GALLIUMAS: SAVYBĖS, STRUKTŪRA, GAVIMAS, PANAUDOJIMAS - CHEMIJA - 2025

Galio yra metalinis elementas, kuris yra, išreikšta simboliu, Ga priklausančio 13 grupės periodinės lentelės. Chemiškai jis primena aliuminį savo amfoteriškumu; tačiau abu metalai pasižymi savybėmis, kurios juos skiria vienas nuo kito.

Pavyzdžiui, aliuminio lydiniai gali būti apdorojami, kad suteiktų jiems visų rūšių formas; tuo tarpu galio lydymosi temperatūra yra labai maža, beveik susidedanti iš sidabrinių skysčių. Be to, galio lydymosi temperatūra yra žemesnė nei aliuminio; pirmasis gali ištirpti nuo rankos karščio, o antrasis negali.

Galio kristalai, gaunami nusodinant nedidelį galio fragmentą ant jo sočiųjų sočiųjų tirpalų (skystojo galio). Šaltinis: Maksimas Bilovitskiy

Cheminis panašumas tarp galio ir aliuminio taip pat juos grupuoja geochemiškai; ty mineralai ar uolienos, kuriose gausu aliuminio, pavyzdžiui, boksitai, turi didelę galio koncentraciją. Be šio mineraloginio šaltinio, yra ir kitų cinko, švino ir anglies, plačiai pasklidusių visoje žemės plutoje.

Galliumas nėra populiariai žinomas metalas. Vien jo vardas gali sukelti mintį apie gaidžio įvaizdį. Tiesą sakant, grafiniai ir bendri galio vaizdai dažniausiai randami su sidabro gaidžio atvaizdu; dažytos skystu galiu, labai drėkinančia medžiaga ant stiklo, keramikos ir net rankos.

Dažnai būna eksperimentuojama, kai metalinio galio gabalėliai išlydomi rankomis, taip pat manipuliuojama jo skysčiu ir tendencija dažyti viską, ką liečia.

Nors galis nėra toksiškas, kaip ir gyvsidabris, jis yra naikinantis metalų agentas, nes daro juos trapius ir nenaudingus (visų pirma). Kita vertus, farmakologiškai jis įsikiša į procesus, kai biologinėse matricose naudojama geležis.

Tiems, kurie yra optoelektronikos ir puslaidininkių pasaulyje, galis bus vertinamas aukštai, palyginti su ir, ko gero, pranašesnis už patį silicį. Kita vertus, su galilija buvo pagaminti termometrai, veidrodžiai ir daiktai, pagrįsti jo lydiniais.

Chemiškai šis metalas vis dar turi daug ką pasiūlyti; galbūt katalizės, branduolinės energijos, naujų puslaidininkių medžiagų kūrimo srityje arba „paprasčiausiai“ išaiškinant jų painiavą ir sudėtingą struktūrą.

Istorija

Jo egzistavimo prognozės

1871 m. Rusų chemikas Dmitrijus Mendelejevas jau numatė, kad egzistuoja elementas, kurio savybės buvo panašios į aliuminio; kurią jis pavadino ekaluminiu. Šis elementas turėjo būti šiek tiek žemiau aliuminio. Mendelejevas taip pat numatė ekaliuminio savybes (tankį, lydymosi temperatūrą, jo oksidų formules ir kt.).

Atradimas ir izoliacija

Keista, bet po ketverių metų prancūzų chemikas Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran rado naują elementą sfalerito (cinko mišinio) mėginyje iš Pirėnų. Jam tai pavyko sužinoti atlikus spektroskopinę analizę, kurios metu buvo stebimas dviejų violetinių linijų spektras, nesutampančios su kito elemento spektru.

Atradęs naują elementą, Lecoq atliko eksperimentus su 430 kg sfalerito, iš kurio sugebėjo atskirti 0,65 g jo; ir atlikęs daugybę jo fizikinių ir cheminių savybių, padarė išvadą, kad tai Mendelejevo ekaliuminis.

