Gallium - Gallium
 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Gallium | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Výslovnost |
/ Ɡ æ l i ə m / ( GAL -EE-əm ) |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Vzhled | stříbřitě modrá | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Standardní atomová hmotnost A r, std (Ga) | 69,723 (1) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Gallium v periodické tabulce | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomové číslo ( Z ) | 31 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Skupina | skupina 13 (skupina bóru) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Doba | období 4 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Blok | p-blok | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Konfigurace elektronů | [ Ar ] 3d 10 4s 2 4p 1 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektrony na skořápku | 2, 8, 18, 3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Fyzikální vlastnosti | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Fáze na STP | pevný | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Bod tání | 302,9146 K (29,7646 ° C, 85,5763 ° F) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Bod varu | 2673 K (2400 ° C, 4352 ° F) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Hustota (blízko rt ) | 5,91 g / cm 3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| při kapalině (při mp ) | 6,095 g / cm 3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Teplo fúze | 5,59 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Teplo odpařování | 256 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Molární tepelná kapacita | 25,86 J/(mol · K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Tlak páry
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomové vlastnosti | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Oxidační stavy | −5, −4, −3, −2, −1, +1, +2, +3 ( amfoterní oxid) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektronegativita | Paulingova stupnice: 1,81 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ionizační energie | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomový poloměr | empirické: 135 hod | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Kovalentní poloměr | 122 ± 15 hodin | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Van der Waalsův poloměr | 187 hodin | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Další vlastnosti | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Přirozený výskyt | prvotní | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Krystalická struktura | orthorhombic |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Rychlost zvuku tenký prut | 2740 m/s (při 20 ° C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Teplotní roztažnost | 18 µm/(m⋅K) (při 25 ° C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Tepelná vodivost | 40,6 W/(m⋅K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektrický odpor | 270 nΩ⋅m (při 20 ° C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Magnetické uspořádání | diamagnetický | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Molární magnetická citlivost | −21,6 × 10 −6 cm 3 /mol (při 290 K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Youngův modul | 9,8 GPa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Poissonův poměr | 0,47 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Mohsova tvrdost | 1.5 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Tvrdost podle Brinella | 56,8–68,7 MPa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Číslo CAS | 7440-55-3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Dějiny | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Pojmenování | po Gallii (latinsky: Francie), domovině objevitele | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Předpověď | Dmitrij Mendělejev (1871) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Objev a první izolace | Lecoq de Boisbaudran (1875) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Hlavní izotopy galia | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Gallium je chemický prvek se symbolem Ga a atomovým číslem 31. Objevil francouzský chemik Paul-Èmile Lecoq De Boisbaudran v roce 1875, Gallium je ve skupině 13 periodické tabulky a má podobnost s ostatními kovy skupiny ( hliník , indium a thallium ).
Elementární gallium je měkký, stříbřitý kov při standardní teplotě a tlaku . V tekutém stavu se stává stříbřitě bílou. Pokud je použita příliš velká síla, může se gálium konchoidálně zlomit . Od svého objevu v roce 1875 bylo gallium široce používáno k výrobě slitin s nízkými body tání. Používá se také v polovodičích jako dopant v polovodičových substrátech.
Teplota tání galia se používá jako referenční teplota teploty. Slitiny galia se používají v teploměrech jako netoxická a ekologická alternativa ke rtuti a odolávají vyšším teplotám než rtuť. Pro slitinu galinstan (62 – 95% gallium, 5 – 22% indium a 0 – je požadován ještě nižší bod tání –19 ° C (–2 ° F), což je výrazně pod bodem mrazu vody. 16% hmotnostních cínu ), ale to může být bod tuhnutí s účinkem podchlazení .
Gallium se v přírodě nevyskytuje jako volný prvek, ale jako sloučeniny galia (III) ve stopových množstvích v rudách zinku (jako je sfalerit ) a v bauxitu . Elementární gallium je kapalina o teplotách vyšších než 29,76 ° C (85,57 ° F) a bude se rozpouštět v rukou člověka při normální teplotě lidského těla 37,0 ° C (98,6 ° F).
Gallium se používá převážně v elektronice . Gallium arsenide , primární chemická sloučenina galia v elektronice, se používá v mikrovlnných obvodech, vysokorychlostních spínacích obvodech a infračervených obvodech. Polovodičový nitrid galia a nitrid gallium india produkují modré a fialové světelné diody (LED) a diodové lasery . Gallium se také používá při výrobě umělého granátu gadolinium gallium pro šperky. Gallium je považován za technologicky důležitým prvkem podle United States National Library of Medicine a Frontiers Media .
Gallium nemá žádnou známou přirozenou roli v biologii. Gallium (III) se v biologických systémech chová podobně jako železité soli a bylo použito v některých lékařských aplikacích, včetně farmaceutik a radiofarmak .
Fyzikální vlastnosti
Elementární gallium se v přírodě nenachází, ale snadno se získává tavením . Velmi čisté gallium je stříbřitě modrý kov, který se láme conchoidally jako sklo . Gallium kapalina expanduje o 3,10%, když tuhne; proto by neměl být skladován ve skleněných nebo kovových nádobách, protože při změně stavu gália může nádoba prasknout. Gallium sdílí kapalný stav s vyšší hustotou s krátkým seznamem dalších materiálů, které zahrnují vodu , křemík , germánium , vizmut a plutonium .
Gallium útočí na většinu ostatních kovů difúzí do kovové mřížky . Například, difunduje do hranic zrn z hliníku - zinkových slitin a oceli , což je velmi křehký. Gallium snadno slitiny s mnoha kovů, a používá se v malých množstvích v plutonium-gallium slitiny v plutonia jader z jaderných bomb stabilizovat strukturu plutonium krystalů.
Teplota tání galia při 302,9146 K (29,7646 ° C, 85,5763 ° F) je těsně nad pokojovou teplotou a je přibližně stejná jako průměrné letní denní teploty ve středních zeměpisných šířkách Země. Tato teplota tání (mp) je jedním z formálních referenčních bodů teploty v mezinárodní teplotní stupnici z roku 1990 (ITS-90) stanovené Mezinárodním úřadem pro váhy a míry (BIPM). Trojný bod galia, 302.9166 K (29,7666 ° C, 85,5799 ° F), je používán amerického Národního ústavu pro normalizaci a technologie (NIST) přednostně na teplotu tání.
Teplota tání galia umožňuje jeho roztavení v lidské ruce a poté tuhnutí, pokud je odstraněno. Tekutý kov má silnou tendenci podchlazovat pod bodem tání / bod tuhnutí : Nanočástice Ga lze udržovat v kapalném stavu pod 90 K. Očkování krystalem pomáhá zahájit zmrazení. Gallium je jedním ze čtyř neradioaktivních kovů (s cesiem , rubidiem a rtutí ), o nichž je známo, že jsou kapalné při normální teplotě místnosti nebo v její blízkosti. Ze všech čtyř je gallium jediné, které není ani vysoce reaktivní (rubidium a cesium), ani vysoce toxické (rtuť), a proto je lze použít ve vysokoteplotních teploměrech kov-sklo . Je také pozoruhodné, že má jeden z největších rozsahů kapalin pro kov a má (na rozdíl od rtuti) nízký tlak par při vysokých teplotách. Bod varu Gallium, 2673 K, je více než osmkrát vyšší než jeho bod tání v absolutním měřítku , což je největší poměr mezi bodem tání a bodem varu jakéhokoli prvku. Na rozdíl od rtuti kapalný kovový gálium smáčí sklo a kůži spolu s většinou ostatních materiálů (s výjimkou křemene, grafitu a teflonu ), takže je mechanicky obtížnější se s ním manipulovat, přestože je podstatně méně toxický a vyžaduje mnohem méně opatření. Gallium namalované na sklo je brilantní zrcadlo. Z tohoto důvodu, stejně jako problémy s kontaminací kovů a mrazovou expanzí, jsou vzorky kovu galia obvykle dodávány v polyetylenových obalech v jiných nádobách.
| Vlastnictví | A | b | C |
|---|---|---|---|
| α (~ 25 ° C, μm/m) | 16 | 11 | 31 |
| ρ (29,7 ° C, nΩ · m) | 543 | 174 | 81 |
| ρ (0 ° C, nΩ · m) | 480 | 154 | 71,6 |
| ρ (77 K, nΩ · m) | 101 | 30.8 | 14.3 |
| ρ (4,2 K, pΩ · m) | 13.8 | 6.8 | 1.6 |
Gallium nekrystalizuje v žádné z jednoduchých krystalových struktur . Stabilní fáze za normálních podmínek je ortorombická s 8 atomy v konvenční jednotkové buňce . V rámci jednotkové buňky má každý atom pouze jednoho nejbližšího souseda (ve vzdálenosti 244 hodin ). Zbývajících šest jednotkových buněčných sousedů je od sebe vzdáleno 27, 30 a 39 hodin dál a jsou seskupeni do párů se stejnou vzdáleností. Mnoho stabilních a metastabilních fází se nachází jako funkce teploty a tlaku.
Spojení mezi dvěma nejbližšími sousedy je kovalentní ; proto jsou dimery Ga 2 považovány za základní stavební kameny krystalu. To vysvětluje nízkou teplotu tání vzhledem k sousedním prvkům, hliníku a indiu. Tato struktura je nápadně podobný tomu jódu a mohou tvořit z důvodu interakce mezi jednotlivými 4p elektrony atomů gallia, dále od jádra než 4s elektrony a [ar] 3d 10 jádra. Tento jev se opakuje u rtuti s její „pseudo-vzácným plynem“ [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 elektronovou konfigurací, která je při pokojové teplotě kapalná. 3d 10 elektronů nechrání vnější elektrony příliš dobře od jádra, a proto je první ionizační energie galia větší než hliníku. Ga 2 dimery v kapalném stavu nepřetrvávají a kapalné gallium vykazuje složitou, málo koordinovanou strukturu, ve které je každý atom galia obklopen 10 dalšími, ve srovnání s hodnotami 11–12 typickými pro většinu tekutých kovů.
