GALLIUM: EGENSKABER, STRUKTUR, OPNÅELSE, ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den gallium er et metallisk element, som er repræsenteret af symbolet Ga tilhører gruppen 13 i det periodiske system. Kemisk ligner det aluminium i sin amfoterisme; begge metaller ender dog med egenskaber, der gør dem forskellige fra hinanden.

For eksempel kan aluminiumslegeringer bearbejdes for at give dem alle former for former; mens gallium har meget lave smeltepunkter, der praktisk talt består af sølvfarvede væsker. Galliums smeltepunkt er også lavere end aluminium; førstnævnte kan smelte fra håndvarmen, mens sidstnævnte ikke kan.

Galliumkrystaller opnået ved afsætning af et lille fragment af gallium i en overmættet opløsning af det (flydende gallium). Kilde: Maxim Bilovitskiy

Den kemiske lighed mellem gallium og aluminium grupperer dem også geokemisk; dvs. mineraler eller sten, der er rige på aluminium, såsom bauxitter, har betydelige galliumkoncentrationer. Bortset fra denne mineralogiske kilde er der andre af zink, bly og kulstof, der er vidt diffunderet over jordskorpen.

Gallium er ikke populært et velkendt metal. Dets blotte navn kan fremkalde billedet af en hane i sindet. Faktisk findes grafiske og generelle gengivelser af gallium normalt med billedet af en sølvhane; malet med flydende gallium, et stærkt befugteligt stof på glas, keramik og endda hånden.

Eksperimenter, hvor stykker metallisk gallium smeltes med hænderne, er hyppige, såvel som manipulation af dens væske og dens tendens til at plette alt, hvad det berører.

Selvom gallium ikke er giftigt, ligesom kviksølv, det er et ødelæggende middel af metaller, da det gør dem sprøde og ubrukelige (i første omgang). På den anden side griber det farmakologisk ind i processerne, hvor de biologiske matrixer bruger jern.

For dem i verden af ​​optoelektronik og halvledere vil gallium blive holdt i høj agtelse, sammenlignelig med og måske overlegen i forhold til selve silicium. På den anden side er der lavet gallium, termometre, spejle og genstande baseret på dets legeringer.

Kemisk har dette metal stadig meget at byde på; måske inden for katalyse, kerneenergi, i udviklingen af ​​nye halvledermaterialer, eller "simpelthen" i afklaringen af ​​deres forvirrende og komplekse struktur.

Historie

Forudsigelser om dens eksistens

I 1871 havde den russiske kemiker Dmitri Mendeleev allerede forudsagt eksistensen af ​​et element, hvis egenskaber svarede til aluminium; hvilket han navngav som ekaluminio. Dette element måtte placeres lige under aluminiumet. Mendeleev forudsagde også egenskaber (densitet, smeltepunkt, formler for dets oxider osv.) Af ekaluminium.

Opdagelse og isolering

Fire år senere havde den franske kemiker Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran fundet et nyt element i en prøve af sphalerit (zinkblende) fra Pyrenæerne. Han var i stand til at opdage det takket være en spektroskopisk analyse, hvor han observerede spektret af to violette linjer, der ikke faldt sammen med et andet element.

Efter at have opdaget et nyt element, udførte Lecoq eksperimenter på 430 kg sfalerit, hvorfra han var i stand til at isolere 0,65 gram af det; og efter en række målinger af dets fysiske og kemiske egenskaber konkluderede han, at det var Mendeleevs ekaluminium.

For at isolere det udførte Lecoq elektrolyse af dets respektive hydroxid i kaliumhydroxid; sandsynligvis den samme, som han opløste sfaleritten med. Efter at have bekræftet, at det var ekaluminium, og også at det var dens opdager, gav han det navnet 'gallium' (galium på engelsk). Dette navn stammer fra navnet 'Gallia', som på latin betyder Frankrig.

Imidlertid præsenterer navnet en anden nysgerrighed: 'Lecoq' på fransk betyder 'han' og på latin 'gallus'. At være metal blev 'gallus' 'gallium'; skønt omregningen er meget mere direkte på spansk. Det er således ikke tilfældigt, at man tænker på en hane, når man taler om gallium.

Fysiske og kemiske egenskaber

Udseende og fysiske egenskaber

Gallium er et lugtfrit, glasagtig overfladebehandlet sølvfarvet metal med en snerpende smag. Dets faste er blød og sprød, og når den går i stykker, gør den det konkoksisk; det vil sige, de dannede stykker er buede, svarende til havskaller.

Når det smeltes, afhængigt af den vinkel, hvorpå det ses, kan det vise en blålig glød. Denne sølvfarvede væske er ikke giftig ved kontakt; dog "klæber" sig for meget til overflader, især hvis de er keramiske eller glas. For eksempel kan en enkelt dråbe gallium gennemtrænge indersiden af ​​en glasbæg for at belægge den med et sølvspejl.

Hvis et fast fragment af gallium afsættes i flydende gallium, fungerer det som en kerne, hvor glitrende galliumkrystaller hurtigt udvikler sig og vokser.

Atomnummer (Z)

31 (₃₁ Ga)

Molar masse

69,723 g / mol

Smeltepunkt

29,7646 ° C Denne temperatur kan nås ved at holde et galliumglas tæt mellem to hænder, indtil det smelter.

Kogepunkt

2400 ° C Bemærk det store mellemrum mellem 29,7 ºC og 2400 ºC; dvs. flydende gallium har et meget lavt damptryk, og denne kendsgerning gør det til et af elementerne med den største forskel i temperatur mellem væske og luftform.

Massefylde

-Ved stuetemperatur: 5,91 g / cm ³

-At smeltepunkt: 6,095 g / cm ³

Bemærk, at det samme sker med gallium som med vand: dens væskedensitet er større end dens faste stof. Derfor flyder dine krystaller på flydende gallium (galliumisberg). Faktisk er volumenudvidelsen af ​​det faste stof sådan (tre gange), at det er ubelejligt at opbevare flydende gallium i beholdere, der ikke er fremstillet af plast.

Fusionsvarme

5,59 kJ / mol

Fordampningsvarme

256 kJ / mol

Molær varmekapacitet

25,86 J / (mol K)

Damptryk

Ved 1037 ºC udøver kun dens væske et tryk på 1 Pa.

elektronegativitet

1.81 på Pauling-skalaen

Ioniseringsenergier

-Først: 578,8 kJ / mol (Ga ⁺ gas)

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

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

Varmeledningsevne

40,6 W / (mK)

Elektrisk modstand

270 nΩ m ved 20 ºC

Mohs hårdhed

1.5

Viskositet

1.819 cP ved 32 ºC

Overfladespænding

709 dyner / cm ved 30 ° C

Amphotericism

Som aluminium er gallium amfoterisk; reagerer med både syrer og baser. F.eks. Kan stærke syrer opløse det til dannelse af gallium (III) salte; hvis de er H ₂ SO ₄ og HNO ₃, Ga ₂ (SO ₄) ₃ og Ga (NO ₃) _{3 fremstilles} hhv. Mens der reageres med stærke baser, produceres gallatesalte med ion Ga (OH) ₄ ^-.

Bemærk ligheden mellem Ga (OH) ₄ ^- og Al (OH) ₄ ^- (aluminat). Hvis der tilsættes ammoniak til mediet, dannes gallium (III) hydroxid, Ga (OH) ₃, som også er amfotere; når man reagerer med stærke baser, producerer den Ga (OH) ₄ ^{- igen}, men hvis den reagerer med stærke syrer frigiver den det komplekse vandige ³⁺.

Reaktivitet

Metallisk gallium er relativt inert ved stuetemperatur. Det ikke reagerer med luft, som et tyndt lag af oxid, Ga ₂ O ₃, beskytter den mod oxygen og svovl. Imidlertid fortsætter oxidationen af ​​metallet ved opvarmning og omdannes fuldstændigt til dets oxid. Og hvis svovl er til stede, reagerer det ved dannelse af Ga ₂ S ₃.

Der er ikke kun galliumoxider og sulfider, men også phosphider (GaP), arsenider (GaAs), nitrider (GaN) og antimonider (GaSb). Sådanne forbindelser kan stamme ved direkte reaktion af elementerne ved forhøjede temperaturer eller ved alternative syntetiske veje.

Ligeledes kan gallium reagere med halogener for at danne deres respektive halogenider; såsom Ga ₂ Cl ₆, GAF ₃ og Ga ₂ I ₃.

Dette metal kan ligesom aluminium og dets kongenere (medlemmer af samme gruppe 13) interagere kovalent med carbonatomer for at producere organometalliske forbindelser. For dem med Ga-C-bindinger kaldes de organogalier.

Det mest interessante ved gallium er ikke nogen af ​​dets tidligere kemiske egenskaber, men dets enorme lethed, hvormed det kan legeres (svarer til det med kviksølv og dets amalgamationsproces). Dets Ga-atomer "gnider hurtigt" skuldrene mellem metalliske krystaller, hvilket resulterer i galliumlegeringer.

Struktur og elektronisk konfiguration

kompleksitet

Gallium er ikke kun usædvanligt, idet det er et metal, der smelter sammen med varmen fra håndfladen, men dens struktur er kompleks og usikker.

På den ene side er det kendt, at dets krystaller indtager en orthorhombisk struktur (Ga-I) under normale forhold; Dette er imidlertid kun en af ​​de mange mulige faser for dette metal, hvor den nøjagtige rækkefølge af dets atomer ikke er specificeret. Det er derfor en mere kompliceret struktur, end den ser ud ved første øjekast.

Det ser ud til, at resultaterne varierer i henhold til den vinkel eller retning, hvor dens struktur analyseres (anisotropi). Ligeledes er disse strukturer meget modtagelige for den mindste ændring i temperatur eller tryk, hvilket betyder, at gallium ikke kan defineres som en enkelt type krystal på tidspunktet for datatolkning.

Dimers

Ga-atomer interagerer med hinanden takket være den metalliske binding. Imidlertid har vist sig, en vis grad af kovalencen mellem to tilstødende atomer, så eksistensen af Ga ₂ dimer (Ga-Ga) antages.

I teorien skal denne kovalente binding dannes ved overlapning af 4p-orbitalen med dens eneste elektron i henhold til den elektroniske konfiguration:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹

Denne blanding af kovalente og metalliske interaktioner tilskrives det lave smeltepunkt af gallium; eftersom, selv på den ene side kan der være en "hav af elektroner", der holder Ga atomerne tæt sammen i krystallen, på den anden strukturenhederne består af Ga ₂ dimerer, hvis intermolekylær interaktion er svage.

Faser under højt tryk

Når trykket stiger fra 4 til 6 GPa, gennemgår galliumkrystallerne faseovergange; fra ortorombien passerer den til kuben centreret på kroppen (Ga-II), og herfra går den til sidst til tetragonalen centreret på kroppen (Ga-III). I trykområdet dannes muligvis en blanding af krystaller, hvilket gør fortolkningen af ​​strukturerne endnu vanskeligere.

Oxidationsnumre

De mest energiske elektroner er dem, der findes i 4s og 4p orbitals; da der er tre af dem, forventes det derfor, at gallium kan miste dem, når de kombineres med elementer, der er mere elektroniske end det.

Når dette sker antages eksistensen af ​​Ga3 ⁺ -kationen, og antages, at antallet eller oxidationstilstanden er +3 eller Ga (III). Faktisk er dette det mest almindelige af alle dets oxidationsnumre. De følgende forbindelser, for eksempel, besidder 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 findes med oxidationsnumre på +1 og +2; selvom de er meget mindre almindelige end +3 (svarende til aluminium). Eksempler på sådanne forbindelser er GaCl (Ga ⁺ Cl ^-), Ga ₂ O (Ga ₂ ⁺ O ^2-) og gas (Ga ²⁺ S ^2-).

Bemærk, at der altid antages eksistensen af ​​ioner med ladningsstørrelser, der er identiske med det betragtede oxidationsnummer (korrekt eller ej).

Hvor man kan finde og skaffe

En prøve af mineralet gallita, som er sjældent, men den eneste med en mærkbar galliumkoncentration. Kilde: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Gallium findes i jordskorpen med en overflod, der er proportional med metallen kobolt, bly og niob. Det fremstår som et hydratiseret sulfid eller oxid, der er bredt spredt som urenheder indeholdt i andre mineraler.

Dets oxider og sulfider er dårligt opløselige i vand, så koncentrationen af ​​gallium i have og floder er lav. Endvidere er det eneste mineral, der er "rig" på gallium, gallita (CuGaS ₂, øverste billede). Det er imidlertid upraktisk at udnytte hønen til at opnå dette metal. Mindre kendt er mineral gallium plumbogumit.

Der er derfor ingen ideelle malme til dette metal (med en koncentration, der er større end 0,1 vægtprocent).

I stedet opnås gallium som et biprodukt ved den metallurgiske behandling af malm fra andre metaller. For eksempel kan det ekstraheres fra bauxitter, zinkblendere, alums, kul, galenas, pyritter, germaniter osv.; det vil sige, det er normalt forbundet med aluminium, zink, kulstof, bly, jern og germanium i forskellige minerallegemer.

Ionbytterkromatografi og elektrolyse

Når mineralråmaterialet fordøjes eller opløses, enten i stærkt sure eller basiske medier, opnås en blanding af metalioner, der er solubiliseret i vand. Da gallium er et sekundært produkt, forbliver dets Ga3 ⁺ -ioner opløst i blandingen, når metallerne af interesse er udfældet.

Det ønskes således at adskille disse Ga3 ⁺ fra de andre ioner med det eneste formål at øge deres koncentration og renheden af ​​det resulterende metal.

Til dette anvendes, udover konventionelle udfældningsteknikker, ionbytningskromatografi ved anvendelse af en harpiks. Takket være denne teknik er det muligt at adskille (f.eks.) Ga ³⁺ fra Ca ²⁺ eller Fe ³⁺.

Når der er opnået en stærkt koncentreret opløsning af Ga3 ⁺ -ioner, underkastes den elektrolyse; det vil sige, Ga ³⁺ modtager elektroner for at kunne danne sig som et metal.

isotoper

Gallium findes i naturen hovedsageligt som to isotoper: ⁶⁹ Ga, med en overflod på 60,11%; og ⁷¹ Ga, med en overflod på 39,89%. Det er af denne grund, at atomvægten af ​​gallium er 69.723 u. De andre isotoper af gallium er syntetiske og radioaktive med atommasser fra ⁵⁶ Ga til ⁸⁶ Ga.

Risici

Miljø og fysisk

Fra et miljømæssigt synspunkt er metallisk gallium ikke meget reaktivt og opløseligt i vand, så dets spild i teorien repræsenterer ikke alvorlige forureningsrisici. Derudover er det ukendt, hvilken biologisk rolle det kan have i organismer, hvor de fleste af dets atomer udskilles i urinen uden tegn på ophobning i noget af dets væv.

I modsætning til kviksølv kan gallium håndteres med blotte hænder. Faktisk er eksperimentet med at forsøge at smelte det med varmen i hænderne ganske almindeligt. En person kan røre ved den resulterende sølvvæske uden frygt for at skade eller skade deres hud; selvom det efterlader en sølvplet på det.

Dog indtage det kunne være toksiske, da der i teorien ville opløses i maven for at generere GaCl ₃; galliumsalt, hvis virkninger på kroppen er uafhængige af metal.

Skader på metaller

Gallium er kendetegnet ved stærkt farvning eller vedhæftning til overflader; og hvis disse er metalliske, går det gennem dem og danner legeringer øjeblikkeligt. Denne egenskab ved at kunne legeres med næsten alle metaller gør det upassende at spildt flydende gallium på enhver metalgenstand.

Derfor risikerer metalliske genstande at blive brudt i stykker i nærværelse af gallium. Dens handling kan være så langsom og ubemærket, at den bringer uønskede overraskelser; især hvis det er blevet spildt på en metalstol, der kan kollapse, når nogen sidder på den.

Derfor bør de, der ønsker at håndtere gallium, aldrig sætte det i kontakt med andre metaller. F.eks. Er dets væske i stand til at opløse aluminiumsfolie såvel som at snige sig indium, jern og tin-krystaller for at gøre dem sprøde.

Generelt betragtes gallium trods det førnævnte og det faktum, at dets dampe næsten er fraværende ved stuetemperatur, generelt et sikkert element med nul toksicitet.

Applikationer

Termometre

Galinstan termometre. Kilde: Gelegenheitsautor

Gallium har erstattet kviksølv som væske for at læse temperaturerne markeret med termometeret. Imidlertid er dens smeltepunkt på 29,7 ºC stadig højt til denne anvendelse, hvorfor det i sin metalliske tilstand ikke ville være levedygtigt at bruge det i termometre; i stedet anvendes en legering kaldet Galinstan (Ga-In-Sn).

Galinstan-legeringen har et smeltepunkt på omkring -18 ºC, og tilføjet sin nul-toksicitet gør det til et ideelt stof til design af kviksølv-uafhængige medicinske termometre. På denne måde, hvis det skulle bryde, ville det være sikkert at rydde op i rodet; selvom det ville beskidte gulvet på grund af dets evne til at våde overflader.

Spejlfremstilling

Igen nævnes galliums befugtbarhed og dens legeringer. Når den berører en porcelænsoverflade eller et glas, spreder det sig over hele overfladen, indtil den er helt dækket af et sølvspejl.

Foruden spejle er galliumlegeringer blevet brugt til at skabe genstande i alle former, da de først størkner, når de afkøles. Dette kunne have et stort nanoteknologisk potentiale: at bygge genstande med meget små dimensioner, som logisk set fungerer ved lave temperaturer, og som ville have unikke egenskaber baseret på gallium.

Computere

Termiske pastaer, der bruges i computerprocessorer, er fremstillet af galliumlegeringer.

stoffer

Ga ³⁺ -ioner ligner en vis lighed med Fe ³⁺ på den måde, de intervenerer i metaboliske processer. Derfor, hvis der er en funktion, parasit eller bakterier, der kræver jern til at udføre, kan de stoppes ved at forveksle det med gallium; sådan er tilfældet med pseudomonas-bakterier.

Så det er her, gallium-medikamenter vises, som simpelthen kan bestå af dets uorganiske salte eller organogalier. La Ganita, et handelsnavn for galliumnitrat, Ga (NO ₃) ₃, bruges til at regulere de høje calciumkoncentrationer (hypercalcæmi), der er forbundet med knogekræft.

Teknologisk

Galliumarsenid og nitrid er kendetegnet ved at være halvledere, som er kommet til at erstatte silicium i visse optoelektroniske anvendelser. Med dem er der fremstillet transistorer, laserdioder og lysemitterende dioder (blå og violet), chips, solceller osv. Takket være GaN-lasere kan for eksempel Blu-Ray-diske læses.

Katalysatorer

Galliumoxider er blevet brugt til at undersøge deres katalyse i forskellige organiske reaktioner af stor industriel interesse. En af de nyere galliumkatalysatorer består af sin egen væske, over hvilken atomer af andre metaller er spredt, der fungerer som de aktive centre eller steder.

For eksempel er gallium-palladium-katalysatoren blevet undersøgt i dehydrogeneringsreaktionen af ​​butan; det vil sige konvertering af butan til mere reaktive umættede arter, nødvendige for andre industrielle processer. Denne katalysator består af flydende gallium, der fungerer som en støtte til palladiumatomer.

Referencer

1. Sella Andrea. (23. september 2009). Gallium. Kemi Verden. Gendannes fra: chemistryworld.com
2. Wikipedia. (2019). Gallium. Gendannet fra: en.wikipedia.org
3. Li, R., Wang, L., Li, L., Yu, T., Zhao, H., Chapman, KW Liu, H. (2017). Lokal struktur af flydende gallium under tryk. Videnskabelige rapporter, 7 (1), 5666. doi: 10.1038 / s41598-017-05985-8
4. Brahama D. Sharma & Jerry Donohue. (1962). En forfining af galliums krystalstruktur. Zeitschrift fiir Kristallographie, Bd. 117, S. 293-300.
5. Wang, W., Qin, Y., Liu, X. et al. (2011). Distribution, forekomst og berigelse årsager til gallium i kul fra Jungar Coalfield, indre Mongoliet. Sci. Kina Earth Sci. 54: 1053. doi.org/10.1007/s11430-010-4147-0
6. Marques Miguel. (Sf). Gallium. Gendannes fra: nautilus.fis.uc.pt
7. Redaktørerne af Encyclopaedia Britannica. (5. april 2018). Gallium. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
8. Bloom Josh. (3. april 2017). Gallium: Smelter i din mund, ikke dine hænder! Det amerikanske råd for videnskab og sundhed. Gendannet fra: acsh.org
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta om galliumelement. Chemicool. Gendannes fra: chemicool.com
10. National Center for Biotechnology Information. (2019). Gallium. PubChem-database. CID = 5360835. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov