СКАНДИУМ: ИСТОРИЯ, СВОЙСТВА, РЕАКЦИИ, РИСКОВЕ И ПРИЛОЖЕНИЯ - ХИМИЯ - 2025

В скандий е преходен метал, чиято химична символ е Sc е първият от преходните метали в периодичната таблица, но също така е един от най-често срещаните редкоземни елементи.; Въпреки че неговите свойства могат да приличат на тези на лантаниди, не всички автори одобряват класифицирането му по такъв начин.

На популярно ниво това е химичен елемент, който остава незабелязан. Името му, родено от редкоземните минерали от Скандинавия, може да има до мед, желязо или злато. Въпреки това, той все още е впечатляващ и физичните свойства на неговите сплави могат да се конкурират с тези на титан.

Ултрачиста елементарна проба от скандиум. Източник: Hi-Res изображения на химически елементи

Също така, все повече стъпки се правят в света на технологиите, особено по отношение на осветлението и лазерите. Всеки, който е наблюдавал фар, излъчващ светлина, подобна на тази на слънцето, индиректно ще бъде свидетел на съществуването на скандий. В противен случай той е обещаващ артикул за производството на самолети.

Основният проблем пред пазара на скандиума е, че той е широко разпространен и няма минерали или богати източници от него; така че извличането му е скъпо, дори когато не е метал с ниско изобилие в земната кора. В природата се намира като негов оксид, твърдо вещество, което не може да бъде лесно редуцирано.

В голяма част от неговите съединения, неорганични или органични, той участва в връзката с окислително число +3; тоест, ако приемем наличието на Sc ³⁺ катиона. Скандиумът е сравнително силна киселина и може да образува много стабилни координационни връзки с кислородните атоми на органичните молекули.

история

Скандиумът е признат за химичен елемент през 1879 г. от швейцарския химик Ларс Ф. Нилсън. Той работеше с минералите евкенит и гадолинит с намерението да получи итрия, който се съдържа в тях. Той откри, че в техните следи има неизвестен елемент благодарение на изследването на спектроскопския анализ (спектър на атомните емисии).

От минералите той и неговият екип успяха да получат съответния скандиев оксид, име, получено за това, че със сигурност е събрал пробите от Скандинавия; минерали, които дотогава са били наричани рядкоземни.

Осем години по-рано, през 1871 г., Дмитрий Менделеев е предсказал съществуването на скандиум; но с името на ekaboro, което означаваше, че неговите химични свойства са подобни на тези на бор.

И всъщност швейцарският химик Пер Теодор Клив приписва скандия на ekaboro, като по този начин е един и същ химичен елемент. По-специално този, който започва блока на преходните метали в периодичната таблица.

Минаха много години, когато през 1937 г. Вернер Фишер и неговите сътрудници успяха да изолират метален скандий (но нечист) чрез електролиза на смес от калиеви, литиеви и скандиеви хлориди. Едва през 1960 г. най-накрая може да се получи с чистота около 99%.

Структура и електронна конфигурация

Елементалният скандий (естествен и чист) може да кристализира в две структури (алотропи): компактният шестоъгълен (hcp) и кубически центриран (bcc). Първата обикновено се нарича α фаза, а втората β фаза.

По-плътната, шестоъгълна α фаза е стабилна при околната температура; докато по-малко плътната кубична β фаза е стабилна над 1337 ºC. По този начин при тази последна температура възниква преход между двете фази или алотропи (в случай на метали).

Обърнете внимание, че въпреки че скандиумът обикновено кристализира в hcp твърдо вещество, това не го прави много плътен метал; поне, да повече от алуминий. От електронната му конфигурация може да се знае кои електрони обикновено участват в неговата метална връзка:

3d ¹ 4s ²

Следователно трите електрона на 3d и 4s орбиталите се намесват по начина, по който атомите Sc се намират в кристала.

За да се компактира в шестоъгълен кристал, привличането на техните ядра трябва да е такова, че тези три електрона, слабо защитени от електроните на вътрешните обвивки, да не се отклоняват твърде далеч от атомите на Sc и следователно разстоянията между тях се стесняват.

Фаза с високо налягане

Фазите α и β са свързани с промени в температурата; въпреки това, има тетрагонална фаза, подобна на тази на металния ниобий, Nb, в резултат на което металичният скандий е под налягане над 20 GPa.

Окислителни числа

Скандиумът може да загуби максимум от трите си валентни електрона (3d ¹ 4s ²). На теория първите, които „отиват“, са тези в 4-те орбитали.

По този начин, ако приемем, че Sc ⁺ катионът в съединението, неговият окислителен номер е +1; което е същото като да кажеш, че е загубил електрон от орбиталата 4s (3d ¹ 4s ¹).

Ако е Sc ²⁺, окислителното му число ще бъде +2 и ще загуби два електрона (3d ¹ 4s ⁰); и ако това е Sc ³⁺, най-стабилният от тези катиони, той ще има окислително число +3 и е изоелектронно до аргон.

Накратко, техните окислителни числа са: +1, +2 и +3. Например, в Sc ₂ O ₃ окислителното число на скандия е +3, тъй като се предполага наличието на Sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ^2-).

Имоти

Външен вид

Това е сребристо бял метал в чистата си и елементарна форма, с мека и гладка текстура. Той придобива жълтеникаво-розови тонове, когато започне да се покрива със слой оксид (Sc ₂ O ₃).

Моларна маса

44,955 g / mol.

Точка на топене

1541 ° С.

Точка на кипене

2836 ° C.

Моларен топлинен капацитет

25,52 J / (mol · K).

Топлина от синтез

14,1 kJ / mol.

Топлина от изпаряване

332,7 kJ / mol.

Топлопроводимост

66 µΩ · cm при 20 ° C.

плътност

2.985 g / mL, твърдо вещество и 2.80 g / mL, течност. Обърнете внимание, че плътността му в твърдо състояние е близка до тази на алуминия (2,70 g / mL), което означава, че и двата метала са много леки; но скандият се топи при по-висока температура (точката на топене на алуминия е 660.3 ºC).

Електроотрицателност

1.36 по скалата на Полинг.

Йонизационни енергии

Първо: 633,1 kJ / mol (Sc ⁺ газообразен).

Второ: 1235.0 kJ / mol (Sc ²⁺ газообразни).

Трето: 2388,6 kJ / mol (Sc ³⁺ газ).

Атомно радио

162 вечерта.

Магнетичен ред

Парамагнитен.

Изотопи

От всички изотопи на скандия ⁴⁵ Sc заема почти 100% от общото изобилие (това се отразява в атомното му тегло много близо до 45 u).

Другите се състоят от радиоизотопи с различен полуживот; като ⁴⁶ Sc (t _1/2 = 83,8 дни), ⁴⁷ Sc (t _1/2 = 3,35 дни), ⁴⁴ Sc (t _1/2 = 4 часа) и ⁴⁸ Sc (t _1/2 = 43,7 часа). Други радиоизотопи имат t _1/2 по-малко от 4 часа.

киселинност

Sc ³⁺ катионът е сравнително силна киселина. Например, във вода може да се образува воден комплекс ³⁺, което от своя страна може да се превърне рН до стойност под 7, поради факта, че той генерира Н ₃ О ⁺ йони като продукт на неговата хидролиза:

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

Киселинността на скандия също може да се интерпретира според дефиницията на Люис: той има висока тенденция да приема електрони и следователно да образува координационни комплекси.

Координационен номер

Важно свойство на скандия е, че координационният му брой в повечето му неорганични съединения, структури или органични кристали е 6; това означава, че Sc е заобиколен от шест съседи (или образува шест връзки). По-горе сложният воден ³⁺ е най-простият пример от всички.

В кристалите центровете на Sc са октаедрични; или взаимодействат с други йони (в йонни твърди частици), или с ковалентно свързани неутрални атоми (в ковалентни твърди вещества).

Пример за последното имаме al, който образува верижна структура с AcO групите (ацетилокси или ацетокси), действащи като мостове между Sc атомите.

номенклатура

Поради факта, че почти по подразбиране окислителният брой на скандия в повечето от неговите съединения е +3, той се счита за уникален и следователно номенклатурата е значително опростена; много подобно, както се случва със самите алкални метали или алуминий.

Например, помислете за неговия оксид, Sc ₂ O ₃. Същата химична формула показва предварително окислителното състояние на +3 за скандия. По този начин, за да се нарече този сложен скандиум и подобно на другите, се използват систематичните, запасите и традиционните номенклатури.

След това Sc ₂ O ₃ е скандиев оксид, съгласно номенклатурата на запасите, пропускащ (III) (въпреки че това не е единственото му възможно окислително състояние); скандиев оксид със суфикса –ico в края на наименованието според традиционната номенклатура; и диескандиев триоксид, спазвайки правилата на гръцките числови префикси на систематичната номенклатура.

Биологична роля

За момента скандиумът няма определена биологична роля. Тоест, неизвестно е как тялото може да акумулира или асимилира Sc ³⁺ йони; кои специфични ензими могат да го използват като кофактор, ако упражняват влияние върху клетките, макар и подобни, на йони на Са ²⁺ или Fe ³⁺.

Известно е обаче, че йони на Sc ³⁺ упражняват антибактериални ефекти, вероятно чрез намеса в метаболизма на Fe ³⁺ йони.

Някои статистически изследвания в рамките на медицината вероятно го свързват със стомашни разстройства, затлъстяване, диабет, церебрален лептоменингит и други заболявания; но без достатъчно просветляващи резултати.

По същия начин растенията обикновено не натрупват значителни количества скандий в листата или стъблата си, а в корените и възлите си. Поради тази причина може да се твърди, че концентрацията му в биомаса е лоша, което показва слабо участие в нейните физиологични функции и в резултат на това се натрупва повече в почвите.

Къде да намерите и производство

Минерали и звезди

Скандиумът може да не е толкова обилен, колкото другите химически елементи, но присъствието му в земната кора надвишава това на живак и някои скъпоценни метали. Всъщност неговото изобилие се доближава до това на кобалт и берилий; За всеки тон скали могат да бъдат извлечени 22 грама скандий.

Проблемът е, че техните атоми не са разположени, а разпръснати; тоест няма минерали, които да са точно богати на скандий в масовия си състав. Следователно, се казва, че няма предпочитание за нито един от типичните минералообразуващи аниони (като карбонат, CO ₃ ^2- или сулфид, S ^2-).

Не е в чисто състояние. Не е и най-стабилният му оксид, Sc ₂ O ₃, който се комбинира с други метали или силикати за определяне на минералите; като thortveitite, euxenite и gadolinite.

Тези три минерала (редки сами по себе си) представляват основните природни източници на Скандиума и се намират в региони на Норвегия, Исландия, Скандинавия и Мадагаскар.

В противен случай, Sc ³⁺ йони могат да бъдат включени като примеси в някои скъпоценни камъни, като аквамарин или в уранови мини. И в небето, в рамките на звездите, този елемент е класиран на номер 23 в изобилие; доста висока, ако се разглежда целият Космос.

Промишлени отпадъци и отпадъци

Току-що беше казано, че скандиумът може да се намери и като примес. Например, той се намира в пигменти TiO ₂; в отпадъците от преработката на уран, както и неговите радиоактивни минерали; и в остатъци от боксит в производството на метален алуминий.

Той се намира и в лакетите на никел и кобалт, като последният е обещаващ източник на скандий в бъдеще.

Металургична редукция

Огромните трудности около извличането на скандий, които отнеха толкова време, за да се получат в естествено или метално състояние, се дължат на факта, че Sc ₂ O ₃ е трудно да се намали; дори повече от TiO ₂, тъй като Sc ^{3+ показва} по-голям афинитет от Ti ⁴⁺ към O ^2- (приемайки 100% йонни характеристики в съответните им оксиди).

Това означава, че е по-лесно да се де-кислород TiO ₂ от Sc ₂ O ₃ с добър редуктор (обикновено въглерод или алкални или алкалоземни метали). Ето защо Sc ₂ O ₃ първо се превръща в съединение, чието намаляване е по-малко проблематично; като скандий флуорид, SCF ₃. На следващо място, ScF ₃ се редуцира с метален калций:

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

Sc ₂ O ₃ или произлиза от вече споменатите минерали, или е страничен продукт от извличането на други елементи (като уран и желязо). Това е търговската форма на скандия и ниското му годишно производство (15 тона) отразява високите разходи за преработка, в допълнение към извличането му от скалите.

електролиза

Друг метод за получаване на скандий е първо да се получи неговата сол хлорид, SCCL ₃, и след това се подлагат на електролиза. По този начин металичният скандий се произвежда в единия електрод (като гъба), а в другия се получава хлорен газ.

реакции

Amphotericism

Scandium не само споделя с алуминия характеристиките, че са леки метали, но те също са амфотерни; тоест те се държат като киселини и основи.

Например, той реагира, подобно на много други преходни метали, със силни киселини, за да произвежда соли и водороден газ:

2SC (и) + 6HCl (вод) => 2ScCl ₃ (воден) + 3H ₂ (г)

При това той се държи като база (реагира с НС1). Но по същия начин реагира със силни основи, като натриев хидроксид:

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

И сега се държи като киселина (реагира с NaOH), за да образува скандална сол; че натрий, натриев ₃ Sc (OH) ₆, с анион scandate, Sc (OH) ₆ ^3-.

окисляване

Когато е изложен на въздух, скандият започва да се окислява до съответния си оксид. Реакцията се ускорява и автокатализира, ако се използва източник на топлина. Тази реакция е представена от следното химично уравнение:

4Sc (s) + 3O ₂ (g) => 2Sc ₂ O ₃ (s)

халогенидите

Скандиумът реагира с всички халогени, за да образува халиди с общата химическа формула ScX ₃ (X = F, Cl, Br и др.).

Например, той реагира с йод съгласно следното уравнение:

2Sc (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

По същия начин реагира с хлор, бром и флуор.

Образуване на хидроксид

Металният скандий може да се разтвори във вода, за да произведе съответния си хидроксид и водороден газ:

2SC (и) + 6H ₂ O (л) => 2SC (ОН) ₃ (а) + Н ₂ (г)

Киселна хидролиза

Водни ³⁺ комплекси могат да бъдат хидролизирани по такъв начин, че в крайна сметка да образуват Sc- (OH) -Sc мостове, докато дефинират клъстер с три скандиеви атома.

Рискове

В допълнение към биологичната му роля, точните физиологични и токсикологични ефекти на скандия не са известни.

Смята се, че в своята елементарна форма е нетоксичен, освен ако не се вдишва фино раздробеното му твърдо вещество, като по този начин причинява увреждане на белите дробове. По същия начин неговите съединения се приписват нулева токсичност, така че приемането на техните соли на теория не трябва да представлява риск; стига дозата да не е висока (тествана на плъхове).

Данните относно тези аспекти обаче са много ограничени. Следователно не може да се предположи, че някое от скандиевите съединения е наистина нетоксично; още по-малко, ако металът може да се натрупва в почви и води, след това преминава към растения и в по-малка степен към животни.

В момента скандиумът все още не представлява осезаем риск в сравнение с по-тежките метали; като кадмий, живак и олово.

Приложения

сплави

Въпреки че цената на скандия е висока в сравнение с други метали като титан или самия итрий, приложенията му в крайна сметка си струват усилията и инвестициите. Едно от тях е използването му като добавка за алуминиеви сплави.

По този начин сплавите Sc-Al (и други метали) запазват своята лекота, но стават още по-устойчиви на корозия, при високи температури (не се напукват) и са толкова силни, колкото титан.

Толкова е ефектът, който скандиумът има върху тези сплави, че е достатъчно да го добавите в следи (по-малко от 0,5% от масата), за да се подобрят драстично неговите свойства, без да се наблюдава значително увеличаване на теглото му. Говори се, че ако се използва масово един ден, това може да намали теглото на самолета с 15-20%.

По същия начин, скандиевите сплави са били използвани за рамки на револвери или за производство на спортни артикули, като бейзболни бухалки, специални велосипеди, въдици, голф клубове и др.; въпреки че титановите сплави са склонни да ги заменят, защото са по-евтини.

Най-известният от тези сплави е Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀, който е толкова силен, колкото титан, лек като алуминий и твърд като керамика.

3D печат

Sc-Al сплавите са използвани за направата на метални 3D отпечатъци, за да се поставят или добавят слоеве от тях върху предварително избрано твърдо вещество.

Осветление на стадиона

Фаровете на стадионите имитират слънчевата светлина благодарение на действието на скандиев йодид заедно с живачни пари. Източник: Pexels

Скандиев йодид, ScI ₃, се добавя (заедно с натриев йодид) към живачни лампи, за да създаде изкуствени светлини, имитиращи слънцето. Ето защо на стадиони или на някои спортни игрища, дори през нощта, осветлението вътре в тях е такова, че те осигуряват усещането да гледате игра на дневна светлина.

Подобни ефекти са използвани за електрически устройства като цифрови камери, телевизионни екрани или компютърни монитори. По същия начин фаровете с такива _3- Hg ScI лампи са били разположени във филмови и телевизионни студия.

Твърди оксидни горивни клетки

SOFC, за съкращението си на английски език (твърд оксиден горивен елемент) използва оксид или керамика като електролитична среда; в този случай твърдо вещество, което съдържа скандиеви йони. Използването му в тези устройства се дължи на голямата му електропроводимост и способността за стабилизиране на повишаването на температурата; така те работят без прегряване.

Пример за един такъв твърд оксид е скандий стабилизиран zirconite (като Sc ₂ O ₃, отново).

керамика

Скандиевият карбид и титанът съставляват керамика с изключителна твърдост, втора само на тази на диамантите. Използването му обаче е ограничено до материали с много напреднали приложения.

Органични координатни кристали

Sc ³⁺ йони могат да координират с множество органични лиганди, особено ако са кислородни молекули.

Това е така, защото образуваните Sc-O връзки са много стабилни и следователно в крайна сметка изграждат кристали с невероятни структури, в чиито пори могат да се предизвикат химични реакции, като се държат като хетерогенни катализатори; или да съхранява неутрални молекули, като се държи като твърдо хранилище.

По същия начин, такива органични кристали за скандиеви координации могат да бъдат използвани за проектиране на сензорни материали, молекулни сита или йонни проводници.

Препратки

1. Ирина Штангеева. (2004 г.). Скандий. Санкт Петербургски държавен университет Санкт Петербург. Възстановена от: researchgate.net
2. Wikipedia. (2019). Скандий. Възстановено от: en.wikipedia.org
3. Редакторите на Encyclopaedia Britannica. (2019). Скандий. Encyclopædia Britannica. Възстановено от: britannica.com
4. Д-р Дъг Стюарт. (2019). Факти на скандиевите елементи. Chemicool. Възстановено от: chemicool.com
5. Скала. (2018). Скандий. Възстановено от: scale-project.eu
6. Хелменстин, Ан Мари, доктор на науките (03 юли 2019 г.). Преглед на скандиума. Възстановено от: thinkco.com
7. Kist, AA, Zhuk, LI, Danilova, EA, & Makhmudov, EA (2012). По въпроса за биологичната роля на скандия. Възстановено от: inis.iaea.org
8. WAGrosshans, YKVohra & WBHolzapfel. (1982). Фазови трансформации на високо налягане в итрий и скандий: Отношение към редки земи и кристални структури на актиниди. Списание за магнетизъм и магнитни материали том 29, брой 1–3, страници 282-286 doi.org/10.1016/0304-8853(82)90251-7
9. Марина О. Барсукова и др. (2018). Скандиево-органични рамки: напредък и перспективи. Ръс. Хим. Откр. 87 1139.
10. Инвестиране на новини мрежа. (11 ноември 2014 г.). Приложения за скандиум: Общ преглед Dig Media Inc. Възстановена от: investingnews.com