Gallium

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. +more 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

Tání kovového gallia Gallium je v zemské kůře poměrně vzácným prvkem. +more 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. +more2H2O a sfaleritu ZnS (okolo 0,002 %). Nerost nejbohatší na gallium je germanit ze Tsumebu v jihozápadní Africe, který obsahuje 0,6-0,7 % gallia.

Výroba

Krytalizace gallia z kapalného stavu Po objevu gallia bylo vypracováno několik teorií, jak ho připravit. +more * 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. +more 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. +more 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 Gab=2|p=4+.

* Chlorid gallitý GaCl3 je bílá krystalická látka. Používá se při urychlování některých organických syntéz. +more 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 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. +more, 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.

Externí odkazy

Kategorie:Chemické prvky Kategorie:Kovy Kategorie:Supravodiče