SKANDIJ: ZGODOVINA, LASTNOSTI, REAKCIJE, TVEGANJA IN UPORABE - KEMIJA - 2026

Skandij je prehodna kovina, katerega kemijska simbol je Sc je prvi od prehodnih kovin v periodnem, ampak je tudi eden od najmanj pogostih redkih zemelj .; Čeprav so njegove lastnosti podobne lastnostim lantanidov, pa vsi avtorji ne pristajajo na njegovo razvrstitev.

Na priljubljeni ravni gre za kemični element, ki ostane neopažen. Njegovo ime se je izhajalo iz redkih zemeljskih mineralov iz Skandinavije in je lahko poleg bakra, železa ali zlata. Vendar je še vedno impresiven, fizikalne lastnosti njegovih zlitin pa lahko tekmujejo s titanijevimi.

Zelo čist vzorec elementarnega skandija. Vir: Hi-Res slike kemičnih elementov

Tudi v svetu tehnologije je vedno več korakov, zlasti na področju osvetlitve in laserjev. Kdor je opazoval svetilnik, ki seva svetlobo, podobno sončni svetlobi, bo posredno priča o obstoju skandija. Sicer je obetaven izdelek za proizvodnjo letal.

Glavna težava, s katero se srečuje trg s skandiji, je ta, da je široko razpršen in na njem ni mineralov ali bogatih virov; zato je njegovo pridobivanje drago, tudi kadar ni kovina z majhnim obiljem zemeljske skorje. V naravi ga najdemo kot oksid, trdno snov, ki je ni mogoče zlahka reducirati.

V večjem delu anorganskih ali organskih spojin sodeluje v vezi z oksidacijsko številko +3; torej ob predpostavki prisotnosti Sc ³⁺ kationa . Skandij je relativno močna kislina in lahko tvori zelo stabilne koordinacijske vezi s kisikovimi atomi organskih molekul.

Zgodovina

Skandij je bil prepoznan kot kemični element leta 1879, švicarski kemik Lars F. Nilson. Delal je z mineraloma evksenit in gadolinit z namenom, da bi dobil itrij, ki ga vsebuje. Odkril je, da je bil v njihovi sledi neznan element, zahvaljujoč študiju spektroskopske analize (atomski emisijski spekter).

Iz rudnin je s svojo ekipo uspel pridobiti ustrezen skandijev oksid, ki ga je dobil po tem, da je gotovo zbral vzorce iz Skandinavije; minerali, ki so jih do takrat imenovali redke zemlje.

Vendar je osem let prej, leta 1871, Dmitri Mendeleev napovedal obstoj skandija; vendar z imenom ekaboro, kar je pomenilo, da so njegove kemijske lastnosti podobne lastnosti bora.

Pravzaprav je švicarski kemik Per Teodor Cleve pripisal ekaboru skandij, s čimer je bil isti kemični element. Konkretno tista, ki začne blok prehodnih kovin v periodični tabeli.

Mnogo let je minilo, ko je leta 1937 Werner Fischer in njegovi sodelavci z elektrolizo mešanice kalijevega, litijevega in skandijevega klorida izoliral kovinski skandij (vendar nečist). Šele leta 1960 je bilo mogoče končno dobiti s čistostjo okoli 99%.

Struktura in elektronska konfiguracija

Elementarni skandij (domač in čist) se lahko kristalizira v dve strukturi (alotropi): kompaktni šesterokotnik (hcp) in telesno usmerjen kubik (bcc). Prva se običajno imenuje α faza, druga pa β faza.

Gostejša, šestkotna α faza je stabilna pri sobni temperaturi; medtem ko je manj gosta kubična β faza stabilna nad 1337 ºC. Tako se pri tej zadnji temperaturi pojavi prehod med obema fazama ali alotropi (v primeru kovin).

Upoštevajte, da čeprav skandij normalno kristalizira v trdno snov, to ne pomeni zelo goste kovine; vsaj, da več kot aluminij. Iz njegove elektronske konfiguracije je razvidno, kateri elektroni običajno sodelujejo v svoji kovinski vezi:

3d ¹ 4s ²

Zato trije elektroni 3d in 4s orbitale posegajo na način, v katerem se v kristalu nahajajo atomi Sc.

Kompaktiranje v šesterokoten kristal mora biti privlačnost njegovih jeder takšna, da ti trije elektroni, ki so šibko zaščiteni z elektroni notranjih lupin, ne zahajajo preveč daleč od atomov Sc in posledično se razdalje med njimi zožijo.

Faza visokega tlaka

Fazi α in β sta povezani s spremembami temperature; vendar obstaja tetragonalna faza, podobna tisti kovinskega niobija, Nb, zaradi česar je kovinski skandij pod pritiskom, večjim od 20 GPa.

Oksidacijske številke

Skandij lahko izgubi največ tri svoje valenčne elektrone (3d ¹ 4s ² ). Teoretično so prvi "šli" tisti v orbiti 4s.

Tako je ob predpostavki obstoja Sc ⁺ kation v spojini njegova oksidacijska številka +1; kar pomeni, da je iz orbite 4s izgubil elektron (3d ¹ 4s ¹ ).

Če je Sc ²⁺ , bo njegova oksidacijska številka +2 in izgubila bo dva elektrona (3d ¹ 4s ⁰ ); in če je Sc ³⁺ , najbolj stabilen izmed teh kationov, bo imel oksidacijsko število +3 in je za argon izoelektronski.

Skratka, njihove oksidacijske številke so: +1, +2 in +3. Na primer, v Sc ₂ O ₃ je oksidacijsko število skandija +3, ker se domneva obstoj Sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ).

Lastnosti

Fizični videz

Je srebrno bela kovina v svoji čisti in elementarni obliki, z mehko in gladko teksturo. Rumenkasto-roza toni pridobijo, ko se začne prekriti s plastjo oksida (Sc ₂ O ₃ ).

Molarna masa

44.955 g / mol.

Tališče

1541 ° C.

Vrelišče

2836 ° C.

Molarna toplotna zmogljivost

25,52 J / (mol · K).

Vročina fuzije

14,1 kJ / mol.

Toplota izparevanja

332,7 kJ / mol.

Toplotna prevodnost

66 µΩ · cm pri 20 ° C.

Gostota

2,985 g / ml, trdno in 2,80 g / ml, tekoče. Upoštevajte, da je njegova gostota trdnega stanja blizu gostote aluminija (2,70 g / ml), kar pomeni, da sta obe kovini zelo lahki; vendar se skandij topi pri višji temperaturi (tališče aluminija je 660,3 ºC).

Elektronegativnost

1,36 po Paulingovi lestvici.

Ionizacijske energije

Najprej: 633,1 kJ / mol (Sc ⁺ plinasti).

Drugič: 1235,0 kJ / mol (Sc ²⁺ plinast).

Tretjič: 2388,6 kJ / mol ( plin ³⁺ ).

Atomski radio

162 popoldne.

Magnetni red

Paramagnetno.

Izotopi

Od vseh izotopov skandija ⁴⁵ Sc zavzema skoraj 100% celotne številčnosti (to se kaže v njegovi atomski teži zelo blizu 45 u).

Drugi so sestavljeni iz radioizotopov z različno razpolovno dobo; na primer ⁴⁶ Sc (t _1/2 = 83,8 dni), ⁴⁷ Sc (t _1/2 = 3,35 dni), ⁴⁴ Sc (t _1/2 = 4 ure) in ⁴⁸ Sc (t _1/2 = 43,7 ure). Drugi radioizotopi imajo t _1/2 manj kot 4 ure.

Kislost

Sc ³⁺ kation je relativno močna kislina. Na primer, v vodi lahko tvori vodne kompleksno ³⁺ , kar lahko obrne pH na vrednost pod 7, ker ima H ₃ O ⁺ ioni kot produkt njegove hidrolizi:

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

Kislost skandija se lahko razlaga tudi po Lewisovi definiciji: ima visoko težnjo po sprejemu elektronov in zato k oblikovanju koordinacijskih kompleksov.

Koordinacijska številka

Pomembna lastnost skandija je, da je njegova koordinacijska številka v večini njegovih anorganskih spojin, struktur ali organskih kristalov 6; pomeni, da je Sc obdan s šestimi sosedi (ali tvori šest vezi). Zgoraj je kompleksni vodni ³⁺ najpreprostejši primer vseh.

V kristalih so središča Sc oktaedra; bodisi v interakciji z drugimi ioni (v ionskih trdnih snoveh) bodisi s kovalentno vezanimi nevtralnimi atomi (v kovalentnih trdnih snoveh).

Primer slednjega imamo al, ki tvori verižno strukturo s skupinami AcO (acetiloksi ali acetoksi), ki delujejo kot mostovi med Sc-atomi.

Nomenklatura

Ker je oksidacijsko število skandija v večini njegovih spojin skoraj privzeto +3, velja za edinstveno, zato je nomenklatura znatno poenostavljena; zelo podobno kot pri alkalnih kovinah ali samem aluminiju.

Na primer, upoštevajte njen oksid, Sc ₂ O ₃ . Ista kemijska formula vnaprej navaja oksidacijsko stanje +3 za skandij. Tako se za imenovanje tega sestavljenega skandija in podobno kot druge uporabljajo sistematične, zaloge in tradicionalne nomenklature.

Sc ₂ O ₃ je potem skandij oksid, v skladu z nomenklaturo zalogi in izpustimo (III) (čeprav ni njegova edina možna oksidacijsko stanje); skandinski oksid, s pripono –ico na koncu imena po tradicionalni nomenklaturi; in diescandium trioksid, ob upoštevanju pravil grške številčne predpone sistematične nomenklature.

Biološka vloga

Skandiju trenutno manjka določene biološke vloge. Se pravi, ni znano, kako telo lahko kopiči ali asimilira Sc ³⁺ ione ; kateri specifični encimi ga lahko uporabljajo kot kofaktor, če vpliva na celice, čeprav podobno kot ioni Ca ²⁺ ali Fe ³⁺ .

Znano pa je, da ioni Sc ³⁺ izvajajo antibakterijske učinke, morda s poseganjem v presnovo ionov Fe ³⁺ .

Nekatere statistične študije v medicini ga morda povezujejo z želodčnimi motnjami, debelostjo, diabetesom, cerebralnim leptomeningitisom in drugimi boleznimi; vendar brez dovolj razsvetljujočih rezultatov.

Prav tako rastline običajno ne kopičijo občutnih količin skandija v svojih listih ali steblih, temveč v svojih koreninah in vozliščih. Zato lahko trdimo, da je njegova koncentracija v biomasi slaba, kar kaže na majhno udeležbo njegovih fizioloških funkcij in posledično se na koncu nabira več v tleh.

Kje najti in izdelati

Minerali in zvezde

Skandij morda ni tako bogat kot drugi kemični elementi, vendar njegova prisotnost v zemeljski skorji presega prisotnost živega srebra in nekaterih plemenitih kovin. Pravzaprav se njegova številčnost približa količini kobalta in berilija; Za vsako tono kamnin lahko izvlečemo 22 gramov skandija.

Težava je v tem, da njihovi atomi niso locirani, ampak razpršeni; torej mineralov, ki bi bili v svoji masovni sestavi natančno bogati s skandijem. Zato naj bi imelo prednost pred nobenim značilnim anionom, ki tvori minerale (kot so karbonat, CO ₃ ^2- ali sulfid, S ^2- ).

Ni v svojem čistem stanju. Prav tako ni njegov najbolj stabilen oksid, Sc ₂ O ₃ , ki se kombinira z drugimi kovinami ali silikati, da določi minerale; kot so tortveitit, evksenit in gadolinit.

Ti trije minerali (redki sami po sebi) predstavljajo glavne naravne vire Skandija in jih najdemo na območjih Norveške, Islandije, Skandinavije in Madagaskarja.

V nasprotnem primeru se lahko ioni Sc ³⁺ vključijo kot nečistoče v nekaterih dragih kamnih, na primer akvamarin ali v rudnike urana. In na nebu, znotraj zvezd, je ta element v številčnosti uvrščen na številko 23; precej visoko, če štejemo celoten Kozmos.

Industrijski odpadki in odpadki

Pravkar je bilo rečeno, da lahko skandij najdemo tudi kot nečistočo. Na primer, najdemo ga v pigmentih TiO ₂ ; v odpadkih iz predelave urana in njegovih radioaktivnih mineralov; in v ostankih boksita pri proizvodnji kovinskega aluminija.

Najdemo ga tudi v nikljevih in kobaltovih kasnilih, ki so obetaven vir skandija v prihodnosti.

Metalurško zmanjšanje

Ogromne težave pri pridobivanju skandija, ki so trajale toliko časa, da so jih pridobili v domačem ali kovinskem stanju, so bile posledica dejstva, da je Sc ₂ O ₃ težko zmanjšati; celo več kot TiO ₂ , ker Sc ^{3+ kaže} večjo afiniteto kot Ti ⁴⁺ do O ^2- (ob predpostavki 100% ionskega značaja v svojih oksidih).

