SCANDIUM: GESCHIEDENIS, EIGENSCHAPPEN, REACTIES, RISICO'S EN TOEPASSINGEN - CHEMIE - 2026

Het scandium is een overgangsmetaal waarvan het chemische symbool Sc is, het eerste van de overgangsmetalen in het periodiek systeem, maar het is ook een van de minst voorkomende zeldzame aarde-elementen. Hoewel de eigenschappen ervan lijken op die van lanthaniden, keuren niet alle auteurs het op een dergelijke manier goed.

Op het populaire niveau is het een chemisch element dat onopgemerkt blijft. Zijn naam, geboren uit de zeldzame aardmetalen uit Scandinavië, kan naast koper, ijzer of goud voorkomen. Het is echter nog steeds indrukwekkend en de fysische eigenschappen van zijn legeringen kunnen concurreren met die van titanium.

Ultrapuur elementair scandiummonster. Bron: hoge resolutie afbeeldingen van chemische elementen

Ook worden er steeds meer stappen gezet in de wereld van de techniek, vooral op het gebied van verlichting en lasers. Iedereen die een vuurtoren heeft waargenomen die een licht uitstraalt dat lijkt op dat van de zon, zal indirect getuige zijn geweest van het bestaan ​​van scandium. Anders is het een veelbelovend item voor de vliegtuigbouw.

Het grootste probleem waarmee de scandiummarkt te maken heeft, is dat deze wijdverbreid is en dat er geen mineralen of rijke bronnen van zijn; de extractie ervan is dus duur, zelfs als het geen metaal is dat weinig voorkomt in de aardkorst. In de natuur wordt het aangetroffen als zijn oxide, een vaste stof die niet gemakkelijk kan worden gereduceerd.

In een groot deel van zijn verbindingen, anorganisch of organisch, neemt het deel aan de binding met een oxidatiegetal van +3; dat wil zeggen, uitgaande van de aanwezigheid van het Sc ^{3 +} -kation . Scandium is een relatief sterk zuur en kan zeer stabiele coördinatiebindingen vormen met de zuurstofatomen van organische moleculen.

Geschiedenis

Scandium werd in 1879 erkend als chemisch element door de Zwitserse chemicus Lars F. Nilson. Hij werkte met de mineralen euxeniet en gadoliniet met de bedoeling het daarin aanwezige yttrium te verkrijgen. Hij ontdekte dat er een onbekend element in hun sporen zat dankzij de studie van spectroscopische analyse (atomair emissiespectrum).

Van de mineralen slaagden hij en zijn team erin het respectieve scandiumoxide te verkrijgen, een naam die werd ontvangen omdat ze zeker de monsters uit Scandinavië hadden verzameld; mineralen die tegen die tijd zeldzame aarden werden genoemd.

Acht jaar eerder, in 1871, had Dmitri Mendeleev echter het bestaan ​​van scandium voorspeld; maar met de naam ekaboro, wat betekende dat de chemische eigenschappen vergelijkbaar waren met die van boor.

En het was in feite de Zwitserse chemicus Per Teodor Cleve die scandium aan ekaboro toeschreef, en dus hetzelfde chemische element was. Specifiek degene die het blok overgangsmetalen in het periodiek systeem begint.

Vele jaren gingen voorbij toen Werner Fischer en zijn medewerkers er in 1937 in slaagden om metallisch scandium (maar onzuiver) te isoleren door middel van de elektrolyse van een mengsel van kalium-, lithium- en scandiumchloriden. Pas in 1960 kon het eindelijk worden verkregen met een zuiverheid van ongeveer 99%.

Structuur en elektronische configuratie

Elementair scandium (natief en zuiver) kan kristalliseren in twee structuren (allotropen): de compacte hexagonale (hcp) en de lichaamsgerichte kubus (bcc). De eerste wordt meestal de α-fase genoemd en de tweede de β-fase.

