GALLIUM: EGENSKAPER, STRUKTUR, OPPNÅELSE, BRUK - KJEMI - 2026

Den gallium er et metallisk element som er representert ved symbolet Ga hører til gruppen 13 i det periodiske system. Kjemisk ligner det aluminium i sin amfoterisme; Begge metaller viser imidlertid egenskaper som gjør at de kan skilles fra hverandre.

For eksempel kan aluminiumslegeringer arbeides for å gi dem alle slags former; mens de med gallium har veldig lave smeltepunkter, som praktisk talt består av sølvfarvede væsker. Dessuten er smeltepunktet for gallium lavere enn aluminium; førstnevnte kan smelte fra varmen fra hånden, mens sistnevnte ikke kan.

Galliumkrystaller oppnådd ved å avsette et lite fragment av gallium i en overmettet løsning av det (flytende gallium). Kilde: Maxim Bilovitskiy

Den kjemiske likheten mellom gallium og aluminium grupperer dem også geokjemisk; det vil si mineraler eller bergarter som er rike på aluminium, for eksempel bauxitter, har betydelige galliumkonsentrasjoner. Bortsett fra denne mineralogiske kilden, er det andre av sink, bly og karbon, spredt vidt over hele jordskorpen.

Gallium er ikke populært et kjent metall. Bare navnet kan fremkalle en hane i tankene. Faktisk er grafiske og generelle representasjoner av gallium vanligvis funnet med bildet av en sølvhane; malt med flytende gallium, et sterkt fuktbart stoff på glass, keramikk og til og med hånden.

Eksperimenter der biter av metallisk gallium smeltes med hendene er hyppige, i tillegg til manipulering av væske og tendens til å flekker alt det berører.

Selv om gallium ikke er giftig, og det er også kvikksølv, er det et ødeleggende middel av metaller, ettersom det gjør dem sprø og ubrukelige (i første omgang). På den annen side griper det farmakologisk inn i prosessene der de biologiske matrisene bruker jern.

For de i verden av optoelektronikk og halvledere, vil gallium holdes høyt anslått, sammenlignbart med og kanskje overlegen silisium i seg selv. På den annen side er det laget med galliumtermometre, speil og gjenstander basert på legeringer.

Kjemisk har dette metallet fremdeles mye å tilby; kanskje innen katalyse, kjerneenergi, i utviklingen av nye halvledermaterialer, eller "ganske enkelt" i avklaringen av deres forvirrende og komplekse struktur.

Historie

Spådommer om dens eksistens

I 1871 hadde den russiske kjemikeren Dmitri Mendeleev allerede spådd eksistensen av et element hvis egenskaper var likt de som aluminium; som han navngav som ekaluminio. Dette elementet måtte være plassert rett under aluminiumet. Mendeleev spådde også egaluminiumets egenskaper (tetthet, smeltepunkt, formler for oksider osv.).

Oppdagelse og isolasjon

Fire år senere hadde den franske kjemikeren Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran funnet et nytt element i en prøve av sfæraleritt (sinkblende), fra Pyreneene. Han var i stand til å oppdage det takket være en spektroskopisk analyse, der han observerte spekteret av to fiolette linjer som ikke var sammenfallende med det til et annet element.

Etter å ha oppdaget et nytt element, utførte Lecoq eksperimenter på 430 kg sfaleritt, hvorfra han var i stand til å isolere 0,65 gram av den; og etter en rekke målinger av dets fysiske og kjemiske egenskaper, konkluderte han med at det var Mendeleevs ekaluminium.

For å isolere det, utførte Lecoq elektrolysen av dets respektive hydroksyd i kaliumhydroksyd; sannsynligvis den samme som han oppløste sfæraleritten med. Da han bekreftet at det var ekaluminium, og at han også var oppdageren, ga han den navnet 'gallium' (galium på engelsk). Dette navnet stammer fra navnet 'Gallia', som på latin betyr Frankrike.

Imidlertid presenterer navnet en annen nysgjerrighet: 'Lecoq' på fransk betyr 'hane', og på latin 'gallus'. Å være et metall ble 'gallus' til 'gallium'; selv om på spansk er konverteringen mye mer direkte. Dermed er det ikke tilfeldig at en hane blir tenkt på når vi snakker om gallium.

