Gallium

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie

Gallium

Atomové číslo	31
Relativní atomová hmotnost	69.723(1) amu
Elektronová konfigurace	[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹
Skupenství	Pevné
Teplota tání	29,7646 °C, (302,9146 K)
Teplota varu	2204 °C, (2477 K)
Elektronegativita (Pauling)	1,81
Hustota	5,91 g/cm³
Hustota při teplotě tání	6,095 g/cm³
Tvrdost	1,5
Registrační číslo CAS	7440-55-3
Vzhled

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

Obsah

[skrýt]

[editovat] 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 Ga⁺³ a Ga⁺², výjimečně jako Ga⁺¹.

Kovové gallium je jedním z mála prvků, které se vyskytují v kapalném stavu za běžných teplot. Pozoruhodný je i velký teplotní interval, ve kterém se v kapalném skupenství vyskytuje. Gallium je neušlechtilý kov, který je v pevném stavu tvořen molekulami Ga₂. Vlastnosti gallitých solí jsou velmi podobé hlinítým solím.

[editovat] Historický vývoj

Objevil jej roku 1875 pomocí spektroskopie francouzský chemik Paul Èmile Lecoq de Boisbaudran v pyrynejském 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.

[editovat] Výskyt

Tání kovového gallia.

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 . 2 H₂O a sfaleritu ZnS (okolo 0,002%). Nejbohatší nerost na gallium je germanit ze Tsumebu v jihozápadní Africe, který obsahuje 0,6-0,7% gallia.

[editovat] Výroba

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

Podle první je pro laboratorní přípravu nejlepší srazit gallium jako hexakyanoželeznatan a silným žíhám 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 chlorovíkovou 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 odstraní hydroxidů těžkých kovů se roztok filtrací neutralizuje. Tato vzniklá sraženina obsahuje již jen gallium, hliník a cín v podobě svých fosforečnanů a síranů. Opakovaným rozpouštěným v kyselině sírové a frakčním srážením zřeďováním vodou se gallium značně zkoncentruje. Poté se sirovodíkem odstraní cín. Nakonec se k roztoku přidá hydroxid sodný a vyloučí se fosforečnan sodný, který je v hydroxidu sodném téměř nerozpustný, a roztok se elektrolizuje. Tak se získá velmi čisté gallium.

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

[editovat] Využití

Největšího současného využití nachází gallium v elektronice. Je důležitým prvkem při výrobě mnoha typů tranzistorů a především světlo emitujících diod v polovodičových technologiích. Např. 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 laserové diody, LED). Dále se užívá jako dopant do jiných polovodičů. Používá se také při výrobě ferritů a granátoidu GGG (Gadolinium Galium Garnet) pro laserovou techniku. Plní se jím speciální křemenné teploměry, použitelné v rozmezí -15 ºC až 1000 ºC. Lze jej použít při výrobě speciálních zrcadel

Toho, že se gallium vyskytuje dlouho v kapalném stavu, se využívá při výrobě klasických teploměrů pro teploty 30 – 500 °C, založených na roztažnosti měrného média s teplotou a odečtu polohy menisku v tenké kapiláře, opatřené kalibrovanou stupnicí. Rozšíření teplotního rozsahu až k -20 °C poskytuje slitina gallia s indiem a cínem zvaná Galistan.

Ze slitiny s cínem a bismutem se vyrábí zubní plomby místo amalgámu, který je v některých zemích (USA,Kanada,...) zakázán, neboť hlavní součástí amalgámu je jedovatá rtuť. Používá se i při výrobě lehko tavitelných slitin.

[editovat] Sloučeniny

Soli gallité se ve vodě hydrolyticky štěpí. Soli galnaté tvoří ve svých sloučeninách dimerní kation $Ga_2^{4+}$ .

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 termickým rozkladem dusičnanu gallitého nebo síranu gallitého.
Sulfid gallitý Ga₂S₃ je žlutá látka, která se vodou rozkládá na oxid gallitý a sirovodík. 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, novověku 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 oxidu gallitého s galliem.
Hydrid gallitý GaH₃ je bezbarvý plyn, který se velmi snadno rozkládá. Tato látka snadno plymeruje. Ve vodě se hydrid gallitý rozkládá za vzniku vodíku a oxidu gallitého.

[editovat] Literatura

Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
N. N. Greenwood - A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

[editovat] Externí odkazy

Wikimedia Commons nabízí obrázky, zvuky či videa k tématu

Gallium

Wikislovník obsahuje slovníkovou definici slova gallium.

Periodická soustava a tabulka vlastností prvků [1]
Chemický vzdělávací portál [2]
WebElements (anglicky) [3]
Periodická tabulka prvků [4]

*Periodická tabulka chemických prvků*
1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
H	(přehled)																He
Li	Be											B	C	N	O	F	Ne
Na	Mg											Al	Si	P	S	Cl	Ar
K	Ca	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn	Ga	Ge	As	Se	Br	Kr
Rb	Sr	Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd	In	Sn	Sb	Te	I	Xe
Cs	Ba	*	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg	Tl	Pb	Bi	Po	At	Rn
Fr	Ra	**	Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Uub	Uut	Uuq	Uup	Uuh	Uus	Uuo

*Lanthanoidy			La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
**Aktinoidy			Ac	Th	Pa	U	Np	Pu	Am	Cm	Bk	Cf	Es	Fm	Md	No	Lr

Skupiny prvků: Kovy - Nekovy - Polokovy - Blok s - Blok p - Blok d - Blok f

Encyklopedie

pátek 5. června 2009

Gallium

Gallium

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie

Obsah

[editovat] Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

[editovat] Historický vývoj

[editovat] Výskyt

[editovat] Výroba

[editovat] Využití

[editovat] Sloučeniny

[editovat] Literatura

[editovat] Externí odkazy

1 komentář:

Přihlášení

O mně

Přihlášení

Seznam článků