To pomeni, da je Ti- ₂ lažje odstranjevati kisik kot Sc ₂ O ₃ z dobrim reducirnim sredstvom (običajno ogljikom ali alkalijskim ali zemeljsko-zemeljskim kovinam). Zato Sc ₂ O ₃ se najprej pretvori v spojino S znižanje manjše problematična; kot na primer skandijev fluorid, ScF ₃ . Nato se ScF ₃ zmanjša s kovinskim kalcijem:

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

Sc ₂ O ₃ izvira iz že omenjenih mineralov ali je stranski produkt ekstrakcij drugih elementov (na primer urana in železa). Je komercialna oblika skandija, njegova nizka letna proizvodnja (15 ton) pa poleg njegovega pridobivanja iz kamnin odraža tudi visoke stroške predelave.

Elektroliza

Druga metoda za pridobivanje skandija je, da najprej pridobijo njegovo kloridno sol, ScCl ₃ , in nato podvržejo elektrolizi. Tako se v eni elektrodi (kot goba) proizvaja kovinski skandij, v drugi pa klorov plin.

Reakcije

Amfoterika

Scandium ne deli le aluminija lastnosti lahkih kovin, ampak so tudi amfoterne; torej se obnašajo kot kisline in baze.

Na primer, kot številne druge prehodne kovine, reagira z močnimi kislinami, da proizvaja soli in vodikov plin:

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

Pri tem se obnaša kot baza (reagira s HCl). Toda na enak način reagira z močnimi podlagami, kot je natrijev hidroksid:

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

In zdaj se obnaša kot kislina (reagira z NaOH) in tvori skandastno sol; natrijevega, Na ₃ Sc (OH) ₆ , z anionom skandata, Sc (OH) ₆ ^3- .

Oksidacija

Skandij, ko je izpostavljen zraku, začne oksidirati v ustrezen oksid. Če uporabimo vir toplote, se reakcija pospeši in avtokatalizira. To reakcijo predstavlja naslednja kemijska enačba:

4Sc (y) + 3O ₂ (g) => 2SC ₂ O ₃ (i)

Halidi

Skandij reagira z vsemi halogeni in tvori halogenide s splošno kemijsko formulo ScX ₃ (X = F, Cl, Br itd.).

Na primer, reagira z jodom po naslednji enačbi:

2Sc (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

Na enak način reagira s klorom, bromom in fluorom.

Tvorba hidroksida

Kovinski skandij se lahko raztopi v vodi, da ustvari svoj hidroksid in plin vodik:

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

Kisla hidroliza

Vodne ³⁺ komplekse lahko hidroliziramo tako, da tvorijo Sc- (OH) -Sc mostove, da določijo grozd s tremi skandijevimi atomi.

Tveganja

Poleg njegove biološke vloge niso znani natančni fiziološki in toksikološki učinki skandija.

V svoji elementarni obliki velja, da ni strupen, razen če se vdihava njegova fino razdeljena trdna snov, kar povzroči poškodbe pljuč. Prav tako se njenim spojinam pripiše ničelna strupenost, zato zaužitje njihovih soli v teoriji ne bi smelo predstavljati nobenega tveganja; dokler odmerek ni visok (testiran na podganah).

Vendar so podatki o teh vidikih zelo omejeni. Zato ni mogoče domnevati, da je katera od spojin skandija resnično nestrupena; še manj, če se kovina lahko kopiči v tleh in vodah, potem prehaja na rastline in v manjši meri na živali.

Trenutno skandij še vedno ne predstavlja občutnega tveganja v primerjavi s težjimi kovinami; kot so kadmij, živo srebro in svinec.

Prijave

Zlitine

Čeprav je cena skandija v primerjavi z drugimi kovinami, kot sta titanij ali itrij, visoka, pa so njene aplikacije na koncu vredne truda in naložb. Eden od njih je uporaba kot dodatek za aluminijeve zlitine.

Na ta način zlitine Sc-Al (in druge kovine) ohranijo lahkotnost, vendar postanejo še bolj odporne proti koroziji, pri visokih temperaturah (ne razpokajo) in so močne kot titan.

Tolikšen učinek ima skandij na te zlitine, da ga je dovolj, da ga dodamo v sledovih (manj kot 0,5 mas.%), Da se njegove lastnosti drastično izboljšajo, ne da bi opazili občutno povečanje njegove teže. Govori se, da bi lahko z maso, ki jo uporabljamo en dan, teža letal zmanjšala za 15-20%.

Prav tako so skandijeve zlitine uporabljene za okvirje revolverjev ali za izdelavo športnih izdelkov, kot so baseball palice, posebna kolesa, ribiške palice, golf klubi itd .; čeprav jih titanove zlitine običajno nadomeščajo, ker so cenejše.

Najbolj znana med temi zlitinami je Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀ , ki je močan kot titan, lahek kot aluminij in trd kot keramika.

3D tiskanje

Zlitine Sc-Al so bile uporabljene za izdelavo kovinskih 3D odtisov, da bi jih lahko postavili ali dodali plasti na vnaprej izbrano trdno snov.

Osvetlitev stadiona

Svetilniki na stadionih posnemajo sončno svetlobo zahvaljujoč delovanju skandijevega jodida in hlapi živega srebra. Vir: Pexels.

Skandijev jodid ScI ₃ se doda (skupaj z natrijevim jodidom) živosrebrnim žarnicam, da ustvari umetne luči, ki posnemajo sonce. Zato je na stadionih ali na nekaterih športnih igriščih, tudi ponoči, osvetlitev znotraj njih taka, da omogočajo občutek gledanja tekme na prostem.

Podobni učinki so bili uporabljeni za električne naprave, kot so digitalni fotoaparati, televizijski zasloni ali računalniški monitorji. Prav tako so žarometi s takimi _3- Hg ScI svetilkami nameščeni v filmskih in televizijskih studiih.

Gorivne celice iz trdnega oksida

SOFC za svojo kratico v angleščini (trdna oksidna gorivna celica) uporablja oksid ali keramiko kot elektrolitski medij; v tem primeru trdna snov, ki vsebuje skandijeve ione. Njegova uporaba v teh napravah je posledica velike električne prevodnosti in sposobnosti stabiliziranja povečanja temperature; zato delujejo brez pregrevanja.

Primer ene takšne trdnega oksida skandij stabiliziran zirconite (kot Sc ₂ O ₃ , spet).

Keramika

Skandijev karbid in titan sestavljata keramiko izjemne trdote, ki je le v primerjavi z diamanti. Vendar je njegova uporaba omejena na materiale z zelo naprednimi aplikacijami.

Organski koordinacijski kristali

Sc ³⁺ ioni lahko koordinirajo z več organskimi ligandi, še posebej, če gre za molekule s kisikom.

Razlog je, da so nastale vezi Sc-O zelo stabilne, zato nastajajo kristali z neverjetnimi strukturami, v katerih pore lahko sprožimo kemijske reakcije, ki se obnašajo kot heterogeni katalizatorji; ali v hiši nevtralnih molekul, ki se obnašajo kot trda skladišča.

Prav tako se takšni koordinacijski kristali skandija lahko uporabljajo za oblikovanje senzoričnih materialov, molekularnih sitov ali ionskih prevodnikov.

Reference

1. Irina Štangejeva. (2004). Skandij. Sankt Peterburg Državna univerza Sankt Peterburg. Pridobljeno: researchgate.net
2. Wikipedija. (2019). Skandij. Pridobljeno: en.wikipedia.org
3. Uredniki Encyclopeedia Britannica. (2019). Skandij. Encyclopædia Britannica. Pridobljeno: britannica.com
4. Dr. Doug Stewart. (2019). Dejstva o elementu skandija. Kemikool. Pridobljeno: chemicool.com
5. Lestvica. (2018). Skandij. Pridobljeno iz: scale-project.eu
6. Helmenstine, Anne Marie, dr. (03. julij 2019). Pregled Skandija. Pridobljeno: misel.com
7. Kist, AA, Zhuk, LI, Danilova, EA in Makhmudov, EA (2012). Vprašanje biološke vloge skandija. Pridobljeno: inis.iaea.org
8. WAGrosshans, YKVohra & WBHolzapfel. (1982). Fazne transformacije visokega tlaka v itriju in skandiju: razmerje do redkih zemelj in kristalnih struktur aktinidov. Časopis za magnetizem in magnetne materiale, zvezek 29, številke 1–3, strani 282-286 doi.org/10.1016/0304-8853(82)90251-7
9. Marina O. Barsukova idr. (2018). Skandijko-organski okviri: napredek in obeti. Russ. Chem. Rev. 87 1139.
10. Vlaganje v mrežo novic. (11. november 2014). Prijave za skandiranje: pregled. Dig Media Inc. Obnovljeno od: investingnews.com