De dichtere, hexagonale a-fase is stabiel bij omgevingstemperaturen; terwijl de minder dichte kubische β-fase stabiel is boven 1337 ºC. Bij deze laatste temperatuur treedt dus een overgang op tussen beide fasen of allotropen (in het geval van metalen).

Merk op dat hoewel scandium normaal kristalliseert tot een hcp-vaste stof, het er geen erg dicht metaal van maakt; tenminste, ja meer dan aluminium. Uit zijn elektronische configuratie kan bekend worden welke elektronen normaal gesproken deelnemen aan zijn metalen binding:

3d ¹ 4s ²

Daarom grijpen de drie elektronen van de 3d- en 4s-orbitalen in op de manier waarop de Sc-atomen zich in het kristal bevinden.

Om samen te persen tot een hexagonaal kristal, moet de aantrekkingskracht van hun kernen zodanig zijn dat deze drie elektronen, zwak afgeschermd door de elektronen van de binnenschillen, niet te ver van de Sc-atomen afdwalen en bijgevolg de afstanden tussen hen worden verkleind.

Hoge drukfase

De α- en β-fasen zijn geassocieerd met veranderingen in temperatuur; er is echter een tetragonale fase, vergelijkbaar met die van het metaal niobium, Nb, die ontstaat wanneer het metallische scandium een ​​druk ondergaat van meer dan 20 GPa.

Oxidatienummers

Scandium kan maximaal zijn drie valentie-elektronen verliezen (3d ¹ 4s ² ). In theorie zijn de eersten die "gaan" die in de 4s-orbitaal.

Dus, aangenomen dat het Sc ⁺ -kation in de verbinding voorkomt, is het oxidatiegetal +1; wat hetzelfde is als zeggen dat hij een elektron verloor uit de 4s-orbitaal (3d ¹ 4s ¹ ).

Als het Sc ^{2+ is} , is het oxidatiegetal +2 en heeft het twee elektronen verloren (3d ¹ 4s ⁰ ); en als het Sc ^{3+ is} , de meest stabiele van deze kationen, heeft het een oxidatiegetal van +3 en is het iso-elektronisch voor argon.

Kort gezegd zijn hun oxidatiegetallen: +1, +2 en +3. In Sc ₂ O _{3 is} het oxidatiegetal van scandium bijvoorbeeld +3 omdat het bestaan ​​van Sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) wordt aangenomen .

Eigendommen

Fysiek uiterlijk

Het is een zilverwit metaal in zijn pure en elementaire vorm, met een zachte en gladde textuur. Het krijgt geelachtig roze tinten wanneer het bedekt begint te worden met een laag oxide (Sc ₂ O ₃ ).

Molaire massa

44,955 g / mol.

Smeltpunt

1541 ° C.

Kookpunt

2836 ° C.

Molaire warmtecapaciteit

25,52 J / (mol.K).

Warmte van fusie

14,1 kJ / mol.

Warmte van verdamping

332,7 kJ / mol.

Warmtegeleiding

66 µΩ · cm bij 20 ° C.

Dichtheid

2,985 g / ml, vast, en 2,80 g / ml, vloeistof. Merk op dat de dichtheid in vaste toestand dicht bij die van aluminium ligt (2,70 g / ml), wat betekent dat beide metalen erg licht zijn; maar scandium smelt bij een hogere temperatuur (het smeltpunt van aluminium is 660,3 ºC).

Elektronegativiteit

1,36 op de schaal van Pauling.

Ionisatie-energieën

Ten eerste: 633,1 kJ / mol (Sc ⁺ gasvormig).

Ten tweede: 1235,0 kJ / mol (Sc ²⁺ gasvormig).

Ten derde: 2388,6 kJ / mol (Sc ³⁺ gas).

Atomaire radio

162 uur.

Magnetische volgorde

Paramagnetisch.

Isotopen

Van alle isotopen van scandium beslaat ⁴⁵ Sc bijna 100% van de totale overvloed (dit komt tot uiting in het atoomgewicht dat zeer dicht bij 45 u ligt).

