Gallium - Gallium
 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Gallium | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Uttale |
/ Ɡ æ l i ə m / ( GAL -ee-əm ) |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Utseende | sølvblå | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Standard atomvekt A r, std (Ga) | 69.723 (1) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Gallium i det periodiske systemet | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomnummer ( Z ) | 31 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Gruppe | gruppe 13 (borgruppe) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Periode | periode 4 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Blokkere | p-blokk | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektronkonfigurasjon | [ Ar ] 3d 10 4s 2 4p 1 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektroner per skall | 2, 8, 18, 3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Fysiske egenskaper | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Fase ved STP | fast | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Smeltepunkt | 302.9146 K (29.7646 ° C, 85.5763 ° F) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Kokepunkt | 2673 K (2400 ° C, 4352 ° F) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Tetthet (nær rt ) | 5,91 g / cm 3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| når den er flytende (ved mp ) | 6,095 g/cm 3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Fusjonsvarme | 5,59 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Fordampningsvarme | 256 kJ/mol | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Molar varmekapasitet | 25,86 J/(mol · K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Damptrykk
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomiske egenskaper | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Oksidasjonstilstander | −5, −4, −3, −2, −1, +1, +2, +3 (et amfotært oksid) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektronegativitet | Pauling -skala: 1,81 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Ioniseringsenergier | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomradius | empirisk: 135 pm | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Kovalent radius | 122 ± 15.00 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Van der Waals radius | 187.00 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Andre eiendommer | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Naturlig forekomst | opprinnelig | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Krystallstruktur | orthorhombisk |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Lydhastighet tynn stang | 2740 m/s (ved 20 ° C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Termisk ekspansjon | 18 µm/(m⋅K) (ved 25 ° C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Termisk ledningsevne | 40,6 W/(m⋅K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektrisk motstand | 270 nΩ⋅m (ved 20 ° C) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Magnetisk bestilling | diamagnetisk | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Molær magnetisk følsomhet | −21,6 × 10 −6 cm 3 /mol (ved 290 K) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Youngs modul | 9,8 GPa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Poisson -forhold | 0,47 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Mohs hardhet | 1.5 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Brinell hardhet | 56,8–68,7 MPa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| CAS -nummer | 7440-55-3 | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Historie | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Navngivning | etter Gallia (latin for: Frankrike), oppdagerens hjemland | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Prediksjon | Dmitri Mendeleev (1871) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| Oppdagelse og første isolasjon | Lecoq de Boisbaudran (1875) | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| De viktigste isotoper av gallium | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Gallium er et kjemisk element med symbolet Ga og atomnummer 31. Oppdaget av den franske kjemikeren Paul-Èmile Lecoq De Boisbaudran i 1875, er Gallium i gruppe 13 i det periodiske systemet, og har likheter med de andre metallene i gruppen ( aluminium , indium og tallium ).
Elemental gallium er et mykt, sølvaktig metall ved standard temperatur og trykk . I flytende tilstand blir det sølvhvitt. Hvis det brukes for mye kraft, kan gallium bryte konkoidalt . Siden oppdagelsen i 1875 har gallium blitt mye brukt til å lage legeringer med lave smeltepunkter. Det brukes også i halvledere , som et dopemiddel i halvledersubstrater.
Smeltepunktet for gallium brukes som et temperaturreferansepunkt. Galliumlegeringer brukes i termometre som et giftfritt og miljøvennlig alternativ til kvikksølv, og tåler høyere temperaturer enn kvikksølv. Et enda lavere smeltepunkt på −19 ° C (−2 ° F), godt under vannets frysepunkt, kreves for legeringen galinstan (62 – 95% gallium, 5 – 22% indium og 0 – 16 vektprosent tinn ), men det kan være frysepunktet med effekten av superkjøling .
Gallium forekommer ikke som et fritt element i naturen, men som gallium (III) -forbindelser i spormengder i sinkmalm (som sphaleritt ) og i bauxitt . Elementær gallium er en væske ved temperaturer over 29,76 ° C (85,57 ° F), og vil smelte i en persons hender ved normal menneskelig kroppstemperatur på 37,0 ° C (98,6 ° F).
Gallium brukes hovedsakelig innen elektronikk . Gallium arsenid , den primære kjemiske forbindelsen til gallium i elektronikk, brukes i mikrobølge kretser, høyhastighets koblingskretser og infrarøde kretser. Halvledende galliumnitrid og indiumgalliumnitrid produserer blå og fiolette lysemitterende dioder (LED) og diodelasere . Gallium brukes også i produksjonen av kunstig gadolinium gallium granat til smykker. Gallium regnes som et teknologikritisk element av United States National Library of Medicine and Frontiers Media .
Gallium har ingen kjent naturlig rolle i biologien. Gallium (III) oppfører seg på samme måte som ferri -salter i biologiske systemer og har blitt brukt i noen medisinske applikasjoner, inkludert legemidler og radiofarmaka .
