GALLIUM: VLASTNOSTI, STRUKTURA, ZÍSKÁVÁNÍ, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Galium je kovový prvek, který je reprezentován symbolem Ga patří do skupiny 13 periodické tabulky prvků. Chemicky se podobá hliníku v jeho amfotericismu; oba kovy však nakonec vykazují vlastnosti, díky nimž jsou navzájem odlišitelné.

Například hliníkové slitiny mohou být zpracovány tak, aby jim poskytly všechny druhy tvarů; zatímco gallium má velmi nízké teploty tání, sestávat prakticky ze stříbřitých kapalin. Rovněž teplota tání gallia je nižší než teplota tání hliníku; první se může roztavit z tepla ruky, zatímco druhá nemůže.

Krystaly gallia získané uložením malého fragmentu gallia do jeho přesyceného roztoku (tekuté gallium). Zdroj: Maxim Bilovitskiy

Chemická podobnost mezi galliem a hliníkem je také seskupuje geochemicky; to znamená, že minerály nebo horniny bohaté na hliník, jako jsou bauxity, mají značné koncentrace gallia. Kromě tohoto mineralogického zdroje jsou v zemské kůře široce rozptýleny zinek, olovo a uhlík.

Gallium není populárně známý kov. Jeho pouhé jméno může evokovat obraz kohouta v mysli. Ve skutečnosti, grafické a obecné reprezentace gallia jsou obvykle najity s obrazem stříbrného kohouta; malované tekutým galliem, vysoce smáčitelnou látkou na skle, keramice a dokonce i na ruce.

Časté jsou experimenty, ve kterých jsou kousky kovového galia rozpuštěny rukama, stejně jako manipulace s jeho tekutinou a její tendence k zašpinění všeho, čeho se dotkne.

Ačkoliv gallium není toxické, stejně jako rtuť, je ničivým činidlem kovů, protože je činí křehkými a zbytečnými (v první řadě). Na druhé straně farmakologicky zasahuje do procesů, kde biologické matrice používají železo.

Pro ty ve světě optoelektroniky a polovodičů bude gallium drženo ve velké úctě, srovnatelné a možná lepší než samotné křemík. Na druhé straně byly vyrobeny gallium, teploměry, zrcadla a předměty založené na jeho slitinách.

Chemicky má tento kov stále co nabídnout; snad v oblasti katalýzy, jaderné energie, vývoje nových polovodičových materiálů nebo „jednoduše“ při objasňování jejich zmatené a složité struktury.

Dějiny

Předpovědi jeho existence

V 1871, ruský chemik Dmitri Mendeleev už předpovídal existenci elementu jehož vlastnosti byly podobné vlastnostem hliníku; které nazval ekaluminiem. Tento prvek musel být umístěn těsně pod hliníkem. Mendeleev také předpovídal vlastnosti ekaluminia (hustota, bod tání, vzorce jeho oxidů atd.).

Objev a izolace

Překvapivě, o čtyři roky později našel francouzský chemik Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran nový prvek ve vzorku sphaleritu (směs zinku) z Pyrenejí. Dokázal to objevit díky spektroskopické analýze, ve které pozoroval spektrum dvou fialových linií, které se neshodovaly se spektrem jiného prvku.

Poté, co objevil nový prvek, provedl Lecoq experimenty na 430 kg sfaleritu, z nichž byl schopen izolovat 0,65 gramu; a po sérii měření jeho fyzikálních a chemických vlastností dospěl k závěru, že se jedná o Mendeleevovo ekaluminium.

Pro jeho izolaci provedl Lecoq elektrolýzu svého příslušného hydroxidu v hydroxidu draselném; pravděpodobně stejný, se kterým rozpustil sphalerit. Po potvrzení, že se jednalo o ekaluminium, a také jako jeho objevitel, dal mu jméno „gallium“ (galium v ​​angličtině). Tento název je odvozen od názvu „Gallia“, což v latině znamená Francie.

Název však představuje další zvědavost: „Lecoq“ ve francouzštině znamená „kohout“ a v latině „gallus“. Jako kov se 'gallus' stal 'gallium'; i když ve španělštině je konverze mnohem přímější. Není tedy náhoda, že se o kohoutovi mluví, když mluvíme o galliu.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Vzhled a fyzikální vlastnosti

Gallium je stříbřitý kov bez zápachu a stříbřitý kov se svíravou chutí. Jeho pevná látka je měkká a křehká, a když se zlomí, je to konoidální; to znamená, že vytvořené kusy jsou zakřivené, podobné mořským mušlím.

Když se roztaví, v závislosti na úhlu, pod kterým je vidět, může ukázat namodralý záři. Tato stříbřitá kapalina není při kontaktu toxická; avšak příliš přilne k povrchům, zejména pokud jsou keramické nebo skleněné. Například jedna kapka gallia může proniknout dovnitř skleněného kelímku, aby ji pokryla stříbrným zrcadlem.

Pokud je pevný fragment gallia uložen v tekutém galliu, slouží jako jádro, kde se třpytivé krystaly gallia rychle rozvíjejí a rostou.

Atomové číslo (Z)

31 (₃₁ Ga)

Molární hmotnost

69,723 g / mol

Bod tání

29,7646 ° C Této teploty lze dosáhnout pevným držením galiiového skla mezi oběma rukama, dokud se neroztaví.

Bod varu

2400 ° C Všimněte si velké mezery mezi 29,7 ° C a 2400 ° C; to znamená, že kapalné gallium má velmi nízký tlak par, a tato skutečnost z něj činí jeden z prvků s největším rozdílem teploty mezi kapalným a plynným stavem.

Hustota

-Na pokojová teplota: 5,91 g / cm ³

-Na teplota tání: 6,095 g / cm ³

Všimněte si, že to samé se děje s galliem jako s vodou: hustota jeho kapaliny je vyšší než hustota její pevné látky. Proto vaše krystaly budou vznášet se na tekutém galliu (ledovce gallia). Ve skutečnosti je objemová expanze pevné látky (třikrát) taková, že je nevhodné skladovat kapalné gallium v ​​nádobách, které nejsou vyrobeny z plastů.

Teplo fúze

5,59 kJ / mol

Odpařovací teplo

256 kJ / mol

Molární tepelná kapacita

25,86 J / (mol K)

Tlak páry

Při teplotě 1037 ° C vyvíjí tlak pouze 1 Pa.

Elektronegativita

1,81 v Paulingově stupnici

Ionizační energie

-První: 578,8 kJ / mol (Ga ⁺ plyn)

-Second: 1979,3 kJ / mol (Ga ²⁺ plynný)

-Third: 2963 kJ / mol (Ga ³⁺ plynný)

Tepelná vodivost

40,6 W / (m K)

Elektrický odpor

270 nΩ m při 20 ° C

Mohsova tvrdost

1.5

Viskozita

1 819 cP při 32 ° C

Povrchové napětí

709 dyn / cm při 30 ° C

Amfotericismus

Stejně jako hliník je gallium amfoterní; reaguje s kyselinami i zásadami. Například silné kyseliny jej mohou rozpustit za vzniku solí gallia; v případě, že jsou H ₂ SO ₄ a HNO ₃, Ga ₂ (SO ₄) ₃ a Ga (NO ₃) _{3 se vyrábí}, resp. Zatímco při reakci se silnými zásadami vznikají galátové soli s iontem Ga (OH) ₄ ^-.

Všimněte si podobnosti mezi Ga (OH) ₄ ^- a Al (OH) ₄ ^- (aluminát). Pokud se do média přidá amoniak, vytvoří se hydroxid gallnatý, Ga (OH) ₃, který je také amfoterní; když reaguje se silnými bázemi, produkuje Ga (OH) ₄ ^{- znovu}, ale pokud reaguje se silnými kyselinami, uvolňuje komplexní vodný ³⁺.

Reaktivita

Kovové galium je při pokojové teplotě relativně inertní. Nereaguje se vzduchem, protože tenká vrstva oxidu Ga ₂ O ₃ ji chrání před kyslíkem a sírou. Po zahřátí však oxidace kovu pokračuje a zcela se mění na oxid. A pokud je přítomna síra, reaguje při vysokých teplotách na Ga ₂ S ₃.

Existují nejen oxidy a sulfidy gallia, ale také fosfidy (GaP), arsenidy (GaAs), nitridy (GaN) a antimonidy (GaSb). Takové sloučeniny mohou vznikat přímou reakcí prvků při zvýšených teplotách nebo alternativními syntetickými cestami.

Podobně gallium může reagovat s halogeny za vzniku příslušných halogenidů; jako je Ga ₂ Cl ₆, GAF ₃ a Ga ₂ I ₃.

Tento kov, stejně jako hliník a jeho kongenery (členy stejné skupiny 13), mohou kovalentně interagovat s atomy uhlíku za vzniku organokovových sloučenin. V případě těch, kteří mají vazby Ga-C, se jim říká organogalium.

Nejzajímavější věcí o galliu není žádná jeho předchozí chemická charakteristika, ale jeho obrovská snadnost, s níž může být legována (podobně jako rtuť a její amalgamační proces). Jeho atomy Ga rychle „třít ramena“ mezi kovovými krystaly, což vede ke slitinám galia.

Struktura a elektronická konfigurace

Složitost

Gallium není jen neobvyklé v tom, že se jedná o kov, který taje s žárem dlaně, ale jeho struktura je složitá a nejistá.

Na jedné straně je známo, že její krystaly přijímají ortorombickou strukturu (Ga-I) za normálních podmínek; Toto je však pouze jedna z mnoha možných fází pro tento kov, jehož přesné pořadí atomů nebylo stanoveno. Jedná se tedy o složitější strukturu, než by se mohla na první pohled zdát.

Zdá se, že výsledky se liší podle úhlu nebo směru, ve kterém je analyzována jeho struktura (anisotropie). Stejně tak jsou tyto struktury velmi citlivé na nejmenší změnu teploty nebo tlaku, což znamená, že gallium nemůže být v okamžiku interpretace dat definováno jako jediný typ krystalu.

Dimers

Atomy Ga vzájemně interagují díky kovové vazbě. Nicméně bylo zjištěno, že určitý stupeň covalence mezi dvěma sousedními atomy, takže existence Ga ₂ dimeru (Ga-Ga) se předpokládá.

Teoreticky by tato kovalentní vazba měla být vytvořena překrýváním orbitálu 4p s jediným elektronem podle elektronické konfigurace:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹

Tato směs kovalentně-kovových interakcí je přisuzována nízké teplotě tání gallia; protože, ačkoli na jedné straně může být „moře elektronů“, které drží atomy Ga pevně pohromadě v krystalu, na druhé straně strukturální jednotky sestávají z dimerů Ga ₂, jejichž intermolekulární interakce jsou slabé.

Fáze pod vysokým tlakem

Když se tlak zvýší ze 4 na 6 GPa, krystaly gallia podléhají fázovým přechodům; z ortorombika přechází na krychli soustředěnou na těle (Ga-II), a od toho nakonec přechází na tetragonální střed na těle (Ga-III). V tlakovém rozmezí se možná vytvoří směs krystalů, což ztěžuje interpretaci struktur.

Oxidační čísla

Nejenergičtější elektrony jsou ty, které se nacházejí na orbitálech 4s a 4p; protože jsou tři, očekává se tedy, že gallium je může ztratit, když se spojí s prvky elektronegativnějšími než to.

Když k tomu dojde, předpokládá se existence kationtu Ga ³⁺ a jeho počet nebo oxidační stav je označován jako +3 nebo Ga (III). Ve skutečnosti je to nejběžnější ze všech oxidačních čísel. Následující sloučeniny, například, mít gallium jako +3: Ga ₂ O ₃ (Ga ₂ ³⁺ O ₃ ²), Ga ₂ Br ₆ (Ga ₂ ³⁺ Br ₆ ^-), Li ₃ GaN ₂ (Li ₃ ⁺ Ga ³⁺ N ₂ ³) a Ga ₂ Te ₃ (Ga ₂³⁺ Te ₃ ^2-).

Gallium lze také nalézt s oxidačními čísly +1 a +2; i když jsou mnohem méně běžné než +3 (podobné jako u hliníku). Příklady takových sloučenin jsou GaCl (Ga ⁺ Cl ^-), Ga ₂ O (Ga ₂ ⁺ O ²) a plyn (Ga ²⁺ S ²).

Všimněte si, že existence iontů s veličinami náboje shodnými s uvažovaným oxidačním číslem se vždy předpokládá (správně nebo ne).

Kde najít a získat

Vzorek minerální gallity, který je vzácný, ale jediný s výraznou koncentrací gallia. Zdroj: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Gallium se nachází v zemské kůře s množstvím úměrným množství kobaltu, olova a niobu kovů. Objevuje se jako hydratovaný sulfid nebo oxid, široce rozšířený jako nečistoty obsažené v jiných minerálech.

Jeho oxidy a sulfidy jsou ve vodě špatně rozpustné, takže koncentrace gallia v mořích a řekách je nízká. Jediným minerálem bohatým na gallium je navíc gallita (CuGaS ₂, horní obrázek). Je však nepraktické využívat slepici k získání tohoto kovu. Méně známý je minerální gallium plumbogumit.

Proto pro tento kov neexistují ideální rudy (s koncentrací vyšší než 0,1% hmotnostního).

Místo toho se gallium získává jako vedlejší produkt metalurgického zpracování rud jiných kovů. Například může být extrahován z bauxitů, zinkových míchačů, kameneců, uhlí, galen, pyritů, germanitů atd.; to je, to je obvykle spojováno s hliníkem, zinkem, uhlíkem, olovem, železem a germaniem v různých minerálních tělesech.

Iontoměničová chromatografie a elektrolýza

Když se minerální surovina štěpí nebo rozpustí, buď ve silně kyselém nebo zásaditém prostředí, získá se směs kovových iontů rozpuštěných ve vodě. Protože gallium je sekundární produkt, jeho ionty Ga ³⁺ zůstávají rozpuštěny ve směsi, jakmile se požadované kovy vysráží.

Je tedy žádoucí oddělit tyto Ga ³⁺ od ostatních iontů, s jediným účelem zvýšení jejich koncentrace a čistoty výsledného kovu.

K tomu se kromě konvenčních srážacích technik používá i iontoměničová chromatografie za použití pryskyřice. Díky této technice je možné oddělit (například) Ga ³⁺ od Ca ²⁺ nebo Fe ³⁺.

Jakmile je získán vysoce koncentrovaný roztok iontů Ga ³⁺, je podroben elektrolýze; to znamená, že Ga ³⁺ přijímá elektrony, aby se mohly tvořit jako kov.

Izotopy

Gallium se v přírodě vyskytuje hlavně jako dva izotopy: ⁶⁹ Ga, s hojností 60,11%; a ⁷¹ Ga, s hojností 39,89%. Z tohoto důvodu je atomová hmotnost gallia 69,723 u. Ostatní izotopy gallia jsou syntetické a radioaktivní, s atomovými hmotami v rozmezí od ⁵⁶ Ga do ⁸⁶ Ga.

Rizika

Environmentální a fyzické

Z environmentálního hlediska není kovové gallium příliš reaktivní a rozpustné ve vodě, takže jeho úniky teoreticky nepředstavují vážné riziko kontaminace. Kromě toho není známo, jakou biologickou roli může mít v organismech, přičemž většina jeho atomů se vylučuje močí, bez známek akumulace v žádné z jejích tkání.

Na rozdíl od rtuti lze s galliem manipulovat holýma rukama. Ve skutečnosti je pokus o jeho roztavení teplem rukou docela běžný. Člověk se může dotknout výsledné stříbrné kapaliny bez obav z poškození nebo poškození kůže; i když na něm zanechává stříbrnou skvrnu.

Nicméně, zažívání může být toxický, protože teoreticky by se rozpouštějí v žaludku vytvářet GaCl ₃; galliová sůl, jejíž účinky na tělo jsou nezávislé na kovu.

Poškození kovů

Gallium je charakterizováno vysoce barvením nebo přilnavostí k povrchům; a pokud jsou kovové, prochází jimi a okamžitě vytvoří slitiny. Tato vlastnost, že je možné legovat s téměř všemi kovy, způsobuje, že není vhodné rozlité tekuté gallium na jakýkoli kovový předmět.

Proto kovové předměty riskují rozbití na kousky v přítomnosti gallia. Jeho činnost může být tak pomalá a nevšimnutá, že přináší nežádoucí překvapení; zvláště pokud se rozlil na kovovou židli, která by se mohla zhroutit, když na ně někdo sedí.

Proto by ti, kteří chtějí manipulovat s galiem, neměli nikdy kontaktovat jiné kovy. Například, jeho kapalina je schopna rozpouštět hliníkovou fólii a také se vplížit do krystalů india, železa a cínu, aby byly křehké.

Obecně lze říci, že navzdory výše uvedenému a skutečnosti, že jeho páry jsou při pokojové teplotě téměř nepřítomné, je gallium obecně považováno za bezpečný prvek s nulovou toxicitou.

