21, Scandium (Sc)

lat. scandia = Skandinavien

Das Element Scandium:

         
   
  Ca Sc Ti  
  Sr Y Zr  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Scandium (Nukleosynthese): Scandium hat mit 45 Nukleonen nur ein einziges stabiles Isotop, und ist damit das 6. Reinelement. Es wird während der Nukleosynthese im Zuge des Siliciumbrennens durch einen (p,γ)-Prozess aus Ca-44 gebildet.

45Sc-Synthese:

44Ca + p → 45Sc + 6,89 MeV



Aufgrund seines relativ hohen Neutroneneinfangquerschnittes reagiert bei den s- oder r-Prozessen das meiste Sc-45 weiter zu den verschiedenen Titan-Isotopen (Ti-46 bis Ti-50, weswegen Titan im Universum etwa 100 mal häufiger ist als Scandium.
Vorkommen von Scandium: Scandium gehört mit durchschnittlich 30 μg/kg Anteil in der Materie des Universums zu den seltenen Elementen. Vergleichsweise hierzu haben Kalium und Vanadium, also die beiden von Scandium benachbarten Elemente mit ungerader Protonenzahl einen Anteil von 3 mg/kg (Kalium) und 0,8 mg/kg (Vanadium), womit sie deutlich häufiger sind.

Irdisch kommt Scandium vergesellschaftet mit Yttrium und Lanthanoiden vor, eigenständige Mineralien hat das Element nur sehr wenige. Es findet sich in Uranerzen als Verunreinigung. Die größten bisher bekannten Lagerstätten finden sich in China (Provinz Zhejiang), daneben kommt es auch in der Ukraine und in Skandinavien in abbauwürdigen Mengen zusammen mit Yttrium und den Lanthanoiden vor. Es ist auf der Erde aufgrund seiner Affinität zu elektronegativen Elementen etwas angereichert, und etwa so häufig wie Lithium oder Kobalt (Erdkruste, Rang 31).

Scandiumhaltige Mineralien

Thortveitit[1]
(Sc|Y)2Si2O7

Kolbeckit[1]
(Sc|Al)PO4•2H2O

Cer-Gadolinit[2]
(Ce|La|Y|Sc|Nd)2FeBe2(SiO5)2
Scandium-Gewinnung: Scandium wird aus den Mineralien mittels aufwändigem Trennungsgang zunächst vom Yttrium sowie den Lanthanoiden abgetrennt und isoliert. Dabei liegt es dann als Oxalat, Sulfat oder EDTA-Komplex vor, je nach Trennungsmethode. Diese Verbindungen können dann durch Glühen in Scandiumoxid überführt werden.

Aufschluss von Thortveitit mit Schwefelsäure:
(Sc|Y)2Si2O7 + 3H2SO4 → (Sc|Y)2(SO4)3 + 2SiO2 + 3H2O

Glühen von Scandiumoxalat zu Scandiumoxid:
Sc2(C2O4)3 + E → Sc2O3 + 3CO↑ + 3CO2

Reduktionsverfahren: Hierzu wird das Scandiumoxid durch Lösen in Flusssäure zu Scandiumfluorid umgesetzt. Dieses wird dann unter Schutzgas-Atmosphäre zusammen mit elementarem Calcium und Zink auf 1100°C erhitzt, wobei zur Schmelzpunkterniedrigung Lithiumfluorid zugesetzt wird. Es entsteht in stark exothermer Reaktion Calciumfluorid und eine Scandium-Zink-Legierung.

Reduktion von Scandiumfluorid mit Calcium/Zink:

2ScF3 + 3Ca + 2Zn → 2(Sc|Zn) + 3 CaF2 + 425,6 kJ

Schmelzelektrolyse: Hierzu setzt man Scandiumoxid im Chlorwasserstoffstrom in der Hitze zu wasserfreiem Scandiumchlorid um, welches man dann unter Zusatz von Kaliumchlorid und Lithiumchlorid an einer Zinkkathode einer Schmelzelektrolyse unterzieht (Eutektikum der drei Chloride bei etwa 800°C). Dabei legiert sich das Scandium mit dem Zink.

Schmelzelektrolyse von Scandiumchlorid an einer Zink-Kathode:

Kathode: 2Sc3+ + 6e- (+2Zn) → 2(Sc|Zn)
Anode: 6Cl- → 3Cl2↑ + 6e- Gesamt: 2ScCl3 + Zn → 2(Sc|Zn) + 3Cl2

Die nach beiden Methoden erhaltene Scandium-Zink-Legierung kann im Hochvakuum durch Abdampfen des Zinks (Siedepunkt 904°C) von Scandium abgetrennt werden, welches in relativ hoher Reinheit zurückbleibt. Es kann durch Hochvakuumdestillation weiter gereinigt werden.


Schmelzelektrolyse von ScCl3[4]
Chemie von Scandium: In seiner Chemie schließt sich das Scandium eng an das Aluminium an, wobei es noch unedeler ist als dieses. Entsprechend seiner Elektronenkonfiguration (Ar)4s13d1 tritt es ausschließlich in der Oxidationsstufe +3 auf. Dies gilt auch für Verbindungen,in welchen es scheinbar als Sc2+ vorliegt (siehe hierzu ganz unten in diesem Abschnitt).

An der Luft überzieht sich Scandium recht schnell mit einer kompakten Oxidschicht, die gelblich-rosa schimmert. Es wird dann aber nicht weiter angegriffen, so dass es blank bleibt. Erst bei höheren Temperaturen verbrennt es mit stark exothermer Reaktion zu Scandiumoxid:

4Sc + 3O2 → 2Sc2O3 + 7640 kJ


In nichtoxidierenden Säuren (Salzsäure, Essigsäure) löst sich Scandium in lebhafter Reaktion unter Wasserstoff-Entwickling auf. Es bildet dabei Salze, bei welchen es als Sc3+-Ion vorliegt. Diese ähneln den analogen Aluminiumsalzen, sind aber ionischer aufgebaut. Es ist auch in starken Laugen unter Bildung von Scandaten unter Wasserstoffentwicklung löslich.

Nicht löslich ist Scandium in oxidierenden Säuren, wie z.B. Salpetersäure, da es sich durch Ausbildung einer unlöslichen Oxidschicht passiviert.

Von Wasser wird kompaktes Scandium in der Kälte nicht angegriffen; in feinverteiltem Zustand oder in der Hitze zersetzt es sich jedoch langsam zu Scandiumhydroxid, welches anders als Aluminiumhydroxid (und analog Yttrium- und Lanthanhydroxid) keine kompakte Schutzschicht um das Metall ausbilden kann. Es entwickelt daher mit Wasser Wasserstoff. Scandiumhydroxid ist wie Aluminiumhydroxid amphoter, jedoch überwiegt bei ihm bereits der basische Charakter den sauren, so dass nur mit stärkeren Laugen Scandate gebildet.

Amphoterie von Scandiumhydroxid:

In Säuren:
Sc(OH)3 + 3H3O+ → Sc3+ + 6H2O
2Sc + 6H3O+ → 2Sc3+ + 6H2O + 3H2

In Laugen:
Sc(OH)3 + 3OH- → Sc(OH)63-
2Sc + 6H2O + 6OH- → 2Sc(OH)63- + 3H2



Mit Halogenen und Schwefel reagiert Scandium beim Erhitzen unter Feuererscheinungen zu entsprechenden Verbindungen, die salzartiger als die entsprechenden Aluminiumverbindungen sind. Dies zeigt sich z.B. im Vergleich der Siedepunkte entsprechender Verbindungen miteinander:

Schmelzpunkte von binären Halogenverbindungen
von Aluminium und Scandium[3]
Fluorid Chlorid Bromid Iodid
Aluminium 1291°C 183°C 98°C 190°C
Scandium 1552°C 968°C 970°C 953°C


Scandium-Komplexe: Die bevorzugte Koordinationszahl des Scandiums beträgt wie beim Aluminium und im Gegensatz zum homologen Yttrium 6. So hydratisieren Scandiumsalze beim Lösen in Wasser zu Hexaaqua-Ionen (Sc(H2O)63+). Mit Oxalsäure und EDTA bilden Sc(III)-Ionen stabile Komplexe, deren unterschiedliche Dissoziationsbereitschaft im Vgl. zu analogen Komplexen nahe verwandter Elemente (Yttrium, Lanthanoide) man sich zunutze macht, um die Elemente voneinander zu trennen (siehe Gewinnung).

Scandium(II)-Verbindungen: Schmilzt man Scandiumchlorid mit elementarem Scandium im Molverhätnis 2 : 1 zusammen, so erhält man einen blauen, metallisch glänzenden Stoff, dessen Zusammensetzung sich bei oberflächlicher Betrachtung als ScCl2 darstellt. Doch der Metallglanz dieser Verbindung zeigt, dass sich in ihm frei bewegliche Elektronen befinden; wohingegen bei einer EN-Differenz zwischen Sc und Cl auf jeden Fall eine Ionenverbindung zu erwarten wäre. Daher kann man daraus folgern, dass auch hier das Scandium in der Oxidationsstufe +3 vorliegt, jedoch eine Valenz mit einem frei beweglichen Elektron abgesättigt wird (ähnlich wie beispielsweise bei CaCl (=Ca2+ + Cl- + e-). Ähnliches gilt auch für andere "Sc(II)"-Verbindungen (z.B. ScBr2, ScS oder ScO). Das freie Elektron ist das d-Elektron, während die beiden s-Elektronen an den Reaktionspartner abgegeben werden.

"Sc(II)"-Chlorid:

2ScCl3 + Sc → 3ScCl2
(ScCl2 = Sc3+ + e- + 2Cl-)
Physikalische Besonderheiten von Scandium bzw. von seinen Verbindungen: Scandiumsalze zeigen bei energetischer Anregung (Verdampfen oder Verbrennen) eine rosarote Flammenfärbung. Das Salz wurde per Zerstäubung in eine Luft-Acetylen-Flamme eingebracht und dann fotografiert.


Flammenfärbung eines[4]
Scandium-Salzes

Verwendung von Scandium und seinen Verbindungen : Scandium hat nur wenige Verwendungsmöglichkeiten.
  • Legierungsbestandteil von Leichtmetalllegierungen für die Luft- und Raumfahrt sowie neuerdings auch im Bad von Fahrrädern. Besonders zusammen mit Aluminium und Magnesium werden Legierungen hergestellt, die hart und formbar sind, dabei aber spezifische Dichten von unter 2,8 g/cm3 haben.
Auch Scandiumverbindungen haben nur wenige Verwendungsmöglichkeiten:
  • Quecksilber-Hochdruck-Lampen enthalten eine Mischung aus Scandium-, Dysprosium- und Holmiumiodid wodurch sie in diesen Lampen bei Aktivierung ein dem Tageslicht sehr ähnliches Spektrum emittieren.[5]
Quellen: [1] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rob Lavinsky. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[2] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Western Devil. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[3] Scandiumhalogenide: Holleman-Wiberg, Lehrbuch der anorganischen Chemie. Aluminiumhalogenide: Wikipedia.

[4] Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[5] Wikipedia. Artikel Scandium, Abschnitt Verwendung.