De andere bestaan ​​uit radio-isotopen met verschillende halfwaardetijden; zoals ⁴⁶ Sc (t _1/2 = 83,8 dagen), ⁴⁷ Sc (t _1/2 = 3,35 dagen), ⁴⁴ Sc (t _1/2 = 4 uur) en ⁴⁸ Sc (t _1/2 = 43,7 uur). Andere radio-isotopen hebben t _1/2 minder dan 4 uur.

Zuurgraad

Het Sc ³⁺ -kation is een relatief sterk zuur. In water kan het bijvoorbeeld het waterige complex ^{3+ vormen} , dat op zijn beurt de pH kan veranderen naar een waarde onder de 7, vanwege het feit dat het H ₃ O ⁺ -ionen genereert als een product van zijn hydrolyse:

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

De zuurgraad van scandium kan ook geïnterpreteerd worden volgens de Lewis-definitie: het heeft een sterke neiging om elektronen op te nemen en daardoor coördinatiecomplexen te vormen.

Coördinatiegetal

Een belangrijke eigenschap van scandium is dat het coördinatiegetal, in de meeste van zijn anorganische verbindingen, structuren of organische kristallen, 6 is; het betekent dat de Sc wordt omringd door zes buren (of zes bindingen vormt). Hierboven is complexe waterige ³⁺ het eenvoudigste voorbeeld van allemaal.

In kristallen zijn de centra van Sc octaëdrisch; ofwel interactie met andere ionen (in ionische vaste stoffen), of met covalent gebonden neutrale atomen (in covalente vaste stoffen).

Een voorbeeld van het laatste hebben we al, dat een ketenstructuur vormt met de AcO-groepen (acetyloxy of acetoxy) die als bruggen tussen de Sc-atomen werken.

Nomenclatuur

Omdat bijna standaard het oxidatiegetal van scandium in de meeste van zijn verbindingen +3 is, wordt het als uniek beschouwd en is de nomenclatuur daarom aanzienlijk vereenvoudigd; vergelijkbaar met alkalimetalen of aluminium zelf.

Beschouw bijvoorbeeld het oxide, Sc ₂ O ₃ . Dezelfde chemische formule geeft vooraf de oxidatietoestand van +3 voor scandium aan. Om deze verbinding scandium te noemen, en net als andere, worden de systematische, standaard en traditionele nomenclaturen gebruikt.

Sc ₂ O ₃ is dan scandiumoxide, volgens de voorraadnomenclatuur, waarbij (III) wordt weggelaten (hoewel het niet de enige mogelijke oxidatietoestand is); scandisch oxide, met het achtervoegsel –ico aan het einde van de naam volgens de traditionele nomenclatuur; en diescandiumtrioxide, volgens de regels van de Griekse numerieke voorvoegsels van de systematische nomenclatuur.

Biologische rol

Scandium mist momenteel een gedefinieerde biologische rol. Dat wil zeggen, het is niet bekend hoe het lichaam Sc ³⁺ -ionen kan accumuleren of assimileren ; welke specifieke enzymen het als cofactor kunnen gebruiken als het invloed uitoefent op cellen, zij het vergelijkbaar met Ca ²⁺ of Fe ³⁺ ionen .

Het is echter bekend dat Sc ³⁺ -ionen antibacteriële effecten uitoefenen, mogelijk door het metabolisme van Fe ³⁺ -ionen te verstoren .

Sommige statistische studies binnen de geneeskunde brengen het mogelijk in verband met maagaandoeningen, obesitas, diabetes, cerebrale leptomeningitis en andere ziekten; maar zonder voldoende verhelderende resultaten.

Evenzo hopen planten gewoonlijk geen noemenswaardige hoeveelheden scandium op in hun bladeren of stengels, maar in hun wortels en knobbeltjes. Daarom kan worden gesteld dat de concentratie ervan in biomassa slecht is, wat wijst op een geringe deelname aan de fysiologische functies ervan en dat het zich bijgevolg meer ophoopt in de bodem.

Waar te vinden en productie

Mineralen en sterren

Scandium is misschien niet zo overvloedig als andere chemische elementen, maar zijn aanwezigheid in de aardkorst overtreft die van kwik en sommige edele metalen. In feite benadert de overvloed die van kobalt en beryllium; Voor elke ton stenen kan 22 gram scandium worden gewonnen.

Het probleem is dat hun atomen niet gelokaliseerd maar verspreid zijn; dat wil zeggen, er zijn geen mineralen die in hun massasamenstelling precies rijk zijn aan scandium. Daarom wordt gezegd dat het geen voorkeur heeft voor de typische mineraalvormende anionen (zoals carbonaat, CO ₃ ^2- of sulfide, S ^2- ).

Het is niet in zijn pure staat. Evenmin is het meest stabiele oxide, Sc ₂ O ₃ , dat zich combineert met andere metalen of silicaten om mineralen te definiëren; zoals thortveitiet, euxeniet en gadoliniet.

Deze drie mineralen (op zichzelf zeldzaam) vertegenwoordigen de belangrijkste natuurlijke bronnen van Scandinavië en worden aangetroffen in regio's van Noorwegen, IJsland, Scandinavië en Madagaskar.

Anders kunnen Sc ³⁺ -ionen worden opgenomen als onzuiverheden in sommige edelstenen, zoals aquamarijn, of in uraniummijnen. En aan de hemel, in de sterren, staat dit element in overvloed op nummer 23; best hoog als de hele kosmos wordt beschouwd.

Industrieel afval en afval

Er is net gezegd dat scandium ook als onzuiverheid kan worden aangetroffen. Zo blijkt in de TiO ₂ pigmenten ; in het afval van uraniumverwerking, evenals in de radioactieve mineralen; en in bauxietresiduen bij de productie van metallisch aluminium.

Het wordt ook aangetroffen in laterieten van nikkel en kobalt, waarvan de laatste in de toekomst een veelbelovende bron van scandium is.

Metallurgische reductie

De enorme moeilijkheden bij de extractie van scandium, die zo lang duurde om in de natieve of metallische toestand te verkrijgen, waren te wijten aan het feit dat Sc ₂ O ₃ moeilijk te verminderen is; zelfs meer dan TiO ₂ , aangezien Sc ^{3+ toont} een grotere affiniteit dan Ti ⁴⁺ richting O ^2- (uitgaande van 100% ionisch karakter in hun oxiden).

Dat is, is het makkelijker om de-zuurstof TiO ₂ dan Sc ₂ O ₃ met een goede reductiemiddel (gewoonlijk koolstof of alkali- of aardalkalimetalen). Daarom wordt Sc ₂ O ₃ eerst omgezet in een verbinding waarvan de reductie minder problematisch is; zoals scandiumfluoride, ScF ₃ . Vervolgens wordt ScF ₃ verminderd met metallisch calcium:

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

Sc ₂ O _{3 is} ofwel afkomstig van de reeds genoemde mineralen, ofwel is het een bijproduct van de extractie van andere elementen (zoals uranium en ijzer). Het is de commerciële vorm van scandium en de lage jaarlijkse productie (15 ton) weerspiegelt de hoge verwerkingskosten naast de winning uit de rotsen.

Elektrolyse

Een andere methode om scandium te produceren, is door eerst het chloridezout ScCl _{3 te verkrijgen} en het vervolgens aan elektrolyse te onderwerpen. Zo wordt metallisch scandium geproduceerd in de ene elektrode (zoals een spons) en wordt chloorgas geproduceerd in de andere.

Reacties

Amfoterie

Scandium deelt niet alleen met aluminium de eigenschappen van lichte metalen, maar ze zijn ook amfoteer; dat wil zeggen, ze gedragen zich als zuren en basen.

Het reageert bijvoorbeeld, net als veel andere overgangsmetalen, met sterke zuren om zouten en waterstofgas te produceren:

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

Daarbij gedraagt ​​het zich als een base (reageert met HCl). Maar op dezelfde manier reageert het met sterke basen, zoals natriumhydroxide:

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

En nu gedraagt ​​het zich als een zuur (reageert met NaOH), om een ​​scandaatzout te vormen; die van natrium, Na ₃ Sc (OH) ₆ , met het scandaatanion, Sc (OH) ₆ ^3- .

Oxidatie

Bij blootstelling aan lucht begint scandium te oxideren tot zijn respectievelijke oxide. De reactie wordt versneld en automatisch gekatalyseerd als een warmtebron wordt gebruikt. Deze reactie wordt weergegeven door de volgende chemische vergelijking:

4Sc (s) + 3O ₂ (g) => 2Sc ₂ O ₃ (s)

Halogeniden

Scandium reageert met alle halogenen en vormt halogeniden met de algemene chemische formule ScX ₃ (X = F, Cl, Br, enz.).

Het reageert bijvoorbeeld met jodium volgens de volgende vergelijking:

2Sc (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

Op dezelfde manier reageert het met chloor, broom en fluor.

Hydroxide vorming

Metallisch scandium kan oplossen in water om zijn respectievelijke hydroxide- en waterstofgas te produceren:

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

Zure hydrolyse

Waterige ³⁺ complexen kunnen zodanig worden gehydrolyseerd dat ze Sc- (OH) -Sc-bruggen vormen, totdat ze een cluster met drie scandiumatomen definiëren.

Risico's

Naast zijn biologische rol zijn de exacte fysiologische en toxicologische effecten van scandium onbekend.

In zijn elementaire vorm wordt aangenomen dat het niet giftig is, tenzij de fijn verdeelde vaste stof wordt ingeademd, waardoor schade aan de longen wordt veroorzaakt. Evenzo wordt aan de verbindingen geen toxiciteit toegeschreven, dus de inname van hun zouten zou in theorie geen enkel risico moeten vormen; zolang de dosis niet hoog is (getest bij ratten).

De gegevens over deze aspecten zijn echter zeer beperkt. Daarom kan niet worden aangenomen dat een van de scandiumverbindingen echt niet giftig is; nog minder als het metaal zich kan ophopen in bodems en wateren, en vervolgens naar planten kan gaan, en in mindere mate naar dieren.

Op dit moment vormt scandium nog steeds geen tastbaar risico in vergelijking met zwaardere metalen; zoals cadmium, kwik en lood.

Toepassingen

Legeringen

Hoewel de prijs van scandium hoog is in vergelijking met andere metalen zoals titanium of yttrium zelf, zijn de toepassingen ervan de moeite en investeringen waard. Een daarvan is om het te gebruiken als additief voor aluminiumlegeringen.

Op deze manier behouden Sc-Al-legeringen (en andere metalen) hun lichtheid, maar worden ze zelfs nog beter bestand tegen corrosie, bij hoge temperaturen (ze barsten niet) en zijn ze zo sterk als titanium.

Het effect dat scandium op deze legeringen heeft, is zozeer dat het voldoende is om het in sporenhoeveelheden (minder dan 0,5 massaprocent) toe te voegen om de eigenschappen drastisch te verbeteren zonder een merkbare toename van het gewicht waar te nemen. Er wordt gezegd dat als het op een dag massaal wordt gebruikt, het het gewicht van vliegtuigen met 15-20% kan verminderen.

Evenzo zijn scandiumlegeringen gebruikt voor de frames van revolvers of voor de vervaardiging van sportartikelen, zoals honkbalknuppels, speciale fietsen, hengels, golfclubs, enz .; hoewel titaniumlegeringen ze vaak vervangen omdat ze goedkoper zijn.