Norėdami jį išskirti, „Lecoq“ atliko savo atitinkamo hidroksido elektrolizę kalio hidrokside; turbūt tas pats, su kuriuo jis ištirpino sfaleritą. Patvirtinęs, kad tai yra ekaluminis, o taip pat atradėjas, jis davė jam pavadinimą „gallium“ (galium anglų kalba). Šis vardas kilo iš vardo „Gallia“, kuris lotyniškai reiškia Prancūziją.

Tačiau vardas kelia dar vieną įdomumą: „Lecoq“ prancūzų kalba reiškia „gaidys“, o lotyniškai - „gallus“. Būdamas metalu, „gallus“ tapo „gallium“; nors ispanų kalba perskaičiavimas yra daug tiesioginis. Taigi neatsitiktinai, kalbant apie galiliją, galvojama apie gaidį.

Fizinės ir cheminės savybės

Išvaizda ir fizinės savybės

Galliumas yra bekvapis, sidabrinis metalas, turintis bekvapį skonį. Kieta medžiaga yra minkšta ir trapi, o kai lūžta, ji būna sustingusi; ty susidarę gabalai yra išlenkti, panašūs į jūros kriaukles.

Lydydamasis, atsižvelgiant į žiūrėjimo kampą, jis gali parodyti melsvą spindesį. Šis sidabrinis skystis nėra toksiškas liečiantis; tačiau jis per daug „priglunda“ prie paviršių, ypač jei jie yra keramikos arba stiklo. Pavyzdžiui, vienas lašas lašo gali prasiskverbti į stiklinės taurės vidų ir padengti ją sidabro veidrodžiu.

Jei kietas galio fragmentas nusėda skystame galyje, jis tarnauja kaip branduolys, kuriame greitai vystosi ir auga blizgantys galio kristalai.

Atominis skaičius (Z)

31 ( ₃₁ Ga)

Molinė masė

69,723 g / mol

Lydymosi temperatūra

29,7646 ° C. Šią temperatūrą galima pasiekti laikant galio stiklą sandariai tarp dviejų rankų, kol jis ištirps.

Virimo taškas

2400 ° C. Atkreipkite dėmesį į didelį tarpą nuo 29,7 ºC iki 2400 ºC; y., skystame galyje yra labai žemas garų slėgis, todėl šis faktas daro jį vienu iš elementų, turintį didžiausią temperatūros skirtumą tarp skysto ir dujinio būvio.

Tankis

- Kambario temperatūroje: 5,91 g / cm ³

- Lydymosi temperatūra: 6,095 g / cm ³

Atminkite, kad su galiliu atsitinka tas pats, kaip ir su vandeniu: jo skysčio tankis yra didesnis nei jo kietojo. Todėl jūsų kristalai plūduriuos ant skysto galio (galio ledkalnių). Tiesą sakant, kietosios medžiagos tūrio padidėjimas yra toks (tris kartus), kad skystą gallį laikyti nepatoguose induose, kurie nėra pagaminti iš plastiko, yra nepatogu.

Lydymosi šiluma

5,59 kJ / mol

Garinimo šiluma

256 kJ / mol

Molinės šilumos talpa

25,86 J / (mol K)

Garų slėgis

1037 ° C temperatūroje tik jo skystis veikia 1 Pa slėgį.

Elektronegatyvumas

1,81 pagal Paulingo skalę

Jonizacijos energijos

-Pirma: 578,8 kJ / mol (Ga ⁺ dujos)

-Antra: 1979,3 kJ / mol (Ga ²⁺ dujinis)

- Trečiasis: 2963 kJ / mol (Ga ³⁺ dujinis)

Šilumos laidumas

40,6 W / (m K)

Elektrinė varža

270 nΩ m esant 20 ºC

Mocso kietumas

1.5

Klampumas

1819 cP 32 ºC temperatūroje

Paviršiaus įtempimas

709 dynai / cm, esant 30 ºC

Amfoterizmas

Kaip ir aliuminis, galis yra amfoterinis; reaguoja tiek su rūgštimis, tiek su bazėmis. Pavyzdžiui, stiprios rūgštys gali jį ištirpinti, sudarydamos galio (III) druskas; jei jie yra H ₂ SO ₄ ir HNO ₃ , Ga ₂ (SO ₄ ) ₃ ir Ga (NO ₃ ) _{3 yra gaminami} , atitinkamai. Kadangi, kuomet reaguoja su stiprios bazės, druskos Gallate yra gaminami, su jonų Ga (OH) ₄ ^- .

Atkreipkite dėmesį į Ga (OH) ₄ ^- ir Al (OH) ₄ ^- (aliuminato) panašumą . Jei į terpę pridedama amoniako, susidaro galio (III) hidroksidas Ga (OH) ₃ , kuris taip pat yra amfoterinis; reaguodamas su stipriomis bazėmis, vėl sukuria Ga (OH) ₄ ^- bet, reaguodamas su stipriomis rūgštimis, jis išlaisvina sudėtingą vandeninį ³⁺ .

Reaktyvumas

Metalinis galis yra santykinai inertiškas kambario temperatūroje. Jis nereaguoja su oru, nes plonas oksido Ga ₂ O ₃ sluoksnis apsaugo jį nuo deguonies ir sieros. Tačiau kaitinant metalas oksiduojasi ir toliau, visiškai virsdamas jo oksidu. O jei yra sieros, aukštoje temperatūroje ji reaguoja ir sudaro Ga ₂ S ₃ .

Yra ne tik galio oksidai ir sulfidai, bet ir fosfidai (GaP), arsenidai (GaAs), nitridai (GaN) ir antimonidai (GaSb). Tokie junginiai gali atsirasti dėl tiesioginės elementų reakcijos padidintoje temperatūroje arba alternatyvių sintetinių būdų.

Panašiai, galis gali reaguoti su halogenais, sudarydamas jų atitinkamus halogenidus; tokių kaip Ga ₂ Cl ₆ , GaF ₃ ir Ga ₂ I ₃ .

Šis metalas, kaip ir aliuminis bei jo giminingieji junginiai (tos pačios 13 grupės nariai), gali kovalentiškai sąveikauti su anglies atomais, kad susidarytų metalo organiniai junginiai. Tie, kurie turi Ga-C jungtis, vadinami organogaliumais.

Įdomiausias dalykas galilijoje yra ne visos jo ankstesnės cheminės savybės, bet milžiniškas lengvumas, kuriuo jį galima legiruoti (panašus į gyvsidabrį ir jo susijungimo procesą). Jo Ga atomai greitai „trina pečius“ tarp metalinių kristalų ir susidaro galio lydiniai.

Struktūra ir elektroninė konfigūracija

Sudėtingumas

Galliumas yra ne tik neįprastas tuo, kad tai metalas, tirpstantis delno šilumai, bet ir jo struktūra sudėtinga ir neapibrėžta.

Viena vertus, yra žinoma, kad jo kristalai normaliomis sąlygomis įgauna ortorombinę struktūrą (Ga-I); Tačiau tai tik viena iš daugelio galimų šio metalo fazių, iš kurių tiksli jo atomų tvarka nėra apibrėžta. Todėl tai sudėtingesnė struktūra, nei gali pasirodyti iš pirmo žvilgsnio.

Panašu, kad rezultatai skiriasi priklausomai nuo kampo ar krypties, kuria analizuojama jo struktūra (anizotropija). Be to, šios struktūros yra labai jautrios mažiausiems temperatūros ar slėgio pokyčiams, o tai reiškia, kad duomenų aiškinimo metu galio negalima apibrėžti kaip vieno tipo kristalo.

Dimerai

Ga atomai sąveikauja tarpusavyje metalo jungties dėka. Tačiau tarp dviejų gretimų atomų buvo rastas tam tikras kovalencijos laipsnis, todėl daroma prielaida, kad egzistuoja Ga ₂ dimeris (Ga-Ga).

Teoriškai šią kovalentinę jungtį turėtų sudaryti 4p orbitalės persidengimas, turint vienintelį elektroną pagal elektroninę konfigūraciją:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹

Šiam kovalentinės ir metalinės sąveikos mišiniui priskiriama maža galio lydymosi temperatūra; kadangi, nors, viena vertus, kristaluose gali būti „elektronų jūra“, laikanti Ga atomus sandariai kartu, kita vertus, struktūrinius vienetus sudaro Ga ₂ dimeriai , kurių tarpmolekulinės sąveikos yra silpnos.

Fazės esant aukštam slėgiui

Kai slėgis padidėja nuo 4 iki 6 GPa, galio kristalai pereina į fazę; iš ortorombinės jis pereina į kūno centre esantį kubą (Ga-II), o iš jo pereina į kūno centre esantį tetragoną (Ga-III). Slėgio diapazone gali susidaryti kristalų mišinys, o tai dar sunkiau interpretuoti struktūras.

Oksidacijos skaičiai

Labiausiai energetiniai elektronai yra tie, kurie randami 4s ir 4p orbitalėse; kadangi jų yra trys, todėl tikimasi, kad galija gali juos prarasti, kai derinama su labiau elektronegatyviniais elementais nei jis.

Kai tai įvyksta, daroma prielaida , kad Ga ³⁺ katijonas egzistuoja , o jo skaičius arba oksidacijos būsena yra +3 arba Ga (III). Tiesą sakant, tai yra labiausiai paplitęs iš visų jo oksidacijos skaičių. Pvz., Šie junginiai turi galį kaip +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- ) ir Ga ₂ Te ₃ (Ga ₂³⁺ Te ₃ ^2- ).

Galliją taip pat galima rasti su oksidacijos skaičiais +1 ir +2; nors jie yra daug retesni nei +3 (panašūs kaip su aliuminiu). Pavyzdžiai tokių junginių yra GaCl (Ga ⁺ Cl ^- ), Ga ₂ O (Ga ₂ ⁺ O ^2- ) ir dujos (Ga ²⁺ S ^2- ).

Atkreipkite dėmesį, kad visada daroma prielaida apie jonus, kurių įkrovos dydžiai yra identiški nagrinėjamam oksidacijos skaičiui (teisingai ar ne).

Kur rasti ir gauti

Mineralinės tulžies mėginys, kuris yra retas, tačiau vienintelis, kuriame pastebima galio koncentracija. Šaltinis: Robas Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Galliumas yra žemės plutoje, kurio gausumas yra proporcingas metalų kobalto, švino ir niobio gausumui. Jis pasirodo kaip hidratuotas sulfidas arba oksidas, plačiai pasklidęs kaip priemaišos, esančios kituose mineraluose.

Jo oksidai ir sulfidai blogai tirpsta vandenyje, todėl jūrose ir upėse galio koncentracija yra maža. Be to, vienintelis mineralas, kuriame gausu gallio, yra gallita (CuGaS ₂ , viršutinis vaizdas). Vis dėlto vištą išnaudoti norint gauti šį metalą yra nepraktiška. Mažiau žinomas mineralinis galio plumbogumitas.

Todėl šiam metalui nėra idealių rūdų (kurių koncentracija didesnė kaip 0,1% masės).

Vietoj to, galis gaunamas kaip šalutinis produktas metalurginiu būdu apdorojant kitų metalų rūdas. Pavyzdžiui, jis gali būti išgaunamas iš boksitų, cinko maišyklių, alumų, anglių, galenų, piritų, germanitų ir kt .; tai yra, paprastai skirtinguose mineraliniuose kūnuose jis yra susijęs su aliuminiu, cinku, anglimi, švinu, geležimi ir germaniu.

Jonų mainų chromatografija ir elektrolizė

Kai mineralinė žaliava skaidoma arba ištirpinama labai rūgščioje arba šarminėje terpėje, gaunamas vandenyje ištirpintų metalų jonų mišinys. Kadangi galis yra antrinis produktas, jo Ga ³⁺ jonai ištirpsta mišinyje, kai nusidėvi svarbūs metalai.

Taigi, norima atskirti šiuos Ga ³⁺ nuo kitų jonų, siekiant padidinti jų koncentraciją ir gauto metalo grynumą.

Tam, be įprastų nusodinimo būdų, naudojama jonų mainų chromatografija naudojant dervą. Šios technologijos dėka galima atskirti (pavyzdžiui) Ga ³⁺ nuo Ca ²⁺ ar Fe ³⁺ .

Gavus labai koncentruotą Ga ³⁺ jonų tirpalą , jis elektrolizuojamas; ty Ga ³⁺ priima elektronus, kad galėtų susiformuoti kaip metalas.

Izotopai

Galliumas gamtoje randamas daugiausia kaip du izotopai: ⁶⁹ Ga, turinčio 60,11%; ir ⁷¹ Ga, kurių gausa siekia 39,89%. Būtent dėl ​​šios priežasties galio atominis svoris yra 69,723 u. Kiti galio izotopai yra sintetiniai ir radioaktyvieji, jų atominė masė svyruoja nuo ⁵⁶ Ga iki ⁸⁶ Ga.

Pavojai

Aplinkos ir fizinės

Aplinkosaugos požiūriu metalinis galis nėra labai reaktyvus ir tirpsta vandenyje, todėl teoriškai jo išsiliejimas nereiškia rimto užteršimo pavojaus. Be to, nežinoma, kokį biologinį vaidmenį jis gali atlikti organizmuose, nes dauguma jo atomų išsiskiria su šlapimu, be jokių kaupimosi požymių jo audiniuose.

Skirtingai nuo gyvsidabrio, galiliją galima tvarkyti plikomis rankomis. Tiesą sakant, eksperimentas, kai bandoma jį išlydyti rankų šiluma, yra gana dažnas reiškinys. Asmuo gali liesti susidariusį sidabro skystį, nebijodamas pakenkti ar sužeisti savo odos; nors tai ir palieka sidabro dėmę.

Tačiau nurijus, jis gali būti toksiškas, nes teoriškai jis ištirps skrandyje, sukurdamas GaCl ₃ ; galio druska, kurios poveikis kūnui nepriklauso nuo metalo.

Žala metalams

Galijai būdingas didelis dėmėjimas ar prilipimas prie paviršių; o jei jie yra metaliniai, jis pro juos praeina ir akimirksniu suformuoja lydinius. Dėl šios savybės, kad jis gali būti legiruojamas beveik visais metalais, nėra tikslinga skleisti skystą galiliją ant bet kurio metalo daikto.

Todėl metaliniai daiktai gali suskaidyti į gabalus, jei yra galio. Jos veiksmai gali būti tokie lėti ir nepastebėti, kad sukelia nepageidaujamų netikėtumų; ypač jei ji buvo išsiliejusi ant metalinės kėdės, kuri gali sugriūti, kai ant jos kažkas atsisės.

Štai kodėl tie, kurie nori tvarkyti galiliją, niekada neturėtų jo liestis su kitais metalais. Pavyzdžiui, jo skystis sugeba ištirpinti aliuminio foliją, taip pat įsiskverbti į indio, geležies ir alavo kristalus, kad jie būtų trapūs.

Apskritai, nepaisant to, kas paminėta, ir to, kad jo garų beveik nėra kambario temperatūroje, galis paprastai laikomas saugiu elementu, kurio toksiškumas nėra lygus.

Programos

Termometrai

Galinstano termometrai. Šaltinis: „Gelegenheitsautor“

Gallija pakeitė gyvsidabrį kaip skystį, kad galėtų nuskaityti termometro nurodytą temperatūrą. Tačiau jo lydymosi temperatūra 29,7 ºC šiam tikslui vis dar yra aukšta, todėl metalinės būklės nebūtų įmanoma naudoti termometruose; vietoj jo naudojamas lydinys, vadinamas Galinstan (Ga-In-Sn).

Galinstano lydinio lydymosi temperatūra yra apie -18 ºC, o dėl to, kad jo toksiškumas nėra lygus, jis yra ideali medžiaga nuo gyvsidabrio nepriklausomų medicininių termometrų projektavimui. Tokiu būdu, jei jis nutrūktų, būtų saugu išvalyti netvarką; nors dėl nešvarių paviršių jos būtų nešvarios.

Veidrodžių gamyba

Vėl minimas galio ir jo lydinių drėgnumas. Kai jis liečiasi su porceliano paviršiumi arba stiklu, jis pasklinda po visą paviršių, kol visiškai uždengiamas sidabro veidrodžiu.

Visų veidrodžių objektams kurti buvo naudojami ne tik veidrodžiai, bet ir galio lydiniai, nes, atvėsę, jie sukietėja. Tai galėtų turėti didelį nanotechnologinį potencialą: pastatyti labai mažų matmenų objektus, kurie logiškai veiktų žemoje temperatūroje ir pasižymėtų unikaliomis savybėmis, pagrįstomis galilija.

Kompiuteriai

Terminės pastos, naudojamos kompiuterių procesoriuose, buvo pagamintos iš galio lydinių.

Narkotikai

Ga ³⁺ jonai panašūs į Fe ³⁺ , nes jie įsiterpia į metabolizmo procesus. Todėl, jei yra funkcija, parazitas ar bakterijos, kurioms atlikti reikalinga geležis, jas galima sustabdyti suklydus ją dėl galio; tai yra pseudomonas sukeliančios bakterijos.

Taigi čia atsiranda vaistai nuo galio, kuriuos gali sudaryti tik jo neorganinės druskos arba organogaliumai. „La Ganita“, galinio nitrato, Ga (NO ₃ ) ₃ , pavadinimas yra naudojamas norint sureguliuoti didelę kalcio koncentraciją (hiperkalcemiją), susijusią su kaulų vėžiu.

Technologinis

Galio arsenidas ir nitridas pasižymi puslaidininkiais, kurie pakeitė silicį tam tikrose optoelektroninėse programose. Su jais buvo pagaminti tranzistoriai, lazeriniai diodai ir šviesos diodai (mėlyni ir violetiniai), lustai, saulės elementai ir kt. Pavyzdžiui, „GaN“ lazerių dėka galima nuskaityti „Blu-Ray“ diskus.

Katalizatoriai

Galio oksidai buvo naudojami tiriant jų katalizę įvairiose didelę pramonę dominančiose organinėse reakcijose. Vieną iš naujesnių galio katalizatorių sudaro jo paties skystis, per kurį išsisklaido kitų metalų atomai, kurie veikia kaip aktyvūs centrai ar vietos.

Pvz., Buvo tiriamas galio-paladžio katalizatorius butano dehidrogenavimo reakcijoje; ty butano pavertimas reaktyvesnėmis nesočiosiomis rūšimis, būtinomis kitiems pramoniniams procesams. Šį katalizatorių sudaro skystas galis, palaikantis paladžio atomus.

Nuorodos

1. Sella Andrea. (2009 m. Rugsėjo 23 d.). Galliumas. Chemijos pasaulis. Atkurta iš: chemistryworld.com
2. Vikipedija. (2019 m.). Galliumas. Atkurta iš: en.wikipedia.org
3. Li, R., Wang, L., Li, L., J., T., Zhao, H., Chapman, KW Liu, H. (2017). Vietinė skysto galio struktūra esant slėgiui. Moksliniai pranešimai, 7 (1), 5666. doi: 10.1038 / s41598-017-05985-8
4. Brahama D. Sharma ir Jerry Donohue. (1962). Galio kristalinės struktūros patobulinimas. Zeitschrift fiir Kristallographie, Bd. 117, S. 293-300.
5. Wang, W., Qin, Y., Liu, X. ir kt. (2011). Galio pasiskirstymas, atsiradimas ir praturtėjimo priežastys anglis iš Jungaro anglių lauko, Vidinės Mongolijos. Mokslas, Kinija, Žemė, Mokslas, 54: 1053. doi.org/10.1007/s11430-010-4147-0
6. Marquesas Miguelis. (sf). Galliumas. Atkurta iš: nautilus.fis.uc.pt
7. Enciklopedijos „Britannica“ redaktoriai. (2018 m. Balandžio 5 d.). Galliumas. „Encyclopædia Britannica“. Atkurta iš: britannica.com
8. Žydi Joshas. (2017 m. Balandžio 3 d.). Galliumas: tirpsta burnoje, o ne rankose! Amerikos mokslo ir sveikatos taryba. Atkurta iš: acsh.org
9. Dr Doug Stewart. (2019 m.). Galliumo elemento faktai. Chemikolas. Atkurta iš: chemicool.com
10. Nacionalinis biotechnologijų informacijos centras. (2019 m.). Galliumas. „PubChem“ duomenų bazė. CID = 5360835. Atkurta iš: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov