GÁLIUM: VLASTNOSTI, ŠTRUKTÚRA, ZÍSKAVANIE, POUŽITIA - CHÉMIA - 2026

Galium je kovový prvok, ktorý je reprezentovaný symbolom Ga patrí do skupiny 13 periodickej tabuľky prvkov. Chemicky sa podobá hliníku v jeho amfotérnosti; oba kovy však nakoniec vykazujú vlastnosti, ktoré ich robia navzájom odlišnými.

Napríklad zliatiny hliníka môžu byť spracované tak, aby im poskytli všetky druhy tvarov; zatiaľ čo gálium má veľmi nízke teploty topenia, pozostávajúce prakticky zo strieborných tekutín. Teplota topenia gália je tiež nižšia ako teplota topenia hliníka; prvý môže topiť z tepla ruky, zatiaľ čo druhý nemôže.

Kryštály gália získané ukladaním malého fragmentu gália do jeho presýteného roztoku (tekuté gálium). Zdroj: Maxim Bilovitskiy

Chemická podobnosť gália a hliníka ich tiež geochemicky zoskupuje; to znamená, že minerály alebo horniny bohaté na hliník, ako sú bauxity, majú značné koncentrácie gália. Okrem tohto mineralogického zdroja sú v zeme, olove a uhlíku ďalšie, rozšírené po celej zemskej kôre.

Gallium nie je populárny kov. Jeho samotné meno môže vyvolať v mysli obraz kohúta. V skutočnosti sa grafické a všeobecné znázornenia gália zvyčajne vyskytujú na obrázku strieborného kohúta; maľované tekutým gáliom, vysoko zmáčateľnou látkou na skle, keramike a dokonca aj na ruke.

Pokusy, pri ktorých sa kúsky kovového gália roztavia rukami, sú časté, ako aj manipulácia s tekutinou a jej tendencia zafarbiť všetko, čoho sa dotkne.

Hoci gálium nie je toxické, rovnako ako ortuť, je ničivým činiteľom kovov, pretože ich robí krehkými a zbytočnými (v prvom rade). Na druhej strane farmakologicky zasahuje do procesov, v ktorých biologické matrice používajú železo.

Pre tých vo svete optoelektroniky a polovodičov bude gálium držané vo veľkej úcte, porovnateľnej a pravdepodobne lepšie ako samotný kremík. Na druhej strane boli vyrobené gálium, teplomery, zrkadlá a predmety založené na jeho zliatinách.

Chemicky má tento kov stále čo ponúknuť; možno v oblasti katalýzy, jadrovej energie, vývoja nových polovodičových materiálov alebo „jednoducho“ pri objasňovaní ich mätúcej a zložitej štruktúry.

histórie

Predpovede jeho existencie

V roku 1871 ruský chemik Dmitrij Mendeleev už predpovedal existenciu prvku, ktorého vlastnosti boli podobné vlastnostiam hliníka; ktoré nazval ekaluminiom. Tento prvok musel byť umiestnený tesne pod hliníkom. Mendeleev tiež predpovedal vlastnosti ekalumínia (hustota, teplota topenia, vzorce jeho oxidov atď.).

Objav a izolácia

Prekvapivo, o štyri roky neskôr francúzsky chemik Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran našiel nový prvok vo vzorke sfaleritu (zmes zinku) z Pyrenejí. Dokázal to objaviť vďaka spektroskopickej analýze, v ktorej pozoroval spektrum dvoch fialových čiar, ktoré sa nezhodovali so spektrom iného prvku.

Po objavení nového prvku vykonal Lecoq experimenty na 430 kg sfaleritu, z ktorého bol schopný izolovať 0,65 gramu; a po sérii meraní jeho fyzikálnych a chemických vlastností dospel k záveru, že išlo o Mendeleevov ekaluminium.

Na jeho izolovanie Lecoq uskutočnil elektrolýzu príslušného hydroxidu v hydroxidu draselnom; pravdepodobne ten istý, s ktorým rozpustil sfalerit. Po potvrdení, že išlo o ekaluminium, a tiež o jeho objaviteľovi, dal mu meno „gallium“ (galium v ​​angličtine). Tento názov je odvodený od mena „Gallia“, čo v latinčine znamená Francúzsko.

Názov však predstavuje ďalšiu zvedavosť: „Lecoq“ vo francúzštine znamená „kohút“ av latinčine „gallus“. Ako kov sa „gallus“ stal „gallium“; hoci v španielčine je konverzia omnoho priamejšia. Nie je teda náhoda, že pri hovorení o gáliu sa uvažuje o kohútovi.

Fyzikálne a chemické vlastnosti

Vzhľad a fyzikálne vlastnosti

Gallium je strieborný kov bez zápachu so striebornou chuťou. Jeho pevná látka je mäkká a krehká, a keď sa zlomí, robí tak konoidálnu; to znamená, že vytvorené kúsky sú zakrivené, podobne ako mušle.

Po roztavení môže v závislosti od uhla, pod ktorým je videný, vykazovať namodralú žiaru. Táto strieborná tekutina nie je pri kontakte toxická; avšak príliš prilieha k povrchom, najmä ak ide o keramiku alebo sklo. Napríklad jedna kvapka gália môže preniknúť dovnútra skleneného pohára, aby ho potiahla strieborným zrkadlom.

Ak je pevný fragment gália uložený v tekutom gáliu, slúži ako jadro, kde sa rýchlo rozvíjajú a rastú trblietavé kryštály gália.

Atómové číslo (Z)

31 ( ₃₁ Ga)

Molárna hmota

69,723 g / mol

Bod topenia

29,7646 ° C Túto teplotu je možné dosiahnuť pevným držaním gáliového pohára medzi dvoma rukami, až kým sa neroztopí.

Bod varu

2400 ° C Všimnite si veľkú medzeru medzi 29,7 ° C a 2400 ° C; to znamená, že tekuté gálium má veľmi nízky tlak pár, a táto skutočnosť z neho robí jeden z prvkov s najväčším rozdielom teploty medzi kvapalným a plynným stavom.

Hustota

-Na izbová teplota: 5,91 g / cm ³

-Na teplota topenia: 6,095 g / cm ³

Všimnite si, že to isté sa deje s gáliom ako s vodou: hustota jeho kvapaliny je vyššia ako hustota jej tuhej látky. Preto budú vaše kryštály plávať na tekutom gáliu (gáliové ľadovce). V skutočnosti je objemová expanzia pevnej látky (trikrát) taká, že je nevhodné skladovať tekuté gálium v ​​nádobách, ktoré nie sú vyrobené z plastov.

Teplo fúzie

5,59 kJ / mol

Odparovacie teplo

256 kJ / mol

Molárna tepelná kapacita

25,86 J / (mol K)

Tlak vodnej pary

Pri teplote 1037 ° C tlak iba 1 Pa.

electronegativity

1,81 v Paulingovej stupnici

Ionizačné energie

-Prvé: 578,8 kJ / mol (Ga ⁺ plyn)

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

-Third: 2963 kJ / mol (Ga ³⁺ plynný)

Tepelná vodivosť

40,6 W / (m K)

Elektrický odpor

270 nΩ m pri 20 ° C

Mohsova tvrdosť

1.5

Viskozita

1 819 cP pri 32 ° C

Povrchové napätie

709 dyn / cm pri 30 ° C

Amphotericism

Rovnako ako hliník je gálium amfotérne; reaguje s kyselinami aj zásadami. Napríklad silné kyseliny ho môžu rozpustiť za vzniku solí gália (III); v prípade, že sú H ₂ SO ₄ a HNO ₃ , Ga ₂ (SO ₄ ) ₃ a Ga (NO ₃ ) _{3 sa vyrába} , resp. Zatiaľ čo pri reakcii so silnými zásadami vznikajú galátové soli s iónom Ga (OH) ₄ ^- .

Všimnite si podobnosť medzi Ga (OH) ₄ ^- a Al (OH) ₄ ^- (hlinitanom). Ak sa do média pridá amoniak , vytvorí sa hydroxid gálnatý, Ga (OH) ₃ , ktorý je tiež amfotérny; pri reakcii so silnými zásadami produkuje Ga (OH) ₄ ^{- opäť} , ale ak reaguje so silnými kyselinami, uvoľňuje komplexnú vodnú ³⁺ .

reaktivita

Kovové gálium je pri izbovej teplote relatívne inertné. Nereaguje so vzduchom, ako tenká vrstva oxidu, Ga ₂ O ₃ , chráni ju z kyslíka a síry. Po zahriatí však oxidácia kovu pokračuje a úplne sa premieňa na oxid. A ak je prítomná síra, za vysokých teplôt reaguje za vzniku Ga ₂ S ₃ .

Existujú nielen oxidy a sulfidy gália, ale aj fosfidy (GaP), arzenidy (GaAs), nitridy (GaN) a antimonidy (GaSb). Takéto zlúčeniny môžu vznikať priamou reakciou prvkov pri zvýšených teplotách alebo alternatívnymi syntetickými postupmi.

Podobne gálium môže reagovať s halogénmi za vzniku svojich príslušných halogenidov; ako je Ga ₂ Cl ₆ , GAF ₃ a Ga ₂ I ₃ .

Tento kov, rovnako ako hliník a jeho kongenéry (členovia rovnakej skupiny 13), môžu kovalentne interagovať s atómami uhlíka za vzniku organokovových zlúčenín. V prípade tých, ktorí majú väzby Ga-C, sa nazývajú organogaliá.

Najzaujímavejšia vec, ktorá sa týka gália, nie je jeho predchádzajúca chemická charakteristika, ale jeho obrovská ľahkosť, s ktorou sa dá legovať (podobne ako pri ortuti a jej amalgámovom procese). Jeho atómy Ga rýchlo „natierajú plecia“ medzi kovové kryštály, čo vedie k zliatinám gália.

Štruktúra a elektronická konfigurácia

zložitosť

Gallium nie je len neobvyklé v tom, že je to kov, ktorý sa topí s teplom dlane, ale jeho štruktúra je zložitá a neistá.

Na jednej strane je známe, že jeho kryštály majú za normálnych podmienok ortorombickú štruktúru (Ga-I); Je to však iba jedna z mnohých možných fáz tohto kovu, ktorého presné poradie atómov nebolo špecifikované. Ide teda o zložitejšiu štruktúru, ako by sa mohla na prvý pohľad zdať.

Zdá sa, že výsledky sa líšia podľa uhla alebo smeru, v ktorom je analyzovaná jeho štruktúra (anizotropia). Podobne sú tieto štruktúry veľmi citlivé na najmenšiu zmenu teploty alebo tlaku, čo znamená, že gálium nemôže byť v čase interpretácie údajov definované ako jediný typ kryštálu.

diméry

Atómy Ga vzájomne interagujú vďaka kovovej väzbe. Avšak bolo zistené, že určitý stupeň covalence medzi dvoma susednými atómami, takže existencia Ga ₂ diméru (Ga-Ga) sa predpokladá .

Teoreticky by táto kovalentná väzba mala byť vytvorená prekrývaním orbitálu 4p s jediným elektrónom podľa elektronickej konfigurácie:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹

Táto zmes kovalentných kovových interakcií má nízku teplotu topenia gália; pretože, aj keď na jednej strane môže byť "more elektrónov", ktoré držia atómy Ga tesne vedľa seba v kryštálu, na strane druhej konštrukčnej jednotky sa skladajú z Ga ₂ dimérov , ktorých intermolekulární interakcie sú slabé.

Fázy pod vysokým tlakom

Keď tlak stúpne zo 4 na 6 GPa, kryštály gália prechádzajú fázovými prechodmi; z ortorombika prechádza na kubický stred sústredený na tele (Ga-II), a z toho nakoniec prechádza na štvoruholník sústredený na tele (Ga-III). V rozsahu tlakov sa prípadne vytvorí zmes kryštálov, čo ešte viac sťažuje interpretáciu štruktúr.

Oxidačné čísla

Najaktívnejšie elektróny sú tie, ktoré sa nachádzajú na obežných dráhach 4s a 4p; keďže sú tri, očakáva sa, že gálium ich môže stratiť, ak sa skombinuje s prvkami, ktoré sú viac elektronegatívne ako to.

Ak k tomu dôjde, predpokladá sa existencia katiónu Ga3 ⁺ a jeho číslo alebo oxidačný stav je uvádzaný ako +3 alebo Ga (III). V skutočnosti je to najbežnejšie zo všetkých oxidačných čísiel. Nasledujúce zlúčeniny, napríklad, mať gálium ako +3: Ga ₂ O ₃ (Gal ₂ ³⁺ O ₃ ² ), Ga ₂ Br ₆ (Gal ₂ ³⁺ Br ₆ ^- ), Li ₃ GAN ₂ (Li ₃ ⁺ Ga ³⁺ N ₂ ³ ) a Ga ₂ Te ₃ (Gal ₂³⁺ Te ₃ ^2- ).

Gálium možno nájsť aj s oxidačnými číslami +1 a +2; hoci sú oveľa menej bežné ako +3 (podobné ako u hliníka). Príklady takýchto zlúčenín sú GaCl (Ga ⁺ Cl ^- ), Ga ₂ O (Gal ₂ ⁺ O ² ) a plyn (Ga ²⁺ S ² ).

Všimnite si, že existencia iónov s veľkosťou náboja identickou s uvažovaným oxidačným číslom sa vždy predpokladá (správne alebo nie).

Kde nájsť a získať

Vzorka minerálnej gallity, ktorá je vzácna, ale jediná so značnou koncentráciou gália. Zdroj: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Gálium sa nachádza v zemskej kôre s množstvom úmerným množstvu kovového kobaltu, olova a nióbu. Vyzerá to ako hydratovaný sulfid alebo oxid, ktorý je široko rozšírený ako nečistoty obsiahnuté v iných mineráloch.

Jeho oxidy a sulfidy sú slabo rozpustné vo vode, takže koncentrácia gália v moriach a riekach je nízka. Okrem toho jediným minerálom bohatým na gálium je gallita (CuGaS ₂ , horný obrázok). Je však nepraktické využívať sliepku na získanie tohto kovu. Menej známy je minerál gallium plumbogumite.

Preto pre tento kov neexistujú žiadne ideálne rudy (s koncentráciou vyššou ako 0,1% hmotn.).

Namiesto toho sa gálium získava ako vedľajší produkt metalurgického spracovania rúd iných kovov. Napríklad sa môže extrahovať z bauxitov, zmesí zinku, kamenca, uhlia, galénov, pyritov, germanitov atď .; to znamená, že je zvyčajne spojená s hliníkom, zinkom, uhlíkom, olovom, železom a germániom v rôznych minerálnych telesách.

Iónomeničová chromatografia a elektrolýza

Keď sa minerálna surovina štiepi alebo rozpustí, buď v silne kyslom alebo zásaditom prostredí, získa sa zmes kovových iónov rozpustených vo vode. Pretože gálium je sekundárnym produktom, jeho ióny Ga ³⁺ zostávajú rozpustené v zmesi po vyzrážaní požadovaných kovov.

Preto je žiaduce oddeliť tieto Ga3 ⁺ od ostatných iónov s jediným cieľom zvýšenia ich koncentrácie a čistoty výsledného kovu.

Na tento účel sa okrem konvenčných techník zrážania používa iónomeničová chromatografia s použitím živice. Vďaka tejto technike je možné oddeliť (napríklad) Ga ³⁺ od Ca ²⁺ alebo Fe ³⁺ .

