Escandio: historia, propiedades, reacciones, riesgos y usos

El escandio es un metal de transición cuyo símbolo químico es el Sc. Es el primero de los metales de transición en la tabla periódica, pero también es uno de los elementos menos comunes de las tierras raras; aunque si bien sus propiedades pueden parecerse a la de los lantánidos, no todos los autores aprueban clasificarlo de tal modo.

A nivel popular es un elemento químico que pasa desapercibido. Su nombre, nacido de los minerales de tierras raras provenientes de Escandinavia, puede corriente al lado del cobre, hierro u oro. Sin embargo, no deja de ser impresionante, y las propiedades físicas de sus aleaciones pueden competir con las del titanio.

Asimismo, cada vez se abre más paso en el mundo de la tecnología, especialmente en lo que iluminación y láseres se refiere. Quien haya observado un faro irradiando una luz similar a la del sol, habrá presenciado indirectamente la existencia del escandio. Por lo demás, es un elemento prometedor para la fabricación de aviones.

El principal problema que afronta el mercado del escandio es que se halla muy dispersado, y no hay minerales o fuentes ricas del mismo; por lo que su extracción es costosa, aun cuando propiamente no sea un metal con baja abundancia en la corteza terrestre. En la naturaleza se encuentra como su óxido, un sólido que no puede reducirse con facilidad.

En gran parte de su compuestos, inorgánicos u orgánicos, participa en el enlace con un número de oxidación de +3; es decir, asumiendo la presencia del catión Sc³⁺. El escandio es un ácido relativamente fuerte, y puede formar enlaces de coordinación muy estables con los átomos de oxígenos de moléculas orgánicas.

Índice del artículo

• 1 Historia
• 2 Estructura y configuración electrónica
  • 2.1 Fase a alta presión
  • 2.2 Números de oxidación
• 3 Propiedades
  • 3.1 Apariencia física
  • 3.2 Masa molar
  • 3.3 Punto de fusión
  • 3.4 Punto de ebullición
  • 3.5 Capacidad calorífica molar
  • 3.6 Calor de fusión
  • 3.7 Calor de vaporización
  • 3.8 Conductividad térmica
  • 3.9 Densidad
  • 3.10 Electronegatividad
  • 3.11 Energías de ionización
  • 3.12 Radio atómico
  • 3.13 Orden magnético
  • 3.14 Isótopos
  • 3.15 Acidez
  • 3.16 Número de coordinación
• 4 Nomenclatura
• 5 Papel biológico
• 6 Dónde se encuentra y producción
  • 6.1 Minerales y estrellas
  • 6.2 Residuos y desechos industriales
  • 6.3 Reducción metalúrgica
  • 6.4 Electrólisis
• 7 Reacciones
  • 7.1 Anfoterismo
  • 7.2 Oxidación
  • 7.3 Halogenuros
  • 7.4 Formación de hidróxido
  • 7.5 Hidrólisis ácida
• 8 Riesgos
• 9 Usos
  • 9.1 Aleaciones
  • 9.2 Impresiones 3D
  • 9.3 Iluminaciones de estadio
  • 9.4 Pilas de combustible de óxido sólido
  • 9.5 Cerámicas
  • 9.6 Cristales orgánicos de coordinación
• 10 Referencias

Historia

El escandio fue reconocido como elemento químico en 1879, por el químico suizo Lars F. Nilson. Trabajaba con los minerales euxenita y gadolinita con la intención de obtener el itrio contenido en ellos. Descubrió que había un elemento desconocido en sus rastros gracias al estudio de análisis espectroscópicos (espectro de emisión atómica).

De los minerales, su equipo y él lograron obtener el respectivo óxido de escandio, nombre recibido por haber recolectado seguramente las muestras de Escandinavia; minerales que para entonces se les llamaban tierras raras.

Sin embargo, ocho años antes, en 1871, Dmitri Mendeleev había predicho la existencia del escandio; pero con el nombre de ekaboro, lo cual significaba que sus propiedades químicas eran similares a las del boro. 

Y fue de hecho el químico suizo Per Teodor Cleve quien atribuyó el escandio con el ekaboro, siendo pues, el mismo elemento químico. Concretamente el que comienza el bloque de los metales de transición en la tabla periódica.

Transcurrieron muchos años cuando en 1937, Werner Fischer y sus colaboradores, lograron aislar escandio metálico (pero impuro), mediante la electrólisis de una mezcla de cloruros de potasio, litio y escandio. No fue sino hasta 1960 cuando finalmente pudo obtenérsele con una pureza alrededor del 99%.

Estructura y configuración electrónica

El escandio elemental (nativo y puro) puede cristalizar en dos estructuras (alótropos): la hexagonal compacta (hcp) y la cúbica centrada en el cuerpo (bcc). La primera suelen denominarla como la fase α, y la segunda la fase β.

La fase α, hexagonal y más densa, es estable a temperaturas ambientes; mientras que la fase β, cúbica y menos densa, es estable por encima de los 1337 ºC. Así pues, a esta última temperatura ocurre una transición entre ambas fases o alótropos (para el caso de los metales).

Nótese que si bien el escandio cristaliza normalmente en un sólido hcp, no significa que sea un metal muy denso; al menos, sí más que el aluminio. A partir de su configuración electrónica puede conocerse qué electrones participan de ordinario en su enlace metálico:

[Ar] 3d¹ 4s²

Por lo tanto, los tres electrones de los orbitales 3d y 4s, intervienen en el modo en cómo se localizan los átomos de Sc en el cristal.

Para compactarse en un cristal hexagonal, la atracción de sus núcleos debe ser tal que estos tres electrones, débilmente apantallados por los electrones de las capas internas, no se alejan demasiado de los átomos de Sc y, consecuentemente, se estrechan las distancias entre ellos.

Fase a alta presión

Las fases α y β están asociadas a cambios de temperatura; sin embargo, existe una fase tetragonal, semejante a la del metal niobio, Nb, que resulta cuando el escandio metálico sufre una presión superior a los 20 GPa.

Números de oxidación

El escandio puede perder hasta máximo sus tres electrones de valencia (3d¹4s²). En teoría, los primeros en “irse” son los del orbital 4s.

Así, asumiendo la existencia del catión Sc⁺ en el compuesto, su número de oxidación es +1; lo que es igual a decir a que perdió un electrón del orbital 4s (3d¹4s¹).

Si se trata del Sc²⁺, su número de oxidación será +2, y habrá perdido dos electrones (3d¹4s⁰); y si es el Sc³⁺, el más estable de estos cationes, tendrá por número de oxidación el +3, y es isoelectrónico al argón.

En resumen, sus números de oxidación son: +1, +2 y +3. Por ejemplo, en el Sc₂O₃ el número de oxidación del escandio es +3 porque se asume la existencia del Sc³⁺ (Sc₂³⁺O₃^2-).

Propiedades

Apariencia física

Es un metal blanco plateado en su forma pura y elemental, de textura suave y lisa. Adquiere tonalidades amarillentas-rosadas cuando comienza a cubrirse con una capa de óxido (Sc₂O₃).

Masa molar

44,955 g/mol.

Punto de fusión

1541 ºC.

Punto de ebullición

2836 ºC.

Capacidad calorífica molar

25,52 J/(mol·K).

Calor de fusión

14,1 kJ/mol.

Calor de vaporización

332,7 kJ/mol.

Conductividad térmica

66 μΩ·cm a 20 ºC.

Densidad

2,985 g/mL, sólido, y 2,80 g/mL, líquido. Nótese que su densidad en estado sólido se aproxima a la del aluminio (2,70 g/mL), lo que significa que ambos metales son muy livianos; pero el escandio funde a mayor temperatura (el punto de fusión del aluminio es 660,3 ºC).

Electronegatividad

1,36 en la escala de Pauling.

Energías de ionización

Primera: 633,1 kJ/mol (Sc⁺ gaseoso).

Segunda: 1235,0 kJ/mol (Sc²⁺ gaseoso).

Tercera: 2388,6 kJ/mol (Sc³⁺ gaseoso).

Radio atómico

162 pm.

Orden magnético

Paramagnético.

Isótopos

De todos los isótopos del escandio, el ⁴⁵Sc ocupa casi el 100% de la abundancia total (esto se refleja en su peso atómico muy cercano a 45 u).

Los demás, consisten de radioisótopos con diferentes tiempos de vida media; como el ⁴⁶Sc (t_1/2 = 83,8 días), ⁴⁷Sc (t_1/2 = 3,35 días), ⁴⁴Sc (t_1/2 = 4 horas), y ⁴⁸Sc (t_1/2 = 43,7 horas). Otros radioisótopos tienen t_1/2 menores a 4 horas.

Acidez

El catión Sc³⁺ es un ácido relativamente fuerte. Por ejemplo, en el agua puede formar el complejo acuoso [Sc(H₂O)₆]³⁺, el cual puede a su vez tornar el pH a un valor por debajo de 7, debido a que genera iones H₃O⁺ como producto de su hidrólisis:

[Sc(H₂O)₆]³⁺(ac)    +   H₂O(l)    =>   [Sc(H₂O)₅OH]²⁺(ac)   +   H₃O⁺(ac)

La acidez del escandio también puede interpretarse de acuerdo a la definición de Lewis: tiene una alta tendencia a aceptar electrones y, por lo tanto, a formar complejos de coordinación.

Número de coordinación

Una propiedad importante del escandio es que su número de coordinación, tanto en la mayoría de sus compuestos inorgánicos, estructuras o cristales orgánicos, es 6; quiere decir, que el Sc está rodeado de seis vecinos (o forma seis enlaces). Arriba, el acuo complejo [Sc(H₂O)₆]³⁺ es el ejemplo más simple de todos.

En los cristales, los centros de Sc son octaédricos; ya sea interaccionando con otros iones (en sólidos iónicos), o con átomos neutros enlazado covalentemente (en sólidos covalentes).

Ejemplo de estos últimos tenemos al [Sc(OAc)₃], el cual forma estructura de cadena con los grupos AcO (acetiloxi o acetoxi) actuando como puentes entre los átomos de Sc.

Nomenclatura

Debido a que casi por defecto el número de oxidación del escandio en gran parte de sus compuestos es +3, este se considera como único y la nomenclatura por lo tanto se simplifica notablemente; muy similar como sucede con los metales alcalinos o el propio aluminio.

Por ejemplo, considérese su óxido, Sc₂O₃. La misma fórmula química indica por adelantado el estado de oxidación de +3 para el escandio. Así pues, para llamar a este compuesto de escandio, y al igual que otros, se recurre a las nomenclaturas sistemática, stock y tradicional.

El Sc₂O₃ es entonces el óxido de escandio, de acuerdo a la nomenclatura stock, omitiéndose el (III) (aunque no sea su único estado de oxidación posible); óxido escándico, con el sufijo –ico al final del nombre según la nomenclatura tradicional; y trióxido de diescandio, obedeciendo las reglas de los prefijos numéricos griegos de la nomenclatura sistemática.

Papel biológico

El escandio, por el momento, carece de papel biológico definido. Es decir, se desconoce cómo el organismo puede acumular o asimilar los iones Sc³⁺; qué enzimas en específico pueden utilizarlo como cofactor, si ejerce en las células una influencia, aunque parecida, a los iones Ca²⁺ o Fe³⁺.

Se sabe, sin embargo, que los iones Sc³⁺ ejercen efectos antibacterianos posiblemente al interferir con el metabolismo de los iones Fe³⁺.

Algunos estudios estadísticos dentro de la medicina lo vinculan posiblemente a trastornos del estómago, obesidad, diabetes, leptomeningitis cerebral y otras enfermedades; pero sin resultados lo suficientemente esclarecedores.

Asimismo, las plantas no suelen acumular cantidades apreciables de escandio en sus hojas o tallos sino en sus raíces y nódulos. Por eso, puede argumentarse que su concentración en la biomasa es pobre, indicativo de escasa participación en sus funciones fisiológicas y, en consecuencia, termina acumulándose más en los suelos.

Dónde se encuentra y producción

Minerales y estrellas

El escandio podrá no ser tan abundante como otros elementos químicos, pero su presencia en la corteza terrestre sobrepasa a la del mercurio y algunos metales preciosos. De hecho, su abundancia se aproxima a la del cobalto y berilio; por cada tonelada de rocas, pueden extraerse 22 gramos de escandio.

El problema, es que sus átomos no se hallan localizados sino dispersados; es decir, no existen minerales precisamente ricos en escandio en su composición másica. Por lo tanto, se dice que no tiene preferencia por ninguno de los aniones típicos formadores de minerales (como el carbonato, CO₃^2-, o sulfuro, S^2-).

No se halla en estado puro. Tampoco su óxido más estable, Sc₂O₃, el cual se combina con otros metales o silicatos para definir minerales; tales como la thortveitita, la euxenita y la gadolinita.

Estos tres minerales (raros de por sí) representan las principales fuentes naturales de escandio, y se encuentran en regiones de Noruega, Islandia, Escandinava y Madagascar.

Por lo demás, los iones Sc³⁺ pueden estar incorporados como impurezas en algunas piedras preciosas, como la aguamarina, o en minas de uranio. Y en el cielo, dentro de las estrellas, este elemento ocupa el lugar número 23 en abundancia; bastante alto si se considera el Cosmos entero.

Residuos y desechos industriales

Recién acaba de decirse que el escandio también puede hallarse como impureza. Por ejemplo, se encuentra en los pigmentos de TiO₂; en los desechos de procesamientos de uranio, así como en sus minerales radiactivos; y en los residuos de la bauxita en la producción de aluminio metálico.

Asimismo, se halla en lateritas de níquel y cobalto, siendo estas últimas una prometedora fuente de escandio en el futuro.

Reducción metalúrgica

Las tremendas dificultades entorno a la extracción del escandio, y que demoraron tanto su obtención en el estado nativo o metálico, se debieron a que el Sc₂O₃ es arduo de reducir; aún más que el TiO₂, por mostrar el Sc³⁺ una afinidad mayor que la del Ti⁴⁺ hacia el O^2- (asumiendo un carácter 100% iónico en sus óxidos respectivos).

Es decir, es más fácil quitarle el oxígeno al TiO₂ que al Sc₂O₃ con un buen agente reductor (típicamente carbón o metales alcalinos o alcalinotérreos). Es por eso que el Sc₂O₃ se transforma primero en un compuesto cuya reducción sea menos problemática; como el fluoruro de escandio, ScF₃. Seguidamente, el ScF₃ se reduce con calcio metálico:

2ScF₃(s)  +  3Ca(s)   =>  2Sc(s)   +   3CaF₂(s)

El Sc₂O₃ o bien proviene de los minerales ya mencionados, o es un subproducto de las extracciones de otros elementos (como el uranio y el hierro). Es la forma comercial del escandio, y su baja producción anual (15 toneladas) refleja los altos costos de procesamientos, además de los de su extracción a partir de las rocas.

Electrólisis

Otro método para producir escandio consiste el de obtener primero su sal de cloruro, ScCl₃, y luego someterla a electrólisis. Así, en un electrodo se produce escandio metálico (como una esponja), y en el otro cloro gaseoso.

Reacciones

Anfoterismo

El escandio no solo comparte con el aluminio las características de ser metales livianos, sino que además son anfotéricos; es decir, se comportan como ácidos y bases.

Por ejemplo, reacciona, al igual que muchos otros metales de transición, con ácidos fuertes para producir sales y gas hidrógeno:

2Sc(s)   +   6HCl(ac)   =>   2ScCl₃(ac)   +   3H₂(g)

Al hacerlo, se comporta como una base (reacciona con el HCl). Pero, del mismo modo reacciona con las bases fuertes, como el hidróxido de sodio:

2Sc(s)   +   6NaOH(ac)   +   6H₂O(l)     =>   2Na₃Sc(OH)₆(ac)   +   3H₂(g)

Y ahora se comporta como un ácido (reacciona con el NaOH), para formar una sal de escandato; la del sodio, Na₃Sc(OH)₆, con el anión escandato, Sc(OH)₆^3-.

Oxidación

Cuando se expone al aire, el escandio comienza a oxidarse a su respectivo óxido. La reacción se acelera y autocataliza si se emplea una fuente de calor. Dicha reacción se representa con la siguiente ecuación química:

4Sc(s)  +  3O₂(g)    =>  2Sc₂O₃(s)

Halogenuros

El escandio reacciona con todos los halógenos para formar halogenuros de fórmula química general ScX₃ (X= F, Cl, Br, etc.).

Por ejemplo, reacciona con el yodo de acuerdo a la siguiente ecuación:

2Sc(s)  +  3I₂(g)  =>   2ScI₃(s)

Del mismo modo reacciona con el cloro, bromo y flúor.

Formación de hidróxido

El escandio metálico puede disolverse en el agua para originar su respectivo hidróxido y gas hidrógeno:

2Sc(s)  +  6H₂O(l)   =>   2Sc(OH)₃(s)  + H₂(g)

Hidrólisis ácida

Los complejos acuosos [Sc(H₂O)₆]³⁺ pueden hidrolizarse de tal manera que terminan formando puentes Sc-(OH)-Sc, hasta definir un clúster con tres átomos de escandio.

Riesgos

Se desconoce, además de su papel biológico, cuáles son exactamente los efectos fisiológicos y toxicológicos del escandio.

En su forma elemental se cree que no es tóxico, a menos que se inhale su sólido finamente dividido y provoque así daños en los pulmones. Asimismo, a sus compuestos se les atribuyen nula toxicidad, por lo que la ingesta de sus sales en teoría no debería representar ningún riesgo; siempre y cuando la dosis no sea elevada (probada en ratas).

No obstante, los datos referentes a estos aspectos son muy limitados. Por lo tanto, no puede darse por supuesto que ninguno de los compuestos de escandio sea verdaderamente no tóxico; aún menos si el metal puede acumularse en los suelos y aguas, pasando luego a las plantas, y en menor grado, a los animales.

Por los momentos, el escandio todavía no representa un riesgo palpable si se le compara con metales más pesados; tales como el cadmio, mercurio y plomo.

Usos

Aleaciones

Si bien el precio del escandio es elevado en comparación a otros metales como el titanio o el mismo itrio, sus aplicaciones terminan valiendo los esfuerzos e inversiones. Una de ellas consiste en utilizarlo como aditivo para las aleaciones de aluminio.

De esta manera, las aleaciones Sc-Al (y otros metales) conservan su ligereza, pero se tornan aún más resistentes a la corrosión, a las altas temperaturas (no se agrietan), y son tan fuertes como el titanio.

Tanto es así el efecto que tiene el escandio sobre estas aleaciones, que basta con agregarlo en cantidades trazas (menores al 0,5% en masa) para que sus propiedades mejoren drásticamente sin observarse un aumento apreciable en su peso. Se dice que, de utilizarse masivamente algún día, podría reducir el peso de los aviones en un 15-20%.

Asimismo, las aleaciones de escandio se han empleado para los marcos de los revólveres, o para la fabricación de artículos deportivos, tales como bates de béisbol, bicicletas especiales, cañas de pescar, palos de golf, etc.; aunque las aleaciones de titanio suelen sustituirlas por ser más económicas.

La más conocida de estas aleaciones es la Al₂₀Li₂₀Mg₁₀Sc₂₀Ti₃₀, la cual es igual de fuerte que el titanio, tan liviana como el aluminio y dura como la cerámica.

Impresiones 3D

Las aleaciones Sc-Al se han utilizado para realizar impresiones 3D metálicas, con el propósito de situar o añadir capas de las mismas sobre un sólido preseleccionado.

Iluminaciones de estadio

El yoduro de escandio, ScI₃, se agrega (junto con el yoduro de sodio) a las lámparas de vapores de mercurio para crear luces artificiales que mimetizan la del sol. Es por eso que en los estadios o algunas canchas deportivas, aunque sea de noche, la iluminación dentro de ellos es tal que brindan la sensación de observar un juego a pleno día.

Efectos similares se han destinado para artefactos eléctricos como las cámaras digitales, las pantallas de los televisores, o para los monitores de las computadoras. Asimismo, los faros con dichas lámparas de ScI₃-Hg se han situado en los estudios de cine y televisión.

Pilas de combustible de óxido sólido

SOFC, por sus siglas en inglés (solid oxide fuel cell) utilizan un óxido o cerámica como medio electrolítico; en este caso, un sólido que contiene iones de escandio. Su uso en estos dispositivos se debe a su gran conductividad eléctrica y capacidad para estabilizar los incrementos de temperatura; por lo que funcionan sin calentarse en sumo grado.

Ejemplo de uno tales óxidos sólidos es la zirconita estabilizada con escandio (en forma de Sc₂O₃, otra vez).

Cerámicas

El carburo de escandio y titanio componen una cerámica de una dureza excepcional, únicamente superada por la de los diamantes. Sin embargo, su uso está restringido a materiales con aplicaciones muy avanzadas.

Cristales orgánicos de coordinación

Los iones Sc³⁺ pueden coordinarse con múltiples ligandos orgánicos, en especial, si se tratan de moléculas oxigenadas.

Esto se debe a que los enlaces Sc-O formados son muy estables, y por lo tanto terminan edificando cristales con estructuras asombrosas, en cuyos poros pueden desencadenarse reacciones químicas, comportándose como catalizadores heterogéneos; o alojar moléculas neutras, comportándose como un sólido almacenador.

Asimismo, tales cristales orgánicos de coordinación de escandio pueden utilizarse para diseñar materiales sensoriales, tamices moleculares, o conductores de iones.

Referencias

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