De bekendste van deze legeringen is Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀ , dat zo sterk is als titanium, zo licht als aluminium en hard als keramiek.

3d printen

Sc-Al-legeringen zijn gebruikt om metallische 3D-prints te maken, om er lagen van te plaatsen of toe te voegen op een vooraf geselecteerde vaste stof.

Stadionverlichting

De vuurtorens in de stadions bootsen het zonlicht na dankzij de werking van scandiumjodide samen met kwikdampen. Bron: Pexels.

Scandiumjodide, ScI ₃ , wordt (samen met natriumjodide) toegevoegd aan kwikdamplampen om kunstlicht te creëren dat de zon nabootst. Dat is de reden waarom in stadions of sommige sportvelden, zelfs 's nachts, de verlichting erin zo is dat ze het gevoel geven een wedstrijd op klaarlichte dag te bekijken.

Soortgelijke effecten zijn gebruikt voor elektrische apparaten zoals digitale camera's, televisieschermen of computermonitors. Evenzo zijn koplampen met dergelijke _3- Hg ScI-lampen in film- en televisiestudio's geplaatst.

Brandstofcellen in vaste oxide

SOFC, voor zijn acroniem in het Engels (vaste oxide brandstofcel) gebruikt een oxide of keramiek als elektrolytisch medium; in dit geval een vaste stof die scandiumionen bevat. Het gebruik ervan in deze apparaten is te danken aan zijn grote elektrische geleidbaarheid en het vermogen om temperatuurstijgingen te stabiliseren; zodat ze werken zonder oververhitting.

Een voorbeeld van zo'n vast oxide is scandium gestabiliseerd zirkoniet (opnieuw als Sc ₂ O ₃ ).

Keramiek

Scandiumcarbide en titanium vormen een keramiek met een uitzonderlijke hardheid, op de tweede plaats na dat van diamanten. Het gebruik ervan is echter beperkt tot materialen met zeer geavanceerde toepassingen.

Organische coördinatiekristallen

Sc ³⁺ -ionen kunnen coördineren met meerdere organische liganden, vooral als het zuurstofrijke moleculen zijn.

Dit komt doordat de gevormde Sc-O-bindingen zeer stabiel zijn en daarom uiteindelijk kristallen bouwen met verbazingwekkende structuren, in de poriën waarvan chemische reacties kunnen worden geactiveerd, die zich gedragen als heterogene katalysatoren; of om neutrale moleculen te huisvesten, die zich gedragen als een solide opslag.

Evenzo kunnen dergelijke organische scandium-coördinatiekristallen worden gebruikt om sensorische materialen, moleculaire zeven of ionengeleiders te ontwerpen.

Referenties

1. Irina Shtangeeva. (2004). Scandium. Staatsuniversiteit van Sint-Petersburg Sint-Petersburg. Hersteld van: researchgate.net
2. Wikipedia. (2019). Scandium. Hersteld van: en.wikipedia.org
3. De redactie van Encyclopaedia Britannica. (2019). Scandium. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: britannica.com
4. Dr. Doug Stewart. (2019). Scandium Element-feiten. Chemicool. Hersteld van: chemicool.com
5. Schaal. (2018). Scandium. Hersteld van: scale-project.eu
6. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3 juli 2019). Een overzicht van Scandium. Hersteld van: thoughtco.com
7. Kist, AA, Zhuk, LI, Danilova, EA en Makhmudov, EA (2012). Over de biologische rol van scandium. Hersteld van: inis.iaea.org
8. WAGrosshans, YKVohra en WBHolzapfel. (1982). Fasetransformaties onder hoge druk in yttrium en scandium: relatie tot kristalstructuren van zeldzame aarden en actiniden. 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). Scandium-organische kaders: vooruitgang en vooruitzichten. Russ. Chem Rev. 87 1139.
10. Investing News Network. (11 november 2014). Scandium-toepassingen: een overzicht. Dig Media Inc. Hersteld van: investingnews.com