Gallium, chemický prvek Ga, popis a vlastnosti

Gallium

český název	Galium
latinský název	Gallium
anglický název	Gallium
chemická značka	Ga
protonové číslo	31
relativní atomová hmotnost	69,723
perioda	4
skupina	III.A
zařazení	ostatní kovy
rok objevu	1875
objevitel	L. de Boisbaudran
teplota tání [°C]	29,78
teplota varu [°C]	2204
hustota [g cm-3]	5,907
hustota při teplotě tání [g cm-3]	6,095
elektronegativita	1,81
oxidační stavy	I, II, III
elektronová konfigurace	[Ar]3d10 4s2 4p1
atomový poloměr [pm]	187
specifické teplo [J g-1K-1]	0,37
slučovací teplo [kJ mol-1]	5,59
tepelná vodivost [W m-1 K-1]	29
elektrická vodivost [S m-1]	7,1.106
1. ionizační potenciál [eV]	5,9993
2. ionizační potenciál [eV]	20,51
3. ionizační potenciál [eV]	30,71
tvrdost podle Mohse	1,5
tvrdost podle Vickerse [MPa]	-
tvrdost podle Brinella [MPa]	60
bod supravodivosti [K]	1,083
skupenství za norm. podmínek	s

• Vlastnosti
• Sloučeniny
• Výskyt v přírodě
• Výroba a využití
• Článek CIGS

Chemické vlastnosti a reakce gallia

Chemický prvek gallium je bílý, lesklý, měkký, tažný kov. Gallium jako jeden z mála kovů krystaluje v orthorombické krystalografické soustavě.

Na vzduchu je gallium stálé, má amfoterní vlastnosti, za tepla se dobře rozpouští v běžných minerálních kyselinách za vzniku gallité soli, reaguje s hydroxidy alkalických kovů za vzniku tetrahydroxogallitanů nebo diaquatetrahydroxogallitanů:

2Ga + 6HCl → 2GaCl₃ + 3H₂
Ga + 6HNO₃ → Ga(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O
2Ga + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Ga(OH)₄] + 3H₂
2Ga + 2KOH + 10H₂O → 2K[Ga(OH)₄(H₂O)₂] + 3H₂

Gallium ochotně reaguje s vodným roztokem amoniaku nebo uhličitanů alkalických kovů:

2Ga + 2(NH₃·H₂O) + 6H₂O → 2NH₄[Ga(OH)₄] + 3H₂
2Ga + 2Na₂CO₃ + 8H₂O → 2Na[Ga(OH)₄] + 3H₂ + 2NaHCO₃

S horkou vodou reaguje za vzniku hydroxidu gallitého a vývoje vodíku:

2Ga + 6H₂O → 2Ga(OH)₃ + 3H₂

Již za běžných teplot gallium prudce reaguje s fluorem, chlorem a bromem za vzniku fluoridu galllitého GaF₃, chloridu gallitého GaCl₃ a bromidu gallitého GaBr₃, pouze s jodem se na jodid gallitý GaI₃ slučuje až po zahřátí. Se sírou reaguje až za teploty 1200°C za vzniku sulfidu gallitého Ga₂S₃. S dusíkem přímo nereaguje, nitrid gallitý GaN lze získat reakcí s amoniakem při teplotách přes 1200°C:

2Ga + 2NH₃ → 2GaN + 3H₂

S vodíkem tvoří těkavý hydrid gallan GaH₃, který je stabilní pouze při teplotách pod -30°C a velmi nestabilní digallan Ga₂H₆, naopak vysokopolymerní hydrid [GaH₃]_x je stabilní. Velmi nestabilní jsou i hydridogallitany těžkých kovů, zejména hydridogallitan stříbrný AgGaH₄ nebo thallitý Tl(GaH₄)₃, naopak hydridogallitany alkalických kovů jsou stálé. Gallium společně s indiem patří mezi jediné 2 kovy, které netvoří binární sloučeniny s uhlíkem - karbidy.

Sloučeniny gallia

Ve sloučeninách vystupuje gallium nejčastěji jako trojmocné, vlastnosti gallitých sloučenin se podobají vlastnostem sloučenin hlinitých (např. oxid gallitý je stejně jako oxid hlinitý amfoterní). Sloučeniny gallia v dalších oxidačních stavech nejsou příliš rozšířené, je znám např. nestabilní oxid gallný Ga₂O, který se chová jako extrémně silné redukční činidlo. Oxid gallný nelze získat přímou reakcí z prvků, připravuje se reakcí oxidu gallitého s galliem při teplotě 500°C:

Ga₂O₃ + 4Ga → 3Ga₂O

Zajímavostí jsou sloučeniny gallnaté, které se sice elektrochemicky jeví jako dvoumocné, ale ve skutečnosti se pravděpodobně jedná o směs Ga⁺ a Ga³⁺.

Zajímavou fyzikální vlastností, a současně hlavním nebezpečím při práci s galliem, je jeho velká objemová roztažnost během fázového přechodu. Při tuhnutí gallium zvětšuje svůj objem o více než 3% a nesmí se proto, z bezpečnostních důvodů, uchovávat ve skleněných ani kovových nádobách.

Výskyt gallia v přírodě

Existenci gallia i jeho základní chemické a fyzikální vlastnosti předpověděl na základě periodického zákona D. I. Mendělejev, který pro nový chemický prvek navrhoval název ekaaluminium. Objev gallia uskutečnil pomocí spektroskopické analýzy sfaleritu v roce 1875 francouzský chemik Paul Émile Lecoq de Boisbaudran a prakticky tím potvrdil platnost Mendělejevovy teorie. Gallium v čisté kovové podobě Boisbaudran později připravil elektrolýzou hydroxidu galitého Ga(OH)₃ rozpuštěného v hydroxidu draselném.

V přírodě se gallium vyskytuje velmi vzácně, téměř vždy doprovází hliník, bývá izomorfní příměsí zinku ve sfaleritu a ve stopových množstvích je obsaženo v uhlí.

Průměrný obsah gallia v zemské kůře je 19 ppm, přírodní gallium je směsí dvou stabilních izotopů, 60,11% připadá na izotop ⁶⁹Ga, 39,89% zaujímá izotop ⁷¹Ga. Uměle bylo připraveno dalších 22 nestabilních izotopů galia s hmotnostními čísly od 61 do 84.

Mezi známé minerály gallia patří gallit CuGaS₂, sohngeit Ga(OH)₃ nebo gallobeudantit PbGa₃[(AsO₄,SO₄)]₂(OH). Nejvyšší obsah galia (59,93 % Ga) má nerost tsumgalit GaO(OH).

V roce 2012 dosáhla světová produkce gallia hodnotu 273 tun, největšími producenty gallia je Čína, Německo, Ukrajina a Kazachstán. Na území ČR nejsou žádné zásoby gallia evidovány, v roce 2010 byly dovezeny 4 kg surového gallia za průměrnou dovozní cenu 4000 Kč/kg.

Výroba a využití galia

Výroba gallia se v minulosti nejčastěji prováděla kyselým loužením odpadních produktů po sulfidickém pražení rud zinku, dnes se gallium ve formě gallitanu sodného NaGaO₂ získává extrakcí eterem z odpadních produktů při výrobě hliníku.

Kovové gallium se z roztoku galitanu sodného získává elektrolýzou v alkalickém prostředí, katodou je kapalné gallium, anoda je grafitová. Na velmi vysokou čistotu se gallium čistí zonální rafinací, podobným způsobem jako křemík.

Gallium se používá k pokovování vysoce kvalitních zrcadel, k výrobě polovodičů, ferritů a speciálních slitin s velmi nízkou teplotou tání. Slitina gallia s indiem taje již při 16°C. Slitina galistan (Ga, In, Sn) má teplotu tání -20°C a používá se jako náhrada rtuti v teploměrech. Slitina gallia s cínem a bismutem se používá na zubní plomby.

Nejdůležitější sloučeniny gallia jsou arsenid galitý GaAs, nitrid galitý GaN, fosfid galitý GaP a antimonid galitý GaSb, které se používají k výrobě LED diod a mnoha dalších elektronických součástek. Chlorid galitý GaCl₃ se používá jako katalyzátor řady organických reakcí. Dusičnan galitý Ga(NO₃)₃ je hlavní součástí léků k léčbě cystické fibrózy. Fosforečnan gallitý GaPO₄ má piezoelektrické vlastnosti a slouží k výrobě snímačů tlaku. Maltolát galitý Ga(C₆H₅O₃)₃ je účinné chemoterapeutikum. Radioaktivní izotopy gallia ⁶⁷Ga a ⁶⁸Ga se využívají v medicíně jako radiofarmaka.

Gallium sehrálo důležitou úlohu při výzkumu a vývoji jaderných zbraní. Intermetalické sloučeniny gallia s plutoniem PuGa, Pu₃Ga a Pu₆Ga se používají k legování plutonia. Přídavek gallia zlepšuje jeho mechanické vlastnosti, zejména tvářitelnost a obrobitelnost, nutnou k výrobě jaderných zbraní.

Fotovoltaický článek CIGS

Stále větší význam má gallium při konstrukci tenkovrstvých fotocitlivých článků CIGS, které jsou základní součástí moderních trubicových fotovoltaických panelů.

Tenkovrstvý fotovoltaický článek CIGS (Copper Indium Gallium DiSelenide) se skládá ze čtyř prvků: měď, indium, gallium a selen.

Mezi hlavní výhody článku CIGS patří zejména jeho citlivost na červenou složku světla. CIGS dokonaleji využívá energii difuzního světla, které převládá při zatažené obloze nebo mlze. Tenkovrstvý fotoelektrický článek CIGS je účinnější při malém osvitu a v těchto podmínkách překonává účinnost klasických FV modulů z křemíku. Výhod článku CIGS využívají pokročilé trubicové fotovoltaické panely druhé generace.

Zdroje

• BARTHELMY, David. Mineral Species containing Gallium. In: Mineralogy database [online]. 2010 [cit. 2012-06-30]. Dostupné z: http://webmineral.com/
• DYMOV, Aleksandr; SAVOSTIN, Anatoli. Analitičeskaja chimija gallija. Moskva: Nauka, 1968.
• FEDOROV, Pavel; et al. Chimija gallija, indija i tallija. Novosibirsk: Nauka, 1977.
• JASKULA, Brian. Gallium. In: U.S. GEOLOGICAL SURVEY. Mineral Commodity Summaries [online]. 2012 [cit. 2012-07-25]. Dostupné z: http://minerals.usgs.gov/
• JURSÍK, F. Anorganická chemie kovů. 1. vyd. Vysoká škola chemicko-technologická v Praze, Praha 2002. ISBN 80-7080-504-8.
• MELLOR, Joseph. Comprehensive Treatise on Inorganic and Theoretical Chemistry. Vol. 5. Londýn: Longmans, Green & Co., 1924.
• REMY, