SCANDIUM: HISTOIRE, PROPRIÉTÉS, RÉACTIONS, RISQUES ET UTILISATIONS - CHIMIE - 2025

Le scandium est un métal de transition dont le symbole chimique est Sc est le premier des métaux de transition dans le tableau périodique, mais est également l'un des éléments des terres rares les moins courants. Bien que ses propriétés puissent ressembler à celles des lanthanides, tous les auteurs n'approuvent pas à le classer de cette manière.

Au niveau populaire, c'est un élément chimique qui passe inaperçu. Son nom, né des minéraux de terres rares de Scandinavie, peut être voisin du cuivre, du fer ou de l'or. Cependant, il reste impressionnant et les propriétés physiques de ses alliages peuvent rivaliser avec celles du titane.

Échantillon de scandium élémentaire ultrapure. Source: Images haute résolution d'éléments chimiques

De plus, de plus en plus d'étapes sont franchies dans le monde de la technologie, notamment en termes d'éclairage et de lasers. Quiconque a observé un phare rayonnant d'une lumière semblable à celle du soleil, aura indirectement été témoin de l'existence du scandium. Sinon, c'est un élément prometteur pour la construction aéronautique.

Le principal problème auquel est confronté le marché du scandium est qu'il est largement dispersé et qu'il n'y a pas de minéraux ou de riches sources de celui-ci; son extraction est donc coûteuse, même s'il ne s'agit pas d'un métal peu abondant dans la croûte terrestre. Dans la nature, il se trouve sous forme d'oxyde, un solide qui ne peut être facilement réduit.

Dans une grande partie de ses composés, inorganiques ou organiques, il participe à la liaison avec un indice d'oxydation de +3; c'est-à-dire en supposant la présence du cation Sc ³⁺. Le scandium est un acide relativement fort, et il peut former des liaisons de coordination très stables avec les atomes d'oxygène des molécules organiques.

L'histoire

Le scandium a été reconnu comme un élément chimique en 1879 par le chimiste suisse Lars F. Nilson. Il a travaillé avec les minéraux euxenite et gadolinite dans le but d'obtenir l'yttrium qu'ils contiennent. Il a découvert qu'il y avait un élément inconnu dans leurs traces grâce à l'étude de l'analyse spectroscopique (spectre d'émission atomique).

À partir des minéraux, lui et son équipe ont réussi à obtenir l'oxyde de scandium respectif, un nom reçu pour avoir sûrement recueilli les échantillons de Scandinavie; minéraux qui s'appelaient alors des terres rares.

Cependant, huit ans plus tôt, en 1871, Dmitri Mendeleev avait prédit l'existence du scandium; mais avec le nom d'ekaboro, ce qui signifiait que ses propriétés chimiques étaient similaires à celles du bore.

Et c'est en fait le chimiste suisse Per Teodor Cleve qui a attribué le scandium à l'ekaboro, étant ainsi le même élément chimique. Plus précisément, celui qui commence le bloc de métaux de transition dans le tableau périodique.

De nombreuses années se sont écoulées lorsqu'en 1937, Werner Fischer et ses collaborateurs, ont réussi à isoler du scandium métallique (mais impur), par électrolyse d'un mélange de chlorures de potassium, de lithium et de scandium. Ce n'est qu'en 1960 qu'il put enfin être obtenu avec une pureté d'environ 99%.

Structure et configuration électronique

Le scandium élémentaire (natif et pur) peut se cristalliser en deux structures (allotropes): l'hexagonale compacte (hcp) et la cubique centrée sur le corps (bcc). La première est généralement appelée phase α et la seconde phase β.

La phase α hexagonale plus dense est stable aux températures ambiantes; tandis que la phase β cubique la moins dense est stable au-dessus de 1337 ºC. Ainsi, à cette dernière température se produit une transition entre les deux phases ou allotropes (dans le cas des métaux).

Notez que bien que le scandium cristallise normalement en un solide hcp, il n'en fait pas un métal très dense; du moins, oui plus que l'aluminium. De par sa configuration électronique, on peut savoir quels électrons participent normalement à sa liaison métallique:

3d ¹ 4s ²

Par conséquent, les trois électrons des orbitales 3d et 4s interviennent dans la manière dont les atomes Sc sont situés dans le cristal.

Pour se compacter en un cristal hexagonal, l'attraction de ses noyaux doit être telle que ces trois électrons, faiblement blindés par les électrons des coques internes, ne s'éloignent pas trop des atomes Sc et, par conséquent, les distances entre eux se rétrécissent.

Phase haute pression

Les phases α et β sont associées à des changements de température; cependant, il existe une phase tétragonale, similaire à celle du niobium métallique, Nb, qui se produit lorsque le scandium métallique subit une pression supérieure à 20 GPa.

Numéros d'oxydation

Le scandium peut perdre jusqu'à un maximum de ses trois électrons de valence (3d ¹ 4s ²). En théorie, les premiers à "aller" sont ceux de l'orbitale 4s.

Ainsi, en supposant l'existence du cation Sc ⁺ dans le composé, son indice d'oxydation est +1; ce qui revient à dire qu'il a perdu un électron de l'orbitale 4s (3d ¹ 4s ¹).

Si c'est Sc ²⁺, son nombre d'oxydation sera +2, et il aura perdu deux électrons (3d ¹ 4s ⁰); et si c'est Sc ³⁺, le plus stable de ces cations, il aura un indice d'oxydation de +3, et il est isoélectronique à l'argon.

En bref, leurs nombres d'oxydation sont: +1, +2 et +3. Par exemple, dans Sc ₂ O _3, l'indice d'oxydation du scandium est +3 parce que l'existence de Sc ³⁺ (Sc ₂ ³⁺ O ₃ ^2-) est supposée.

Propriétés

Apparence physique

C'est un métal blanc argenté dans sa forme pure et élémentaire, avec une texture douce et lisse. Il acquiert des tons rose jaunâtre lorsqu'il commence à être recouvert d'une couche d'oxyde (Sc ₂ O ₃).

Masse molaire

44,955 g / mol.

Point de fusion

1541 ° C

Point d'ébullition

2836 ° C

Capacité thermique molaire

25,52 J / (mol · K).

Température de fusion

14,1 kJ / mol.

Chaleur de vaporisation

332,7 kJ / mol.

Conductivité thermique

66 µΩ · cm à 20 ° C

Densité

2,985 g / ml, solide et 2,80 g / ml, liquide. Notez que sa densité à l'état solide est proche de celle de l'aluminium (2,70 g / mL), ce qui signifie que les deux métaux sont très légers; mais le scandium fond à une température plus élevée (le point de fusion de l'aluminium est de 660,3 ºC).

Electronégativité

1,36 sur l'échelle de Pauling.

Énergies d'ionisation

Premièrement: 633,1 kJ / mol (Sc ⁺ gazeux).

Deuxièmement: 1235,0 kJ / mol (Sc ²⁺ gazeux).

Troisièmement: 2388,6 kJ / mol (gaz Sc ³⁺).

Radio atomique

162 pm.

Ordre magnétique

Paramagnétique.

Les isotopes

De tous les isotopes du scandium, ⁴⁵ Sc occupe près de 100% de l'abondance totale (cela se reflète dans son poids atomique très proche de 45 u).

Les autres consistent en radio-isotopes avec des demi-vies différentes; tels que ⁴⁶ Sc (t _1/2 = 83,8 jours), ⁴⁷ Sc (t _1/2 = 3,35 jours), ⁴⁴ Sc (t _1/2 = 4 heures) et ⁴⁸ Sc (t _1/2 = 43,7 heures). D'autres radio-isotopes ont t _1/2 moins de 4 heures.

Acidité

Le cation Sc ³⁺ est un acide relativement fort. Par exemple, dans l'eau, il peut former le complexe aqueux ³⁺, qui à son tour peut amener le pH à une valeur inférieure à 7, du fait qu'il génère des ions H ₃ O ^{+ en} tant que produit de son hydrolyse:

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

L'acidité du scandium peut également être interprétée selon la définition de Lewis: il a une forte tendance à accepter des électrons et, par conséquent, à former des complexes de coordination.

Numéro de coordination

Une propriété importante du scandium est que son numéro de coordination, dans la plupart de ses composés inorganiques, structures ou cristaux organiques, est de 6; cela signifie que le Sc est entouré de six voisins (ou forme six liaisons). Ci-dessus, le complexe aqueux ³⁺ est l'exemple le plus simple de tous.

Dans les cristaux, les centres de Sc sont octaédriques; soit en interaction avec d'autres ions (dans les solides ioniques), soit avec des atomes neutres liés de manière covalente (dans les solides covalents).

Un exemple de ce dernier, nous avons al, qui forme une structure de chaîne avec les groupes AcO (acétyloxy ou acétoxy) agissant comme des ponts entre les atomes Sc.

Nomenclature

Du fait que presque par défaut le nombre d'oxydation du scandium dans la plupart de ses composés est de +3, il est considéré comme unique et la nomenclature est donc considérablement simplifiée; très similaire comme cela se produit avec les métaux alcalins ou l'aluminium lui-même.

Par exemple, considérons son oxyde, Sc ₂ O ₃. La même formule chimique indique à l'avance l'état d'oxydation de +3 pour le scandium. Ainsi, pour appeler ce scandium composé, et comme d'autres, les nomenclatures systématique, stock et traditionnelle sont utilisées.

Sc ₂ O ₃ est alors de l'oxyde de scandium, selon la nomenclature de base, en omettant (III) (bien que ce ne soit pas son seul état d'oxydation possible); oxyde scandique, avec le suffixe –ico à la fin du nom selon la nomenclature traditionnelle; et le trioxyde de diescandium, obéissant aux règles des préfixes numériques grecs de la nomenclature systématique.

Rôle biologique

Le scandium, pour le moment, n'a pas de rôle biologique défini. Autrement dit, on ne sait pas comment le corps peut accumuler ou assimiler les ions Sc ³⁺; quelles enzymes spécifiques peuvent l'utiliser comme cofacteur, s'il exerce une influence sur les cellules, quoique similaire, aux ^ions Ca ²⁺ ou Fe ³⁺.

On sait cependant que les ions Sc ³⁺ exercent des effets antibactériens éventuellement en interférant avec le métabolisme des ions Fe ³⁺.

Certaines études statistiques en médecine peuvent le lier à des troubles de l'estomac, à l'obésité, au diabète, à la leptoméningite cérébrale et à d'autres maladies; mais sans résultats suffisamment éclairants.

De même, les plantes n'accumulent généralement pas des quantités appréciables de scandium dans leurs feuilles ou leurs tiges, mais dans leurs racines et leurs nodules. Par conséquent, on peut soutenir que sa concentration dans la biomasse est faible, ce qui indique une faible participation à ses fonctions physiologiques et, par conséquent, elle finit par s'accumuler davantage dans les sols.

Où trouver et produire

Minéraux et étoiles

Le scandium n'est peut-être pas aussi abondant que d'autres éléments chimiques, mais sa présence dans la croûte terrestre dépasse celle du mercure et de certains métaux précieux. En fait, son abondance se rapproche de celle du cobalt et du béryllium; Pour chaque tonne de roches, 22 grammes de scandium peuvent être extraits.

Le problème est que leurs atomes ne sont pas localisés mais dispersés; c'est-à-dire qu'il n'y a pas de minéraux qui soient précisément riches en scandium dans leur composition massique. Par conséquent, on dit qu'il n'a aucune préférence pour l'un quelconque des anions minéralisés typiques (tels que carbonate, CO ₃ ^2- ou sulfure, S ^2-).

Ce n'est pas à l'état pur. Ni son oxyde le plus stable, Sc ₂ O ₃, qui se combine avec d'autres métaux ou silicates pour définir les minéraux; comme la thortvéitite, euxenite et gadolinite.

Ces trois minéraux (rares en eux-mêmes) représentent les principales sources naturelles du Scandium et se retrouvent dans les régions de Norvège, d'Islande, de Scandinavie et de Madagascar.

Sinon, les ions Sc ³⁺ peuvent être incorporés comme impuretés dans certaines pierres précieuses, telles que l'aigue-marine, ou dans les mines d'uranium. Et dans le ciel, dans les étoiles, cet élément est classé numéro 23 en abondance; assez élevé si l’ensemble du Cosmos est considéré.

Déchets et déchets industriels

On vient de dire que le scandium peut également être trouvé sous forme d'impureté. Par exemple, on le trouve dans les pigments TiO ₂; dans les déchets issus du traitement de l'uranium, ainsi que ses minéraux radioactifs; et dans les résidus de bauxite dans la production d'aluminium métallique.

On le trouve également dans les latérites de nickel et de cobalt, ces dernières étant une source prometteuse de scandium à l'avenir.

Réduction métallurgique

Les énormes difficultés entourant l'extraction du scandium, qui a été si longue à obtenir à l'état natif ou métallique, étaient dues au fait que Sc ₂ O ₃ est difficile à réduire; encore plus que TiO ₂, puisque Sc ^{3+ montre} une plus grande affinité que Ti ⁴⁺ envers O ^2- (en supposant un caractère ionique à 100% dans leurs oxydes respectifs).

Autrement dit, il est plus facile de dé-oxygène TiO ₂ de Sc ₂ O ₃ avec un bon agent réducteur (généralement du carbone ou des métaux alcalins ou alcalino - terreux). C'est pourquoi Sc ₂ O ₃ est d'abord transformé en un composé dont la réduction est moins problématique; comme le fluorure de scandium, ScF ₃. Ensuite, ScF ₃ est réduit avec du calcium métallique:

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

Sc ₂ O ₃ soit provient des minéraux déjà mentionnés, soit il s'agit d'un sous-produit des extractions d'autres éléments (comme l'uranium et le fer). C'est la forme commerciale du scandium, et sa faible production annuelle (15 tonnes) reflète les coûts élevés de traitement, en plus de son extraction des roches.

Électrolyse

Une autre méthode pour produire du scandium consiste d'abord à obtenir son sel chlorure, ScCl ₃, puis à le soumettre à une électrolyse. Ainsi, du scandium métallique est produit dans une électrode (comme une éponge) et du chlore gazeux est produit dans l'autre.

Réactions

Amphotéricisme

Le scandium partage non seulement avec l'aluminium les caractéristiques d'être des métaux légers, mais ils sont également amphotères; c'est-à-dire qu'ils se comportent comme des acides et des bases.

Par exemple, il réagit, comme beaucoup d'autres métaux de transition, avec des acides forts pour produire des sels et de l'hydrogène gazeux:

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

Ce faisant, il se comporte comme une base (réagit avec HCl). Mais, de la même manière, il réagit avec des bases fortes, telles que l'hydroxyde de sodium:

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

Et maintenant, il se comporte comme un acide (réagit avec NaOH), pour former un sel de scandate; celui du sodium, Na ₃ Sc (OH) ₆, avec l'anion scandate, Sc (OH) ₆ ^3-.

Oxydation

Lorsqu'il est exposé à l'air, le scandium commence à s'oxyder en son oxyde respectif. La réaction est accélérée et autocatalysée si une source de chaleur est utilisée. Cette réaction est représentée par l'équation chimique suivante:

4Sc (s) + 3O ₂ (g) => 2Sc ₂ O ₃ (s)

Halogénures

Le scandium réagit avec tous les halogènes pour former des halogénures de formule chimique générale ScX ₃ (X = F, Cl, Br, etc.).

Par exemple, il réagit avec l'iode selon l'équation suivante:

2Sc (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

De la même manière, il réagit avec le chlore, le brome et le fluor.

Formation d'hydroxyde

Le scandium métallique peut se dissoudre dans l'eau pour produire son hydroxyde et son hydrogène gazeux respectifs:

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

Hydrolyse acide

Les complexes aqueux ³⁺ peuvent être hydrolysés de telle manière qu'ils finissent par former des ponts Sc- (OH) -Sc, jusqu'à définir un amas avec trois atomes de scandium.

Des risques

Outre son rôle biologique, les effets physiologiques et toxicologiques exacts du scandium sont inconnus.

Dans sa forme élémentaire, on pense qu'il n'est pas toxique, à moins que son solide finement divisé ne soit inhalé, causant ainsi des dommages aux poumons. De même, ses composés se voient attribuer une toxicité nulle, de sorte que l'ingestion de leurs sels en théorie ne devrait pas représenter de risque; tant que la dose n'est pas élevée (testé chez le rat).

Cependant, les données concernant ces aspects sont très limitées. Par conséquent, on ne peut pas supposer qu'aucun des composés du scandium n'est vraiment non toxique; encore moins si le métal peut s'accumuler dans les sols et les eaux, puis passer aux plantes, et dans une moindre mesure aux animaux.

Pour le moment, le scandium ne représente toujours pas un risque palpable par rapport aux métaux plus lourds; comme le cadmium, le mercure et le plomb.

Applications

Alliages

Bien que le prix du scandium soit élevé par rapport à d'autres métaux comme le titane ou l'yttrium lui-même, ses applications finissent par valoir les efforts et les investissements. L'un d'eux est de l'utiliser comme additif pour les alliages d'aluminium.

De cette manière, les alliages Sc-Al (et autres métaux) conservent leur légèreté, mais deviennent encore plus résistants à la corrosion, à haute température (ils ne se fissurent pas), et sont aussi résistants que le titane.

A tel point l'effet du scandium sur ces alliages qu'il suffit de l'ajouter à l'état de traces (moins de 0,5% en masse) pour que ses propriétés s'améliorent drastiquement sans observer une augmentation sensible de son poids. On dit que s'il est utilisé massivement un jour, il pourrait réduire le poids des avions de 15 à 20%.

De même, des alliages de scandium ont été utilisés pour les cadres de revolvers, ou pour la fabrication d'articles de sport, tels que les battes de baseball, les vélos spéciaux, les cannes à pêche, les clubs de golf, etc. bien que les alliages de titane aient tendance à les remplacer car ils sont moins chers.

Le plus connu de ces alliages est l'Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀, qui est aussi résistant que le titane, aussi léger que l'aluminium et dur comme la céramique.

impression en 3D

Les alliages Sc-Al ont été utilisés pour réaliser des impressions 3D métalliques, afin d'en placer ou d'en ajouter des couches sur un solide présélectionné.

Illuminations du stade

Les phares des stades imitent la lumière du soleil grâce à l'action de l'iodure de scandium et des vapeurs de mercure. Source: Pexels.

L'iodure de scandium, ScI ₃, est ajouté (avec l'iodure de sodium) aux lampes à vapeur de mercure pour créer des lumières artificielles qui imitent le soleil. C'est pourquoi dans les stades ou certains terrains de sport, même la nuit, l'éclairage à l'intérieur est tel qu'ils donnent la sensation de regarder un match en plein jour.

Des effets similaires ont été utilisés pour les appareils électriques tels que les appareils photo numériques, les écrans de télévision ou les moniteurs d'ordinateur. De même, des phares équipés de telles lampes _3- Hg ScI ont été placés dans des studios de cinéma et de télévision.

Piles à combustible à oxyde solide

SOFC, pour son acronyme en anglais (pile à combustible à oxyde solide) utilise un oxyde ou une céramique comme milieu électrolytique; dans ce cas, un solide contenant des ions scandium. Son utilisation dans ces appareils est due à sa grande conductivité électrique et à sa capacité à stabiliser les augmentations de température; donc ils fonctionnent sans surchauffe.

Un exemple d'un tel oxyde solide est stabilisé zirconite de scandium (Sc comme ₂ O ₃, à nouveau).

Céramique

Le carbure de scandium et le titane constituent une céramique d'une dureté exceptionnelle, juste derrière celle des diamants. Cependant, son utilisation est limitée aux matériaux aux applications très avancées.

Cristaux de coordination organiques

Les ions Sc ³⁺ peuvent se coordonner avec plusieurs ligands organiques, en particulier s'il s'agit de molécules oxygénées.

En effet, les liaisons Sc-O formées sont très stables, et finissent donc par former des cristaux aux structures étonnantes, dans les pores desquels des réactions chimiques peuvent être déclenchées, se comportant comme des catalyseurs hétérogènes; ou pour loger des molécules neutres, se comportant comme un stockage solide.

De même, de tels cristaux de coordination de scandium organique peuvent être utilisés pour concevoir des matériaux sensoriels, des tamis moléculaires ou des conducteurs d'ions.

Références

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