ГАЛИЈУМ: СВОЈСТВА, СТРУКТУРА, ДОБИЈАЊЕ, УПОТРЕБЕ - ХЕМИЈА - 2025

Галијум је метални елемент који се представља симболом Га припада групи 13 периодног система. Хемијски је у амфотерици сличан алуминијуму; међутим, оба метала на крају показују својства која их чине разликовима један од другог.

На пример, легуре алуминијума се могу радити како би се добиле све врсте облика; док оне галијума имају врло ниске тачке топљења, које се састоје практично од сребрнастих течности. Такође, талиште галијума је ниже него код алуминијума; први се може растопити од врућине руке, док други не може.

Кристали галијума добијени депоновањем малог фрагмента галијума у ​​пресашћеном раствору (течни галијум). Извор: Максим Биловитскиј

Хемијска сличност галијума и алуминијума их такође геохемички групише; то јест, минерали или стијене богате алуминијумом, као што су боксити, имају значајну концентрацију галијума. Поред овог минералошког извора, постоје још и цинк, олово и угљеник, широко распрострањени по земљиној кори.

Галијум није популарно познати метал. Његово пуко име може евоцирати слику пијетла у уму. У ствари, графички и општи прикази галијума обично се налазе уз слику сребрног пијетла; офарбана течним галијумом, веома влажном супстанцом на стаклу, керамици, па чак и на руци.

Експерименти у којима се комадићи металног галија топе рукама, чести су, као и манипулација течношћу и тенденција да мрље све што додирне.

Иако галијум није токсичан, као ни жива, он уништава метале метала, јер их чини крхким и бескорисним (у првом случају). С друге стране, фармаколошки интервенише у процесима у којима биолошке матрице користе гвожђе.

За оне у свету оптоелектронике и полуводича, галијум ће бити поштован, упоредив са и, можда, супериорнији од самог силицијума. Са друге стране, од галијума су направљени термометри, огледала и предмети на основу њихових легура.

Хемијски, овај метал још увек има пуно тога за понудити; можда у пољу катализе, нуклеарне енергије, у развоју нових полуводичких материјала или "једноставно" у разјашњењу њихове збуњујуће и сложене структуре.

Историја

Предвиђања о његовом постојању

1871. руски хемичар Дмитри Менделеев већ је предвидио постојање елемента чија су својства слична онима алуминијума; коју је назвао екалуминио. Овај елемент се мора налазити одмах испод алуминијума. Менделеев је такође предвидио својства (густину, талиште, формуле његових оксида итд.) Екалуминијума.

Откривање и изолација

Изненађујуће, четири године касније, француски хемичар Паул-Емили Лецок де Боисбаудран, пронашао је нови елемент у узорку схалерита (мешавина цинка), са Пиренеја. Могао је да га открије захваљујући спектроскопској анализи, у којој је посматрао спектар две љубичасте линије које се нису поклапале са спектром другог елемента.

Откривши нови елемент, Лецок је извео експерименте на 430 кг схалерита из кога је успео да изолује 0,65 грама; и после низа мерења његових физичких и хемијских својстава, закључио је да је реч о Менделејевом екалуминијуму.

Да би га изоловао, Лецок је извршио електролизу одговарајућег хидроксида у калијум хидроксиду; вероватно исти онај са којим је растворио сфалерит. Потврђујући да је то екалуминијум, а такође је и његов откривач, дао му је име "галијум" (на енглеском језику галиум). То име је добило од имена 'Галлиа', што на латинском значи Француска.

Међутим, име представља још једну знатижељу: „Лецок“ на француском значи „пијетао“, а на латинском „галлус“. Будући да је метал, „галлус“ је постао „галијум“; иако је на шпанском конверзија много директнија. Стога није случајно што се на пијетао мисли када говори о галијуму.

Физичка и хемијска својства

Изглед и физичке карактеристике

Галијум је сребрнаст метал са мирисом стакластог мириса који има мирисни укус. Чврста супстанца је мека и крхка, а када се ломи чини тако конкоидну; то јест, формирани комади су закривљени, слични морским шкољкама.

Када се растопи, у зависности од угла под којим се гледа, може показати плавкаст сјај. Ова сребрнаста течност није токсична приликом додира; међутим, превише се "залепи" за површине, посебно ако су керамичке или стаклене. На пример, једна кап калијума може пробити унутрашњост стаклене чаше и премазати је сребрним огледалом.

Ако се чврсти фрагмент галијута одложи у течни галијум, он служи као језгро у коме се блистави кристали галијума брзо развијају и расту.

Атомски број (З)

31 ( ₃₁ Га)

Моларна маса

69.723 г / мол

Тачка топљења

29.7646 ° Ц Ову температуру можете постићи ако чврсто држите чашу од галијума две руке док се не растопи.

Тачка кључања

2400 ° Ц. Имајте на уму велики размак између 29.7 ° Ц и 2400 ° Ц; то јест, течни галијум има веома низак притисак паре, а та чињеница га чини једним од елемената са највећом разликом у температури између течног и гасовитог стања.

Густина

-Ат собна температура: 5.91 г / цм ³

- Тачка топљења: 6.095 г / цм ³

Имајте на уму да се иста ствар догађа са галијем као и са водом: густина течности је већа од његове чврсте супстанце. Стога ће ваши кристали лебдети на течном галијуму (галијумски ледени брегови). У ствари, запреминско ширење чврстог материјала је толико (три пута) да је неприкладно чувати течни галијум у посудама које нису направљене од пластике.

Топлина фузије

5,59 кЈ / мол

Топлина испаравања

256 кЈ / мол

Моларни топлотни капацитет

25.86 Ј / (мол К)

Притисак паре

На 1037 ° Ц само течност ствара притисак од 1 Па.

Електронегативност

1,81 по Паулинг-овој скали

Енергије јонизације

-Прво: 578,8 кЈ / мол (Га ⁺ гас)

-Секунда: 1979,3 кЈ / мол (Га ²⁺ гасовити)

-Треће: 2963 кЈ / мол (Га ³⁺ гасовити)

Топлотна проводљивост

40,6 В / (м К)

Електрична отпорност

270 нΩ м на 20 ° Ц

Мохсова тврдоћа

1.5

Вискозност

1,819 цП на 32 ° Ц

Површински напон

709 дин / цм на 30 ºЦ

Амфотерика

Попут алуминијума, и галијум је амфотерни; реагује и са киселинама и са базама. На пример, јаке киселине могу да га растварају да формира галијеве (ИИИ) соли; ако су Х ₂ СО ₄ и ХНО ₃ , Га ₂ (СО ₄ ) ₃ и Га (НО ₃ ) _{3 производе} , респективно. Док се реагује са јаким базама, стварају се галатне соли, са јоном Га (ОХ) ₄ ^- .

Обратите пажњу на сличност између Га (ОХ) ₄ ^- и Ал (ОХ) ₄ ^- (алуминат). Ако се медијуму дода амонијак , формира се галијум (ИИИ) хидроксид, Га (ОХ) ₃ , који је такође амфотерни; када реагује са јаким базама, ствара Га (ОХ) ₄ ^{- опет} , али ако реагује са јаким киселинама, ослобађа комплексни водени ³⁺ .

Реактивност

Метални галијум је релативно инертан на собној температури. Не реагује са ваздухом, јер га танки слој оксида, Га ₂ О ₃ , штити од кисеоника и сумпора. Међутим, када се загрева, оксидација метала се наставља, потпуно претварајући се у његов оксид. А ако сумпор присутан, на високим температурама реагује да се формира Га ₂ С ₃ .

Не постоје само галијум оксиди и сулфиди, већ и фосфиди (ГаП), арсениди (ГаАс), нитриди (ГаН) и антимониди (ГаСб). Таква једињења могу настати директном реакцијом елемената на повишеним температурама или алтернативним синтетским путевима.

Слично томе, галијум може реаговати са халогенима да формира своје одговарајуће халогениде; попут Га ₂ Цл ₆ , ГАФ _3. и Га ₂ И ₃ .

Овај метал, попут алуминијума и његових конгенера (припадници исте групе 13), може ковалентно комуницирати са атомима угљеника да би се произвела органометална једињења. У случају оних са Га-Ц везама, називају се органогалијуми.

Најзанимљивија ствар галијума није било његових претходних хемијских карактеристика, већ његова огромна лакоћа са којом се може легирати (слично као код живе и његовог процеса спајања). Његови Га атоми брзо „трљају рамена“ између металних кристала, што резултира легијом галијума.

Структура и електронска конфигурација

Сложеност

Галијум није само необичан по томе што је метал који се топи уз топлоту длана, већ је његова структура сложена и несигурна.

С једне стране, познато је да његови кристали у нормалним условима усвајају орторомбичну структуру (Га-И); Међутим, ово је само једна од многих могућих фаза овог метала, од којих није прецизиран тачан редослед његових атома. То је, дакле, сложенија структура него што се можда чини на први поглед.

Изгледа да се резултати разликују у зависности од угла или правца у коме се анализира његова структура (анизотропија). Такође, ове структуре су веома подложне најмањим променама температуре или притиска, што значи да се галијум не може дефинисати као једна врста кристала у тренутку интерпретације података.

Димерс

Атоми Га међусобно делују захваљујући металној вези. Међутим, одређени степен Цоваленце је пронађена између два сусједна атома, тако да постојање Га ₂ димера (Га-Га) се претпоставља .

Теоријски, ова ковалентна веза треба да се формира преклапањем 4п орбитале, са јединим електроном према електронској конфигурацији:

3д ¹⁰ 4с ² 4п ¹

Овој мешавини ковалентно-металних интеракција приписује се ниска тачка галијума; јер, иако с једне стране може постојати "море електрона" који држи Га атоме чврсто заједно у кристалу, на другој су структурне јединице састоје од Га ₂ димера , чији интермолекулске интеракције су слаби.

Фазе под високим притиском

Када се притисак повећа са 4 на 6 ГПа, кристали галија пролазе фазне транзиције; од орторомбице прелази у кубно центрирано на телу (Га-ИИ), а одатле коначно прелази у тетрагонално центрирано на телу (Га-ИИИ). У опсегу притиска, могуће је да се формира смеша кристала, што отежава тумачење структура.

Оксидациони бројеви

Најенергичнији електрони су они који се налазе у 4с и 4п орбитали; пошто их има три, очекује се да ће галијум изгубити ако се комбинује са елементима који су више негативни од њега.

Када се то догоди, претпоставља се постојање Га ³⁺ катиона , а каже се да је његов број или оксидационо стање +3 или Га (ИИИ). У ствари, ово је најчешће од свих његових оксидационих бројева. Следећа једињења, на пример, садрже галијум као +3: Га ₂ О ₃ (Га ₂ ³⁺ О ₃ ^2- ), Га ₂ Бр ₆ (Га ₂ ³⁺ Бр ₆ ^- ), Ли ₃ ГаН ₂ (Ли ₃ ⁺ Га ³⁺ Н ₂ ³ ) и Га ₂ Те ₃ (Га ₂³⁺ Те ₃ ² ).

Галијум се такође може наћи са бројевима оксидације +1 и +2; иако су много ређе од +3 (слично као код алуминијума). Примери таквих једињења су ГаЦл (Га ⁺ Цл ^- ), Га ₂ О (Га ₂ ⁺ О ² ) и гас (Га ²⁺ С ^2- ).

Имајте на уму да се увек претпоставља (исправно или не) постојање јона са величином наелектрисања која је идентична разматраном оксидационом броју.

Где се могу наћи и набавити

Узорак минерала галлита, који је редак, али једини са значајном концентрацијом галијума. Извор: Роб Лавински, иРоцкс.цом - ЦЦ-БИ-СА-3.0

Галијум се налази у земљиној кори са обиљем пропорционалним количинама метала кобалта, олова и ниобија. Појављује се као хидратизовани сулфид или оксид, широко распрострањен као нечистоће садржане у другим минералима.

Оксиди и сулфиди су слабо растворљиви у води, па је концентрација галијума у ​​морима и рекама ниска. Даље, једини минерал “богат” галијумом је галлита (ЦуГаС ₂ , горња слика). Међутим, непримјерено је искориштавати кокош да бисте добили овај метал. Мање познат је минерал плумбогумит галијума.

Стога не постоје идеалне руде за овај метал (концентрација већа од 0,1% по маси).

Уместо тога, галијум се добија као нуспроизвод металуршке обраде руда других метала. На пример, може се извући из боксита, цинкових мешалица, алума, угља, галена, пирита, германита итд .; то јест, обично се повезује са алуминијумом, цинком, угљеником, оловом, гвожђем и германијум у различитим минералним телима.

Јон-изменљива хроматографија и електролиза

Када се минерална сировина пробавља или раствара, било у јаком киселом или базичном медијуму, добија се смеша металних јона растворених у води. Како је галијум секундарни производ, његови иони Га ³⁺ остају растворени у смеши након што се таложе метали који су од интереса.

Стога је пожељно одвојити ове Га ³⁺ од осталих јона, са једином сврхом да се повећа њихова концентрација и чистоћа добијеног метала.

За то се поред конвенционалних техника таложења користи и јоно-изменљива хроматографија употребом смоле. Захваљујући овој техници, могуће је одвојити (на пример) Га ³⁺ од Ца ²⁺ или Фе ³⁺ .

Једном када је добијен високо концентровани раствор Га ³⁺ јона , подвргнут је електролизи; то јест, Га ³⁺ прима електроне да би могао да се формира као метал.

Изотопи

Галијум се у природи налази углавном као два изотопа: ⁶⁹ Га, с обиљем од 60,11%; и ⁷¹ Га, са обиљем од 39,89%. Из тог разлога је атомска тежина галијума 69.723 у. Остали изотопи галијума су синтетички и радиоактивни, са атомском масом у распону од ⁵⁶ Га до ⁸⁶ Га.

Ризици

Еколошка и физичка

Са гледишта животне средине, метални галијум није баш реактиван и растворљив у води, тако да његово изливање у теорији не представља озбиљан ризик од контаминације. Даље, није познато какву биолошку улогу може имати у организмима, при чему се већина његових атома излучује у урину, без знакова накупљања у било којем од његових ткива.

За разлику од живе, са галијем се може руковати голим рукама. У ствари, експеримент покушаја да се топи уз топлину руку је прилично уобичајен. Особа може додирнути добијену сребрну течност без страха да ће оштетити или повредити своју кожу; иако на њему оставља сребрну мрљу.

Међутим, гутање може бити токсично, јер би се у теорији растварало у стомаку да би се створио ГаЦл ₃ ; со галијума чији утицаји на организам нису зависни од метала.

Оштећења метала

За галијум је карактеристично да јако мрља или пријања на површине; и ако су металне, он пролази кроз њих и моментално формира легуре. Ова карактеристика могућности легирања са готово свим металима чини неприкладним за проливање течног галијума у ​​било који метални предмет.

Због тога метални предмети рискирају да се разбију на комаде у присуству галијума. Његово дјеловање може бити толико споро и незапажено да доноси непожељна изненађења; нарочито ако је просута по металној столици, која би се могла срушити када неко сједи на њој.

Зато они који желе да се баве галијумом никада га не смеју додиривати у контакт са другим металима. На пример, његова течност је способна да раствара алуминијумску фолију, као и да се продире у кристале индија, гвожђа и коситра, како би их учинили крхким.

Генерално, упркос горе поменутом и чињеници да његове паре готово немају на собној температури, галијум се генерално сматра сигурним елементом са нултом токсичношћу.

Апликације

Термометри

Галинстански термометри. Извор: Гелегенхеитсаутор

Галијум је заменио живу као течност да би се очитале температуре означене термометром. Међутим, тачка топљења од 29,7 ° Ц и даље је висока за ову употребу, због чега у свом металном стању не би било изведиво да се користи у термометрима; уместо тога користи се легура названа Галинстан (Га-Ин-Сн).

Галинстанова легура има талиште око -18 ºЦ, а додата нултоксичност чини је идеалном супстанцом за дизајн медицинских термометра независних од живе. На овај начин, ако би се то покварило, сигурно би се очистили неред; иако би под запрљао подницу због своје способности влажења површина.

Израда огледала

Опет се помиње влажност галијума и његових легура. Када додирне порцуланску површину или стакло, шири се по целој површини све док није потпуно покривена сребрним огледалом.

Поред огледала, легуре галијума се користе за стварање предмета свих облика, пошто се једном охладе, очвршћују. Ово би могло имати велики нанотехнолошки потенцијал: градећи објекте врло малих димензија, који логично дјелују на ниским температурама, и показују јединствена својства на бази галијума.

Рачунари

Термичке пасте које се користе у рачунарским процесорима направљене су од легура галија.

Дрога

Јони Га ³⁺ имају неку сличност са Фе ³⁺ у начину на који интервенирају у метаболичким процесима. Стога, ако постоји функција, паразит или бактерије за које је потребно гвожђе, они могу да се зауставе погрешним коришћењем галијума; такав је случај са псеудомонас бактеријама.

Овде се појављују лекови од галијума, који се једноставно могу састојати од његових анорганских соли или органогалијума. Ла Ганита, трговачки назив за галијум нитрат, Га (НО ₃ ) ₃ , користи се за регулисање високих концентрација калцијума (хиперкалцемије) повезаних са карциномом костију.

Технолошки

Галијум арсенид и нитрид карактеришу полуводичи, који су заменили силицијум у одређеним оптоелектронским апликацијама. Уз њих су произведени транзистори, ласерске диоде и светлеће диоде (плава и љубичаста), чипови, соларне ћелије итд. На пример, захваљујући ГаН ласерима, Блу-Раи дискови се могу читати.

Катализатори

Галијум оксиди су коришћени за проучавање њихове катализе у различитим органским реакцијама од великог индустријског интереса. Један од новијих галијум катализатора састоји се од сопствене течности, преко које се распршују атоми других метала који делују као активни центри или места.

На пример, галијум-паладијум катализатор је проучаван у реакцији дехидрогенирања бутана; то јест претварање бутана у реактивније незасићене врсте, неопходне за остале индустријске процесе. Овај катализатор састоји се од течног галија који делује као ослонац за атоме паладија.

Референце

1. Селла Андреа. (23. септембар 2009). Галијум. Ворлд Цхемистри. Опоравак од: цхемистриворлд.цом
2. Википедиа. (2019). Галијум. Опоравак од: ен.википедиа.орг
3. Ли, Р., Ванг, Л., Ли, Л., Иу, Т., Зхао, Х., Цхапман, КВ Лиу, Х. (2017). Локална структура течног галијума под притиском. Научни извештаји, 7 (1), 5666. дои: 10.1038 / с41598-017-05985-8
4. Брахама Д. Схарма и Јерри Донохуе. (1962). Побољшање кристалне структуре галијума. Зеитсцхрифт фиир Кристаллограпхие, Бд. 117, С. 293-300.
5. Ванг, В., Кин, И., Лиу, Кс. и др. (2011). Узроци дистрибуције, појаве и обогаћивања галија у угљу из угља Јунгар, Унутрашња Монголија. Сци. Кина Земља Сци 54: 1053. дои.орг/10.1007/с11430-010-4147-0
6. Маркуес Мигуел. (сф) Галијум. Опоравак од: наутилус.фис.уц.пт
7. Уредници Енцицлопаедиа Британница. (5. априла 2018.). Галијум. Енцицлопӕдиа Британница. Опоравак од: британница.цом
8. Блоом Јосх. (3. априла 2017). Галијум: Топи се у устима, а не у рукама! Амерички савет за науку и здравље. Опоравак од: ацсх.орг
9. Др Доуг Стеварт. (2019). Чињенице о елементу галијума. Цхемицоол. Опоравак од: цхемицоол.цом
10. Национални центар за информације о биотехнологији. (2019). Галијум. ПубЦхем база података. ЦИД = 5360835. Опоравак од: пубцхем.нцби.нлм.них.гов