Gallium

Gallium
[Ar] 3d10 4s2 4p1 69 Ga 31
↓ Periodická tabulka ↓
Obecné
Název, značka, číslo	Gallium, Ga, 31
Cizojazyčné názvy	lat. Gallium
Skupina, perioda, blok	13. skupina, 4. perioda, blok p
Chemická skupina	Nepřechodné kovy
Koncentrace v zemské kůře	15 ppm
Koncentrace v mořské vodě	0,00003 mg/l
Vzhled	Stříbrolesklý kov
Identifikace
Registrační číslo CAS	7440-55-3
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost	69,7234
Atomový poloměr	135 pm
Kovalentní poloměr	122 pm
Van der Waalsův poloměr	187 pm
Iontový poloměr	62 pm
Elektronová konfigurace	[Ar] 3d10 4s2 4p1
Oxidační čísla	I, II, III
Elektronegativita (Paulingova stupnice)	1,81
Ionizační energie
První	578,8 KJ/mol
Druhá	1879,3 KJ/mol
Třetí	2963 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava	Kosočtverečná
Molární objem	11,80×10−6 m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota	5,91 g/cm3
Skupenství	Pevné
Tvrdost	1,5
Tlak syté páry	100 Pa při 1620K
Rychlost zvuku	2740 m/s
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost	40,6 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání	29,7645 °C (302,9145 K)
Teplota varu	2204 °C (2 477,15 K)
Skupenské teplo tání	5,59 KJ/mol
Skupenské teplo varu	254 KJ/mol
Měrná tepelná kapacita	25,86 Jmol−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost	6,78×106 S/m
Měrný elektrický odpor	0,5298 µΩ·m
Standardní elektrodový potenciál	-0,53 V
Magnetické chování	Diamagnetický
Bezpečnost
GHS05 [1] Nebezpečí[1]
R-věty	R34
S-věty	S26, S36/37/39, S45
Izotopy
I V (%) S T1/2 Z E (MeV) P 67Ga umělý 3,261 7 dne ε 1,001 3 67Zn 68Ga umělý 67,71 minuty ε β+ 2,921 1 68Zn 69Ga 60,1% je stabilní s 38 neutrony 70Ga umělý 21,14 minuty β− 1,656 70Ge 71Ga 39,9% je stabilní s 40 neutrony 72Ga umělý 14,10 hodiny β− 4,001 72Ge 73Ga umělý 4,86 hodiny β− 1,593 73Ge
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Al ⋏ Zinek ≺ Ga ≻ Germanium ⋎ In

Gallium (chemická značka Ga, latinsky Gallium), je velmi lehce tavitelný kov stříbrné barvy s modrošedým nádechem, měkký a dobře tažný. Hlavní uplatnění nalézá v elektronice jako složka polovodičových materiálů.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti

Poměrně řídce se vyskytující kov, nalézající se obvykle jako příměs v rudách hliníku, zinku a olova. V přírodě se vyskytuje pouze ve formě sloučenin, běžné mocenství je Ga³⁺ a Ga²⁺, výjimečně jako Ga¹⁺.

Gallium je supravodičem prvního typu za teplot pod 1,07 K. Gallium je neušlechtilý kov, který je v pevném stavu tvořen molekulami Ga₂. Vlastnosti gallitých solí jsou velmi podobné solím hlinitým.

Historický vývoj

Gallium objevil roku 1875 pomocí spektroskopie francouzský chemik Paul Èmile Lecoq de Boisbaudran v pyrenejském sfaleritu a pojmenoval jej po své vlasti. Předtím však již byla existence tohoto prvku předpovězena tvůrcem periodické tabulky prvků, ruským chemikem Dmitrijem Ivanovičem Mendělejevem v roce 1871, který jej nazval ekaaluminium.

Výskyt

Gallium je v zemské kůře poměrně vzácným prvkem. Průměrný obsah činí pouze 15 ppm (mg/kg). V mořské vodě je jeho koncentrace mimořádně nízká, pouze 0,03 mikrogramů gallia v jednom litru a ve vesmíru připadá na jeden atom gallia přibližně jedna miliarda atomů vodíku.

V horninách se vyskytuje vždy pouze jako příměs v rudách hliníku, zinku a olova. Ve větším množství než v jiných rudách se vyskytuje v bauxitu, Al₂O₃.2H₂O a sfaleritu ZnS (okolo 0,002 %).^[zdroj?] Nerost nejbohatší na gallium je germanit ze Tsumebu v jihozápadní Africe, který obsahuje 0,6–0,7 % gallia.

Výroba

Po objevu gallia bylo vypracováno několik teorií, jak ho připravit.

• Podle první je pro laboratorní přípravu nejlepší srazit gallium jako hexakyanoželeznatan a silným žíháním převést ve směs oxidu železitého a oxidu gallitého. Tato směs se tavením s hydrogensíranem draselným převede v rozpustnou sloučeninu. Srážením roztoku v kyselině chlorovodíkové nadbytkem hydroxidu draselného, ve kterém je oxid gallitý rozpustný, se odstraní železo. Gallium se ze zásaditého roztoku vyloučí elektrolyticky.
• Druhá teorie doporučuje tavit hexakyanoželeznatan gallitý s hydroxidem draselným ve stříbrném kelímku a taveninu rozpustit ve vodě. Železo se vyloučí ve formě hydroxidu a z filtrátu se po okyselení kyselinou chlorovodíkovou srazí gallium amoniakem jako hydroxid. Hydroxid gallitý přechází žíháním v oxid gallitý. Ten se redukcí vodíkem převede v kov.

Dříve se gallium vyrábělo z hutnických odpadů, ve kterých je kromě gallia přítomen i hliník a těžké kovy. Na tento odpad se působí hydroxidem sodným a po odstranění hydroxidů těžkých kovů filtrací se roztok neutralizuje. Tato vzniklá sraženina obsahuje již jen gallium, hliník a cín v podobě svých fosforečnanů a síranů. Opakovaným rozpouštěním v kyselině sírové a frakčním srážením zřeďováním vodou se gallium značně zkoncentruje. Poté se sulfanem odstraní cín. Nakonec se k roztoku přidá hydroxid sodný a vyloučí se fosforečnan sodný, který je v hydroxidu sodném téměř nerozpustný, a roztok se elektrolyzuje. Tak se získá velmi čisté gallium.

Dnes se gallium vyrábí z germanitu jeho převedením na chlorid gallitý GaCl₃ a následnou elektrolýzou taveniny tohoto chloridu.

Využití

• Největší současného využití gallia je v elektronice. Je důležitým prvkem při výrobě mnoha typů tranzistorů a především světlo vyzařujících diod v polovodičových technologiích. Například arsenid, fosfid a fosfoarzenid gallia mají polovodičové vlastnosti, využívají se kromě diod také v tranzistorech, laserech, počítačové a kopírovací technice.
• GaAs převádí elektrickou energii na koherentní světlo (již zmíněné lasery a LED). Dále se užívá jako dopant do jiných polovodičů. Používá se také při výrobě feritů a granátoidu GGG (Gadolinium Gallium Garnet) pro laserovou techniku. Plní se jím speciální křemenné teploměry, použitelné v rozmezí −15 °C až 1000 °C. Lze jej použít při výrobě speciálních zrcadel
• Jak gallium, tak GaAs jsou surovinami k výrobě monokrystalových waferů (např. Czochralského metodou).
• Ze slitiny s cínem a bismutem se vyrábí zubní plomby místo amalgámu, který je v některých zemích (Spojené státy americké, Kanada,...) zakázán, neboť hlavní součástí amalgámu je jedovatá rtuť. Používá se i při výrobě lehko tavitelných slitin.
• Používá se pro výrobu galinstanu, náhrady rtuti pro lékařskou techniku jako je například teploměr.

Sloučeniny

Soli gallité se ve vodě hydrolyticky štěpí. Soli galnaté tvoří ve svých sloučeninách dimerní kation Ga 4+
2 .

• Chlorid gallitý GaCl₃ je bílá krystalická látka. Používá se při urychlování některých organických syntéz. Vodný roztok chloridu gallitého reaguje kysele a ve vodě se snadno tvoří hydroxid gallitý. Připravuje se zahříváním gallia v proudu chloru nebo chlorovodíku.
• Bromid gallitý GaBr₃, jodid gallitý GaI₃ ani fluorid gallitý GaF₃ nejsou nijak významné.
• Oxid gallitý Ga₂O₃ je bílý prášek, který má podobné vlastnosti jako oxid hlinitý. Oxid gallitý se vyskytuje v několika krystalických modifikacích. Připravuje se tepelným rozkladem dusičnanu gallitého nebo síranu gallitého.
• Sulfid gallitý Ga₂S₃ je žlutá látka, která se vodou rozkládá na oxid gallitý a sulfan. Sulfid gallitý lze snadno redukovat na sulfid galnatý Ga₂S₂, který je jasně žlutý. Sulfid gallný Ga₂S, který při redukci také vzniká je hnědočerný. Sulfid gallitý vzniká zahříváním gallia se sírou.
• Síran gallitý Ga₂(SO₄)₃ je bílá krystalická látka, která se snadno rozpouští ve vodě. V roztoku tvoří podvojné soli – kamence, které se ve středověku a novověku používaly a někdy i dnes používají k barvení látek (např. kamenec gallitoamonný NH₄Ga(SO₄)₂).
• Nitrid gallitý GaN je tmavošedý prášek, který zahříváním s kyslíkem přechází v oxid gallitý. Připravuje se zahříváním amoniaku s galliem.
• Chlorid galnatý Ga₂Cl₄ je bezbarvá krystalická látka. Je to dobrý vodič elektrického proudu. Připravuje se nedokonalým spálením gallia v chloru nebo redukcí chloridu gallitého.
• Oxid gallný Ga₂O je tmavěhnědý prášek. Připravuje se reakcí oxidu gallitého s vodíkem nebo s galliem.
• Hydrid gallitý (gallan) GaH₃ je bezbarvý plyn, který se velmi snadno rozkládá. Tato látka snadno polymeruje. Ve vodě se rozkládá za vzniku vodíku a oxidu gallitého.

Odkazy

Reference

Literatura

• COTON F.A., WILKINSON J.: Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, Academia, Praha 1973
• Holzbecher Z.: Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
• REMY Heinrich: Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
• GREENWOOD N. N., EARNSHAW A.: Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

Externí odkazy

• Obrázky, zvuky či videa k tématu gallium na Wikimedia Commons
• Slovníkové heslo gallium ve Wikislovníku