Fysiske og kjemiske egenskaper

Utseende og fysiske egenskaper

Gallium er et luktfritt, glassaktig overflate av sølvfarget metall med en snerpende smak. Det faste stoffet er mykt og sprøtt, og når det går i stykker, gjør det det konkoidalt; det vil si at stykkene som er dannet er buede, ligner havskjell.

Avhengig av vinkelen der den blir smeltet, kan den vise en blåaktig glød. Denne sølvfarvede væsken er ikke giftig ved kontakt; den "klamrer seg" imidlertid for mye til overflater, spesielt hvis de er keramiske eller glass. For eksempel kan en enkelt dråpe gallium gjennomsyre innsiden av en glassbeger for å belegge den med et sølvspeil.

Hvis et fast fragment av gallium blir avsatt i flytende gallium, fungerer det som en kjerne der glitrende galliumkrystaller raskt utvikler seg og vokser.

Atomnummer (Z)

31 ( ₃₁ Ga)

Molmasse

69,723 g / mol

Smeltepunkt

29,7646 ° C Denne temperaturen kan oppnås ved å holde et galliumglass tett mellom to hender til det smelter.

Kokepunkt

2400 ° C. Legg merke til det store gapet mellom 29,7 ºC og 2400 ºC; det vil si at flytende gallium har et veldig lavt damptrykk, og dette faktum gjør det til et av elementene med størst temperaturforskjell mellom væske og gassform.

tetthet

-I romtemperatur: 5,91 g / cm ³

-På smeltepunkt: 6,095 g / cm ³

Legg merke til at det samme skjer med gallium som med vann: dens væske er større enn dens faste stoff. Derfor vil krystallene dine flyte på flytende gallium (gallium-isfjell). Faktisk er volumutvidelsen av faststoffet slik (tre ganger) at det er upraktisk å lagre flytende gallium i beholdere som ikke er laget av plast.

Fusjonsvarme

5,59 kJ / mol

Fordampingsvarme

256 kJ / mol

Molar varmekapasitet

25,86 J / (mol K)

Damptrykk

Ved 1037 ºC utøver bare væsken et trykk på 1 Pa.

elektro

1,81 på Pauling-skalaen

Ioniseringsenergier

-Først: 578,8 kJ / mol (Ga ⁺ gass)

-Sekund: 1979,3 kJ / mol (Ga ²⁺ gassformig)

-Tredde: 2963 kJ / mol (Ga ³⁺ gassformig)

Termisk ledningsevne

40,6 W / (m K)

Elektrisk resistivitet

270 nm ved 20 ºC

Mohs hardhet

1.5

viskositet

1 819 cP ved 32 ºC

Overflatespenning

709 dyn / cm ved 30 ºC

Amphotericism

Som aluminium er gallium amfoterisk; reagerer med både syrer og baser. For eksempel kan sterke syrer løse den opp for å danne gallium (III) salter; hvis de er H ₂ SO ₄ og HNO ₃ , produseres Ga ₂ (SO ₄ ) ₃ og Ga (NO ₃ ) ₃ . Mens det reageres med sterke baser, produseres gallatsalter, med ion Ga (OH) ₄ ^- .

Legg merke til likheten mellom Ga (OH) ₄ ^- og Al (OH) ₄ ^- (aluminat). Hvis ammoniakk tilsettes mediet, dannes gallium (III) hydroksyd, Ga (OH) ₃ , som også er amfoter; når det reageres med sterke baser, produserer det Ga (OH) ₄ ^{- igjen} , men hvis det reagerer med sterke syrer frigjør det det komplekse vandige ³⁺ .

reaktivitet

Metallisk gallium er relativt inert ved romtemperatur. At det ikke reagerer med luft, som et tynt lag av oksyd, Ga ₂ O ₃ , beskytter den mot oksygen og svovel. Imidlertid fortsetter oksidasjonen av metallet ved oppvarming, og transformerer fullstendig til oksydet. Og hvis svovel er til stede, reagerer det ved høye temperaturer og danner Ga ₂ S ₃ .

Det er ikke bare galliumoksider og sulfider, men også fosfider (GaP), arsenider (GaAs), nitrider (GaN) og antimonider (GaSb). Slike forbindelser kan oppstå ved direkte reaksjon av elementene ved forhøyede temperaturer, eller ved alternative syntetiske ruter.

På samme måte kan gallium reagere med halogener for å danne deres respektive halogenider; slik som Ga ₂ Cl ₆ , GaF ₃ og Ga ₂ I ₃ .

Dette metallet, som aluminium og dens kongenerer (medlemmer av samme gruppe 13), kan samvirke kovalent med karbonatomer for å produsere organometalliske forbindelser. Når det gjelder de med Ga-C-bindinger, kalles de organogalier.

Det mest interessante med gallium er ikke noen av de tidligere kjemiske egenskapene, men det er enorm letthet det kan legeres med (ligner det på kvikksølv og dets amalgamasjonsprosess). Ga-atomer "gnir seg raskt" mellom metalliske krystaller, noe som resulterer i galliumlegeringer.

Struktur og elektronisk konfigurasjon

kompleksitet

Gallium er ikke bare uvanlig ved at det er et metall som smelter med varmen fra håndflaten, men strukturen er kompleks og usikker.

På den ene siden er det kjent at dets krystaller bruker en ortorombisk struktur (Ga-I) under normale forhold; Dette er imidlertid bare en av de mange mulige faser for dette metallet, hvor den nøyaktige rekkefølgen på dets atomer ikke er spesifisert. Det er derfor en mer sammensatt struktur enn den kan vises ved første øyekast.

Det ser ut til at resultatene varierer i henhold til vinkelen eller retningen strukturen er analysert i (anisotropi). På samme måte er disse strukturene svært utsatt for den minste endring i temperatur eller trykk, noe som betyr at gallium ikke kan defineres som en eneste type krystall på tidspunktet for datatolkning.

dimer

Ga-atomer interagerer med hverandre takket være den metalliske bindingen. Imidlertid er det funnet en viss grad av kovalens mellom to nærliggende atomer, slik at eksistensen av Ga _2- dimer (Ga-Ga) antas .

I teorien skal denne kovalente bindingen dannes ved overlapping av 4p-bane, med det eneste elektronet i henhold til den elektroniske konfigurasjonen:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹

Denne blandingen av kovalente og metalliske interaksjoner tilskrives det lave smeltepunktet av gallium; siden, selv om på den ene side kan det være en "sea av elektroner" som holder Ga atomene tett sammen i krystallen, på den andre siden de strukturelle enhetene består av Ga- ₂ dimerer , hvis intermolekylære interaksjoner er svake.

Faser under høyt trykk

Når trykket øker fra 4 til 6 GPa, gjennomgår galliumkrystallene faseoverganger; fra ortorombien går den til kubikken sentrert på kroppen (Ga-II), og fra dette går den til slutt til tetragonalen sentrert på kroppen (Ga-III). I trykkområdet dannes muligens en blanding av krystaller, noe som gjør tolkningen av strukturene enda vanskeligere.

Oksidasjonsnummer

De mest energiske elektronene er de som finnes i 4s og 4p orbitals; ettersom det er tre av dem, forventes det derfor at gallium kan miste dem når de kombineres med elementer som er mer elektroniske enn det.

Når dette skjer antas eksistensen av Ga ³⁺ kation , og antallet eller oksydasjonstilstanden sies å være +3 eller Ga (III). Dette er faktisk det vanligste av alle oksidasjonsnummer. De følgende forbindelser, for eksempel, har gallium som 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- ) og Ga ₂ Te ₃ (Ga ₂³⁺ Te ₃ ^2- ).

Gallium kan også finnes med oksidasjonsnummer på +1 og +2; selv om de er mye mindre vanlige enn +3 (likt som med aluminium). Eksempler på slike forbindelser er GaCl (Ga ⁺ Cl ^- ), Ga ₂ O (Ga ₂ ⁺ O ² ) og gass (Ga ²⁺ S ^2- ).

Merk at eksistensen av ioner med ladningsstørrelser som er identiske med det oksidasjonsantallet som antas alltid antas (riktig eller ikke).

Hvor å finne og skaffe

En prøve av mineralet gallita, som er sjelden, men den eneste med en betydelig konsentrasjon av gallium. Kilde: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Gallium finnes i jordskorpen med en overflod proporsjonal med metallet kobolt, bly og niob. Det fremstår som et hydrert sulfid eller oksid, spredt vidt som urenheter i andre mineraler.

Dets oksider og sulfider er lite løselig i vann, så konsentrasjonen av gallium i havene og elvene er lav. Videre er det eneste mineralet som er "rik" på gallium gallita (CuGaS ₂ , toppbilde ). Det er imidlertid upraktisk å utnytte høna for å oppnå dette metallet. Mindre kjent er mineral gallium plumbogumite.

Derfor er det ingen ideelle malmer for dette metallet (med en konsentrasjon større enn 0,1 vekt%).

I stedet oppnås gallium som et biprodukt av metallurgisk behandling av malmer av andre metaller. For eksempel kan den ekstraheres fra bauksitter, sinkblendere, alumer, kull, galener, pyritter, germanitter osv .; det vil si at det vanligvis er assosiert med aluminium, sink, karbon, bly, jern og germanium i forskjellige mineralkropper.

Ionbytterkromatografi og elektrolyse

Når mineralråstoffet blir fordøyd eller oppløst, enten i sterkt sure eller basiske medier, oppnås en blanding av metallioner solubilisert i vann. Siden gallium er et sekundært produkt, forblir Ga3 ⁺ -ionene oppløst i blandingen når metallene av interesse har falt ut.

Det er således ønsket å skille disse Ga3 ⁺ fra de andre ionene, med det eneste formål å øke konsentrasjonen og renheten av det resulterende metall.

For dette, i tillegg til konvensjonelle utfellingsteknikker, blir ionebytterkromatografi brukt ved bruk av en harpiks. Takket være denne teknikken er det mulig å skille (for eksempel) Ga ³⁺ fra Ca ²⁺ eller Fe ³⁺ .

Når en sterkt konsentrert løsning av Ga ³⁺ -ioner er oppnådd , blir den utsatt for elektrolyse; det vil si at Ga ³⁺ mottar elektroner for å kunne danne seg som et metall.

isotoper

Gallium finnes i naturen hovedsakelig som to isotoper: ⁶⁹ Ga, med en overflod på 60,11%; og ⁷¹ Ga, med en overflod på 39,89%. Det er av denne grunn at atomvekten til gallium er 69.723 u. De andre isotoper av gallium er syntetiske og radioaktive, med atommasser fra ⁵⁶ Ga til ⁸⁶ Ga.

risiko

Miljø og fysisk

Fra et miljømessig synspunkt er metallisk gallium ikke veldig reaktivt og løselig i vann, så utslippene i teorien representerer ikke alvorlig forurensningsrisiko. Videre er det ukjent hvilken biologisk rolle det kan ha i organismer, hvor de fleste av atomene skilles ut i urinen, uten tegn til å samle seg opp i noen av vevene.

I motsetning til kvikksølv, kan gallium håndteres med bare hender. Faktisk er eksperimentet med å prøve å smelte det med varmen fra hendene ganske vanlig. En person kan berøre den resulterende sølvvæsken uten frykt for å skade eller skade huden; selv om det etterlater en sølvbeis på seg.

Inntak av det kan imidlertid være giftig, siden det i teorien ville løse seg opp i magen for å generere GaCl ₃ ; galliumsalt hvis effekter på kroppen er uavhengig av metall.

Skader på metaller

Gallium er preget av svært farging eller vedheft til overflater; og hvis disse er metalliske, går den gjennom dem og danner legeringer øyeblikkelig. Denne egenskapen ved å kunne legeres med nesten alle metaller gjør det upassende å søle flytende gallium på noen metallgjenstander.

Derfor risikerer metalliske gjenstander å gå i stykker i nærvær av gallium. Handlingen kan være så treg og ubemerket at den gir uønskede overraskelser; spesielt hvis den har blitt sølt på en metallstol, som kan kollapse når noen sitter på den.

Det er grunnen til at de som ønsker å håndtere gallium, aldri skal ta den i kontakt med andre metaller. For eksempel er dens væske i stand til å løse opp aluminiumsfolie, samt snike seg inn i indium, jern og tinnkrystaller for å gjøre dem sprø.

Generelt sett, til tross for det nevnte, og det faktum at dampene nesten er fraværende ved romtemperatur, anses gallium generelt som et trygt element uten toksisitet.

applikasjoner

termometre

Galinstan termometre. Kilde: Gelegenheitsautor

Gallium har erstattet kvikksølv som væske for å lese temperaturene merket av termometeret. Imidlertid er smeltepunktet på 29,7 ºC fortsatt høyt for denne applikasjonen, og det er grunnen til at det i sin metalliske tilstand ikke ville være levedyktig å bruke det i termometre; i stedet brukes en legering kalt Galinstan (Ga-In-Sn).

Galinstan-legering har et smeltepunkt på rundt -18 ºC, og lagt til at dens toksisitet er null, gjør den til et ideelt stoff for utforming av kvikksølvuavhengige medisinske termometre. På denne måten, hvis det skulle gå i stykker, ville det være trygt å rydde opp i rotet; selv om det ville skitne gulvet på grunn av dets evne til våte overflater.

Speilproduksjon

Igjen nevnes det fuktbarheten til gallium og dens legeringer. Når den berører en porselensoverflate, eller glass, sprer den seg over hele overflaten til den er helt dekket av et sølvspeil.

I tillegg til speil, har gallium-legeringer blitt brukt til å lage gjenstander av alle former, siden de når de kjøles ned, størkner. Dette kan ha et stort nanoteknologisk potensial: å bygge gjenstander med veldig små dimensjoner, som logisk vil fungere ved lave temperaturer, og vil vise unike egenskaper basert på gallium.

datamaskiner

Termiske pastaer brukt i datamaskinprosessorer er laget av galliumlegeringer.

narkotika

Ga ³⁺ -ioner ligner litt på Fe ³⁺ på måten de griper inn i metabolske prosesser. Derfor, hvis det er en funksjon, parasitt eller bakterier som krever at jern skal utføre, kan de stoppes ved å ta feil av det for gallium; slik er tilfellet med pseudomonas-bakterier.

Så det er her galliummedisiner vises, som ganske enkelt kan bestå av uorganiske salter, eller organogalier. Ganita, handelsnavnet for galliumnitrat, Ga (NO ₃ ) ₃ , brukes til å regulere de høye kalsiumkonsentrasjonene (hyperkalsemi) assosiert med beinkreft.

teknologisk

Galliumarsenid og nitrid karakteriseres ved å være halvledere, som har kommet til å erstatte silisium i visse optoelektroniske anvendelser. Med dem er det produsert transistorer, laserdioder og lysemitterende dioder (blå og fiolett), flis, solceller osv. Takket være GaN-lasere kan for eksempel Blu-Ray-plater leses.

Katalysatorer

Galliumoksider er blitt brukt til å studere deres katalyse i forskjellige organiske reaksjoner av stor industriell interesse. En av de nyere galliumkatalysatorene består av sin egen væske, over hvilken atomer av andre metaller er spredt som fungerer som de aktive sentrene eller stedene.

For eksempel har gallium-palladium-katalysatoren blitt studert i dehydrogeneringsreaksjonen av butan; det vil si å konvertere butan til mer reaktive umettede arter, nødvendige for andre industrielle prosesser. Denne katalysatoren består av flytende gallium som fungerer som en støtte for palladiumatomer.

referanser

1. Sella Andrea. (23. september 2009). Gallium. Kjemi verden. Gjenopprettet fra: chemistryworld.com
2. Wikipedia. (2019). Gallium. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Li, R., Wang, L., Li, L., Yu, T., Zhao, H., Chapman, KW Liu, H. (2017). Lokal struktur av flytende gallium under trykk. Vitenskapelige rapporter, 7 (1), 5666. doi: 10.1038 / s41598-017-05985-8
4. Brahama D. Sharma og Jerry Donohue. (1962). En foredling av krystallstrukturen i gallium. Zeitschrift fiir Kristallographie, Bd. 117, S. 293-300.
5. Wang, W., Qin, Y., Liu, X. et al. (2011). Distribusjon, forekomst og berikelse årsaker til gallium i kull fra Jungar Coalfield, indre Mongolia. Sci. Kina Earth Sci. 54: 1053. doi.org/10.1007/s11430-010-4147-0
6. Marques Miguel. (SF). Gallium. Gjenopprettet fra: nautilus.fis.uc.pt
7. Redaktørene av Encyclopaedia Britannica. (5. april 2018). Gallium. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com
8. Bloom Josh. (3. april 2017). Gallium: Smelter i munnen, ikke hendene! American Council on Science and Health. Gjenopprettet fra: acsh.org
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta om galliumelement. Chemicool. Gjenopprettet fra: chemicool.com
10. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2019). Gallium. PubChem-databasen. CID = 5360835. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov