Historie skandia, vlastnosti, reakce, rizika a použití

1041
Sherman Hoover

The skandium je to přechodný kov, jehož chemickým symbolem je Sc. Je to první z přechodných kovů v periodické tabulce, ale je to také jeden z méně běžných prvků vzácných zemin; i když se jeho vlastnosti mohou podobat vlastnostem lanthanoidů, ne všichni autoři souhlasí s jeho klasifikací takovým způsobem.

Na populární úrovni jde o chemický prvek, který zůstává bez povšimnutí. Jeho jméno, které pochází z minerálů vzácných zemin ze Skandinávie, se může šířit vedle mědi, železa nebo zlata. Je však stále působivý a fyzikální vlastnosti jeho slitin mohou konkurovat vlastnostem titanu..

Ultračistý vzorek elementárního skandia. Zdroj: Hi-Res Images of Chemical Elements [CC BY 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by/3.0)]

Podobně stále více a více kroků se děje ve světě technologie, zejména pokud jde o osvětlení a lasery. Ten, kdo pozoroval maják vyzařující světlo podobné slunci, bude nepřímo svědkem existence skandia. Jinak je to slibná položka pro výrobu letadel.

Hlavním problémem skandiového trhu je, že je široce rozptýlený a neexistují žádné minerály ani jeho bohaté zdroje; takže jeho těžba je drahá, i když to není kov s nízkou hojností v zemské kůře. V přírodě se vyskytuje jako jeho oxid, pevná látka, kterou nelze snadno redukovat.

Ve většině svých anorganických nebo organických sloučenin se podílí na vazbě s oxidačním číslem +3; tj. za předpokladu, že je kationt Sc3+. Skandium je relativně silná kyselina a může vytvářet velmi stabilní koordinační vazby s atomy kyslíku organických molekul..

Rejstřík článků

  • 1 Historie
  • 2 Struktura a elektronická konfigurace
    • 2.1 Fáze vysokého tlaku
    • 2.2 oxidační čísla
  • 3 Vlastnosti
    • 3.1 Fyzický vzhled
    • 3,2 molární hmotnost
    • 3.3 Teplota tání
    • 3.4 Bod varu
    • 3,5 molární tepelná kapacita
    • 3.6 Fúzní teplo
    • 3.7 Odpařovací teplo
    • 3.8 Tepelná vodivost
    • 3.9 Hustota
    • 3.10 Elektronegativita
    • 3.11 Ionizační energie
    • 3.12 Atomový poloměr
    • 3.13 Magnetické pořadí
    • 3.14 Izotopy
    • 3.15 kyselost
    • 3.16 Koordinační číslo
  • 4 Názvosloví
  • 5 Biologická role
  • 6 Kde najít a vyrobit
    • 6.1 Minerály a hvězdy
    • 6.2 Zbytky a průmyslový odpad
    • 6.3 Metalurgická redukce
    • 6.4 Elektrolýza
  • 7 Reakce
    • 7.1 Amfoterismus
    • 7.2 oxidace
    • 7.3 Halogenidy
    • 7.4 Tvorba hydroxidu
    • 7.5 Hydrolýza kyselinou
  • 8 Rizika
  • 9 použití
    • 9.1 Slitiny
    • 9.2 3D tisk
    • 9.3 Světla stadionu
    • 9.4 Palivové články na tuhý oxid
    • 9.5 Keramika
    • 9.6 Organické koordinační krystaly
  • 10 Reference

Příběh

Scandium bylo uznáno jako chemický prvek v roce 1879 švýcarským chemikem Larsem F. Nilsonem. Pracoval s minerály euxenit a gadolinit se záměrem získat ytrium v ​​nich obsažené. Zjistil, že v jeho stopách je neznámý prvek díky studiu spektroskopické analýzy (atomové emisní spektrum).

Z minerálů se mu a jeho týmu podařilo získat příslušný oxid skandia, jméno, které dostalo za to, že jistě shromáždil vzorky ze Skandinávie; minerály, které se do té doby nazývaly vzácné zeminy.

O osm let dříve, v roce 1871, Dmitrij Mendělejev předpověděl existenci skandia; ale s názvem ekaboro, což znamenalo, že jeho chemické vlastnosti byly podobné jako u boru. 

A byl to ve skutečnosti švýcarský chemik Per Teodor Cleve, kdo přisuzoval ekaboro skandium, což byl stejný chemický prvek. Konkrétně ten, který začíná blok přechodných kovů v periodické tabulce.

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

Struktura a elektronická konfigurace

Elementární skandium (nativní a čisté) může krystalizovat do dvou struktur (alotropů): kompaktní šestihranný (hcp) a kubický centrovaný na tělo (bcc). První se obvykle označuje jako α fáze a druhá jako β fáze..

Hustší hexagonální fáze α je stabilní při teplotě okolí; zatímco méně hustá kubická β fáze je stabilní nad 1337 ° C. Při této poslední teplotě tedy dochází k přechodu mezi oběma fázemi nebo alotropy (v případě kovů).

Všimněte si, že ačkoli skandium normálně krystalizuje do pevné látky hcp, neznamená to, že jde o velmi hustý kov; alespoň ano víc než hliník. Z jeho elektronické konfigurace je známo, které elektrony se obvykle podílejí na jeho kovové vazbě:

[Ar] 3d1 4 sdva

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

Aby se zhutnil do šestiúhelníkového krystalu, musí být přitažlivost jeho jader taková, aby tyto tři elektrony, slabě stíněné elektrony vnitřních skořápek, neodcházely příliš daleko od atomů Sc a v důsledku toho se vzdálenosti mezi nimi zúžily..

Fáze vysokého tlaku

Fáze α a β jsou spojeny se změnami teploty; Existuje však tetragonální fáze, podobná fázi kovového niobu, Nb, která vzniká, když kovové skandium podstoupí tlak vyšší než 20 GPa.

Oxidační čísla

Scandium může ztratit až maximum ze svých tří valenčních elektronů (3d14 sdva). Teoreticky první, kdo „jde“, jsou ti na 4s oběžné dráze..

Za předpokladu existence kationtu Sc+ ve sloučenině je jeho oxidační číslo +1; což je stejné, jako když říká, že ztratil elektron z orbitálu 4s (3d14 s1).

Pokud je to Scdva+, vaše oxidační číslo bude +2 a ztratíte dva elektrony (3d14 s0); a pokud je to Sc3+, nejstabilnější z těchto kationtů, bude mít oxidační číslo +3 a je izoelektronický na argon.

Stručně řečeno, jejich oxidační čísla jsou: +1, +2 a +3. Například v ScdvaNEBO3 oxidační číslo skandia je +3, protože se předpokládá existence Sc3+ (Scdva3+NEBO3dva-).

Vlastnosti

Fyzický vzhled

Je to stříbřitě bílý kov ve své čisté a elementární formě s měkkou a hladkou strukturou. Získává žlutavě růžové tóny, když začne být pokryto vrstvou oxidu (ScdvaNEBO3).

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 taje při vyšší teplotě (teplota tání hliníku je 660,3 ° C).

Elektronegativita

1,36 na Paulingově stupnici.

Ionizační energie

První: 633,1 kJ / mol (Sc+ plynný).

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

Za třetí: 2388,6 kJ / mol (Sc3+ plynný).

Atomové rádio

162 hodin.

Magnetický řád

Paramagnetické.

Izotopy

Ze všech izotopů skandia Čtyři pětSc zaujímá téměř 100% z celkového množství (to se odráží v jeho atomové hmotnosti velmi blízké 45 u).

Ostatní se skládají z radioizotopů s různými poločasy; Jako 46Sc (t1/2 = 83,8 dnů), 47Sc (t1/2 = 3,35 dne), 44Sc (t1/2 = 4 hodiny) a 48Sc (t1/2 = 43,7 hodiny). Jiné radioizotopy mají t1/2 méně než 4 hodiny.

Kyselost

Kation Sc3+ je to relativně silná kyselina. Například ve vodě může tvořit vodný komplex [Sc (HdvaNEBO)6]3+, což zase může změnit pH na hodnotu pod 7, protože generuje ionty H3NEBO+ jako produkt své hydrolýzy:

[Sc (HdvaNEBO)6]3+(ac) + HdvaO (l)    <=>   [Sc (HdvaNEBO)5ACH]dva+(ac) + H3NEBO+(ac)

Kyselost skandia lze interpretovat také podle Lewisovy definice: má vysokou tendenci přijímat elektrony, a proto vytvářet koordinační komplexy.

Koordinační číslo

Důležitou vlastností skandia je, že jeho koordinační číslo, a to jak ve většině jeho anorganických sloučenin, struktur nebo organických krystalů, je 6; to znamená, že Sc je obklopen šesti sousedy (nebo tvoří šest vazeb). Nahoře je komplex vodný [Sc (HdvaNEBO)6]3+ je nejjednodušší příklad ze všech.

V krystalech jsou centra Sc oktaedrická; buď interaguje s jinými ionty (v iontových pevných látkách), nebo s neutrálními atomy kovalentně vázanými (v kovalentních pevných látkách).

Příklad druhé máme [Sc (OAc)3], který tvoří řetězovou strukturu s AcO skupinami (acetyloxy nebo acetoxy) fungujícími jako můstky mezi atomy Sc.

Nomenklatura

Protože téměř ve výchozím nastavení je oxidační číslo skandia ve většině jeho sloučenin +3, je považován za jedinečný a nomenklatura je proto výrazně zjednodušena; velmi podobné, jako je tomu u alkalických kovů nebo hliníku samotného.

Zvažte například svoji rez, ScdvaNEBO3. Stejný chemický vzorec předem označuje oxidační stav +3 pro skandium. Pro označení této složené skandie se tedy stejně jako ostatní používají systematické, skladové a tradiční názvosloví..

ScdvaNEBO3 Poté je to oxid skandia, podle základní nomenklatury, vynechává (III) (i když to není jeho jediný možný oxidační stav); skandický oxid, s příponou -ico na konci názvu podle tradiční nomenklatury; a oxid uhličitý, dodržující pravidla řeckých číselných předpon systematické nomenklatury.

Biologická role

Skandiu prozatím chybí definovaná biologická role. To znamená, že není známo, jak tělo může akumulovat nebo asimilovat ionty Sc3+; které konkrétní enzymy jej mohou použít jako kofaktor, pokud má vliv na buňky, i když podobný, iontům Cadva+ o víru3+.

Je však známo, že ionty Sc3+ mají antibakteriální účinky, které mohou ovlivňovat metabolismus iontů Fe3+.

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

Stejně tak rostliny obvykle nehromadí značné množství skandia v listech nebo stoncích, ale spíše v kořenech a uzlících. Proto lze tvrdit, že jeho koncentrace v biomase je nízká, což svědčí o malé účasti na jejích fyziologických funkcích, a v důsledku toho se hromadí více v půdách..

Kde se nachází a kde se nachází výroba

Minerály a hvězdy

Skandium nemusí být tak hojné jako jiné chemické prvky, ale jeho přítomnost v zemské kůře převyšuje přítomnost rtuti a některých drahých kovů. Ve skutečnosti se jeho hojnost blíží množství kobaltu a berýlia; na každou tunu hornin lze vytěžit 22 gramů skandia.

Problém je v tom, že jeho atomy nejsou lokalizovány, ale jsou rozptýleny; to znamená, že neexistují žádné minerály, které jsou v jejich hmotném složení přesně bohaté na skandium. Proto se říká, že nemá preferenci pro žádný z typických aniontů tvořících minerály (jako je uhličitan, CO.)3dva-, nebo síra, Sdva-).

Není v čistém stavu. Ani jeho nejstabilnější oxid, ScdvaNEBO3, který kombinuje s jinými kovy nebo křemičitany k definování minerálů; jako je thortveitit, euxenit a gadolinit.

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

Jinak ionty Sc3+ mohou být začleněny jako nečistoty do některých drahokamů, jako je akvamarín, nebo do uranových dolů. A na obloze, ve hvězdách, je tento prvek v hojnosti číslo 23; docela vysoká, pokud se vezme v úvahu celý Kosmos.

Průmyslový odpad a odpad

Právě bylo řečeno, že skandium lze také najít jako nečistotu. Například se nachází v pigmentech TiOdva; v odpadu ze zpracování uranu a jeho radioaktivních nerostů; a ve zbytcích bauxitu při výrobě kovového hliníku.

To je také nalezené v niklu a kobaltu lateritů, druhý je slibným zdrojem skandia v budoucnu..

Metalurgická redukce

Obrovské potíže spojené s těžbou skandia, jejichž získání v nativním nebo kovovém stavu trvalo tak dlouho, byly způsobeny skutečností, že ScdvaNEBO3 je těžké snížit; dokonce více než TiOdva, pro zobrazení Sc3+ afinita větší než afinita k Ti4+ směrem k Odva- (za předpokladu 100% iontového charakteru v příslušných oxidech).

To znamená, že je snazší odstranit kyslík z TiOdva než do ScdvaNEBO3 s dobrým redukčním činidlem (obvykle uhlík nebo alkalické kovy nebo kovy alkalických zemin). Proto se ScdvaNEBO3 nejprve se přemění na sloučeninu, jejíž redukce je méně problematická; jako je skandium fluorid, ScF3. Dále ScF3 se redukuje kovovým vápníkem:

2ScF3(s) + 3Ca (s) => 2Sc (s) + 3CaFdva(s)

ScdvaNEBO3 Buď pochází z již zmíněných minerálů, nebo je vedlejším produktem extrakce dalších prvků (jako je uran a železo). Jedná se o komerční formu skandia a jeho nízká roční produkce (15 tun) kromě těžby z hornin odráží vysoké náklady na zpracování..

Elektrolýza

Další metodou výroby skandia je nejprve získat jeho chloridovou sůl, ScCl3, a poté jej podrobit elektrolýze. V jedné elektrodě (jako houba) se tedy vyrábí kovové skandium a v druhé se vyrábí plynný chlór.

Reakce

Amfoterismus

Scandium nejen sdílí s hliníkem vlastnosti lehkých kovů, ale je také amfoterní; to znamená, že se chovají jako kyseliny a zásady.

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

2Sc (s) + 6HCl (aq) => 2ScCl3(aq) + 3Hdva(G)

Při tom se chová jako báze (reaguje s HCl). Reaguje však stejným způsobem se silnými zásadami, jako je hydroxid sodný:

2Sc (s) + 6NaOH (vodný) + 6HdvaO (l) => 2Na3Sc (OH)6(aq) + 3Hdva(G)

A teď se chová jako kyselina (reaguje s NaOH), za vzniku skandátové soli; sodíku, Na3Sc (OH)6, se skandátovým aniontem, Sc (OH)63-.

Oxidace

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

4Sc (s) + 3Odva(g) => 2ScdvaNEBO3(s)

Halogenidy

Scandium reaguje se všemi halogeny za vzniku halogenidů obecného chemického vzorce ScX3 (X = F, Cl, Br atd.).

Například reaguje s jódem podle následující rovnice:

2Sc (s) + 3Idva(g) => 2ScI3(s)

Stejným způsobem reaguje s chlorem, bromem a fluorem.

Tvorba hydroxidu

Kovové skandium se může rozpustit ve vodě za vzniku příslušných hydroxidů a plynného vodíku:

2Sc (s) + 6HdvaO (l) => 2Sc (OH)3(s) + Hdva(G)

Kyselá hydrolýza

Vodné komplexy [Sc (HdvaNEBO)6]3+ mohou být hydrolyzovány takovým způsobem, že nakonec vytvoří můstky Sc- (OH) -Sc, dokud nedefinují shluk se třemi atomy skandia.

Rizika

Kromě biologické role není známo, jaké jsou přesně fyziologické a toxikologické účinky skandia.

Ve své elementární formě se předpokládá, že je netoxický, pokud není inhalován jeho jemně rozptýlený pevný materiál, což by způsobilo poškození plic. Stejně tak je jeho sloučeninám přisuzována nulová toxicita, takže příjem jejich solí by teoreticky neměl představovat žádné riziko; pokud dávka není vysoká (testováno na potkanech).

Údaje týkající se těchto aspektů jsou však velmi omezené. Nelze proto předpokládat, že některá ze skandiových sloučenin je skutečně netoxická; ještě méně, pokud se kov může hromadit v půdách a vodách, poté přecházet na rostliny a v menší míře i na zvířata.

V tuto chvíli skandium stále nepředstavuje citelné riziko ve srovnání s těžšími kovy; jako je kadmium, rtuť a olovo.

Aplikace

Slitiny

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

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

Účinek skandia na tyto slitiny je natolik vysoký, že ho stačí přidat 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 se bude masivně používat jeden den, může snížit hmotnost letadla o 15-20%.

Podobně byly slitiny skandia použity pro rámy revolverů nebo pro výrobu sportovních potřeb, jako jsou baseballové pálky, speciální kola, rybářské pruty, golfové hole atd .; ačkoli titanové slitiny mají tendenci je nahrazovat, protože jsou levnější.

Nejznámější z těchto slitin je AldvacetLidvacetMg10ScdvacetVy30, který je stejně silný jako titan, lehký jako hliník a tvrdý jako keramika.

3D tisk

Slitiny Sc-Al byly použity k výrobě kovových 3D tisků za účelem jejich umístění nebo přidání na předem vybranou pevnou látku.

Osvětlení stadionu

Majáky na stadionech napodobují sluneční světlo díky působení jodidu skandia společně s parami rtuti. Zdroj: Pexels.

Skandium jodid, SCI3, přidává se (spolu s jodidem sodným) do rtuťových výbojek a vytváří umělá světla, která napodobují slunce. Proto je na stadionech nebo na některých sportovních hřištích, dokonce i v noci, osvětlení uvnitř takové, že poskytují pocit sledování hry za denního světla..

Podobné efekty byly určeny pro elektrická zařízení, jako jsou digitální fotoaparáty, televizní obrazovky nebo počítačové monitory. Také světlomety s takovými lampami od ScI3-Hg byly umístěny ve filmových a televizních studiích.

Palivové články na tuhý oxid

SOFC, pro svou zkratku v angličtině (tuhý oxidový palivový článek), používá jako elektrolytické médium oxid nebo keramiku; v tomto případě pevná látka obsahující skandiové ionty. Jeho použití v těchto zařízeních je způsobeno jeho velkou elektrickou vodivostí a schopností stabilizovat zvýšení teploty; takže fungují, aniž by se příliš zahřáli.

Příkladem jednoho takového pevného oxidu je zirkonit stabilizovaný ve skandiu (ve formě ScdvaNEBO3, znovu).

Keramika

Karbid skandia a titan tvoří keramiku výjimečné tvrdosti, kterou překonala pouze diamantová. Jeho použití je však omezeno na materiály s velmi pokročilými aplikacemi..

Organické koordinační krystaly

Sc ionty3+ může koordinovat s více organickými ligandy, zvláště pokud se jedná o okysličené molekuly.

Je to proto, že vytvořené vazby Sc-O jsou velmi stabilní, a proto končí vytvářením krystalů s úžasnými strukturami, v jejichž pórech mohou být spuštěny chemické reakce, které se chovají jako heterogenní katalyzátory; nebo hostovat neutrální molekuly, chovat se jako pevné úložiště.

Podobně lze takovéto krystaly pro koordinaci organického skandia použít k návrhu senzorických materiálů, molekulárních sít nebo iontových vodičů..

Reference

  1. Irina Shtangeeva. (2004). Skandium. Státní univerzita v Petrohradu Petrohrad. Obnoveno z: researchgate.net
  2. Wikipedia. (2019). Skandium. Obnoveno z: en.wikipedia.org
  3. Redaktoři Encyclopaedia Britannica. (2019). Skandium. Encyklopedie Britannica. Obnoveno z: britannica.com
  4. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta o prvku Scandium. Chemicool. Obnoveno z: chemicool.com
  5. Měřítko. (2018). Skandium. Obnoveno z: scale-project.eu
  6. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (3. července 2019). Přehled Scandium. Obnoveno z: thoughtco.com
  7. Kist, A.A., Zhuk, L.I., Danilova, E.A., & Makhmudov, E.A. (2012). K otázce biologické role skandia. Obnoveno z: inis.iaea.org
  8. W.A. Grosshans, Y.K. Vohra & W.B. Holzapfel. (1982). Vysokotlaké fázové transformace v yttriu a skandiu: Vztah ke krystalovým 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 a kol. (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

Zatím žádné komentáře