Fyzikální vlastnosti galia jsou vysoce anizotropní, tj. Mají různé hodnoty podél tří hlavních krystalografických os a , b , a c (viz tabulka), což vytváří významný rozdíl mezi lineárními (α) a objemovými koeficienty tepelné roztažnosti . Vlastnosti gália jsou silně závislé na teplotě, zejména v blízkosti bodu tání. Například koeficient tepelné roztažnosti se při tavení zvyšuje o několik stovek procent.
Izotopy
Gallium má 31 známých izotopů, jejichž hmotnost se pohybuje od 56 do 86. Pouze dva izotopy jsou stabilní a vyskytují se přirozeně, gallium-69 a gallium-71. Gallium-69 je hojnější: tvoří asi 60,1% přírodního galia, zatímco gallium-71 tvoří zbývajících 39,9%. Všechny ostatní izotopy jsou radioaktivní, přičemž nejdelší žil gallium-67 (poločas rozpadu 3,261 dne). Izotopy lehčí než gálium-69 se obvykle rozpadají prostřednictvím beta plus rozpadu (emise pozitronů) nebo elektronového záchytu na izotopy zinku , i když těch nejlehčích (s hmotnostními čísly 56 až 59) se rozpadá rychlou emisí protonů . Izotopy těžší než gallium-71 se rozpadají prostřednictvím beta minus rozpadu (emise elektronů), případně s opožděnou emisí neutronů , na izotopy germania , zatímco gallium-70 se může rozpadat jak beta minus rozpadem, tak elektronovým záchytem. Gallium-67 je mezi světelnými izotopy jedinečný v tom, že jako režim rozpadu má pouze zachycení elektronů, protože jeho energie rozpadu není dostačující k tomu, aby umožňovala emisi pozitronu. Gallium-67 a gallium-68 (poločas rozpadu 67,7 min) se používají v nukleární medicíně.
Chemické vlastnosti
Gallium se nachází především v oxidačním stavu +3 . Oxidační stav +1 se také nachází v některých sloučeninách, i když je méně častý než u těžších kongenerů galia india a thalia . Například velmi stabilní GaCl 2 obsahuje jak gallium (I), tak gallium (III) a může být formulován jako Ga I Ga III Cl 4 ; naproti tomu je monochlorid nestabilní nad 0 ° C, disproporcionující na elementární gallium a chlorid galia (III). Sloučeniny obsahující vazby Ga – Ga jsou skutečné sloučeniny galia (II), jako je GaS (který lze formulovat jako Ga 2 4+ (S 2− ) 2 ) a dioxanový komplex Ga 2 Cl 4 (C 4 H 8 O 2 ) 2 .
Vodní chemie
Silné kyseliny rozpouštějí gallium a vytvářejí soli galia (III), jako je Ga (NO
3)
3(dusičnan galia). Vodné roztoky solí galia (III) obsahují hydratovaný iont galia [Ga (H
2Ó)
6]3+
. Hydroxid galia (III) , Ga (OH)
3, lze vysrážet z roztoků galia (III) přidáním amoniaku . Dehydratace Ga (OH)
3 při 100 ° C produkuje hydroxid oxidu galia, GaO (OH).
Alkalické roztoky hydroxidu rozpouští gallium a vytvářejí galátové soli (nezaměňovat se stejně pojmenovanými solemi kyseliny gallové ) obsahující Ga (OH)-
4aniontu. Hydroxid galia, který je amfoterní , se také rozpouští v alkáliích za vzniku gallátových solí. Ačkoli dřívější práce navrhovala Ga (OH)3
6 jako další možný galátový anion nebyl v pozdější práci nalezen.
Oxidy a chalkogenidy
Gallium reaguje s chalcogeny pouze při relativně vysokých teplotách. Při pokojové teplotě kov galia nereaguje se vzduchem a vodou, protože vytváří pasivní ochrannou vrstvu oxidu . Při vyšších teplotách se však, že reaguje s atmosférickým kyslíkem , za vzniku galia (III) oxid , Ga
2Ó
3. Snížení Ga
2Ó
3s elementárním galliem ve vakuu při 500 ° C až 700 ° C poskytuje tmavě hnědý oxid galia (I) , Ga
2O . Ga
2O je velmi silné redukční činidlo , schopné redukovat H
2TAK
4do H
2S . Disproporcionuje se při 800 ° C zpět na gallium a Ga
2Ó
3.
Sulfid galia (III) , Ga
2S
3, má 3 možné krystalické modifikace. Může být vyroben reakcí galia se sirovodíkem ( H
2S ) při 950 ° C. Alternativně Ga (OH)
3 lze použít při 747 ° C:
- 2 Ga (OH)
3+ 3 h
2S → Ga
2S
3+ 6 h
2Ó
Reakce směsi uhličitanů alkalických kovů a Ga
2Ó
3s H
2S vede k tvorbě thiogalátů obsahujících [Ga
2S
4]2−
aniontu. Silné kyseliny tyto soli rozkládají a uvolňují H
2S v procesu. Sůl rtuti, HgGa
2S
4, lze použít jako luminofor .
Gallium také tvoří sulfidy v nižších oxidačních stavech, jako je sulfid galia (II) a sulfid zeleného galia (I) , z nichž druhý se vyrábí z prvního zahříváním na 1000 ° C pod proudem dusíku.
Ostatní binární chalkogenidy, Ga
2Se
3a Ga
2Te
3, mají strukturu zinku . Všechny jsou polovodiče, ale lze je snadno hydrolyzovat a mají omezené využití.
Nitridy a pniktidy
_2%22_wafer.jpg)
Gallium reaguje s amoniakem při 1050 ° C za vzniku nitridu galia , GaN. Gallium také tvoří binární sloučeniny s fosforem , arsenem a antimonem : fosfid galia (GaP), arsenid galia (GaAs) a antimonid galia (GaSb). Tyto sloučeniny mají stejnou strukturu jako ZnS a mají důležité polovodičové vlastnosti. GaP, GaAs a GaSb lze syntetizovat přímou reakcí galia s elementárním fosforem, arsenem nebo antimonem. Vykazují vyšší elektrickou vodivost než GaN. GaP lze také syntetizovat reakcí Ga
2O s fosforem při nízkých teplotách.
Gallium tvoří ternární nitridy ; například:
-
Li
3Ga + N.
2→ Li
3GaN
2
Jsou možné podobné sloučeniny s fosforem a arsenem: Li
3Mezera
2a Li
3GaAs
2. Tyto sloučeniny lze snadno hydrolyzovat zředěnými kyselinami a vodou.
Halogenidy
Oxid galia (III) reaguje s fluoračními činidly, jako je HF nebo F
2za vzniku fluoridu galia (III) , GaF
3. Je to iontová sloučenina silně nerozpustná ve vodě. Rozpouští se však v kyselině fluorovodíkové , ve které tvoří s vodou adukt GaF
3· 3H
2O . Pokus o dehydrataci tohoto aduktu tvoří GaF
2OH · n H
2O . Adukt reaguje s amoniakem za vzniku GaF
3· 3NH
3, který pak může být zahříván za vzniku bezvodého GaF
3.
Chlorid galia vzniká reakcí kovu galia s plynným chlorem . Na rozdíl od trifluoridu existuje chlorid galia (III) jako dimerní molekuly, Ga
2Cl
6, s bodem tání 78 ° C. Rovnoměrné sloučeniny se tvoří s bromem a jodem, Ga
2Br
6a Ga
2Já
6.
Stejně jako ostatní trihalogenidy skupiny 13 jsou halogenidy galia ( Lewis) kyseliny Lewisovy , reagující jako akceptory halogenidů s halogenidy alkalických kovů za vzniku solí obsahujících GaX-
4anionty, kde X je halogen. Reagují také s alkylhalogenidy za vzniku karbokationtů a GaX-
4.
Při zahřátí na vysokou teplotu reagují halogenidy galia (III) s elementárním galliem za vzniku příslušných halogenidů galia (I). Například GaCl
3reaguje s Ga za vzniku GaCl :
- 2 Ga + GaCl
3 ⇌ 3 GaCl (g)
Při nižších teplotách se rovnováha posouvá doleva a GaCl se disproporcionuje zpět na elementární gallium a GaCl
3. GaCl lze také vyrobit reakcí Ga s HCl při 950 ° C; produkt může být kondenzován jako červená pevná látka.
Sloučeniny galia (I) lze stabilizovat vytvořením aduktů s Lewisovými kyselinami. Například:
- GaCl + AlCl
3→ Ga+
[AlCl
4]-
Takzvaný „halogenid galia (II)“, GaX
2, jsou ve skutečnosti adukty halogenidů galia (I) s příslušnými halogenidy galia (III), které mají strukturu Ga+
[GaX
4]-
. Například:
- GaCl + GaCl
3→ Ga+
[GaCl
4]-
Hydridy
Stejně jako hliník , gallium také tvoří hydrid , GaH
3, známý jako gallan , který může být vyroben reakcí gallanátu lithného ( LiGaH
4) s chloridem galia (III) při -30 ° C:
- 3 LiGaH
4+ GaCl
3→ 3 LiCl + 4 GaH
3
V přítomnosti dimethyletheru jako rozpouštědla, GaH
3polymeruje na (GaH
3)
n. Pokud není použito žádné rozpouštědlo, dimer Ga
2H
6( digallane ) vzniká jako plyn. Jeho struktura je podobná diboranu , na rozdíl od α- AlH má dva atomy vodíku přemosťující dvě centra galia
3 ve kterém má hliník koordinační číslo 6.
Gallane je nestabilní nad -10 ° C, rozkládá se na elementární gallium a vodík .
Organogalium sloučeniny
Organogaliové sloučeniny mají podobnou reaktivitu jako organoindiové sloučeniny, méně reaktivní než organoaluminiové sloučeniny, ale reaktivnější než organothaliové sloučeniny. Alkylgallium jsou monomerní. Lewisova kyselost klesá v pořadí Al> Ga> In a v důsledku toho organogaliiové sloučeniny netvoří přemostěné dimery jako organoaluminiové sloučeniny. Organogaliové sloučeniny jsou také méně reaktivní než organické hlinité sloučeniny. Tvoří stabilní peroxidy. Tyto alkylgallium jsou kapaliny při pokojové teplotě, které mají nízké teploty tání a jsou docela mobilní a hořlavé. Triphenylgallium je v roztoku monomerní, ale jeho krystaly tvoří řetězové struktury v důsledku slabých intermolekluárních interakcí Ga ··· C.
Chlorid galia je běžným výchozím činidlem pro tvorbu organogaliových sloučenin, například při karbogallačních reakcích. Chlorid galia reaguje s cyklopentadienidem lithným v diethyletheru za vzniku trigonálního planárního komplexu cyklopentadienylu galia GaCp 3 . Gallium (I) tvoří komplexy s arenovými ligandy, jako je hexamethylbenzen . Protože je tento ligand poměrně objemný, struktura [Ga (η 6 -C 6 Me 6 )] + je poloviční sendvič . Méně objemné ligandy, jako je mesitylen, umožňují připojení dvou ligandů k centrálnímu atomu gália v ohnuté sendvičové struktuře. Benzen je ještě méně objemný a umožňuje tvorbu dimerů: příkladem je [Ga (η 6 -C 6 H 6 ) 2 ] [GaCl 4 ] · 3C 6 H 6 .
Dějiny
V roce 1871 existenci galia poprvé předpověděl ruský chemik Dmitrij Mendělejev , který jej pojmenoval „ eka-hliník “ podle jeho postavení ve své periodické tabulce . Předpověděl také několik vlastností eka-hliníku, které úzce odpovídají skutečným vlastnostem galia, jako je jeho hustota , teplota tání , oxidový charakter a vazba v chloridu.
Porovnání Mendělejevových předpovědí z roku 1871 a známých vlastností galia Vlastnictví Mendělejevovy předpovědi Skutečné vlastnosti Atomová hmotnost ~ 68 69,723 Hustota 5,9 g / cm 3 5,904 g / cm 3 Bod tání Nízký 29,767 ° C Vzorec oxidu M 2 O 3 Ga 2 O 3 Hustota oxidu 5,5 g / cm 3 5,88 g / cm 3 Povaha hydroxidu amfoterní amfoterní
Mendělejev dále předpověděl, že eka-hliník bude objeven pomocí spektroskopu a kovový eka-hliník se bude pomalu rozpouštět v kyselinách i zásadách a nebude reagovat se vzduchem. Rovněž předpověděl, že se M 2 O 3 rozpustí v kyselinách za vzniku solí MX 3 , že soli eka-hliníku budou tvořit zásadité soli, že síran eka-hliníku by měl tvořit kamence a bezvodý MCl 3 by měl mít větší těkavost než ZnCl 2 : všechny tyto předpovědi se ukázaly jako pravdivé.
Gallium byl objeven pomocí spektroskopie francouzským chemikem Paulem Emile Lecoq de Boisbaudranem v roce 1875 z jeho charakteristického spektra (dvě fialové čáry) ve vzorku sfaleritu . Ve stejném roce Lecoq získal volný kov podle elektrolýzou z hydroxidu v hydroxidu draselného roztoku.
Pojmenoval prvek „gallia“, z latiny Gallia znamenající Galii , podle své rodné země Francie. Později se tvrdilo, že ve vícejazyčné slovní hříčce, kterou v 19. století oblíbili vědci, pojmenoval po sobě také gallium: „Le coq“ je francouzsky „ kohout “ a latinské slovo „kohout“ je „ gallus “. V článku z roku 1877 Lecoq tuto domněnku popřel.
Původně de Boisbaudran určil hustotu galia na 4,7 g/cm 3 , což je jediná vlastnost, která neodpovídá Mendělejevovým předpovědím; Mendělejev mu pak napsal a navrhl, aby hustotu přeměřil, a de Boisbaudran poté získal správnou hodnotu 5,9 g/cm 3 , kterou Mendělejev přesně předpověděl.
Od svého objevu v roce 1875 až do éry polovodičů byly primárním použitím gália vysokoteplotní termometrie a slitiny kovů s neobvyklými vlastnostmi stability nebo snadnosti tavení (některé jsou kapalné při pokojové teplotě).
Vývoj arzenidu galia jako přímého polovodiče bandgap v šedesátých letech minulého století zahájil nejdůležitější fázi aplikací galia. V roce 1978 elektronický průmysl používal gallium k výrobě světelných diod, fotovoltaiky a polovodičů, zatímco kovospracující průmysl jej používal ke snížení teploty tání slitin .
Výskyt
Gallium neexistuje jako volný prvek v zemské kůře a několik minerálů s vysokým obsahem, jako je galit (CuGaS 2 ), je příliš vzácných na to, aby sloužily jako primární zdroj. Hojnost v zemské kůře je přibližně 16,9 ppm . To je srovnatelné s množstvím kůry olova , kobaltu a niobu . Na rozdíl od těchto prvků gallium nevytváří vlastní rudní ložiska s koncentrací> 0,1% hmotn. V rudě. Vyskytuje se spíše ve stopových koncentracích podobných korálovým hodnotám v zinkových rudách a v poněkud vyšších hodnotách (~ 50 ppm) v hliníkových rudách, z nichž se oba extrahují jako vedlejší produkt. Tento nedostatek nezávislých ložisek je způsoben geochemickým chováním gália, které nevykazuje žádné silné obohacení v procesech souvisejících s tvorbou většiny ložisek rudy.
The United States Geological Survey (USGS) odhaduje, že více než 1 milion tun gallia je obsažen ve známých zásob bauxitu a zinkových rud. Některé prachy z kouřovodu obsahují malé množství galia, obvykle méně než 1% hmotnostní. Tato množství však nelze extrahovat bez těžby hostitelských materiálů (viz níže). Dostupnost galia je tedy zásadně dána rychlostí, kterou se extrahuje bauxit, zinkové rudy (a uhlí).
Výroba a dostupnost
Gallium se vyrábí výhradně jako vedlejší produkt při zpracování rud jiných kovů. Jeho hlavním zdrojem je bauxit , hlavní ruda hliníku , ale menší množství se také získává ze sulfidických zinkových rud ( hlavním hostitelským minerálem je sfalerit ). V minulosti byly určité uhlí důležitým zdrojem.
Během zpracování bauxitu na oxid hlinitý v Bayerově procesu se gallium hromadí v louhu hydroxidu sodného . Z toho lze získat různé metody. Nejnovějším je použití iontoměničové pryskyřice . Dosažitelné účinnosti extrakce kriticky závisí na původní koncentraci v krmivovém bauxitu. Při typické koncentraci krmiva 50 ppm je extrahovatelných asi 15% obsaženého galia. Zbytek se hlásí k proudům červeného bahna a hydroxidu hlinitého . Gallium se odstraní z iontoměničové pryskyřice v roztoku. Elektrolýzou se potom získá kovový gallium. Pro použití polovodičů se dále čistí zónovým tavením nebo extrakcí monokrystalu z taveniny ( Czochralski proces ). Čistoty 99,9999% jsou běžně dosahovány a komerčně dostupné.
Jeho stav vedlejších produktů znamená, že produkce galia je omezena množstvím bauxitu, sulfidických zinkových rud (a uhlí) vytěžených za rok. Proto je třeba jeho dostupnost prodiskutovat z hlediska potenciálu nabídky. Potenciál nabídky vedlejšího produktu je definován jako množství, které je za současných tržních podmínek (tj. Technologie a cena) ekonomicky těžitelné z jeho hostitelských materiálů ročně . Rezervy a zdroje nejsou pro vedlejší produkty relevantní, protože je nelze extrahovat nezávisle na hlavních produktech. Nedávné odhady uvádějí potenciál dodávky galia minimálně 2 100 t/rok z bauxitu, 85 t/rok ze sulfidických zinkových rud a potenciálně 590 t/rok z uhlí. Tato čísla jsou výrazně vyšší než současná produkce (375 t v roce 2016). Významné budoucí zvýšení produkce galia na vedlejší produkty bude tedy možné bez výrazného zvýšení výrobních nákladů nebo ceny. Průměrná cena za gálium nízkého stupně byla 120 $ za kilogram v roce 2016 a 135–140 $ za kilogram v roce 2017.
V roce 2017 byla světová produkce nízkokvalitního galia asi ca. 315 tun-nárůst o 15% oproti roku 2016. Čína, Japonsko, Jižní Korea, Rusko a Ukrajina byly hlavními producenty, zatímco Německo ukončilo primární výrobu galia v roce 2016. Výtěžek vysoce čistého galia byl ca. 180 tun, většinou pocházejících z Číny, Japonska, Slovenska, Velké Británie a USA Světová roční výrobní kapacita pro rok 2017 byla odhadnuta na 730 tun pro nízkokvalitní a 320 tun pro rafinované gálium.
Čína vyrobila ca. 250 tun nízkokvalitního galia v roce 2016 a ca. 300 tun v roce 2017. Také to představovalo více než polovinu celosvětové produkce LED.
Aplikace
Polovodičové aplikace dominují v komerční poptávce po galliu, což představuje 98% z celkového počtu. Další hlavní aplikace je pro granáty gadolinium gallium .
Polovodiče
Extrémně vysoce čisté (> 99,9999%) gallium je komerčně dostupné pro polovodičový průmysl. Arsenid galia (GaAs) a nitrid galia (GaN) používané v elektronických součástkách představovaly v roce 2007 ve Spojených státech asi 98% spotřeby galia. Asi 66% polovodičového galia se v USA používá v integrovaných obvodech (většinou arsenid galia), jako je výroba ultrarychlých logických čipů a MESFET pro nízkošumové mikrovlnné předzesilovače v mobilních telefonech. Asi 20% tohoto galia je použito v optoelektronice .
Celosvětově arsenid galia tvoří 95% roční světové spotřeby galia. V roce 2016 činil 7,5 miliardy USD, přičemž 53% pocházelo z mobilních telefonů, 27% z bezdrátové komunikace a zbytek z automobilových, spotřebitelských, optických a vojenských aplikací. Nedávný nárůst spotřeby GaAs většinou souvisí se vznikem chytrých telefonů 3G a 4G , které využívají 10krát více GaA než starší modely.
Arsenid galia a nitrid galia lze také nalézt v různých optoelektronických zařízeních, která měla v roce 2015 tržní podíl 15,3 miliardy USD a v roce 2016 18,5 miliardy USD. Arsenid hlinitý gallium (AlGaAs) se používá ve vysoce výkonných infračervených laserových diodách. Polovodiče nitrid galia a nitrid gallium india se používají v modrých a fialových optoelektronických zařízeních, většinou laserových diodách a světelných diodách . Například diodové lasery s nitridem galia 405 nm se používají jako zdroj fialového světla pro kompaktní datové disky Blu-ray Disc s vyšší hustotou .
Další hlavní aplikací nitridu galia je přenos kabelové televize, komerční bezdrátová infrastruktura, výkonová elektronika a satelity. Jen trh s radiofrekvenčním zařízením GaN byl v roce 2016 odhadován na 370 milionů dolarů a v roce 2016 na 420 milionů dolarů.
Multijunction fotovoltaické články , které byly vyvinuty pro satelitní aplikace energie, jsou vyrobeny molekulární nosníku epitaxe nebo organokovových plynné fázi epitaxe z tenkých vrstev z arsenid galia, india a fosfid gallia nebo indium arsenidu galia . Tyto Mars Exploration Rovers a několik satelitů pomocí triple-křižovatka arsenid galia na germania buněk. Gallium je také součástí fotovoltaických sloučenin (jako je měď, indium, gallium, sulfid selenu Cu (In, Ga) (Se, S)
2) používané v solárních panelech jako nákladově efektivní alternativa ke krystalickému křemíku .
Galinstan a další slitiny
.jpg)
Gallium se snadno slití s většinou kovů a používá se jako přísada do slitin s nízkou teplotou tání . Téměř eutektická slitina galia, india a cínu je kapalina pokojové teploty používaná v lékařských teploměrech. Tato slitina, s obchodním názvem galinstan (s „-stan“ s odkazem na cín, cín v latině), má nízkou bodem tuhnutí -19 ° C (-2,2 ° F). Bylo navrženo, že tato skupina slitin by mohla být také použita k chlazení počítačových čipů místo vody a často se používá jako náhrada tepelné pasty ve vysoce výkonných počítačích. Slitiny galia byly hodnoceny jako náhražky rtuťových zubních amalgámů , ale tyto materiály dosud nebyly přijaty .
Protože gallium smáčí sklo nebo porcelán , lze gallium použít k vytvoření brilantních zrcadel . Není-li účinek smáčení slitin gália žádoucí (jako u skleněných teploměrů Galinstan ), musí být sklo chráněno průhlednou vrstvou oxidu galia (III) .
Plutonium použitý v boxech jaderných zbraní je stabilizován v delta fáze a také strojově zpracovatelné pomocí legování s gallium .
Biomedicínské aplikace
Ačkoli gálium nemá v biologii žádnou přirozenou funkci, ionty galia interagují s procesy v těle podobným způsobem jako železo (III) . Protože tyto procesy zahrnují zánět , marker mnoha chorobných stavů, používá se (nebo se vyvíjí) několik galiových solí jako léčiva a radiofarmaka v medicíně. Zájem o protirakovinné vlastnosti gália se objevil, když bylo zjištěno, že citrát 67 Ga (III) byl injikován zvířatům s nádorem lokalizovaným do míst nádoru. Klinické studie ukázaly, že dusičnan gallium má antineoplastickou aktivitu proti nehodgkinskému lymfomu a rakovině urotelu. Objevila se nová generace komplexů galium-ligand, jako je tris (8-chinolinolato) gallium (III) (KP46) a gallium maltolate. Dusičnan gallium (značka Ganite) byl použit jako intravenózní léčivo k léčbě hyperkalcémie spojené s metastázami nádorů do kostí. Předpokládá se, že gallium interferuje s funkcí osteoklastů a terapie může být účinná, pokud jiné způsoby léčby selžou. Gallium maltolate , orální, vysoce vstřebatelná forma iontu galia (III), je antiproliferativní k patologicky se množícím buňkám, zejména rakovinným buňkám a některým bakteriím, které ji přijímají místo železitého železa (Fe 3+ ). Výzkumníci provádějí klinické a preklinické studie této sloučeniny jako potenciální léčby řady rakovin, infekčních chorob a zánětlivých onemocnění.
Když jsou ionty galia místo železa (III) omylem absorbovány bakteriemi, jako je Pseudomonas , ionty interferují s dýcháním a bakterie hynou. K tomu dochází, protože železo je redox-aktivní, což umožňuje přenos elektronů během dýchání, zatímco gallium je redox-neaktivní.
Složitá sloučenina aminu a fenolu Ga (III) MR045 je selektivně toxická pro parazity rezistentní na chlorochin , běžný lék proti malárii . Komplex Ga (III) i chlorochin působí inhibicí krystalizace hemozoinu , produktu likvidace, který vzniká při trávení krve parazity.
Radiogaliové soli
Soli galia -67 , jako je citrát galia a dusičnan gallium, se používají jako radiofarmaka v zobrazování nukleární medicíny známém jako skenování galia . Používá se radioaktivní izotop 67 Ga a sloučenina nebo sůl galia není důležitá. Tělo zpracovává Ga 3+ mnoha způsoby, jako by to byl Fe 3+ , a iont je vázán (a koncentruje se) v oblastech zánětu, jako je infekce, a v oblastech rychlého buněčného dělení. To umožňuje, aby taková místa byla zobrazována technikami nukleárního skenování.
Gallium-68 , emitor pozitronů s poločasem rozpadu 68 minut, se nyní používá jako diagnostický radionuklid v PET-CT, když je spojen s farmaceutickými přípravky, jako je DOTATOC , analog somatostatinu používaný pro vyšetřování neuroendokrinních nádorů a DOTA-TATE , novější, používá se pro neuroendokrinní metastázy a plicní neuroendokrinní rakovinu, jako jsou určité typy mikrocytomů . Gallium-68 je přípravek jako léčivo je chemická a radionuklid se extrahuje elucí z germania-68, a syntetické radioizotop z germania , v galium-68 generátorů .
Jiné použití
| Nebezpečí | |
|---|---|
| Piktogramy GHS |
|
| Signální slovo GHS | Nebezpečí |
| H290 , H318 | |
| P280 , P305 , P351 , P338 , P310 | |
| NFPA 704 (ohnivý diamant) | |
Gallium se používá k detekci neutrin . Pravděpodobně největší množství čistého galia, které kdy bylo shromážděno na jednom místě, je teleskop Gallium-Germanium Neutrino, který použil experiment SAGE na observatoři Baksan Neutrino v Rusku. Tento detektor obsahuje 55–57 tun (~ 9 metrů krychlových) tekutého galia. Dalším experimentem byl neutrinový detektor GALLEX provozovaný počátkem 90. let v italském horském tunelu. Detektor obsahoval 12,2 tun napojeného galia-71. Sluneční neutrina způsobila, že několik atomů 71 Ga se stalo radioaktivním 71 Ge , které byly detekovány. Tento experiment ukázal, že tok slunečních neutrin je o 40% menší, než předpokládala teorie. Tento deficit nebyl vysvětlen, dokud nebyly konstruovány lepší detektory a teorie slunečních neutrin (viz SNO ).
Gallium se také používá jako zdroj tekutých kovových iontů pro zaostřený iontový paprsek . Například soustředěný paprsek gália a iontů byl použit k vytvoření nejmenší knihy na světě, Teeny Ted z města Tuřín . Další použití galia je jako přísada do kluzného vosku pro lyže a jiné povrchové materiály s nízkým třením.
Známým praktickým vtipem mezi chemiky je vyrábět galium lžíce a používat je k podávání čaje nic netušícím hostům, protože gallium má podobný vzhled jako jeho lehčí homologní hliník. Lžíce se pak rozpustí v horkém čaji.
Gallium v oceánu
Pokroky v testování stopových prvků umožnily vědcům objevit stopy rozpuštěného galia v Atlantském a Tichém oceánu V posledních letech se v Beaufortově moři objevily koncentrace rozpuštěného galia. Tyto zprávy odrážejí možné profily vod Tichého a Atlantského oceánu. Pro Tichý oceán jsou typické koncentrace rozpuštěného galia mezi 4–6 pmol/kg v hloubkách <~ 150 m. Pro srovnání, pro atlantické vody 25–28 pmol/kg v hloubkách> ~ 350 m.
Gallium proniklo do našich oceánů hlavně prostřednictvím Liparského vstupu, ale přítomnost galia v našich oceánech může být použita k vyřešení distribuce hliníku v oceánech. Důvodem je to, že gallium je geochemicky podobné hliníku, jen méně reaktivní. Gallium má také o něco delší dobu zdržení povrchové vody než hliník. Gallium má podobný rozpuštěný profil podobný hliníku, díky čemuž lze gallium použít jako stopovač hliníku. Gallium lze také použít jako stopovač Liparských vstupů železa. Gallium se používá jako stopovač železa v severozápadním Pacifiku, jižním a středním Atlantském oceánu. Například v severozápadním Pacifiku naznačují povrchové vody s nízkým galliem v subpolární oblasti nízký přísun prachu, což může následně vysvětlit následující environmentální chování s vysokým obsahem živin a nízkým obsahem chlorofylu .
Opatření
Kovové gallium není toxické. Vystavení komplexům halogenidu galia však může mít za následek akutní toxicitu. Ga 3+ ion rozpustných solí galia má tendenci tvořit nerozpustný hydroxid, když je injikován ve velkých dávkách; srážení tohoto hydroxidu mělo za následek nefrotoxicitu u zvířat. V nižších dávkách je rozpustné gallium dobře snášeno a nehromadí se jako jed, místo toho se vylučuje převážně močí. Vylučování galia probíhá ve dvou fázích: první fáze má biologický poločas 1 hodinu, zatímco druhá má biologický poločas 25 hodin.
Reference
Bibliografie
- Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. vyd.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
externí odkazy
- Gallium v Periodické tabulce videí (University of Nottingham)
- Bezpečnostní list na acialloys.com
- Fotografie roztaveného galia, krystalů galia a galliiových slitků ve vysokém rozlišení pod licencí Creative Commons
- - informace z učebnice týkající se galia
- Účinky galia na životní prostředí
- [httpd: //minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/gallium/460798.pdf Vývoj ceny galia 1959–1998]
- Gallium: Smart Metal United States Geological Survey
- Technologie vyrábí vodík přidáním vody do slitiny hliníku a galia
- Tepelná vodivost
- Fyzikální a termodynamické vlastnosti kapalného galia (doc pdf)