Len čo sa získa vysoko koncentrovaný roztok iónov Ga3 ⁺ , podrobí sa elektrolýze; to znamená, že Ga ³⁺ prijíma elektróny, aby sa mohli tvoriť ako kov.

izotopy

Gálium sa v prírode vyskytuje hlavne ako dva izotopy: ⁶⁹ Ga, s výskytom 60,11%; a ⁷¹ Ga, s hojnosťou 39,89%. Z tohto dôvodu je atómová hmotnosť gália 69,723 u. Ostatné izotopy gália sú syntetické a rádioaktívne, s atómovými hmotami v rozmedzí od ⁵⁶ Ga do ⁸⁶ Ga.

riziká

Environmentálne a fyzikálne

Z environmentálneho hľadiska nie je kovové gálium príliš reaktívne a rozpustné vo vode, takže jeho úniky teoreticky nepredstavujú vážne riziko kontaminácie. Okrem toho nie je známe, akú biologickú úlohu môže mať v organizmoch, pričom väčšina jeho atómov sa vylučuje močom, bez známok akumulácie v žiadnom z jeho tkanív.

Na rozdiel od ortuti sa s gáliom dá manipulovať holými rukami. V skutočnosti je pokus o jeho roztavenie teplom rúk celkom bežný. Osoba sa môže dotknúť výslednej striebornej kvapaliny bez strachu z poškodenia alebo poškodenia kože; hoci na ňom zanecháva striebornú škvrnu.

Avšak, zažívanie môže byť toxický, pretože teoreticky by sa rozpúšťajú v žalúdku vytvárať GaCl ₃ ; gáliová soľ, ktorej účinky na telo sú nezávislé od kovu.

Poškodenie kovov

Gálium sa vyznačuje vysoko zafarbením alebo priľnavosťou k povrchom; a ak sú kovové, prechádza nimi a okamžite vytvára zliatiny. Táto vlastnosť, ktorú je možné legovať s takmer všetkými kovmi, spôsobuje, že je nevhodné rozliať tekuté gálium na akýkoľvek kovový predmet.

Z tohto dôvodu je riziko, že sa kovové predmety rozpadnú v prítomnosti gália. Jeho pôsobenie môže byť také pomalé a nevšimnuté, že prináša nežiaduce prekvapenia; najmä ak sa rozliala na kovovú stoličku, ktorá by sa mohla zrútiť, keď na ňu niekto sedí.

Preto by tí, ktorí chcú manipulovať s gáliom, nikdy nemali prísť do styku s inými kovmi. Napríklad, jeho kvapalina je schopná rozpustiť hliníkovú fóliu a tiež sa vplížit do kryštálov india, železa a cínu, aby boli krehké.

Vo všeobecnosti, napriek vyššie uvedenému a skutočnosti, že jeho pary pri izbovej teplote takmer chýbajú, sa gálium zvyčajne považuje za bezpečný prvok s nulovou toxicitou.

aplikácia

teplomery

Teplomery Galinstan. Zdroj: Gelegenheitsautor

Gálium nahradilo ortuť ako kvapalinu na odčítanie teplôt označených teplomerom. Jej teplota topenia 29,7 ° C je však stále vysoká pre túto aplikáciu, a preto by v kovovom stave nebolo možné ju používať v teplomeroch; namiesto toho sa používa zliatina nazývaná Galinstan (Ga-In-Sn).

Zliatina Galinstanu má teplotu topenia okolo -18 ° C a jeho nulová toxicita z neho robí ideálnu látku na navrhovanie lekárskych teplomerov nezávislých od ortuti. Ak by sa tak pokazilo, bolo by bezpečné pokaziť; hoci by to znečistilo podlahu kvôli jej schopnosti navlhčiť povrchy.

Zrkadlová výroba

Opäť sa spomína zmáčateľnosť gália a jeho zliatin. Keď sa dotýka porcelánového povrchu alebo skla, šíri sa po celom povrchu, až kým nie je úplne pokrytý strieborným zrkadlom.

Okrem zrkadiel sa na výrobu predmetov všetkých tvarov používajú zliatiny gália, pretože po ochladení stuhnú. Mohlo by to mať veľký nanotechnologický potenciál: stavebné objekty veľmi malých rozmerov, ktoré logicky fungujú pri nízkych teplotách, a vykazujú jedinečné vlastnosti založené na gáliu.

Počítače

Tepelné pasty používané v počítačových procesoroch boli vyrobené zo zliatin gália.

lieky

Ióny Ga ³⁺ nesú určitú podobnosť s Fe ³⁺ spôsobom, akým zasahujú do metabolických procesov. Preto, ak existuje funkcia, parazit alebo baktérie, ktoré potrebujú železo, aby ich bolo možné vykonať, je možné ich zastavením pomenovať za gálium; to je prípad baktérií pseudomonas.

Tu sa teda objavujú lieky gália, ktoré sa môžu jednoducho skladať z anorganických solí alebo organogálií. La Ganita, obchodný názov pre dusičnan gálnatý, Ga (NO ₃ ) ₃ , sa používa na reguláciu vysokých koncentrácií vápnika (hyperkalcémia) spojených s rakovinou kostí.

technologický

Arzenid a nitrid gália sa vyznačujú tým, že sú polovodičmi, ktoré pri určitých optoelektronických aplikáciách nahradili kremík. S nimi boli vyrobené tranzistory, laserové diódy a svetelné diódy (modré a fialové), čipy, solárne články atď. Napríklad vďaka laserom GaN je možné čítať disky Blu-Ray.

katalyzátory

Oxidy gália sa používajú na štúdium ich katalýzy v rôznych organických reakciách, ktoré sú veľkým priemyselným záujmom. Jeden z novších gáliových katalyzátorov pozostáva z vlastnej kvapaliny, cez ktorú sú rozptýlené atómy iných kovov, ktoré fungujú ako aktívne centrá alebo miesta.

Napríklad katalyzátor gálium-paládium sa študoval pri dehydrogenačnej reakcii butánu; to znamená premena butánu na reaktívnejšie nenasýtené druhy, ktoré sú potrebné pre ďalšie priemyselné procesy. Tento katalyzátor pozostáva z kvapalného gália, ktoré slúži ako nosič pre atómy paládia.

Referencie

1. Sella Andrea. (23. septembra 2009). Gálium. Svet chémie. Získané z: chemistryworld.com
2. Wikipedia. (2019). Gálium. Obnovené z: en.wikipedia.org
3. Li, R., Wang, L., Li, L., Yu, T., Zhao, H., Chapman, KW Liu, H. (2017). Lokálna štruktúra tekutého gália pod tlakom. Vedecké správy, 7 (1), 5666. doi: 10,1038 / s41598-017-05985-8
4. Brahama D. Sharma a Jerry Donohue. (1962). Vylepšenie kryštalickej štruktúry gália. Zeitschrift fiir Kristallographie, Bd. 117, S. 293-300.
5. Wang, W., Qin, Y., Liu, X. a kol. (2011). Príčiny distribúcie, výskytu a obohacovania gália v uhlí z Jungar Coalfield, Vnútorné Mongolsko. Sci. China Earth Sci. 54: 1053. doi.org/10.1007/s11430-010-4147-0
6. Marques Miguel. (SF). Gálium. Získané z: nautilus.fis.uc.pt
7. Editori encyklopédie Britannica. (5. apríla 2018). Gálium. Encyclopædia Britannica. Získané z: britannica.com
8. Bloom Josh. (3. apríla 2017). Gallium: topí sa v ústach, nie v rukách! Americká rada pre vedu a zdravie. Obnovené z: acsh.org
9. Doug Stewart. (2019). Fakty o gáliu. Chemicool. Získané z: chemicool.com
10. Národné centrum pre biotechnologické informácie. (2019). Gálium. PubChem Database. CID = 5360835. Získané z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov