením.

Na populární úrovni jde o chemický prvek, který si nevšimne. Jeho jméno, narozené ze vzácných zemin ze Skandinávie, se může vyskytovat vedle mědi, železa nebo zlata. Je však stále působivý a fyzikální vlastnosti jeho slitin mohou konkurovat vlastnostem titanu.

Ultrapure elementární skandium vzorek. Zdroj: Hi-Res obrázky chemických prvků

Ve světě technologií se také provádí stále více kroků, zejména pokud jde o osvětlení a lasery. Každý, kdo pozoroval maják vyzařující světlo podobné slunci, bude nepřímo svědkem existence skandia. Jinak je to slibná položka pro výrobu letadel.

Hlavním problémem, kterému čelí trh skandia, je to, že je široce rozptýleno a neexistují na něm žádné minerály ani bohaté zdroje; takže jeho těžba je drahá, i když to není kov s nízkým množstvím zemské kůry. V přírodě se nachází jako oxid, pevná látka, kterou nelze snadno redukovat.

Ve velké části svých sloučenin, anorganických nebo organických, se podílí na vazbě s oxidačním číslem +3; to znamená za předpokladu přítomnosti kationtu Sc ³⁺. Skandium je relativně silná kyselina a může vytvářet velmi stabilní koordinační vazby s atomy kyslíku organických molekul.

Dějiny

Skandium bylo uznáno jako chemický prvek v roce 1879 švýcarským chemikem Larsem F. Nilsonem. Pracoval s minerály euxenitem a gadolinitem s cílem získat v nich obsažené yttrium. Díky studiu spektroskopické analýzy (atomové emisní spektrum) zjistil, že v jejich stopách je neznámý prvek.

Z minerálů se mu a jeho týmu podařilo získat příslušný oxid skandia, což je jméno, které bylo získáno za to, že vzorky ze Skandinávie byly jistě odebrány; minerály, které se tehdy nazývaly vzácnými zeminami.

O osm let dříve, v roce 1871, však Dmitrij Mendeleev předpověděl existenci skandia; ale se jménem ekaboro, což znamenalo, že jeho chemické vlastnosti byly podobné vlastnostem boru.

A ve skutečnosti švýcarský lékárník Per Teodor Cleve připisoval skandium ekaboro, což je stejný chemický prvek. Konkrétně ten, který zahajuje blok přechodných kovů v periodické tabulce.

Uplynulo mnoho let, kdy se v roce 1937 Wernerovi Fischerovi a jeho spolupracovníkům podařilo izolovat kovový skandium (ale nečisté) pomocí elektrolýzy směsi draslíku, lithia a skandia chloridu. Teprve v roce 1960 bylo možné jej získat s čistotou kolem 99%.

Struktura a elektronická konfigurace

Elementární skandium (nativní a čisté) může krystalizovat do dvou struktur (allotropy): kompaktní hexagonální (hcp) a krychlový střed (bcc) zaměřený na tělo. První je obvykle označována jako a fáze a druhá β fáze.

Hustější hexagonální a fáze je stabilní při okolních teplotách; zatímco méně hustá kubická β fáze je stabilní nad 1337 ° C. Při této poslední teplotě tedy dochází k přechodu mezi oběma fázemi nebo allotropy (v případě kovů).

Všimněte si, že ačkoli skandium normálně krystalizuje do pevné látky hcp, neznamená to, že je to velmi hustý kov; přinejmenším ano více než hliník. Ze své elektronické konfigurace může být známo, které elektrony se normálně účastní na své kovové vazbě:

3d ¹ 4s ²

Proto tři elektrony orbitálů 3d a 4s zasahují do způsobu, jakým jsou atomy Sc umístěny v krystalu.

Aby bylo možné zhutnit do hexagonálního krystalu, musí přitahovat jeho jádra tak, aby tyto tři elektrony, slabě stíněné elektrony vnitřních skořepin, neprotekly příliš daleko od atomů Sc, a v důsledku toho se jejich vzdálenosti zúžily.

Vysokotlaká fáze

Fáze a a p jsou spojeny se změnami teploty; existuje však tetragonální fáze podobná fázi kovového niobu, Nb, která vzniká, když kovový skandium pod tlakem vyšším než 20 GPa.

Oxidační čísla

Scandium může ztratit až maximum ze svých tří valenčních elektronů (3d ¹ 4s ²). Teoreticky první, kdo „jde“, jsou ti ve čtyřech orbitálech.

Tudíž za předpokladu existence kationtu Sc ⁺ ve sloučenině je její oxidační číslo +1; což je stejné jako říkat, že ztratil elektron z orbitálu 4s (3d ¹ 4s ¹).

Pokud je to Sc ²⁺, jeho oxidační číslo bude +2 a ztratí dva elektrony (3d ¹ 4s ⁰); a pokud je to Sc ³⁺, nejstabilnější z těchto kationtů, bude mít oxidační číslo +3 a izoelektronické pro argon.

Stručně řečeno, jejich oxidační čísla jsou: +1, +2 a +3. Například v Sc ₂ O ₃ oxidační číslo skandia je 3 proto, že existence Sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ²) se předpokládá.

Vlastnosti

Fyzický vzhled

Je to stříbřitě bílý kov ve své čisté a elementární podobě s jemnou a hladkou texturou. Získává nažloutlé růžové tóny, když začíná být pokryta vrstvou oxidu (Sc ₂ O ₃).

Molární hmotnost

44,955 g / mol.

Bod tání

1541 ° C

Bod varu

2836 ° C

Molární tepelná kapacita

25,52 J / (mol · K).

Teplo fúze

14,1 kJ / mol.

Odpařovací teplo

332,7 kJ / mol.

Tepelná vodivost

66 µΩ · cm při 20 ° C

Hustota

2,985 g / ml, pevná látka a 2,80 g / ml, kapalina. Všimněte si, že jeho hustota v pevném stavu je blízká hustotě hliníku (2,70 g / ml), což znamená, že oba kovy jsou velmi lehké; ale skandium se taví při vyšší teplotě (teplota tání hliníku je 660,3 ° C).

Elektronegativita

1,36 v Paulingově stupnici.

Ionizační energie

Nejprve: 633,1 kJ / mol (Sc ⁺ plynný).

Za druhé: 1235,0 kJ / mol (Sc ²⁺ plynný).

Třetí: 2388,6 kJ / mol (plyn Sc ³⁺).

Atomové rádio

162 hodin.

Magnetický řád

Paramagnetický.

Izotopy

Ze všech izotopů skandia ⁴⁵ Sc zabírá téměř 100% celkového množství (to se odráží v jeho atomové hmotnosti velmi blízké 45 u).

Ostatní sestávají z radioizotopů s různými poločasy; jako je ⁴⁶ Sc (t _1/2 = 83,8 dní), ⁴⁷ Sc (t _1/2 = 3,35 dní), ⁴⁴ Sc (t _1/2 = 4 hodiny) a ⁴⁸ Sc (t _1/2 = 43,7 hodin). Ostatní radioizotopy mají t _1/2 méně než 4 hodiny.

Kyselost

Kation Sc ³⁺ je relativně silná kyselina. Například, ve vodě se mohou tvořit vodné komplexní ³⁺, což může obrátit pH na hodnotu nižší než 7, protože to vytváří H ₃ O ⁺ ionty jako produkt její hydrolýzy:

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

Kyslost skandia může být také interpretována podle Lewisovy definice: má vysokou tendenci přijímat elektrony, a proto vytvářet koordinační komplexy.

Koordinační číslo

Důležitou vlastností skandia je to, že jeho koordinační číslo ve většině jeho anorganických sloučenin, struktur nebo organických krystalů je 6; to znamená, že Sc je obklopeno šesti sousedy (nebo tvoří šest svazků). Výše je komplexní vodný ³⁺ nejjednodušším příkladem ze všech.

V krystalech jsou středy Sc osmiboká; buď interagují s jinými ionty (v iontových pevných látkách), nebo s kovalentně vázanými neutrálními atomy (v kovalentních pevných látkách).

Příkladem posledně uvedeného je al, který vytváří řetězovou strukturu, kde AcO skupiny (acetyloxy nebo acetoxy) působí jako můstky mezi atomy Sc.

Nomenklatura

Vzhledem k tomu, že téměř ve výchozím stavu je oxidační číslo skandia ve většině jeho sloučenin +3, je považováno za jedinečné a nomenklatura je proto výrazně zjednodušena; velmi podobné, jako tomu je u alkalických kovů nebo samotného hliníku.

Uvažujme například jeho oxid, Sc ₂ O ₃. Stejný chemický vzorec označuje předem oxidační stav +3 pro skandium. K tomu, aby se nazývalo toto složené skandium, a stejně jako ostatní se používají systematické, skladové a tradiční nomenklatury.

Sc ₂ O ₃ je pak oxid skandium, podle stavové nomenklatury, testovanou (III), (i když to není jeho jediným možným oxidační stav); skandický oxid, s příponou --ico na konci názvu podle tradiční nomenklatury; a diescandium trioxide, dodržovat pravidla řeckých číselných předpon systematické nomenklatury.

Biologická role

Skandium prozatím postrádá definovanou biologickou roli. To znamená, že není známo, jak tělo může akumulovat nebo asimilovat ionty Sc ³⁺; které specifické enzymy jej mohou použít jako kofaktor, pokud mají vliv na buňky, i když podobné iontům Ca ²⁺ nebo Fe ³⁺.

Je však známo, že ionty Sc ³⁺ vykazují antibakteriální účinky pravděpodobně tím, že narušují metabolismus iontů Fe ³⁺.

Některé statistické studie v medicíně ji možná spojují s žaludečními poruchami, obezitou, cukrovkou, mozkovou leptomeningitidou a dalšími nemocemi; ale bez dostatečně poučných výsledků.

Stejně tak rostliny obvykle neshromažďují znatelná množství skandia v listech nebo stoncích, ale v kořenech a uzlech. Z tohoto důvodu lze tvrdit, že její koncentrace v biomase je nízká, což svědčí o malé účasti na jeho fyziologických funkcích, a v důsledku toho se nakonec hromadí více v půdě.

Kde najít a vyrobit

Minerály a hvězdy

Skandium nemusí být tak hojné jako jiné chemické prvky, ale jeho přítomnost v zemské kůře převyšuje rtuť a některé drahé kovy. Ve skutečnosti se jeho hojnost blíží množství kobaltu a berylia; Na každou tunu hornin lze extrahovat 22 gramů skandia.

Problém je v tom, že jejich atomy nejsou lokalizovány, ale rozptýleny; to znamená, že neexistují žádné minerály, které jsou ve svém hromadném složení přesně bohaté na skandium. Proto se říká, že žádnou preferenci pro některý z typických minerálních tvořící anionty (jako je například uhličitan, CO ₃ ^2-, nebo sulfid, S ²).

Není v čistém stavu. Stejně tak není jeho nejvíce oxid stabilní, Sc ₂ O ₃, který společně s jinými kovy nebo křemičitany definovat minerály; jako je thortveitit, euxenit a gadolinit.

Tyto tři minerály (samy o sobě vzácné) představují hlavní přírodní zdroje Skandia a nacházejí se v regionech Norska, Islandu, Skandinávie a Madagaskaru.

Jinak mohou být ionty Sc ³⁺ včleněny jako nečistoty do některých drahých kamenů, jako je akvamarin nebo do uranových dolů. A na obloze, uvnitř hvězd, je tento prvek hojně zařazen na číslo 23; docela vysoká, pokud se vezme v úvahu celý Kosmos.

Průmyslový odpad a odpady

Právě bylo řečeno, že skandium lze také najít jako nečistotu. Například, bylo zjištěno, v TiO ₂ pigmentů; v odpadu ze zpracování uranu a v jeho radioaktivních minerálech; a ve zbytcích bauxitu při výrobě kovového hliníku.

To je také nalezené v niklu a kobalt laterites, latter být slibný zdroj skandia v budoucnosti.

Metalurgická redukce

Obrovské potíže obklopující extrakci skandia, což trvalo tak dlouho, aby se získal v nativním nebo kovovém stavu, byly vzhledem k tomu, že Sc ₂ O ₃ je obtížné snížit; ještě více než TiO ₂, protože Sc ^{3+ ukazuje} větší afinitou, než Ti ⁴⁺ na O ^2- (za předpokladu 100% iontový charakter v jejich příslušných oxidů).

To znamená, že je jednodušší k de-kyslík TiO ₂ než Sc ₂ O ₃ s dobrým redukčním činidlem (typicky uhlíku nebo alkalických kovů nebo kovů alkalických zemin). To je důvod, proč Sc ₂ O ₃ se nejprve přeměněna na sloučeninu, jejíž snížení je méně problematická; jako je fluorid skandia, ScF ₃. Dále je ScF ₃ redukován kovovým vápníkem:

2ScF ₃ (s) + 3Ca (y) => 2SC (y) + 3CaF ₂ (s)

Sc ₂ O ₃ pochází buď z již zmíněných nerostů, nebo jde o vedlejší produkt extrakcí jiných prvků (jako je uran a železo). Je to komerční forma skandia a její nízká roční produkce (15 tun) odráží kromě nákladů na těžbu vysoké náklady na zpracování.

Elektrolýza

Další metodou pro výrobu skandia je nejprve získat její chlorid, SCCL ₃, a poté jej podrobit elektrolýze. Kovový skandium se tedy vyrábí v jedné elektrodě (jako houba) a plynný chlór se vyrábí v druhé elektrodě.

Reakce

Amfotericismus

Skandium sdílí nejen hliník s vlastnostmi lehkých kovů, ale je také amfoterní; to znamená, že se chovají jako kyseliny a zásady.

Například, stejně jako mnoho jiných přechodných kovů, reaguje se silnými kyselinami za vzniku solí a plynného vodíku:

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

Tím se chová jako báze (reaguje s HC1). Stejným způsobem však reaguje se silnými zásadami, jako je hydroxid sodný:

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

A teď se chová jako kyselina (reaguje s NaOH), aby vytvořila skandální sůl; že sodíku, Na ₃ Sc (OH) ₆, s scandate aniontem, Sc (OH) ₆ ³.

Oxidace

Když je skandium vystaveno vzduchu, začne oxidovat na svůj příslušný oxid. Reakce je urychlena a autokatalyzována, pokud je použit zdroj tepla. Tuto reakci představuje následující chemická rovnice:

4SC (y) + 3O ₂ (g) => 2SC ₂ O ₃ (y)

Halides

Skandium reaguje se všemi halogeny za vzniku halogenidů obecného chemického vzorce ScX ₃ (X = F, Cl, Br atd.).

Například reaguje s jodem podle následující rovnice:

2SC (y) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (y)

Stejným způsobem reaguje s chlorem, bromem a fluorem.

Tvorba hydroxidu

Kovový skandium se může rozpustit ve vodě za vzniku příslušného hydroxidu a vodíku:

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

Kyselá hydrolýza

Vodné komplexy ³⁺ mohou být hydrolyzovány takovým způsobem, že nakonec vytvoří Sc- (OH) -Sc můstky, dokud nedefinují klastr se třemi atomy skandia.

Rizika

Kromě biologické úlohy nejsou přesné fyziologické a toxikologické účinky skandia známy.

Má se za to, že je ve své elementární formě netoxický, pokud není inhalována jemně rozmělněná pevná látka, což způsobuje poškození plic. Podobně jeho sloučeninám je připisována nulová toxicita, takže požití jejich solí by teoreticky nemělo představovat žádné riziko; pokud dávka není vysoká (testováno na potkanech).

Údaje týkající se těchto aspektů jsou však velmi omezené. Nelze tedy předpokládat, že některá ze skandiových sloučenin není skutečně toxická; ještě méně, pokud se kov může akumulovat v půdách a vodách, pak přechází na rostliny a v menší míře na zvířata.

Skandium v ​​současné době nepředstavuje hmatatelné riziko ve srovnání s těžšími kovy; jako je kadmium, rtuť a olovo.

Aplikace

Slitiny

Ačkoli cena skandia je vysoká ve srovnání s jinými kovy, jako je titan nebo yttrium samotné, jeho aplikace nakonec stojí za úsilí a investice. Jedním z nich je použití jako přísada do hliníkových slitin.

Tímto způsobem si slitiny Sc-Al (a jiné kovy) zachovávají svou lehkost, ale jsou ještě odolnější vůči korozi, při vysokých teplotách (nepraskají) a jsou stejně silné jako titan.

Stejně tak účinek skandia na tyto slitiny je, že stačí přidat ho ve stopových množstvích (méně než 0,5% hmotnostních), aby se jeho vlastnosti drasticky zlepšily, aniž by bylo pozorováno znatelné zvýšení jeho hmotnosti. Říká se, že pokud bude použit masivně jeden den, mohlo by to snížit hmotnost letadla o 15-20%.

Stejně tak byly skandiové slitiny použity pro rámy revolverů nebo pro výrobu sportovních předmětů, jako jsou baseballové pálky, speciální kola, rybářské pruty, golfové hole atd.; ačkoli titanové slitiny mají tendenci je nahradit, protože jsou levnější.

Nejznámější z těchto slitin je Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀, který je stejně silný jako titan, lehký jako hliník a tvrdý jako keramika.

3D tisk

Slitiny Sc-Al byly použity k vytváření kovových 3D tisků, aby se mohly umístit nebo přidat jejich vrstvy na předem vybranou pevnou látku.

Osvětlení stadionu

Majáky na stadionech napodobují sluneční záření díky působení jodidu skandia spolu s rtuťovými výpary. Zdroj: Pexels.

Jodid Scandium, ScI ₃, se přidává (společně s jodidem sodným) do rtuťových výbojek a vytváří umělá světla napodobující slunce. To je důvod, proč na stadionech nebo na některých sportovních hřištích, dokonce i v noci, je osvětlení uvnitř nich takové, že poskytují pocit sledování hry za denního světla.

Podobné účinky byly použity u elektrických zařízení, jako jsou digitální fotoaparáty, televizní obrazovky nebo počítačové monitory. Podobně, světlomety s takovými ₃ Hg ScI lampami byly umístěny ve filmových a televizních studiích.

Palivové články z pevného oxidu

SOFC, pro jeho zkratku v angličtině (palivový článek z pevného oxidu), používá jako elektrolytické médium oxid nebo keramiku; v tomto případě pevná látka, která obsahuje skandiové ionty. Jeho použití v těchto zařízeních je kvůli jeho velké elektrické vodivosti a schopnosti stabilizovat zvýšení teploty; takže pracují bez přehřátí.

Příklad jednoho takového tuhého oxidu je skandia stabilizovaný zirconite (jako Sc ₂ O ₃, opět).

Keramika

Karbid skandia a titan tvoří keramiku výjimečné tvrdosti, druhou jen u diamantů. Jeho použití je však omezeno na materiály s velmi pokročilými aplikacemi.

Organické koordinační krystaly

Ionty Sc ^{3+ se} mohou koordinovat s více organickými ligandy, zejména pokud se jedná o okysličené molekuly.

Důvodem je to, že vytvořené vazby Sc-O jsou velmi stabilní, a proto končí stavební krystaly s úžasnými strukturami, v jejichž pórech lze spustit chemické reakce, které se chovají jako heterogenní katalyzátory; nebo k uložení neutrálních molekul, které se chovají jako pevné úložiště.

Podobně mohou být takové organické skandiové koordinační krystaly použity pro návrh senzorických materiálů, molekulárních sít nebo iontových vodičů.

Reference

1. Irina Shtangeeva. (2004). Scandium. Státní univerzita v Petrohradě Saint Petersburg. Obnoveno z: researchgate.net
2. Wikipedia. (2019). Scandium. Obnoveno z: en.wikipedia.org
3. Editors of Encyclopaedia Britannica. (2019). Scandium. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
4. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta o prvku Scandium. Chemicool. Obnoveno z: chemicool.com
5. Měřítko. (2018). Scandium. Obnoveno z: scale-project.eu
6. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. července 2019). Přehled Scandium. Obnoveno z: thinkco.com
7. Kist, AA, Zhuk, LI, Danilova, EA a Machmudov, EA (2012). K otázce biologické úlohy skandia. Obnoveno z: inis.iaea.org
8. WAGrosshans, YKVohra a WBHolzapfel. (1982). Vysokotlaké fázové transformace v yttriu a skandiu: Vztah ke krystalickým strukturám vzácných zemin a aktinidů. 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). Skandium-organické rámce: pokrok a vyhlídky. Russ. Chem. Rev. 87 1139.
10. Investiční zpravodajská síť. (11. listopadu 2014). Aplikace Scandium: Přehled. Dig Media Inc. Obnoveno z: investingnews.com