SCANDIUM: HISTORIA, OMINAISUUDET, REAKTIOT, RISKIT JA KÄYTÖT - KEMIA - 2026

Skandium on siirtymämetalli, jonka kemiallinen merkki on Sc on ensimmäinen siirtymämetallien jaksollisen, mutta on myös yksi vähiten yhteisen harvinaisten maametallien.; Vaikka sen ominaisuudet saattavat muistuttaa lantanidien ominaisuuksia, kaikki kirjoittajat eivät hyväksy sen luokittelua tällä tavalla.

Suositulla tasolla se on kemiallinen elementti, joka jää huomaamatta. Sen nimi, joka on syntynyt Skandinavian harvinaisten maametallien mineraaleista, saattaa esiintyä kuparin, raudan tai kullan vieressä. Se on kuitenkin edelleen vaikuttava, ja sen seosten fysikaaliset ominaisuudet voivat kilpailla titaanin ominaisuuksien kanssa.

Äärimmäisen puhdas alkuaine skandiuminäyte. Lähde: Hi-Res-kuvat kemiallisista elementeistä

Lisäksi tekniikan maailmassa tehdään yhä enemmän vaiheita, etenkin valaistuksen ja laserien suhteen. Jokainen, joka on havainnut auringon kaltaista valoa säteilevän majakan, on epäsuorasti todistanut skandiumin olemassaolon. Muuten se on lupaava esine lentokoneiden valmistuksessa.

Skandiumimarkkinoiden pääongelma on, että se on hajallaan ja ettei siellä ole mineraaleja tai rikkaita lähteitä; joten sen louhinta on kallista, vaikka se ei olisi metallia, jolla on vähän maankuoressa. Luonnossa sitä löydetään oksidina, kiinteänä aineena, jota ei voida helposti pelkistää.

Suuressa osassa yhdisteitä, epäorgaanisia tai orgaanisia, se osallistuu sidokseen hapetusluvulla +3; ts. olettaen, että Sc3 ⁺ -kationi on läsnä. Scandium on suhteellisen vahva happo, ja se voi muodostaa erittäin vakaat koordinaatiosidokset orgaanisten molekyylien happiatomien kanssa.

Historia

Sveitsin kemisti Lars F. Nilson tunnusti Scandiumin kemialliseksi alkuaineeksi vuonna 1879. Hän työskenteli eukseniitin ja gadoliniitin mineraalien kanssa tarkoituksenaan saada niistä yttrium. Hän huomasi, että niiden jälkeissä oli tuntematon elementti spektroskooppisen analyysin (atomisäteöspektri) tutkimuksen ansiosta.

Mineraaleista hän ja hänen tiiminsä onnistuivat saamaan vastaavan skandiumoksidin, nimen, joka saatiin siitä, että hän oli varmasti kerännyt näytteet Skandinaviasta; mineraalit, joita siihen mennessä kutsuttiin harvinaisiksi maametalliksi.

Kahdeksan vuotta aiemmin, vuonna 1871, Dmitri Mendelejev oli kuitenkin ennustanut skandiumin olemassaolon; mutta nimellä ekaboro, mikä tarkoitti, että sen kemialliset ominaisuudet olivat samanlaisia ​​kuin boorin.

Ja itse asiassa sveitsiläinen kemisti Per Teodor Cleve katsoi skandiumin ekaborolle, siten olevan sama kemiallinen alkuaine. Erityisesti se, joka aloittaa siirtymämetallien lohkon jaksollisessa taulukossa.

Kului useita vuosia, kun vuonna 1937 Werner Fischer ja hänen yhteistyökumppaninsa onnistuivat eristämään metallisen skandiumin (mutta epäpuhtauden) kaliumin, litiumin ja skandiumkloridin seoksen elektrolyysin avulla. Vasta 1960-luvulla se voitiin lopulta saada puhtaudella noin 99%.

Rakenne ja elektroninen kokoonpano

Alkuperäinen skandium (luonnollinen ja puhdas) voi kiteytyä kahteen rakenteeseen (allotroopit): kompakti kuusikulmainen (hcp) ja kehon keskitetty kuutio (bcc). Ensimmäistä kutsutaan yleensä α-vaiheeksi ja toista β-vaiheeksi.

Tiheämpi, kuusikulmainen a-faasi on vakaa ympäristön lämpötiloissa; samalla kun vähemmän tiheä kuutio-beetafaasi on vakaa yli 1337 ºC. Siten tässä viimeisessä lämpötilassa tapahtuu siirtymä molempien faasien tai allotrooppien välillä (metallien tapauksessa).

Huomaa, että vaikka skandium kiteytyy normaalisti hcp-kiinteäksi aineeksi, se ei tee siitä kovin tiheää metallia; ainakin kyllä ​​enemmän kuin alumiini. Sen elektronisesta kokoonpanosta voidaan tietää, mitkä elektronit yleensä osallistuvat sen metallisiin sidoksiin:

3d ¹ 4s ²

Siksi kolmiulotteisen 3D: n ja 4s: n elektronien väliset elektronit puuttuvat tapaan, jolla Sc-atomit sijaitsevat kidessä.

Tiivistyäkseen kuusikulmaiseksi kideksi, niiden ytimien vetovoiman on oltava sellainen, että nämä kolme elektronia, jotka on heikosti suojattu sisäkuorien elektroneilla, eivät kulje liian kauas Sc-atomeista ja siten niiden väliset etäisyydet ovat kapenevat.

Korkeapainevaihe

Α- ja β-vaiheet liittyvät lämpötilan muutoksiin; kuitenkin on tetragonaalifaasi, samanlainen kuin metalli-niobiumin, Nb,, joka syntyy, kun metallinen skandiumin paine on suurempi kuin 20 GPa.

Hapetusnumerot

Scandium voi menettää enintään kolme valenssielektronia (3d ¹ 4s ²). Teoriassa ensimmäiset "mennä" ovat ne, jotka ovat 4s kiertoradalla.

Siten olettaen, että Sc ⁺ -kationi on olemassa yhdisteessä, sen hapetusluku on +1; mikä on sama kuin sanominen, että hän menetti elektronin 4s: n kiertoradalta (3d ¹ 4s ¹).

Jos se on Sc ²⁺, sen hapetusluku on +2, ja se on menettänyt kaksi elektronia (3d ¹ 4s ⁰); ja jos se on Sc ³⁺, vakain näistä kationeista, sillä on hapetusluku +3 ja se on isoelektroninen argoniin.

Lyhyesti sanottuna, niiden hapetusluvut ovat: +1, +2 ja +3. Esimerkiksi, Sc ₂ O ₃ hapettumista määrä skandiumin on +3, koska on olemassa Sc ³⁺ (Sc ₂ ^{3 +} O ₃ ^2-) on oletettu.

ominaisuudet

Fyysinen ulkonäkö

Se on hopeanvalkoinen metalli puhtaassa ja alkuaineellisessa muodossa, pehmeä ja sileä rakenne. Se saa kellertävän vaaleanpunaisia ​​sävyjä, kun se alkaa peittää oksidikerroksella (Sc ₂ O ₃).

Moolimassa

44,955 g / mol.

Sulamispiste

1541 ° C.

Kiehumispiste

2836 ° C.

Molaarinen lämpökapasiteetti

25,52 J / (mol-K).

Fuusion lämpö

14,1 kJ / mol.

Höyrystymislämpö

332,7 kJ / mol.

Lämmönjohtokyky

66 uΩ · cm 20 ° C: ssa.

Tiheys

2,985 g / ml, kiinteä aine ja 2,80 g / ml, nestemäinen. Huomaa, että sen kiinteän tilan tiheys on lähellä alumiinin tiheyttä (2,70 g / ml), mikä tarkoittaa, että molemmat metallit ovat erittäin kevyitä; mutta skandium sulaa korkeammassa lämpötilassa (alumiinin sulamispiste on 660,3 ºC).

elektronegatiivisuus

1,36 Paulingin asteikolla.

Ionisaatioenergiat

Ensin: 633,1 kJ / mol (Sc ⁺ kaasumainen).

Toinen: 1235,0 kJ / mol (Sc2 ⁺ kaasumainen).

Kolmas: 2388,6 kJ / mol (Sc ³⁺ -kaasu).

Atomiradio

162 pm.

Magneettinen järjestys

Paramagneettinen.

isotoopit

Kaikista skandiumin isotoopeista ⁴⁵ Sc vie lähes 100% kokonaispitoisuudesta (tämä heijastuu sen atomipainossa hyvin lähellä 45 u: ta).

Muut koostuvat radioisotoopeista, joilla on erilainen puoliintumisaika; kuten ⁴⁶ Sc (t _1/2 = 83,8 päivää), ⁴⁷ Sc (t _1/2 = 3,35 päivää), ⁴⁴ Sc (t _1/2 = 4 tuntia) ja ⁴⁸ Sc (t _1/2) = 43,7 tuntia). Muilla radioisotoopeilla on t _1/2 alle 4 tuntia.

Happamuus

Sc3 ⁺ -kationi on suhteellisen vahva happo. Esimerkiksi vedessä se voi muodostaa vesipitoisen kompleksin ³⁺, joka puolestaan ​​voi muuttaa pH: n arvoon alle 7, johtuen tosiasiasta, että se muodostaa H ₃ O ⁺ -ioneja hydrolyysinsa tuloksena:

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

Skandiumin happamuus voidaan tulkita myös Lewisin määritelmän mukaan: sillä on suuri taipumus hyväksyä elektroneja ja siksi muodostaa koordinaatiokomplekseja.

Koordinointinumero

Skandiumin tärkeä ominaisuus on, että sen koordinaatioluku, useimmissa epäorgaanisissa yhdisteissä, rakenteissa tai orgaanisissa kiteissä, on 6; se tarkoittaa, että Sc: tä ympäröi kuusi naapuria (tai muodostaa kuusi sidosta). Edellä, monimutkainen vesipitoinen ³⁺ on yksinkertaisin esimerkki kaikista.

Kiteissä Sc: n keskukset ovat oktaedriset; joko vuorovaikutuksessa muiden ionien kanssa (ionisissa kiintoaineissa) tai kovalenttisesti sitoutuneiden neutraalien atomien kanssa (kovalenttisissa kiintoaineissa).

Esimerkki jälkimmäisestä meillä on al, joka muodostaa ketjurakenteen, jonka AcO-ryhmät (asetyylioksi tai asetoksi) toimivat siltoina Sc-atomien välillä.

nimistö

Koska melkein oletusarvoisesti skandiumin hapetusluku useimmissa sen yhdisteissä on +3, sitä pidetään ainutlaatuisena ja nimikkeistöä on sen vuoksi yksinkertaistettu huomattavasti. hyvin samanlainen kuin tapahtuu alkalimetallien tai itse alumiinin kanssa.

Esimerkiksi harkita sen oksidin, Sc ₂ O ₃. Sama kemiallinen kaava osoittaa etukäteen skandiumin hapetustilan +3. Siksi kutsutaan tätä yhdistettä skandiumiksi, ja kuten muitakin, käytetään systemaattista, osake- ja perinteistä nimikkeistöä.

Sc ₂ O ₃ on sitten skandiumin oksidi, mukaan hyllyssä nimikkeistön, jättämällä pois (III) (vaikka se ei ole sen mahdollista vain hapetustila); skandikoksidi, jonka lopussa jälkiliite –ico on perinteisen nimikkeistön mukainen; ja dieskandiumtrioksidi, noudattaen systemaattisen nimikkeistön kreikkalaisten numeroiden etumerkkejä.

Biologinen rooli

Scandiumilla ei tällä hetkellä ole määriteltyä biologista roolia. Toisin sanoen on tuntematonta, kuinka keho voi kerätä tai assimiboida Sc ³⁺ -ioneja; mitkä spesifiset entsyymit voivat käyttää sitä kofaktorina, jos se vaikuttaa soluihin, vaikkakin samanlaisina kuin Ca ^2+- tai Fe ³⁺ -ionit.

On kuitenkin tiedossa, että Sc ³⁺ -ionit aiheuttavat antibakteerisia vaikutuksia mahdollisesti häiritsemällä Fe ³⁺ -ionien metaboliaa.

Jotkut lääketieteen tilastolliset tutkimukset yhdistävät sen mahdollisesti vatsavaivoihin, liikalihavuuteen, diabetekseen, aivojen leptomeningiittiin ja muihin sairauksiin; mutta ilman riittävän valaisevia tuloksia.

Samoin kasvit eivät yleensä kerää tuntuvia määriä skandiumia lehtiin tai varreihin, vaan juuriin ja kyhmyihin. Tästä syystä voidaan väittää, että sen pitoisuus biomassassa on heikko, mikä osoittaa, että sen osallistuminen fysiologisiin toimintoihin on vähäistä, ja sen seurauksena se lopulta kertyy enemmän maaperään.

Mistä löytää ja tuotanto

Mineraalit ja tähdet

Skandium ei ehkä ole niin runsas kuin muut kemialliset alkuaineet, mutta sen esiintyminen maankuoressa ylittää elohopean ja joidenkin jalometallien määrän. Itse asiassa sen runsaus on suunnilleen koboltin ja berylliumin; Jokaista tonnia kiviä voidaan uuttaa 22 grammaa skandiumia.

Ongelmana on, että niiden atomit eivät sijaitse, vaan ovat hajallaan; ts. ei ole mineraaleja, joiden massakoostumuksessa olisi tarkalleen skandiumirikas. Näin ollen, se on sanottu mieltymystä tahansa tyypillinen mineraali-anionien muodostamiseen (kuten karbonaatti, CO ₃ ^2-, tai sulfidi, S ^-2-).

Se ei ole puhtaassa tilassaan. Ei myöskään sen vakain oksidi, Sc ₂ O ₃, joka yhdistyy muiden metallien tai silikaattien kanssa mineraalien määrittelemiseksi; kuten tortveitiitti, eukseniitti ja gadoliniitti.

Nämä kolme mineraaalia (itsessään harvinaisia) edustavat Scandiumin tärkeimpiä luonnollisia lähteitä, ja niitä esiintyy Norjan, Islannin, Skandinavian ja Madagaskarin alueilla.

Muutoin Sc ³⁺ -ionit voidaan sisällyttää epäpuhtauksina joihinkin jalokiviin, kuten akvamariiniin, tai uraanikaivoksiin. Ja taivaalla, tähtien sisällä, tämä elementti on ykkösluokalla numero 23; melko korkea, jos koko kosmosta tarkastellaan.

Teollisuusjätteet ja jätteet

Juuri sanottiin, että skandium voidaan löytää myös epäpuhtauksina. Sitä esiintyy esimerkiksi TiO ₂ -pigmenteissä; uraanin käsittelyssä syntyvissä jätteissä sekä sen radioaktiivisissa mineraaleissa; ja bauksiittijäännöksissä metallisen alumiinin valmistuksessa.

Sitä löytyy myös nikkeli- ja koboltti lateriiteista, joista jälkimmäinen on lupaava skandiumin lähde tulevaisuudessa.

Metallurginen pelkistys

Valtavista vaikeuksista uuttamalla skandiumin, joka kesti niin kauan saada natiivissa tai metalliseen tilaan, johtuivat siitä, että Sc ₂ O ₃ on vaikea vähentää; jopa enemmän kuin TiO ₂, koska Sc ^{3+ osoittaa} suurempi affiniteetti kuin Ti ⁴⁺ kohti O ^-2- (olettaen 100% ionista luonnetta niiden oksideja).

Toisin sanoen, se on helpompi de-happi TiO ₂ kuin Sc ₂ O ₃, jossa on hyvä pelkistimellä (tyypillisesti hiili tai alkali- tai maa-alkalimetallien). Siksi Sc ₂ O ₃ muunnetaan ensin yhdiste, jonka vähentyminen on vähemmän ongelmallinen; kuten skandiumin fluoridi, SCF ₃. Seuraavaksi ScF ₃ pelkistetään metallisella kalsiumilla:

2ScF ₃ (s) + 3Ca (t) => 2SC (t) + 3CaF ₂ (s)

Sc ₂ O ₃ tulee joko jo mainituista mineraaleista tai se on muiden alkuaineiden (kuten uraanin ja raudan) uutosten sivutuote. Se on skandiumin kaupallinen muoto, ja sen alhainen vuosituotanto (15 tonnia) kuvastaa kalliosta louhinnan lisäksi korkeat käsittelykustannukset.

elektrolyysin

Toinen menetelmä tuottaa skandium on ensin saada sen hydrokloridisuolan, SCCL ₃, ja sitten altistaa se elektrolyysiin. Siten metallista skandiumia tuotetaan yhdessä elektrodissa (kuten sienellä) ja kloorikaasua toisessa.

reaktiot

Amphotericism

Scandiumilla ei ole vain alumiinin kanssa kevyiden metallien ominaisuuksia, vaan ne ovat myös amfoteerisia; eli ne käyttäytyvät kuin hapot ja emäkset.

Esimerkiksi, se reagoi, kuten monet muut siirtymämetallit, vahvojen happojen kanssa tuottaen suoloja ja vetykaasua:

2SC (t) + 6HCl (aq) => 2ScCl ₃ (aq) + 3H ₂ (g)

Näin toimiessaan se käyttäytyy emäksenä (reagoi HCl: n kanssa). Mutta samalla tavalla se reagoi vahvojen emästen, kuten natriumhydroksidin kanssa:

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

Ja nyt se käyttäytyy kuin happo (reagoi NaOH: n kanssa) muodostaen skandaalissuolaa; natriumin, Na ₃ Sc (OH) ₆, skandaatti-anionin kanssa, Sc (OH) ₆ ^3-.

hapetus

Ilman joutuessa skandium alkaa hapettua vastaavaksi oksidikseen. Reaktio kiihtyy ja autokatalysoidaan, jos käytetään lämmönlähdettä. Tätä reaktiota edustaa seuraava kemiallinen yhtälö:

4Sc (t) + 3O ₂ (g) => 2SC ₂ O ₃ (s)

halogenidit

Skandium reagoi kaikki halogeenit muodostamiseksi halogenidit, joilla on yleinen kemiallinen kaava SCX ₃ (X = F, Cl, Br, jne.).

Esimerkiksi, se reagoi jodin kanssa seuraavan yhtälön mukaan:

2Sc (s) + 3I ₂ (g) => 2ScI ₃ (s)

Samalla tavalla se reagoi kloorin, bromin ja fluorin kanssa.

Hydroksidin muodostuminen

Metallinen skandium voi liueta veteen tuottaen vastaavan hydroksidin ja vetykaasun:

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

Happohydrolyysi

Vesipitoiset ³⁺ -kompleksit voidaan hydrolysoida siten, että ne lopulta muodostavat Sc- (OH) -Sc-siltoja, kunnes muodostuu klusteri, jolla on kolme skandiumiatomia.

riskit

Biologisen roolin lisäksi skandiumin tarkkaa fysiologista ja toksikologista vaikutusta ei tunneta.

Alkuperäisessä muodossaan sen uskotaan olevan myrkytön, ellei sen hienojakoista kiinteää ainetta hengitetä sisään, mikä aiheuttaa vaurioita keuhkoihin. Samoin sen yhdisteille määritetään nollatoksisuus, joten niiden suolojen nauttiminen teoriassa ei saisi olla minkäänlaista riskiä; niin kauan kuin annos ei ole korkea (testattu rotilla).

Näitä näkökohtia koskevat tiedot ovat kuitenkin erittäin rajalliset. Siksi ei voida olettaa, että jokin skandiumyhdisteistä olisi todella myrkyttömiä; vielä vähemmän, jos metalli voi kertyä maaperään ja vesiin, kulkeutuen sitten kasveihin ja vähäisemmässä määrin eläimiin.

Tällä hetkellä skandium ei edelleenkään ole tuntuva riski verrattuna raskaampiin metalleihin; kuten kadmium, elohopea ja lyijy.

Sovellukset

Alloys

Vaikka skandiumin hinta on korkea verrattuna muihin metalleihin, kuten titaaniin tai yttriumiin, sen sovellukset ovat lopulta ponnistelujen ja investointien arvoisia. Yksi niistä on käyttää sitä lisäaineena alumiiniseoksille.

Tällä tavoin Sc-Al-lejeeringit (ja muut metallit) säilyttävät keveytensä, mutta muuttuvat vielä korroosionkestävämmiksi korkeissa lämpötiloissa (ne eivät murtu) ja ovat yhtä vahvoja kuin titaani.

Niin paljon on skandiumin vaikutusta näihin lejeerinkeihin, että se riittää lisäämään sitä pieninä määrinä (alle 0,5 massaprosenttia), jotta sen ominaisuudet paranevat rajusti ilman, että havaitaan sen painon merkittävää nousua. Sanotaan, että jos sitä käytetään yhden päivän aikana massiivisesti, se voi vähentää lentokoneiden painoa 15-20%.

Samoin skandiumiseoksia on käytetty revolverien kehyksiin tai urheilutarvikkeiden, kuten baseball-lepakkojen, erityisten polkupyörien, kalastusvarsien, golfmailojen jne. Valmistukseen; vaikka titaaniseokset yleensä korvaavat ne, koska ne ovat halvempia.

Tunnetuin näistä seoksista on Al ₂₀ Li ₂₀ Mg ₁₀ Sc ₂₀ Ti ₃₀, joka on yhtä vahva kuin titaani, yhtä kevyt kuin alumiini ja kova kuin keraaminen.

3D-tulostus

Sc-Al-seoksia on käytetty metallisten 3D-tulosteiden valmistukseen niiden kerrosten sijoittamiseksi tai lisäämiseksi ennalta valittuun kiinteään aineeseen.

Stadionin valaistus

Stadionien majakat matkivat auringonvaloa skandiumjodidin vaikutuksen ansiosta yhdessä elohopeahöyryjen kanssa. Lähde: Pexels.

Scandiumjodidia, ScI ₃, lisätään (yhdessä natriumjodidin kanssa) elohopeahöyrylamppuihin, jotta saadaan aikaan keinotekoisia valoja, jotka matkivat aurinkoa. Siksi stadionilla tai joillakin urheilukentällä, jopa yöllä, valaistus niiden sisällä on sellainen, että ne tarjoavat sensaation, kun katsot peliä laajassa päivänvalossa.

Samanlaisia ​​tehosteita on käytetty sähkölaitteisiin, kuten digitaalikameroihin, televisioruutuihin tai tietokoneen näyttöihin. Samoin ajovalot, joissa on tällaiset _3- Hg ScI-lamput, on sijoitettu elokuva- ja televisiostudioihin.

Kiinteän oksidin polttokennot

SOFC, sen englanninkielisen lyhenteen (kiinteän oksidin polttokenno) yhteydessä, käyttää elektrolyyttisenä väliaineena oksidia tai keraamista ainetta; tässä tapauksessa kiinteä aine, joka sisältää skandiumioneja. Sen käyttö näissä laitteissa johtuu sen suuresta sähkönjohtavuudesta ja kyvystä vakauttaa lämpötilan nousu; joten ne toimivat ilman ylikuumenemista.

Eräs esimerkki tällaisista kiinteistä oksidi on skandium stabiloitu zirconite (kuten Sc ₂ O ₃, uudelleen).

Keramiikka

Scandiumkarbidi ja titaani muodostavat keraamin, jolla on poikkeuksellisen kovuus, vain toisin kuin timantit. Sen käyttö on kuitenkin rajoitettu materiaaleihin, joilla on erittäin edistyksellisiä sovelluksia.

Orgaaniset koordinaatiokiteet

Sc ³⁺ -ionit voivat koordinoitua useiden orgaanisten ligandien kanssa, varsinkin jos ne ovat hapetettuja molekyylejä.

Tämä johtuu siitä, että muodostuneet Sc-O-sidokset ovat erittäin vakaita ja päätyvät siksi rakentamaan kiteitä, joilla on uskomattomia rakenteita, joiden huokosiin kemialliset reaktiot voidaan laukaista, käyttäytyen heterogeenisten katalyyttien tavoin; tai neutraalien molekyylien sijoittamiseksi, käyttäytyen kuin kiinteä varastointi.

Samoin sellaisia ​​orgaanisia skandiumikoordinaatiokiteitä voidaan käyttää sensorointimateriaalien, molekyyliseulojen tai ionijohtajien suunnitteluun.

Viitteet

1. Irina Shtangeeva. (2004). Skandium. Pietarin osavaltion yliopisto. Palautettu osoitteesta: researchgate.net
2. Wikipedia. (2019). Skandium. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
3. Encyclopaedia Britannican toimittajat. (2019). Skandium. Encyclopædia Britannica. Palautettu osoitteesta: britannica.com
4. Dr. Doug Stewart. (2019). Scandium-elementti. Chemicool. Palautettu osoitteesta: chemicool.com
5. Mittakaavassa. (2018). Skandium. Palautettu osoitteesta: scale-project.eu
6. Helmenstine, tohtori Anne Marie (3. heinäkuuta 2019). Katsaus Scandiumiin. Palautettu osoitteesta: gondo.com
7. Kist, AA, Zhuk, LI, Danilova, EA ja Makhmudov, EA (2012). Kysymyksessä skandiumin biologisesta roolista. Palautettu osoitteesta: inis.iaea.org
8. WAGrosshans, YKVohra ja WBHolzapfel. (1982). Korkeapainefaasimuutokset ittriumissa ja skandiumissa: Suhde harvinaisten maametallien ja aktinidien kiderakenteisiin. Journal of Magnetism and Magnetic Materials, osa 29, numerot 1–3, sivut 282–286 doi.org/10.1016/0304–8853(82)90251–7
9. Marina O. Barsukova et ai. (2018). Scandium-orgaaniset kehykset: edistyminen ja näkymät. Russ. Chem., Julkaisu 87 1139.
10. Sijoittamisuutisverkko. (11. marraskuuta 2014). Scandium-sovellukset: yleiskatsaus. Dig Media Inc. toipunut sivustolta: investingnews.com