The galium Jedná se o kovový prvek, který je reprezentován symbolem Ga a který patří do skupiny 13 periodické tabulky. Chemicky svým amfotericismem připomíná hliník; Oba kovy však nakonec vykazují vlastnosti, díky nimž jsou navzájem odlišitelné..
Například lze slitiny hliníku zpracovat tak, aby jim poskytly všechny druhy tvarů; zatímco ty galia mají velmi nízké teploty tání, které se skládají prakticky ze stříbřitých kapalin. Také teplota tání galia je nižší než teplota tání hliníku; první se může roztavit z tepla ruky, zatímco druhý ne.
Chemická podobnost mezi galliem a hliníkem je také seskupuje geochemicky; to znamená, že minerály nebo horniny bohaté na hliník, jako jsou bauxity, mají odhadnutelné koncentrace galia. Kromě tohoto mineralogického zdroje existují další zinek, olovo a uhlík, široce rozšířené po celé zemské kůře..
Gallium není populárně známý kov. Jeho pouhý název může v mysli evokovat obraz kohouta. Ve skutečnosti se grafické a obecné znázornění gália obvykle nacházejí u obrazu stříbrného kohouta; malované tekutým gáliem, vysoce smáčitelnou látkou na skle, keramice a dokonce i na ruce.
Časté jsou experimenty, při kterých se kousky kovového gália taví rukama, stejně jako manipulace s jeho kapalinou a jeho tendence k barvě všeho, čeho se dotkne.
I když gallium není toxické, stejně jako rtuť, je to ničivé činidlo kovů, protože je činí křehkými a zbytečnými (v první řadě). Na druhou stranu farmakologicky zasahuje do procesů, kde biologické matrice používají železo.
Pro ty ve světě optoelektroniky a polovodičů bude galium velmi uctíváno, srovnatelné a možná lepší než samotný křemík. Na druhé straně byly pomocí galiiových teploměrů vyrobeny zrcadla a předměty na bázi jeho slitin.
Chemicky má tento kov stále co nabídnout; možná v oblasti katalýzy, jaderné energie, při vývoji nových polovodičových materiálů nebo „jednoduše“ při objasnění jejich matoucí a složité struktury.
Rejstřík článků
V roce 1871 už ruský chemik Dmitrij Mendělejev předpovídal existenci prvku, jehož vlastnosti se podobaly vlastnostem hliníku; kterou pojmenoval jako ekaluminium. Tento prvek musel být umístěn těsně pod hliníkem. Mendělejev také předpověděl vlastnosti (hustotu, bod tání, vzorce svých oxidů atd.) Ekaluminia.
Překvapivě o čtyři roky později francouzský chemik Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran našel nový prvek ve vzorku sfaleritu (směs zinku) z Pyrenejí. Dokázal to objevit díky spektroskopické analýze, ve které pozoroval spektrum dvou fialových čar, které se neshodovaly se spektrem jiného prvku.
Poté, co objevil nový prvek, provedl Lecoq experimenty na 430 kg sfaleritu, ze kterého dokázal izolovat 0,65 gramu; a po sérii měření jeho fyzikálních a chemických vlastností došel k závěru, že jde o Mendělejevovo alkalické železo.
Aby ji izoloval, provedl Lecoq elektrolýzu svého příslušného hydroxidu v hydroxidu draselném; pravděpodobně stejný, kterým rozpustil sfalerit. Potvrzením, že se jednalo o ekaluminium, a také jeho objevitelem, mu dal jméno „gallium“ (v angličtině galium). Tento název je odvozen od názvu „Gallia“, což v latině znamená Francie.
Název však představuje další kuriozitu: „Lecoq“ ve francouzštině znamená „kohout“ a v latině „gallus“. Být kovem se z „gallusu“ stalo „gallium“; i když ve španělštině je převod mnohem přímější. Není tedy náhodou, když se hovoří o galliu, myslí se na kohouta..
Gallium je stříbrný kov bez zápachu, se skleněným povrchem a svíravou chutí. Jeho pevná látka je měkká a křehká, a když se zlomí, dělá to konchoidně; to znamená, že vytvořené kousky jsou zakřivené, podobně jako mušle.
Když se roztaví, může v závislosti na úhlu, pod kterým se dívá, vykazovat modravou záři. Tato stříbrná kapalina není při kontaktu toxická; příliš se však „lepí“ na povrchy, zejména pokud jsou keramické nebo skleněné. Například jedna kapka gália může proniknout dovnitř skleněného kelímku a pokrýt jej stříbrným zrcadlem..
Pokud je pevný fragment gália uložen v kapalném galiu, slouží jako jádro, kde se rychle rozvíjejí a rostou třpytivé krystaly gália..
31 (31Ga)
69,723 g / mol
29,7646 ° C Této teploty lze dosáhnout tak, že mezi oběma rukama pevně držíte sklenici gália, dokud se nerozpustí..
2400 ° C Všimněte si velké mezery mezi 29,7 ° C a 2400 ° C; to znamená, že kapalné galium má velmi nízký tlak par a tato skutečnost z něj činí jeden z prvků s největším rozdílem teplot mezi kapalným a plynným stavem..
-Při pokojové teplotě: 5,91 g / cm3
-Při teplotě tání: 6,095 g / cm3
Všimněte si, že s galliem se děje totéž jako s vodou: hustota jeho kapaliny je větší než hustoty jeho pevné látky. Proto vaše krystaly budou plavat na tekutém galiu (ledových ledcích gália). Ve skutečnosti je objemová expanze pevné látky taková (třikrát), že je nepohodlné skladovat tekuté galium v nádobách, které nejsou vyrobeny z plastů..
5,59 kJ / mol
256 kJ / mol
25,86 J / (mol K)
Při 1037 ° C vyvíjí pouze jeho kapalina tlak 1 Pa.
1,81 na Paulingově stupnici
-První: 578,8 kJ / mol (Ga+ plynný)
-Za druhé: 1979,3 kJ / mol (Gadva+ plynný)
-Za třetí: 2963 kJ / mol (Ga3+ plynný)
40,6 W / (m K)
270 nΩ · m při 20 ° C
1.5
1 819 cP při 32 ° C
709 dyn / cm při 30 ° C
Stejně jako hliník je gallium amfoterní; reaguje s kyselinami i zásadami. Například silné kyseliny jej mohou rozpustit za vzniku solí gália; pokud jsou o HdvaSW4 a HNO3, jsou vyráběny Gadva(SW4)3 a vyhrál3)3, resp. Zatímco při reakci se silnými bázemi se tvoří gallátové soli s iontem Ga (OH)4-.
Všimněte si podobnosti mezi Ga (OH)4- a Al (OH)4- (hlinitan). Pokud se do média přidá amoniak, vytvoří se hydroxid gálnatý, Ga (OH)3, což je také amfoterní; při reakci se silnými bázemi znovu produkuje Ga (OH)4-, ale pokud reaguje se silnými kyselinami, uvolňuje komplex vodného [Ga (OHdva)6]3+.
Kovové gallium je při teplotě místnosti relativně inertní. Nereaguje se vzduchem jako tenká vrstva oxidu GadvaNEBO3, chrání ho před kyslíkem a sírou. Při zahřátí však oxidace kovu pokračuje a zcela se transformuje na jeho oxid. A pokud je přítomna síra, reaguje při vysokých teplotách za vzniku GadvaS3.
Existují nejen oxidy a sulfidy gália, ale také fosfidy (GaP), arsenidy (GaAs), nitridy (GaN) a antimonidy (GaSb). Takové sloučeniny mohou vznikat přímou reakcí prvků při zvýšených teplotách nebo alternativními syntetickými způsoby..
Podobně může gálium reagovat s halogeny za vzniku příslušných halogenidů; jako GadvaCl6, GaF3 a GadvaJá3.
Tento kov, stejně jako hliník a jeho kongenery (členové stejné skupiny 13), mohou kovalentně interagovat s atomy uhlíku za vzniku organokovových sloučenin. V případě těch, kteří mají vazby Ga-C, se jim říká organogalium.
Nejzajímavější na galliu není žádná z jeho předchozích chemických vlastností, ale jeho enormní snadnost, s jakou jej lze legovat (podobně jako u rtuti a jejího procesu sloučení). Jeho atomy Ga rychle „drhnou ramena“ mezi kovovými krystaly, což vede ke slitinám gália..
Gallium je neobvyklé nejen tím, že se jedná o kov, který se taví teplem dlaně, ale jeho struktura je složitá a nejistá..
Na jedné straně je známo, že jeho krystaly za normálních podmínek přijímají ortorombickou strukturu (Ga-I); Je to však jen jedna z mnoha možných fází tohoto kovu, jejichž přesné pořadí atomů nebylo specifikováno. Jedná se tedy o složitější strukturu, než by se na první pohled mohlo zdát..
Zdá se, že výsledky se liší podle úhlu nebo směru, ve kterém je jeho struktura analyzována (anizotropie). Podobně jsou tyto struktury velmi citlivé na nejmenší změnu teploty nebo tlaku, což znamená, že v době interpretace dat nelze gallium definovat jako jediný typ krystalu..
Atomy Ga spolu interagují díky kovové vazbě. Byl však nalezen určitý stupeň kovalence mezi dvěma sousedními atomy, takže se předpokládá existence Ga dimeru.dva (Senilní).
Teoreticky by tato kovalentní vazba měla být tvořena překrytím 4p orbitálu s jediným elektronem podle elektronické konfigurace:
[Ar] 3d10 4 sdva 4p1
Této směsi interakcí kovalentní kov je připisována nízká teplota tání gália; protože i když na jedné straně může existovat „moře elektronů“, které drží atomy Ga pevně pohromadě v krystalu, na druhé se strukturní jednotky skládají z dimerů Ga.dva, jejichž intermolekulární interakce jsou slabé.
Když se tlak zvýší ze 4 na 6 GPa, krystaly gália procházejí fázovými přechody; z ortorombické přechází do kubické centrované v těle (Ga-II) a z ní nakonec přechází do tetragonální centrované v těle (Ga-III). V tlakovém rozmezí se pravděpodobně vytvoří směs krystalů, což interpretaci struktur ještě ztěžuje..
Nejúčinnější elektrony jsou ty, které se nacházejí na orbitálech 4s a 4p; protože existují tři z nich, předpokládá se, že by je gallium mohlo ztratit v kombinaci s prvky elektronegativnějšími než.
Když k tomu dojde, předpokládá se existence kationtu Ga.3+, a jeho oxidační číslo nebo stav je považován za +3 nebo Ga (III). Ve skutečnosti je to nejběžnější ze všech jeho oxidačních čísel. Například následující sloučeniny mají gallium jako +3: GadvaNEBO3 (Gadva3+NEBO3dva-), GadvaBr6 (Gadva3+Br6-), Li3GaNdva (Li3+Ga3+Ndva3-) a GadvaČaj3 (Gadva3+Čaj3dva-).
Gallium lze také nalézt s oxidačními čísly +1 a +2; i když jsou mnohem méně časté než +3 (podobně jako u hliníku). Příklady takových sloučenin jsou GaCl (Ga+Cl-), GadvaO (Gadva+NEBOdva-) a GaS (Gadva+Sdva-).
Všimněte si, že vždy se předpokládá existence iontů s veličinami náboje shodnými s uvažovaným oxidačním číslem (správně nebo ne)..
Gallium se nachází v zemské kůře v hojnosti úměrné množství kovů jako kobalt, olovo a niob. Vypadá to jako hydratovaný sulfid nebo oxid, široce rozptýlený jako nečistoty obsažené v jiných minerálech.
Jeho oxidy a sulfidy jsou špatně rozpustné ve vodě, takže koncentrace gália v mořích a řekách je nízká. Jediným minerálem „bohatým“ na galium je dále gallita (CuGaSdva, obrázek výše). Je však nepraktické využívat kuře k získání tohoto kovu. Méně známý je minerál galium plumbogumit.
Proto pro tento kov neexistují žádné ideální rudy (s koncentrací vyšší než 0,1% hmotnostních)..
Místo toho se gallium získává jako vedlejší produkt metalurgického zpracování rud jiných kovů. Může být například extrahován z bauxitů, míchadel zinku, kamenců, uhlí, galen, pyritů, germanitů atd .; to znamená, že je obvykle spojován s hliníkem, zinkem, uhlíkem, olovem, železem a germaniem v různých minerálních tělech.
Když je minerální surovina strávena nebo rozpuštěna, buď ve silně kyselém nebo zásaditém prostředí, získá se směs kovových iontů solubilizovaných ve vodě. Jelikož je gallium vedlejším produktem, jeho Ga ionty3+ po vysrážení sledovaných kovů zůstávají ve směsi rozpuštěny.
Chcete tedy oddělit tyto Ga3+ ostatních iontů, s jediným cílem zvýšit jejich koncentraci a čistotu výsledného kovu.
K tomu se kromě konvenčních technik srážení používá iontoměničová chromatografie s použitím pryskyřice. Díky této technice je možné oddělit (například) Ga3+ Ca.dva+ o víru3+.
Jakmile byl získán vysoce koncentrovaný roztok Ga iontů3+, je podroben elektrolýze; tj. Ga3+ přijímá elektrony, aby se mohl tvořit jako kov.
Gallium se v přírodě vyskytuje hlavně jako dva izotopy: 69Ga, s hojností 60,11%; a 71Ga, s hojností 39,89%. Z tohoto důvodu je atomová hmotnost gália 69,723 u. Ostatní izotopy gália jsou syntetické a radioaktivní, s atomovými hmotnostmi v rozmezí od 56Ga a 86Ga.
Z hlediska životního prostředí není kovové gallium příliš reaktivní a rozpustné ve vodě, takže jeho rozlití teoreticky nepředstavuje závažné riziko kontaminace. Kromě toho není známo, jakou biologickou roli může mít v organismech, přičemž většina jeho atomů je vylučována močí, bez známek akumulace v jakékoli z jejích tkání..
Na rozdíl od rtuti lze s galliem zacházet holýma rukama. Ve skutečnosti je experiment pokusu o roztavení žárem rukou docela běžný. Osoba se může dotknout výsledné kapaliny stříbra, aniž by se obávala poškození nebo poranění kůže; i když na něm zanechává stříbrnou skvrnu.
Jeho požití však může být toxické, protože by se teoreticky rozpustilo v žaludku a vytvořilo GaCl3; sůl gália, jejíž účinky na tělo jsou nezávislé na kovu.
Gallium se vyznačuje silným zabarvením nebo přilnutím k povrchům; a pokud jsou kovové, prochází jimi a okamžitě tvoří slitiny. Tato vlastnost umožňující legování s téměř všemi kovy znemožňuje rozlití tekutého gália na jakýkoli kovový předmět..
Proto kovové předměty riskují, že se v přítomnosti gália rozbijí na kousky. Jeho akce může být tak pomalá a nepozorovaná, že přináší nežádoucí překvapení; zvláště pokud byla rozlita na kovovou židli, která by se mohla zhroutit, když na ni někdo sedí.
Proto by ti, kteří chtějí zacházet s galliem, nikdy neměli přijít do styku s jinými kovy. Například jeho kapalina je schopna rozpouštět hliníkovou fólii a vplížit se do krystalů india, železa a cínu, aby byly křehké..
Obecně platí, že i přes výše uvedené a skutečnost, že jeho páry při pokojové teplotě téměř chybí, je gallium obvykle považováno za bezpečný prvek s nulovou toxicitou..
Gallium nahradilo rtuť jako kapalinu pro čtení teplot vyznačených teploměrem. Jeho teplota tání 29,7 ° C je však pro tuto aplikaci stále vysoká, a proto by v kovovém stavu nebylo možné jej použít v teploměrech; místo toho se používá slitina zvaná Galinstan (Ga-In-Sn).
Slitina Galinstan má teplotu tání kolem -18 ° C a díky své nulové toxicitě je ideální látkou pro konstrukci lékařských teploměrů nezávislých na rtuti. Tímto způsobem, pokud by se to zlomilo, by bylo bezpečné uklidit nepořádek; i když by podlahu znečistil kvůli své schopnosti mokré povrchy.
Znovu je zmíněna smáčivost gália a jeho slitin. Když se dotknete porcelánového povrchu nebo skla, roztáhne se po celém povrchu, dokud není zcela zakryt stříbrným zrcadlem.
Kromě zrcadel se slitiny gália používají k vytváření objektů všech tvarů, protože jakmile vychladnou, ztuhnou. To by mohlo mít velký nanotechnologický potenciál: stavební objekty velmi malých rozměrů, které logicky fungují při nízkých teplotách, a vykazují jedinečné vlastnosti založené na galliu..
Tepelné pasty používané v počítačových procesorech byly vyrobeny ze slitin gália.
Ga ionty3+ mají určitou podobnost s Fe3+ způsobem, jakým zasahují do metabolických procesů. Proto, pokud existuje funkce, parazit nebo bakterie, které vyžadují výkon železa, lze je zastavit zaměněním za galium; takový je případ bakterií pseudomonas.
To je místo, kde se objevují galiové léky, které mohou jednoduše sestávat z jeho anorganických solí nebo organogalií. La Ganita, obchodní název pro dusičnan galia, Ga (NO3)3, používá se k regulaci vysokých hladin vápníku (hyperkalcemie) spojených s rakovinou kostí.
Arsenid a nitrid galia se vyznačují tím, že jsou polovodiče, které v některých optoelektronických aplikacích nahradily křemík. S nimi byly vyrobeny tranzistory, laserové diody a diody emitující světlo (modré a fialové), čipy, solární články atd. Například díky laserům GaN lze číst disky Blu-Ray.
Oxidy gália se používají ke studiu jejich katalýzy v různých organických reakcích, které mají velký průmyslový význam. Jeden z novějších katalyzátorů na bázi gália sestává z vlastní kapaliny, ve které jsou rozptýleny atomy jiných kovů, které fungují jako aktivní centra nebo místa..
Například katalyzátor na bázi gália a palladia byl studován v dehydrogenační reakci butanu; to znamená přeměnit butan na reaktivnější nenasycené druhy, které jsou nezbytné pro jiné průmyslové procesy. Tento katalyzátor se skládá z kapalného gália, které působí jako podpora atomů palladia..
Zatím žádné komentáře