SCANDIUM: GESCHICHTE, EIGENSCHAFTEN, REAKTIONEN, RISIKEN UND VERWENDUNGEN - CHEMIE - 2025

Das Scandium ist ein Übergangsmetall, dessen chemisches Symbol Sc ist. Es ist das erste der Übergangsmetalle im Periodensystem, aber es ist auch eines der am wenigsten verbreiteten Seltenerdelemente.; Obwohl seine Eigenschaften denen von Lanthaniden ähneln können, sind nicht alle Autoren damit einverstanden, es so zu klassifizieren.

Auf der populären Ebene ist es ein chemisches Element, das unbemerkt bleibt. Sein Name, der aus den Seltenerdmineralien aus Skandinavien stammt, kann neben Kupfer, Eisen oder Gold vorkommen. Es ist jedoch immer noch beeindruckend und die physikalischen Eigenschaften seiner Legierungen können mit denen von Titan konkurrieren.

Hochreine elementare Scandiumprobe. Quelle: Hochauflösende Bilder chemischer Elemente

Außerdem werden in der Welt der Technologie immer mehr Schritte unternommen, insbesondere in Bezug auf Beleuchtung und Laser. Jeder, der einen Leuchtturm beobachtet hat, der ein ähnliches Licht wie die Sonne ausstrahlt, wird indirekt Zeuge der Existenz von Skandium geworden sein. Ansonsten ist es ein vielversprechender Artikel für den Flugzeugbau.

Das Hauptproblem des Scandium-Marktes besteht darin, dass er weit verbreitet ist und es keine Mineralien oder reichen Quellen dafür gibt. Daher ist seine Gewinnung teuer, selbst wenn es sich nicht um ein Metall mit geringer Häufigkeit in der Erdkruste handelt. In der Natur wird es als sein Oxid gefunden, ein Feststoff, der nicht leicht reduziert werden kann.

In einem großen Teil seiner anorganischen oder organischen Verbindungen ist es mit einer Oxidationszahl von +3 an der Bindung beteiligt; das heißt, unter der Annahme des Vorhandenseins des Sc ³⁺ -Kations . Scandium ist eine relativ starke Säure und kann sehr stabile Koordinationsbindungen mit den Sauerstoffatomen organischer Moleküle bilden.

Geschichte

Scandium wurde 1879 vom Schweizer Chemiker Lars F. Nilson als chemisches Element anerkannt. Er arbeitete mit den Mineralien Euxenit und Gadolinit, um das darin enthaltene Yttrium zu erhalten. Er entdeckte, dass ihre Spuren dank der Untersuchung der spektroskopischen Analyse (Atomemissionsspektrum) ein unbekanntes Element enthielten.

Aus den Mineralien gelang es ihm und seinem Team, das jeweilige Scandiumoxid zu erhalten, ein Name, der dafür erhalten wurde, dass er die Proben sicher aus Skandinavien gesammelt hatte. Mineralien, die bis dahin Seltene Erden genannt wurden.

Acht Jahre zuvor, 1871, hatte Dmitri Mendeleev jedoch die Existenz von Skandium vorhergesagt. aber mit dem Namen ekaboro, was bedeutete, dass seine chemischen Eigenschaften denen von Bor ähnlich waren.

Tatsächlich war es der Schweizer Chemiker Per Teodor Cleve, der Ekaboro Scandium zuschrieb und damit das gleiche chemische Element war. Insbesondere derjenige, der den Block der Übergangsmetalle im Periodensystem beginnt.

Viele Jahre vergingen, als es Werner Fischer und seinen Mitarbeitern 1937 gelang, metallisches Scandium (aber unrein) durch Elektrolyse eines Gemisches aus Kalium-, Lithium- und Scandiumchloriden zu isolieren. Erst 1960 konnte es endgültig mit einer Reinheit von rund 99% erhalten werden.

Struktur und elektronische Konfiguration

Elementares Scandium (nativ und rein) kann in zwei Strukturen (Allotrope) kristallisieren: das kompakte hexagonale (hcp) und das körperzentrierte kubische (bcc). Die erste wird üblicherweise als α-Phase und die zweite als β-Phase bezeichnet.

Die dichtere hexagonale α-Phase ist bei Umgebungstemperaturen stabil; während die weniger dichte kubische β-Phase oberhalb von 1337 ºC stabil ist. Somit tritt bei dieser letzten Temperatur ein Übergang zwischen beiden Phasen oder Allotropen auf (im Fall von Metallen).

Es ist zu beachten, dass Scandium zwar normalerweise zu einem hcp-Feststoff kristallisiert, es jedoch nicht zu einem sehr dichten Metall macht. Zumindest ja mehr als Aluminium. Aus seiner elektronischen Konfiguration kann man erkennen, welche Elektronen normalerweise an seiner metallischen Bindung beteiligt sind:

3d ¹ 4s ²

Daher intervenieren die drei Elektronen der 3d- und 4s-Orbitale so, wie sich die Sc-Atome im Kristall befinden.

Um sich zu einem hexagonalen Kristall zu verdichten, muss die Anziehungskraft ihrer Kerne so sein, dass diese drei Elektronen, die durch die Elektronen der inneren Schalen schwach abgeschirmt sind, nicht zu weit von den Sc-Atomen entfernt sind und folglich die Abstände zwischen ihnen enger werden.

Hochdruckphase

Die α- und β-Phasen sind mit Temperaturänderungen verbunden; Es gibt jedoch eine tetragonale Phase, ähnlich der des Metalls Niob Nb, die entsteht, wenn das metallische Scandium einem Druck von mehr als 20 GPa ausgesetzt wird.

Oxidationszahlen

Scandium kann maximal seine drei Valenzelektronen verlieren (3d ¹ 4s ² ). Theoretisch sind die ersten, die "gehen", diejenigen im 4s-Orbital.

Unter der Annahme, dass das Sc ⁺ -Kation in der Verbindung vorhanden ist, beträgt seine Oxidationszahl +1; Das ist das gleiche wie zu sagen, dass er ein Elektron aus dem 4s-Orbital verloren hat (3d ¹ 4s ¹ ).

Wenn es Sc ^{2+ ist} , ist seine Oxidationszahl +2 und es hat zwei Elektronen verloren (3d ¹ 4s ⁰ ); und wenn es Sc ^{3+ ist} , das stabilste dieser Kationen, hat es eine Oxidationszahl von +3 und ist für Argon isoelektronisch.

Kurz gesagt, ihre Oxidationszahlen sind: +1, +2 und +3. Beispielsweise beträgt in Sc ₂ O ₃ die Oxidationszahl von Scandium +3, da die Existenz von Sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ^2- ) angenommen wird .

Eigenschaften

Aussehen

Es ist ein silberweißes Metall in seiner reinen und elementaren Form mit einer weichen und glatten Textur. Es nimmt gelblich-rosa Töne an, wenn es mit einer Oxidschicht (Sc ₂ O ₃ ) bedeckt wird .

Molmasse

44,955 g / mol.

Schmelzpunkt

1541 ° C.

Siedepunkt

2836 ° C.

Molare Wärmekapazität

25,52 J / (mol · K).

Schmelzwärme

14,1 kJ / mol.

Verdampfungswärme

332,7 kJ / mol.

Wärmeleitfähigkeit

66 µΩ · cm bei 20 ° C.

Dichte

2,985 g / ml, fest und 2,80 g / ml, flüssig. Beachten Sie, dass seine Festkörperdichte nahe an der von Aluminium (2,70 g / ml) liegt, was bedeutet, dass beide Metalle sehr leicht sind. Scandium schmilzt jedoch bei einer höheren Temperatur (der Schmelzpunkt von Aluminium beträgt 660,3 ºC).

Elektronegativität

1,36 auf der Pauling-Skala.

Ionisierungsenergien

Erstens: 633,1 kJ / mol (Sc ⁺ gasförmig).

Zweitens: 1235,0 kJ / mol (Sc ²⁺ gasförmig).

Drittens: 2388,6 kJ / mol (Sc ³⁺ -Gas ).

Atomradio

162 Uhr.

Magnetische Ordnung

Paramagnetisch.

Isotope

Von allen Isotopen des Scandiums nimmt ⁴⁵ Sc fast 100% der Gesamthäufigkeit ein (dies spiegelt sich in seinem Atomgewicht sehr nahe bei 45 u wider).

Die anderen bestehen aus Radioisotopen mit unterschiedlichen Halbwertszeiten; wie ⁴⁶ Sc (t _1/2 = 83,8 Tage), ⁴⁷ Sc (t _1/2 = 3,35 Tage), ⁴⁴ Sc (t _1/2 = 4 Stunden) und ⁴⁸ Sc (t _1/2) = 43,7 Stunden). Andere Radioisotope haben t _1/2 weniger als 4 Stunden.

Säure

Das Sc ³⁺ -Kation ist eine relativ starke Säure. In Wasser kann es beispielsweise den wässrigen Komplex ^{3+ bilden} , der wiederum den pH-Wert auf einen Wert unter 7 bringen kann, da er als Produkt seiner Hydrolyse H ₃ O ⁺ -Ionen erzeugt :

³⁺ (aq) + H ₂ O (l) ²⁺ (aq) + H ₃ O ⁺ (aq)

Der Säuregehalt von Scandium kann auch nach der Lewis-Definition interpretiert werden: Es hat eine hohe Tendenz, Elektronen aufzunehmen und daher Koordinationskomplexe zu bilden.

Koordinationsnummer

Eine wichtige Eigenschaft von Scandium ist, dass seine Koordinationszahl in den meisten seiner anorganischen Verbindungen, Strukturen oder organischen Kristalle 6 beträgt; es bedeutet, dass der Sc von sechs Nachbarn umgeben ist (oder sechs Bindungen bildet). Oben ist komplexes wässriges ³⁺ das einfachste Beispiel von allen.

In Kristallen sind die Zentren von Sc oktaedrisch; entweder mit anderen Ionen (in ionischen Festkörpern) oder mit kovalent gebundenen neutralen Atomen (in kovalenten Festkörpern) wechselwirken.

Ein Beispiel für Letzteres haben wir al, das eine Kettenstruktur bildet, wobei die AcO-Gruppen (Acetyloxy oder Acetoxy) als Brücken zwischen den Sc-Atomen wirken.

Nomenklatur

Da die Oxidationszahl von Scandium in den meisten seiner Verbindungen fast standardmäßig +3 beträgt, wird es als einzigartig angesehen und die Nomenklatur wird daher erheblich vereinfacht. sehr ähnlich wie bei Alkalimetallen oder Aluminium selbst.

Betrachten Sie zum Beispiel das Oxid Sc ₂ O ₃ . Die gleiche chemische Formel gibt im Voraus die Oxidationsstufe von +3 für Scandium an. Um diese Verbindung als Scandium zu bezeichnen, werden wie bei anderen die systematischen, Standard- und traditionellen Nomenklaturen verwendet.

Sc ₂ O ₃ ist dann Scandiumoxid gemäß der Stammnomenklatur, wobei (III) weggelassen wird (obwohl dies nicht die einzig mögliche Oxidationsstufe ist); Scandic Oxide mit dem Suffix –ico am Ende des Namens gemäß traditioneller Nomenklatur; und Diescandiumtrioxid unter Einhaltung der Regeln der griechischen numerischen Präfixe der systematischen Nomenklatur.

Biologische Rolle

Scandium fehlt derzeit eine definierte biologische Rolle. Das heißt, es ist nicht bekannt, wie der Körper Sc ³⁺ -Ionen akkumulieren oder assimilieren kann ; welche spezifische Enzyme kann es als Cofaktor verwenden, wenn sie einen Einfluss auf Zellen, wenn auch ähnliche ausübt, Ca ²⁺ oder Fe ³⁺ -Ionen .

Es ist jedoch bekannt, dass Sc ³⁺ -Ionen antibakterielle Wirkungen ausüben, möglicherweise indem sie den Metabolismus von Fe ³⁺ -Ionen stören .

Einige statistische Studien in der Medizin verbinden es möglicherweise mit Magenstörungen, Fettleibigkeit, Diabetes, zerebraler Leptomeningitis und anderen Krankheiten; aber ohne ausreichend aufschlussreiche Ergebnisse.

Ebenso sammeln Pflanzen normalerweise keine nennenswerten Mengen an Scandium in ihren Blättern oder Stängeln an, sondern in ihren Wurzeln und Knötchen. Aus diesem Grund kann argumentiert werden, dass seine Konzentration in der Biomasse gering ist, was auf eine geringe Beteiligung an seinen physiologischen Funktionen hinweist, und dass sich folglich mehr in Böden ansammelt.

Wo zu finden und zu produzieren

Mineralien und Sterne

Scandium ist möglicherweise nicht so häufig wie andere chemische Elemente, aber seine Anwesenheit in der Erdkruste übersteigt die von Quecksilber und einigen Edelmetallen. Tatsächlich kommt seine Fülle der von Kobalt und Beryllium nahe; Für jede Tonne Steine ​​können 22 Gramm Scandium gewonnen werden.

Das Problem ist, dass ihre Atome nicht lokalisiert, sondern gestreut sind; Das heißt, es gibt keine Mineralien, die in ihrer Massenzusammensetzung genau reich an Scandium sind. Daher wird gesagt, dass keines der typischen mineralbildenden Anionen (wie Carbonat, CO ₃ ^2- oder Sulfid, S ^2- ) bevorzugt wird .

Es ist nicht in seinem reinen Zustand. Es ist auch nicht das stabilste Oxid, Sc ₂ O ₃ , das sich mit anderen Metallen oder Silikaten verbindet, um Mineralien zu definieren. wie Thortveitit, Euxenit und Gadolinit.

Diese drei Mineralien (an sich selten) stellen die wichtigsten natürlichen Quellen von Scandium dar und kommen in Regionen Norwegens, Islands, Skandinaviens und Madagaskars vor.

Andernfalls können Sc ³⁺ -Ionen als Verunreinigungen in einige Edelsteine ​​wie Aquamarin oder in Uranminen eingebaut werden. Und am Himmel, innerhalb der Sterne, steht dieses Element im Überfluss auf Platz 23; ziemlich hoch, wenn der gesamte Kosmos betrachtet wird.

Industrieabfälle und Abfälle

Es wurde gerade gesagt, dass Scandium auch als Verunreinigung gefunden werden kann. Zum Beispiel wird es in TiO ₂ -Pigmenten gefunden ; in den Abfällen aus der Uranverarbeitung sowie deren radioaktiven Mineralien; und in Bauxitrückständen bei der Herstellung von metallischem Aluminium.

Es kommt auch in Nickel- und Kobaltlateriten vor, wobei letztere in Zukunft eine vielversprechende Quelle für Scandium darstellen.

Metallurgische Reduktion

Die enormen Schwierigkeiten bei der Gewinnung von Scandium, die im nativen oder metallischen Zustand so lange dauerten, waren auf die Tatsache zurückzuführen, dass Sc ₂ O ₃ schwer zu reduzieren ist; sogar mehr als TiO ₂ , da Sc ³⁺ eine größere Affinität als Ti ⁴⁺ zu O ^{2- zeigt} (unter der Annahme eines 100% igen ionischen Charakters in ihren jeweiligen Oxiden).

Das heißt, es ist einfacher, TiO ₂ mit einem guten Reduktionsmittel (typischerweise Kohlenstoff- oder Alkali- oder Erdalkalimetalle) von Sauerstoff zu befreien als Sc ₂ O ₃ . Deshalb wird Sc ₂ O ₃ zuerst in eine Verbindung umgewandelt, deren Reduktion weniger problematisch ist; wie Scandiumfluorid, ScF ₃ . Als nächstes wird ScF ₃ mit metallischem Calcium reduziert:

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

Sc ₂ O ₃ stammt entweder aus den bereits erwähnten Mineralien oder ist ein Nebenprodukt der Extraktion anderer Elemente (wie Uran und Eisen). Es ist die kommerzielle Form von Scandium, und seine geringe Jahresproduktion (15 Tonnen) spiegelt die hohen Verarbeitungskosten wider, zusätzlich zu seiner Gewinnung aus den Gesteinen.

Elektrolyse

Ein anderes Verfahren zur Herstellung von Scandium besteht darin, zuerst sein Chloridsalz ScCl _{3 zu erhalten} und es dann einer Elektrolyse zu unterziehen. Somit wird metallisches Scandium in einer Elektrode (wie ein Schwamm) und Chlorgas in der anderen Elektrode erzeugt.

Reaktionen

Amphoterismus

Scandium teilt mit Aluminium nicht nur die Eigenschaften von Leichtmetallen, sondern ist auch amphoter. Das heißt, sie verhalten sich wie Säuren und Basen.

Beispielsweise reagiert es wie viele andere Übergangsmetalle mit starken Säuren unter Bildung von Salzen und Wasserstoffgas:

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

Dabei verhält es sich wie eine Base (reagiert mit HCl). Auf die gleiche Weise reagiert es jedoch mit starken Basen wie Natriumhydroxid:

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

Und jetzt verhält es sich wie eine Säure (reagiert mit NaOH), um ein Scandatsalz zu bilden; das von Natrium, Na ₃ Sc (OH) ₆ , mit dem Scandatanion, Sc (OH) ₆ ^3- .

Oxidation

An der Luft beginnt Scandium zu seinem jeweiligen Oxid zu oxidieren. Die Reaktion wird beschleunigt und autokatalysiert, wenn eine Wärmequelle verwendet wird. Diese Reaktion wird durch die folgende chemische Gleichung dargestellt:

4Sc (s) + 3O ₂ (g) => 2Sc ₂ O ₃ (s)

Halogenide

Scandium reagiert mit allen Halogenen unter Bildung von Halogeniden der allgemeinen chemischen Formel ScX ₃ (X = F, Cl, Br usw.).

Zum Beispiel reagiert es mit Jod gemäß der folgenden Gleichung:

2Sc (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

Ebenso reagiert es mit Chlor, Brom und Fluor.

Hydroxidbildung

Metallisches Scandium kann sich in Wasser lösen, um sein jeweiliges Hydroxid- und Wasserstoffgas zu erzeugen:

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

Säurehydrolyse

Wässrige ³⁺ -Komplexe können so hydrolysiert werden, dass sie Sc- (OH) -Sc-Brücken bilden, bis sie einen Cluster mit drei Scandiumatomen definieren.

Risiken

Zusätzlich zu seiner biologischen Rolle sind die genauen physiologischen und toxikologischen Wirkungen von Scandium unbekannt.

In seiner elementaren Form wird angenommen, dass es nicht toxisch ist, es sei denn, sein feinteiliger Feststoff wird eingeatmet, wodurch die Lunge geschädigt wird. Ebenso wird seinen Verbindungen eine Toxizität von Null zugeschrieben, so dass die Einnahme ihrer Salze theoretisch kein Risiko darstellen sollte; solange die Dosis nicht hoch ist (an Ratten getestet).

Die Daten zu diesen Aspekten sind jedoch sehr begrenzt. Daher kann nicht angenommen werden, dass eine der Scandiumverbindungen wirklich ungiftig ist; Noch weniger, wenn sich das Metall in Böden und Gewässern ansammeln kann und dann auf Pflanzen und in geringerem Maße auf Tiere übergeht.

Derzeit stellt Scandium im Vergleich zu schwereren Metallen noch kein spürbares Risiko dar; wie Cadmium, Quecksilber und Blei.

Anwendungen

Legierungen

Obwohl der Preis für Scandium im Vergleich zu anderen Metallen wie Titan oder Yttrium selbst hoch ist, sind seine Anwendungen die Anstrengungen und Investitionen wert. Eine davon ist die Verwendung als Additiv für Aluminiumlegierungen.

Auf diese Weise behalten Sc-Al-Legierungen (und andere Metalle) ihre Leichtigkeit, werden jedoch bei hohen Temperaturen (sie reißen nicht) noch korrosionsbeständiger und sind so stark wie Titan.

Die Wirkung von Scandium auf diese Legierungen ist so groß, dass es ausreicht, es in Spurenmengen (weniger als 0,5 Massen-%) zuzugeben, damit sich seine Eigenschaften drastisch verbessern, ohne dass eine merkliche Gewichtszunahme beobachtet wird. Es wird gesagt, dass bei einer massiven Nutzung eines Tages das Gewicht von Flugzeugen um 15 bis 20% reduziert werden könnte.

Ebenso wurden Scandiumlegierungen für die Rahmen von Revolvern oder für die Herstellung von Sportartikeln wie Baseballschlägern, Spezialfahrrädern, Angelruten, Golfschlägern usw. Verwendet. obwohl Titanlegierungen dazu neigen, sie zu ersetzen, weil sie billiger sind.

Die bekannteste dieser Legierungen ist Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀ , das so stark wie Titan, so leicht wie Aluminium und so hart wie Keramik ist.

3d Drucken

Sc-Al-Legierungen wurden verwendet, um metallische 3D-Drucke herzustellen, um Schichten davon auf einem vorgewählten Feststoff zu platzieren oder hinzuzufügen.

Stadionbeleuchtung

Die Leuchttürme in den Stadien ahmen das Sonnenlicht dank der Wirkung von Scandiumiodid zusammen mit Quecksilberdämpfen nach. Quelle: Pexels.

Scandiumiodid, ScI ₃ , wird (zusammen mit Natriumiodid) Quecksilberdampflampen zugesetzt, um künstliches Licht zu erzeugen, das die Sonne nachahmt . Aus diesem Grund ist die Beleuchtung in Stadien oder auf einigen Sportplätzen auch nachts so, dass sie das Gefühl vermitteln, ein Spiel am helllichten Tag zu verfolgen.

Ähnliche Effekte wurden für elektrische Geräte wie Digitalkameras, Fernsehbildschirme oder Computermonitore verwendet. Ebenso wurden Scheinwerfer mit solchen _3- Hg- ScI-Lampen in Film- und Fernsehstudios aufgestellt.

Festoxid-Brennstoffzellen

SOFC verwendet für sein Akronym im Englischen (Festoxid-Brennstoffzelle) ein Oxid oder eine Keramik als Elektrolytmedium; in diesem Fall ein Feststoff, der Scandiumionen enthält. Die Verwendung in diesen Geräten beruht auf seiner hohen elektrischen Leitfähigkeit und der Fähigkeit, Temperaturerhöhungen zu stabilisieren. Sie arbeiten also ohne Überhitzung.

Ein Beispiel für ein solches festes Oxid ist Scandium-stabilisierter Zirkonit (wiederum als Sc ₂ O ₃ ).

Keramik

Scandiumcarbid und Titan bilden eine Keramik von außergewöhnlicher Härte, die nach der von Diamanten an zweiter Stelle steht. Seine Verwendung ist jedoch auf Materialien mit sehr fortgeschrittenen Anwendungen beschränkt.

Organische Koordinationskristalle

Sc ³⁺ -Ionen können mit mehreren organischen Liganden koordinieren, insbesondere wenn es sich um sauerstoffhaltige Moleküle handelt.

Dies liegt daran, dass die gebildeten Sc-O-Bindungen sehr stabil sind und daher Kristalle mit erstaunlichen Strukturen bilden, in deren Poren chemische Reaktionen ausgelöst werden können, die sich wie heterogene Katalysatoren verhalten. oder neutrale Moleküle unterzubringen, die sich wie ein fester Speicher verhalten.

Ebenso können solche organischen Scandium-Koordinationskristalle verwendet werden, um sensorische Materialien, Molekularsiebe oder Ionenleiter zu entwerfen.

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