Fysiske egenskaper
Elementær gallium finnes ikke i naturen, men det oppnås lett ved smelting . Veldig rent gallium er et sølvblått metall som brytes konkoidalt som glass . Galliumvæske ekspanderer med 3,10% når den størkner; Derfor bør den ikke oppbevares i glass- eller metallbeholdere fordi beholderen kan gå i stykker når galliumet endrer tilstand. Gallium deler flytende tilstand med høyere tetthet med en kort liste over andre materialer som inkluderer vann , silisium , germanium , vismut og plutonium .
Gallium angrep fleste andre metaller ved å diffundere inn i metallet gitter . For eksempel, diffunderer det inn i korngrensene av aluminium - sink -legeringer og stål , noe som gjør dem svært sprø. Gallium lett legeringer med mange metaller, og blir brukt i små mengder i plutonium-gallium-legering i plutonium kjernene i atombomber for å stabilisere plutonium krystallstruktur.
Den smeltepunkt av gallium, ved 302.9146 K (29,7646 ° C, 85,5763 ° F), er like over værelsetemperatur, og er omtrent den samme som den gjennomsnittlige sommer dagtid temperaturer på jordens midlere breddegrader. Dette smeltepunktet (mp) er et av de formelle temperaturreferansepunktene i den internasjonale temperaturskalaen fra 1990 (ITS-90) etablert av International Bureau of Weights and Measures (BIPM). Den trippelpunktet av gallium, 302.9166 K (29,7666 ° C, 85,5799 ° F), blir brukt av det amerikanske National Institute of Standards and Technology (NIST) i preferanse til smeltepunktet.
Smeltepunktet for gallium lar det smelte i menneskehånden, og deretter størkne hvis det fjernes. Det flytende metallet har en sterk tendens til å avkjøle under smeltepunktet / frysepunktet : Ga nanopartikler kan holdes i flytende tilstand under 90 K. Frø med en krystall hjelper til med å starte frysing. Gallium er et av de fire ikke-radioaktive metallene (med cesium , rubidium og kvikksølv ) som er kjent for å være flytende ved eller i nærheten av normal romtemperatur. Av de fire, er gallium den eneste som verken er svært reaktive (rubidium og cesium) eller svært toksisk (kvikksølv) og kan derfor brukes i metall-på-glass med høy temperatur termometre . Det er også kjent for å ha et av de største væskeområdene for et metall, og for å ha (i motsetning til kvikksølv) et lavt damptrykk ved høye temperaturer. Galliums kokepunkt, 2673 K, er mer enn åtte ganger høyere enn smeltepunktet på den absolutte skalaen , det største forholdet mellom smeltepunkt og kokepunkt for et hvilket som helst element. I motsetning til kvikksølv, væter galliummetall fukt og glass sammen med de fleste andre materialer (med unntak av kvarts, grafitt og teflon ), noe som gjør det mekanisk vanskeligere å håndtere selv om det er vesentlig mindre giftig og krever langt færre forhåndsregler. Gallium malt på glass er et strålende speil. Av denne grunn, i tillegg til problemer med metallforurensning og fryse-ekspansjon, leveres prøver av galliummetall vanligvis i polyetylenpakker i andre beholdere.
| Eiendom | en | 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 krystalliserer ikke i noen av de enkle krystallstrukturene . Den stabile fasen under normale forhold er ortorombisk med 8 atomer i den konvensjonelle enhetscellen . Innenfor en enhetscelle har hvert atom bare en nærmeste nabo (i en avstand på 244 pm ). De resterende seks enhetscelle -naboene er 27, 30 og 39 pm lenger unna, og de er gruppert i par med samme avstand. Mange stabile og metastabile faser finnes som funksjon av temperatur og trykk.
Bindingen mellom de to nærmeste naboene er kovalent ; derfor blir Ga 2 -dimere sett på som de grunnleggende byggesteinene i krystallet. Dette forklarer det lave smeltepunktet i forhold til naboelementene, aluminium og indium. Denne strukturen er påfallende lik den for jod og kan dannes på grunn av interaksjoner mellom de enkelte 4p -elektronene med galliumatomer, lenger borte fra kjernen enn 4 -tallets elektroner og [Ar] 3d 10 -kjernen. Dette fenomenet gjentar seg med kvikksølv med sin "pseudo-edelgass" [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 elektronkonfigurasjon, som er flytende ved romtemperatur. 3D -10 -elektronene beskytter ikke de ytre elektronene særlig godt fra kjernen, og derfor er den første ioniseringsenergien til gallium større enn for aluminium. Ga 2- dimerer vedvarer ikke i flytende tilstand og flytende gallium viser en kompleks lavkoordinert struktur der hvert galliumatom er omgitt av 10 andre, sammenlignet med verdier på 11-12 som er typiske for de fleste flytende metaller.
De fysiske egenskapene til gallium er sterkt anisotrope, dvs. har forskjellige verdier langs de tre store krystallografiske aksene a , b og c (se tabell), noe som gir en signifikant forskjell mellom de lineære (α) og volum termiske ekspansjonskoeffisientene . Egenskapene til gallium er sterkt temperaturavhengige, spesielt nær smeltepunktet. For eksempel øker termisk ekspansjonskoeffisient med flere hundre prosent ved smelting.
Isotoper
Gallium har 31 kjente isotoper, i massetall fra 56 til 86. Bare to isotoper er stabile og forekommer naturlig, gallium-69 og gallium-71. Gallium-69 er mer rikelig: den utgjør omtrent 60,1% av naturlig gallium, mens gallium-71 utgjør de resterende 39,9%. Alle de andre isotopene er radioaktive, med gallium-67 som lengst levetid (halveringstid 3,261 dager). Isotoper lettere enn gallium-69 henfaller vanligvis gjennom beta pluss henfall (positronemisjon) eller elektronfangst til isotoper av sink , selv om de færreste (med massetall 56 til 59) henfaller gjennom rask protonemisjon . Isotoper tyngre enn gallium-71 forfall gjennom beta minus forfall (elektronemisjon), muligens med forsinket nøytronemisjon , til isotoper av germanium , mens gallium-70 kan forfalle gjennom både beta minus forfall og elektronfangst. Gallium-67 er unikt blant lysisotopene ved å ha bare elektronfangst som forfallsmodus, ettersom forfallsenergien ikke er tilstrekkelig til å tillate positronemisjon. Gallium-67 og gallium-68 (halveringstid 67,7 min) brukes begge i nukleærmedisin.
Kjemiske egenskaper
Gallium finnes hovedsakelig i +3 oksidasjonstilstanden . Oksidasjonstilstanden +1 finnes også i noen forbindelser, selv om det er mindre vanlig enn det er for galliums tyngre kongenere indium og thallium . For eksempel, den meget stabil GaCl 2 inneholder både gallium (I) og gallium (III), og kan bli formulert som Ga jeg Ga III Cl 4 ; derimot er monokloridet ustabilt over 0 ° C, og står i proporsjonalitet til elementært gallium og gallium (III) klorid. Forbindelser som inneholder Ga -Ga -bindinger er sanne gallium (II) forbindelser, for eksempel GaS (som kan formuleres som Ga 2 4+ (S 2− ) 2 ) og dioksankomplekset Ga 2 Cl 4 (C 4 H 8 O 2 ) 2 .
Vandig kjemi
Sterke syrer oppløser gallium og danner gallium (III) salter som Ga (NO
3)
3(galliumnitrat). Vandige oppløsninger av gallium (III) salter inneholder det hydratiserte galliumionet, [Ga (H
2O)
6]3+
. Gallium (III) hydroksid , Ga (OH)
3, kan utfelles fra gallium (III) -løsninger ved tilsetning av ammoniakk . Dehydrerende Ga (OH)
3 ved 100 ° C produserer galliumoksidhydroksid, GaO (OH).
Alkaliske hydroksider løsninger oppløse gallium, danner gallate salter (som ikke må forveksles med identisk navngitte gallussyre salter) inneholdende Ga (OH)-
4anion. Galliumhydroksid, som er amfotert , oppløses også i alkali for å danne gallatsalter. Selv om tidligere arbeid antydet Ga (OH)3−
6 som en annen mulig gallateanion, ble den ikke funnet i senere arbeider.
Oksider og kalkogenider
Gallium reagerer med kalkogenene bare ved relativt høye temperaturer. Ved romtemperatur er galliummetall ikke reaktivt med luft og vann fordi det danner et passivt , beskyttende oksidlag . Ved høyere temperaturer reagerer den imidlertid med oksygen i atmosfæren for å danne gallium (III) oksid , Ga
2O
3. Redusere Ga
2O
3med elementært gallium i vakuum ved 500 ° C til 700 ° C gir det mørkebrune gallium (I) oksidet , Ga
2O . Ga
2O er et veldig sterkt reduksjonsmiddel , i stand til å redusere H
2SÅ
4til H.
2S . Det disproportionerer ved 800 ° C tilbake til gallium og Ga
2O
3.
Gallium (III) sulfid , Ga
2S
3, har 3 mulige krystallmodifikasjoner. Det kan lages ved omsetning av gallium med hydrogensulfid ( H
2S ) ved 950 ° C. Alternativt, Ga (OH)
3 kan brukes ved 747 ° C:
- 2 Ga (OH)
3+ 3 H
2S → Ga
2S
3+ 6 H
2O
Reaksjon av en blanding av alkalimetallkarbonater og Ga
2O
3med H.
2S fører til dannelse av tiogallater som inneholder [Ga
2S
4]2−
anion. Sterke syrer bryter ned disse saltene og frigjør H
2S i prosessen. Kvikksølvsaltet, HgGa
2S
4, kan brukes som fosfor .
Gallium danner også sulfider i lavere oksidasjonstilstander, for eksempel gallium (II) sulfid og det grønne gallium (I) sulfid , hvorav sistnevnte produseres fra førstnevnte ved oppvarming til 1000 ° C under en strøm av nitrogen.
De andre binære kalkogenidene, Ga
2Se
3og Ga
2Te
3, har den sinkblende strukturen. De er alle halvledere, men er lett hydrolyserte og har begrenset nytteverdi.
Nitrider og pnictider
_2%22_wafer.jpg)
Gallium reagerer med ammoniakk ved 1050 ° C for å danne galliumnitrid , GaN. Gallium danner også binære forbindelser med fosfor , arsen og antimon : galliumfosfid (GaP), galliumarsenid (GaAs) og galliumantimonid (GaSb). Disse forbindelsene har samme struktur som ZnS , og har viktige halvledende egenskaper. GaP, GaAs og GaSb kan syntetiseres ved direkte reaksjon av gallium med elementært fosfor, arsen eller antimon. De viser høyere elektrisk ledningsevne enn GaN. GaP kan også syntetiseres ved å reagere Ga
2O med fosfor ved lave temperaturer.
Gallium danner ternære nitrider ; for eksempel:
-
Li
3Ga + N.
2→ Li
3GaN
2
Lignende forbindelser med fosfor og arsen er mulige: Li
3Mellomrom
2og Li
3GaAs
2. Disse forbindelsene hydrolyseres lett av fortynnede syrer og vann.
Halider
Gallium (III) oksid reagerer med fluoreringsmidler som HF eller F
2for å danne gallium (III) fluor , GaF
3. Det er en ionisk forbindelse sterkt uløselig i vann. Den oppløses imidlertid i flussyre , der den danner et addukt med vann, GaF
3· 3H
2O . Forsøk på å dehydrere dette adduktet danner GaF
2OH · n H
2O . Adduktet reagerer med ammoniakk for å danne GaF
3· 3NH
3, som deretter kan varmes opp for å danne vannfritt GaF
3.
Galliumtriklorid dannes ved reaksjon av galliummetall med klorgass . I motsetning til trifluoridet eksisterer gallium (III) klorid som dimere molekyler, Ga
2Cl
6, med et smeltepunkt på 78 ° C. Ekvivalente forbindelser dannes med brom og jod, Ga
2Br
6og Ga
2Jeg
6.
I likhet med den andre gruppen 13 trihalider, er gallium (III) halogenider Lewis -syrer , som reagerer som halogenidakseptorer med alkalimetallhalogenider for å danne salter som inneholder GaX-
4anioner, der X er et halogen. De reagerer også med alkylhalogenider for å danne karbokationer og GAX-
4.
Ved oppvarming til høy temperatur reagerer gallium (III) halogenider med elementært gallium for å danne de respektive gallium (I) halogenidene. For eksempel GaCl
3reagerer med Ga for å danne GaCl :
- 2 Ga + GaCl
3 Ga 3 GaCl (g)
Ved lavere temperaturer skifter likevekten mot venstre og GaCl disproportioneres tilbake til elementært gallium og GaCl
3. GaCl kan også produseres ved å reagere Ga med HCl ved 950 ° C; produktet kan kondenseres som et rødt fast stoff.
Gallium (I) -forbindelser kan stabiliseres ved å danne addukter med Lewis -syrer. For eksempel:
- GaCl + AlCl
3→ Ga+
[AlCl
4]-
De såkalte "gallium (II) halogenider", GaX
2, er faktisk addukter av gallium (I) halogenider med de respektive gallium (III) halogenider, som har strukturen Ga+
[GaX
4]-
. For eksempel:
- GaCl + GaCl
3→ Ga+
[GaCl
4]-
Hydrider
I likhet med aluminium danner gallium også et hydrid , GaH
3, kjent som gallan , som kan produseres ved å reagere litiumgallanat ( LiGaH
4) med gallium (III) klorid ved -30 ° C:
- 3 LiGaH
4+ GaCl
3→ 3 LiCl + 4 GaH
3
I nærvær av dimetyleter som løsningsmiddel, GaH
3polymeriserer til (GaH
3)
n. Hvis det ikke brukes noe løsningsmiddel, vil dimeren Ga
2H
6( digallane ) dannes som en gass. Strukturen ligner på diboran , og har to hydrogenatomer som bygger bro mellom de to galliumsentrene, i motsetning til α- AlH
3 der aluminium har et koordinasjonsnummer på 6.
Gallane er ustabil over −10 ° C, dekomponerer til elementært gallium og hydrogen .
Organogalliumforbindelser
Organogalliumforbindelser har lignende reaktivitet som organoindiumforbindelser, mindre reaktive enn organoaluminiumforbindelser, men mer reaktive enn organothalliumforbindelser. Alkylgallium er monomere. Lewis surhet reduseres i rekkefølgen Al> Ga> In og som et resultat danner organogalliumforbindelser ikke brodimerer som organoaluminiumforbindelser gjør. Organogalliumforbindelser er også mindre reaktive enn organoaluminiumforbindelser. De danner stabile peroksider. Disse alkylgalliumene er væsker ved romtemperatur, har lave smeltepunkter og er ganske mobile og brannfarlige. Trifenylgallium er monomert i oppløsning, men krystallene danner kjedestrukturer på grunn av svake intermolekylære Ga ··· C -interaksjoner.
Galliumtriklorid er et vanlig startreagens for dannelse av organogalliumforbindelser, for eksempel i karbogalleringsreaksjoner . Gallium-klorid reagerer med litium- cyklopentadienid i dietyleter for å danne den trigonale plane gallium cyklopentadienyl kompleks GACP 3 . Gallium (I) danner komplekser med arene ligander som heksametylbenzen . Fordi denne liganden er ganske omfangsrik, er strukturen til [Ga (η 6 -C 6 Me 6 )] + + for en halv sandwich . Mindre omfangsrike ligander som mesitylene gjør at to ligander kan festes til det sentrale galliumatomet i en bøyd sandwichstruktur. Benzen er enda mindre voluminøs og tillater dannelse av dimerer: et eksempel er [Ga (η 6 -C 6 H 6 ) 2 ] [GaCl 4 ] · 3C 6 H 6 .
Historie
I 1871 ble eksistensen av gallium først spådd av den russiske kjemikeren Dmitri Mendeleev , som kalte den " eka-aluminium " fra sin posisjon i sitt periodiske system . Han spådde også flere egenskaper av eka-aluminium som samsvarer tett med de virkelige egenskapene til gallium, for eksempel dens tetthet , smeltepunkt , oksydkarakter og binding i klorid.
Sammenligning mellom Mendelejevs spådommer fra 1871 og de kjente egenskapene til gallium Eiendom Mendelejevs spådommer Faktiske eiendommer Atomvekt ~ 68 69.723 Tetthet 5,9 g / cm 3 5,904 g / cm 3 Smeltepunkt Lav 29,767 ° C Formel av oksid M 2 O 3 Ga 2 O 3 Tetthet av oksid 5,5 g / cm 3 5,88 g / cm 3 Hydroksydets art amfoterisk amfoterisk
Mendeleev spådde videre at eka-aluminium ville bli oppdaget ved hjelp av spektroskopet , og at metallisk eka-aluminium ville oppløses sakte i både syrer og alkalier og ikke ville reagere med luft. Han har også spådd at M 2 O 3 ville oppløses i syre for å gi MX 3 salter, dvs. eka- aluminiumsalter kan danne basiske salter, som eka- aluminiumsulfat bør danne alums , og det vannfrie MCL 3 bør ha en større flyktighet enn ZnC 2 : alle disse spådommene viste seg å være sanne.
Gallium ble oppdaget ved hjelp av spektroskopi av den franske kjemikeren Paul Emile Lecoq de Boisbaudran i 1875 fra det karakteristiske spekteret (to fiolette linjer) i en prøve av sphaleritt . Senere samme år oppnådde Lecoq det frie metallet ved elektrolyse av hydroksidet i kaliumhydroksydoppløsning .
Han kalte elementet "gallia", fra latin Gallia som betyr Gallia , etter hjemlandet Frankrike. Det ble senere hevdet at han i et flerspråklig ordspill av et slag foretrukket av vitenskapsmenn på 1800 -tallet, også hadde oppkalt gallium etter seg selv: "Le coq" er fransk for " hanen " og det latinske ordet "hane" er " gallus ". I en artikkel fra 1877 benektet Lecoq denne formodningen.
Opprinnelig de Boisbaudran bestemmes tettheten av gallium som 4,7 g / cm 3 , den eneste eiendommen som ikke klarte å matche Mendelejev spådommer; Mendeleev skrev deretter til ham og foreslo at han skulle måle tettheten på nytt, og de Boisbaudran oppnådde deretter den riktige verdien på 5,9 g/cm 3 , som Mendeleev hadde spådd nøyaktig.
Fra oppdagelsen i 1875 til en periode med halvledere, var den primære bruken av gallium termometri med høy temperatur og metallegeringer med uvanlige egenskaper ved stabilitet eller lett smelting (noen slike er flytende ved romtemperatur).
Utviklingen av galliumarsenid som en direkte bandgap -halvleder på 1960 -tallet innledet det viktigste stadiet i anvendelsene av gallium. I 1978 brukte elektronikkindustrien gallium til å fremstille lysdioder, solceller og halvledere, mens metallvirksomheten brukte det, for å redusere smeltepunktet for legeringer .
Hendelse
Gallium eksisterer ikke som et fritt element i jordskorpen, og de få mineralene med høyt innhold, som gallitt (CuGaS 2 ), er for sjeldne til å fungere som en primær kilde. Mengden i jordskorpen er omtrent 16,9 ppm . Dette er sammenlignbart med jordskorpens overflod av bly , kobolt og niob . I motsetning til disse elementene danner gallium imidlertid ikke sine egne malmforekomster med konsentrasjoner> 0,1 vekt% i malm. Snarere forekommer det ved sporkonsentrasjoner som ligner skorpeverdien i sinkmalm, og ved noe høyere verdier (~ 50 ppm) i aluminiummalm, hvorav begge blir ekstrahert som et biprodukt. Denne mangelen på uavhengige forekomster skyldes galliums geokjemiske oppførsel, og viser ingen sterk berikelse i prosessene som er relevante for dannelsen av de fleste malmforekomster.
De USA Geological Survey (USGS) anslår at mer enn 1 million tonn gallium inngår i kjente reserver av bauxitt og sink malm. Noen kull røykstøv inneholde små mengder gallium, typisk mindre enn 1 vekt%. Imidlertid kan disse mengdene ikke utvinnes uten utvinning av vertsmaterialene (se nedenfor). Dermed bestemmes tilgjengeligheten av gallium grunnleggende av hastigheten som bauxitt, sinkmalm (og kull) ekstraheres med.
Produksjon og tilgjengelighet
Gallium produseres utelukkende som et biprodukt under behandlingen av malmer av andre metaller. Hovedkildematerialet er bauxitt , hovedmalmen for aluminium , men mindre mengder blir også ekstrahert fra sulfidisk sinkmalm ( sphaleritt er det viktigste vertsmineralet). Tidligere var visse kull en viktig kilde.
Under behandlingen av bauxitt til aluminiumoksyd i Bayer -prosessen akkumuleres gallium i natriumhydroksidluten . Fra dette kan det trekkes ut med en rekke metoder. Den siste er bruken av ionebytterharpiks . Oppnåelig ekstraksjonseffektivitet avhenger kritisk av den opprinnelige konsentrasjonen i fôrbauxitt. Ved en typisk fôrkonsentrasjon på 50 ppm kan ca. 15% av det inneholdte gallium ekstraheres. Resten rapporterer til de røde gjørmene og aluminiumhydroksidstrømmene . Gallium fjernes fra ionebytterharpiksen i oppløsning. Elektrolyse gir deretter galliummetall. For halvlederbruk blir det ytterligere renset med sonesmelting eller enkeltkrystallekstraksjon fra en smelte ( Czochralski-prosess ). Renhet på 99,9999% oppnås rutinemessig og er kommersielt tilgjengelig.
Dens biproduktstatus betyr at galliumproduksjonen begrenses av mengden bauxitt, sulfidisk sinkmalm (og kull) som utvinnes per år. Derfor må tilgjengeligheten diskuteres når det gjelder tilbudspotensial. Tilførselspotensialet til et biprodukt er definert som den mengden som økonomisk kan utvinnes fra vertsmaterialene per år under dagens markedsforhold (dvs. teknologi og pris). Reserver og ressurser er ikke relevante for biprodukter, siden de ikke kan utvinnes uavhengig av hovedproduktene. Nylige estimater setter forsyningspotensialet for gallium til minimum 2100 t/år fra bauxitt, 85 t/år fra sulfidisk sinkmalm og potensielt 590 t/år fra kull. Disse tallene er betydelig større enn dagens produksjon (375 tonn i 2016). Dermed vil store fremtidige økninger i biproduktproduksjonen av gallium være mulig uten vesentlige økninger i produksjonskostnader eller pris. Gjennomsnittsprisen for lavkvalitets gallium var $ 120 per kilo i 2016 og $ 135–140 per kilo i 2017.
I 2017 var verdens produksjon av lavkvalitets gallium ca. 315 tonn-en økning på 15% fra 2016. Kina, Japan, Sør-Korea, Russland og Ukraina var de ledende produsentene, mens Tyskland opphørte primærproduksjonen av gallium i 2016. Utbyttet av gallium med høy renhet var ca. 180 tonn, hovedsakelig fra Kina, Japan, Slovakia, Storbritannia og USA. Den årlige årlige produksjonskapasiteten i 2017 ble estimert til 730 tonn for lav kvalitet og 320 tonn for raffinert gallium.
Kina produserte ca. 250 tonn gallium av lav kvalitet i 2016 og ca. 300 tonn i 2017. Det sto også for mer enn halvparten av den globale LED -produksjonen.
applikasjoner
Halvlederapplikasjoner dominerer den kommersielle etterspørselen etter gallium, og står for 98% av totalen. Den neste store søknaden er for gadolinium gallium granater .
Halvledere
Ekstremt høy renhet (> 99,9999%) gallium er kommersielt tilgjengelig for å betjene halvlederindustrien. Galliumarsenid (GaAs) og galliumnitrid (GaN) brukt i elektroniske komponenter representerte omtrent 98% av galliumforbruket i USA i 2007. Omtrent 66% av halvledergallium brukes i USA i integrerte kretser (for det meste galliumarsenid), for eksempel produksjon av ultrahøyhastighets logikkbrikker og MESFET-er for støyfrie mikrobølgeovnforforsterkere i mobiltelefoner. Omtrent 20% av dette galliumet brukes i optoelektronikk .
På verdensbasis utgjør galliumarsenid 95% av det årlige globale galliumforbruket. Det utgjorde 7,5 milliarder dollar i 2016, med 53% fra mobiltelefoner, 27% fra trådløs kommunikasjon og resten fra bil-, forbruker-, fiberoptiske og militære applikasjoner. Den siste økningen i GaAs -forbruk er hovedsakelig relatert til fremveksten av 3G- og 4G -smarttelefoner , som bruker 10 ganger flere GaA -er enn eldre modeller.
Galliumarsenid og galliumnitrid finnes også i en rekke optoelektroniske enheter som hadde en markedsandel på 15,3 milliarder dollar i 2015 og 18,5 milliarder dollar i 2016. Aluminiumgalliumarsenid (AlGaAs) brukes i infrarøde laserdioder med høy effekt. Halvlederne galliumnitrid og indium galliumnitrid brukes i blå og fiolette optoelektroniske enheter, for det meste laserdioder og lysemitterende dioder . For eksempel brukes galliumnitrid 405 nm diodelasere som en fiolett lyskilde for Blu-ray Disc -disker med høyere tetthet .
Andre viktige anvendelser av galliumnitrid er kabel -TV -overføring, kommersiell trådløs infrastruktur, kraftelektronikk og satellitter. Bare markedet for GaN -radiofrekvensenheter ble estimert til 370 millioner dollar i 2016 og 420 millioner dollar i 2016.
Flerfunksjonelle fotovoltaiske celler , utviklet for satellittkraftapplikasjoner , er laget av molekylær stråle- epitaksi eller metallorganisk dampfase-epitakse av tynne filmer av galliumarsenid, indiumgalliumfosfid eller indiumgalliumarsenid . De Mars Exploration Rover og flere satellitter bruker trippel-krysset galliumarsenid på germanium celler. Gallium er også en komponent i fotovoltaiske forbindelser (for eksempel kobberindiumgalliumseleniumsulfid Cu (In, Ga) (Se, S)
2) brukt i solcellepaneler som et kostnadseffektivt alternativ til krystallinsk silisium .
Galinstan og andre legeringer
.jpg)
Gallium lett legeringer med de fleste metaller, og brukes som en ingrediens i lavtsmeltende legeringer . Den nesten eutektiske legeringen av gallium, indium og tinn er en romtemperaturvæske som brukes i medisinske termometre. Denne legeringen, med handelsnavnet Galinstan (med "-stanen" som refererer til tinnet, stannum på latin), har et lavt frysepunkt på -19 ° C (-2,2 ° F). Det har blitt antydet at denne familien av legeringer også kan brukes til å avkjøle databrikker i stedet for vann, og brukes ofte som erstatning for termisk pasta i høyytelsesdatamaskin. Galliumlegeringer har blitt evaluert som erstatninger for kvikksølv dental amalgam , men disse materialer har ennå å se bred aksept.
Fordi gallium fukter glass eller porselen , kan gallium brukes til å lage strålende speil . Når fuktingsvirkningen av galliumlegeringer ikke er ønsket (som i Galinstan glasstermometre), må glasset beskyttes med et gjennomsiktig lag med gallium (III) oksid .
Den plutonium som brukes i kjernevåpen groper er stabilisert i den δ fase og laget kan maskineres ved å legere med gallium .
Biomedisinske applikasjoner
Selv om gallium ikke har noen naturlig funksjon i biologien, interagerer galliumioner med prosesser i kroppen på en måte som ligner jern (III) . Fordi disse prosessene inkluderer betennelse , en markør for mange sykdomstilstander, brukes flere galliumsalter (eller er under utvikling) som legemidler og radiofarmaka i medisin. Interessen for kreftegenskapene til gallium dukket opp da det ble oppdaget at 67 Ga (III) sitrat injisert i svulstbærende dyr lokalisert til svulststeder. Kliniske studier har vist at galliumnitrat har antineoplastisk aktivitet mot ikke-Hodgkins lymfom og urotelceller. En ny generasjon gallium-ligandkomplekser som tris (8-kinolinolato) gallium (III) (KP46) og galliummaltolat har dukket opp. Galliumnitrat (merkenavn Ganite) har blitt brukt som et intravenøst legemiddel for å behandle hyperkalsemi forbundet med tumormetastase i bein. Gallium antas å forstyrre osteoklastfunksjonen , og behandlingen kan være effektiv når andre behandlinger har mislyktes. Galliummaltolat , en oral, svært absorberbar form av gallium (III) -ion, er et antiproliferativt middel mot patologisk prolifererende celler, spesielt kreftceller og noen bakterier som godtar det i stedet for jern (Fe 3+ ). Forskere utfører kliniske og prekliniske studier på denne forbindelsen som en potensiell behandling for en rekke kreftformer, smittsomme sykdommer og inflammatoriske sykdommer.
Når galliumioner ved en feiltakelse tas opp i stedet for jern (III) av bakterier som Pseudomonas , forstyrrer ionene respirasjonen, og bakteriene dør. Dette skjer fordi jern er redoks-aktivt, noe som tillater overføring av elektroner under respirasjon, mens gallium er redoks-inaktivt.
En kompleks amin - fenol Ga (III) forbindelse MR045 er selektivt giftig for parasitter som er resistente mot klorokin , et vanlig stoff mot malaria . Både Ga (III) -komplekset og klorokin virker ved å hemme krystallisering av hemozoin , et avhendingsprodukt dannet ved fordøyelse av blod av parasittene.
Radiogallium salter
Gallium-67 salter, så som gallium citrat og gallium- nitrat anvendes som radiofarmasøytiske midler i nukleærmedisin avbildnings kjent som gallium skanning . Den radioaktive isotopen 67 Ga brukes, og forbindelsen eller saltet av gallium er uviktig. Kroppen håndterer Ga 3+ på mange måter som om det var Fe 3+ , og ionet er bundet (og konsentrerer) i områder med betennelse, for eksempel infeksjon, og i områder med rask celledeling. Dette gjør at slike steder kan avbildes med kjernefysiske skanneteknikker.
Gallium-68 , en positronemitter med en halveringstid på 68 min, brukes nå som et diagnostisk radionuklid i PET-CT når det er knyttet til farmasøytiske preparater som DOTATOC , en somatostatinanalog som brukes til undersøkelse av nevroendokrine svulster , og DOTA-TATE , en nyere, brukt til nevroendokrine metastaser og nevroendokrin kreft i lungene, for eksempel visse typer mikrocytom . Gallium-68s preparat som et legemiddel er kjemisk, og radionuklidet ekstraheres ved eluering fra germanium-68, en syntetisk radioisotop av germanium , i gallium-68 generatorer .
Andre bruksområder
| Farer | |
|---|---|
| GHS -piktogrammer |
|
| GHS Signalord | Fare |
| H290 , H318 | |
| P280 , P305 , P351 , P338 , P310 | |
| NFPA 704 (branndiamant) | |
Gallium brukes til nøytrino -deteksjon. Muligens den største mengden rent gallium som noen gang er samlet på et enkelt sted, er Gallium-Germanium Neutrino-teleskopet som ble brukt av SAGE-eksperimentet ved Baksan Neutrino-observatoriet i Russland. Denne detektoren inneholder 55–57 tonn (~ 9 kubikkmeter) flytende gallium. Et annet eksperiment var GALLEX nøytrino -detektoren som ble operert på begynnelsen av 1990 -tallet i en italiensk fjelltunnel. Detektoren inneholdt 12,2 tonn vannet gallium-71. Solneutrinoer forårsaket at noen atomer på 71 Ga ble radioaktive 71 Ge , som ble oppdaget. Dette eksperimentet viste at sol -nøytrinfluksen er 40% mindre enn teorien forutslo. Dette underskuddet ble ikke forklart før bedre solneutrino -detektorer og teorier ble konstruert (se SNO ).
Gallium brukes også som en flytende metallionkilde for en fokusert ionestråle . For eksempel ble en fokusert galliumionstråle brukt til å lage verdens minste bok, Teeny Ted fra Turnip Town . En annen bruk av gallium er som tilsetningsstoff i glidevoks for ski og andre overflater med lav friksjon.
En velkjent praktisk spøk blant kjemikere er å lage galliumskeier og bruke dem til å servere te til intetanende gjester, siden gallium har et lignende utseende som det lettere homologe aluminiumet. Skjeene smelter deretter i den varme teen.
Gallium i havet
Fremskritt i test av sporelementer har gjort det mulig for forskere å oppdage spor av oppløst gallium i Atlanterhavet og Stillehavet I de siste årene har oppløste galliumkonsentrasjoner vist seg i Beauforthavet. Disse rapportene gjenspeiler de mulige profilene for vannet i Stillehavet og Atlanterhavet. For Stillehavet er typiske oppløste galliumkonsentrasjoner mellom 4–6 pmol/kg på dybder <~ 150 m. Til sammenligning, for atlantiske farvann 25–28 pmol/kg på dybder> ~ 350 m.
Gallium har kommet inn i havene våre hovedsakelig gjennom eolisk innspill, men å ha gallium i havene våre kan brukes til å løse aluminiumsfordeling i havene. Grunnen til dette er at gallium er geokjemisk lik aluminium, bare mindre reaktivt. Gallium har også en litt større oppholdstid for overflatevann enn aluminium. Gallium har en lignende oppløst profil som ligner på aluminium, på grunn av dette kan gallium brukes som sporstoff for aluminium. Gallium kan også brukes som et sporstoff for eoliske tilførsler av jern. Gallium brukes som sporstoff for jern i det nordvestlige Stillehavet, sør og det sentrale Atlanterhavet. For eksempel i det nordvestlige Stillehavet tyder overflatevann med lavt gallium i subpolarregionen på at det er lav støvinngang, som senere kan forklare følgende miljøoppførsel med høyt næringsstoff, lavt klorofyll .
Forholdsregler
Metallisk gallium er ikke giftig. Eksponering for galliumhalogenidkomplekser kan imidlertid resultere i akutt toksisitet. Ga 3+ -ionen av løselige galliumsalter har en tendens til å danne det uløselige hydroksidet når det injiseres i store doser; utfelling av dette hydroksidet resulterte i nefrotoksisitet hos dyr. Ved lavere doser tolereres oppløselig gallium godt og akkumuleres ikke som gift, men skilles i stedet hovedsakelig ut gjennom urinen. Utskillelse av gallium skjer i to faser: Den første fasen har en biologisk halveringstid på 1 time, mens den andre har en biologisk halveringstid på 25 timer.
Referanser
Bibliografi
- Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Elementets kjemi (2. utg.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
Eksterne linker
- Gallium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
- Sikkerhetsdatablad på acialloys.com
- Høyoppløselige fotografier av smeltet gallium, galliumkrystaller og galliumblokker under Creative Commons-lisens
- - lærebokinformasjon angående gallium
- Miljøeffekter av gallium
- [httpd: //minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/gallium/460798.pdf Prisutvikling av gallium 1959–1998]
- Gallium: A Smart Metal United States Geological Survey
- Teknologi produserer hydrogen ved å tilsette vann til en legering av aluminium og gallium
- Termisk ledningsevne
- Fysiske og termodynamiske egenskaper til flytende gallium (doc pdf)