Aplikace

Teploměry

Teploměry Galinstan. Zdroj: Gelegenheitsautor

Gallium nahradilo rtuť jako kapalinu pro čtení teplot označených teploměrem. Jeho teplota tání 29,7 ° C je však pro tuto aplikaci stále vysoká, proto by v kovovém stavu nebylo životaschopné ji používat v teploměrech; místo toho, slitina volala Galinstan (Ga-In-Sn) je používán.

Slitina Galinstan má teplotu tání kolem -18 ° C a jeho nulová toxicita z něj činí ideální látku pro návrh lékařských teploměrů nezávislých na rtuti. Pokud by se tak zlomila, bylo by bezpečné vyčistit nepořádek; ačkoli to by špinilo podlahu kvůli jeho schopnosti k mokrým povrchům.

Zrcadlová výroba

Opět je zmíněna smáčivost gallia a jeho slitin. Když se dotkne porcelánového povrchu nebo skla, rozprostírá se po celém povrchu, dokud není zcela pokryta stříbrným zrcadlem.

Kromě zrcadel se slitiny gallia používají k vytváření objektů všech tvarů, protože jakmile vychladnou, ztuhnou. To by mohlo mít velký nanotechnologický potenciál: stavět objekty velmi malých rozměrů, které by logicky fungovaly při nízkých teplotách, a vykazovaly by jedinečné vlastnosti založené na galliu.

Počítače

Tepelné pasty používané v počítačových procesorech byly vyrobeny ze slitin galia.

Drogy

Ionty Ga ³⁺ mají určitou podobnost s Fe ³⁺ způsobem, jakým zasahují do metabolických procesů. Proto pokud existuje funkce, parazit nebo bakterie, které vyžadují železo, mohou být zastaveny chybnou analýzou gallia; to je případ bakterií pseudomonas.

Tady se tedy objevují drogy gallia, které se mohou jednoduše skládat z jeho anorganických solí nebo organogalií. La Ganita, obchodní název pro dusičnan gallnatý, Ga (NO ₃) ₃, se používá k regulaci vysokých koncentrací vápníku (hyperkalcemie) spojených s rakovinou kostí.

Technologický

Arsenid a nitrid gallia se vyznačují tím, že jsou polovodiči, které při určitých optoelektronických aplikacích nahradily křemík. S nimi byly vyrobeny tranzistory, laserové diody a diody emitující světlo (modré a fialové), čipy, solární články atd. Například díky laserům GaN lze číst disky Blu-Ray.

Katalyzátory

Oxidy galium byly použity ke studiu jejich katalýzy v různých organických reakcích, které jsou průmyslově zajímavé. Jeden z novějších katalyzátorů gallia sestává z jeho vlastní kapaliny, přes kterou jsou rozptýleny atomy jiných kovů, které fungují jako aktivní centra nebo místa.

Například katalyzátor gallium-palladium byl studován v dehydrogenační reakci butanu; to znamená přeměnu butanu na reaktivnější nenasycené druhy, které jsou nezbytné pro jiné průmyslové procesy. Tento katalyzátor sestává z kapalného gallia působícího jako nosič pro atomy palladia.

Reference

1. Sella Andrea. (23. září 2009). Gallium. Svět chemie. Obnoveno z: chemistryworld.com
2. Wikipedia. (2019). Gallium. Obnoveno z: en.wikipedia.org
3. Li, R., Wang, L., Li, L., Yu, T., Zhao, H., Chapman, KW Liu, H. (2017). Lokální struktura tekutého gallia pod tlakem. Vědecké zprávy, 7 (1), 5666. doi: 10,1038 / s41598-017-05985-8
4. Brahama D. Sharma a Jerry Donohue. (1962). Vylepšení krystalové struktury gallia. Zeitschrift fiir Kristallographie, Bd. 117, S. 293-300.
5. Wang, W., Qin, Y., Liu, X. et al. (2011). Distribuce, výskyt a obohacení příčin gallia v uhlí z Jungar Coalfield, Inner Mongolia. Sci. China Earth Sci. 54: 1053. doi.org/10.1007/s11430-010-4147-0
6. Marques Miguel. (sf). Gallium. Obnoveno z: nautilus.fis.uc.pt
7. Editors of Encyclopaedia Britannica. (5. dubna 2018). Gallium. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
8. Bloom Josh. (3. dubna 2017). Gallium: taje v ústech, ne v rukou! Americká rada pro vědu a zdraví. Obnoveno z: acsh.org
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta o prvku Gallium. Chemicool. Obnoveno z: chemicool.com
10. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Gallium. PubChem Database. CID = 5360835. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov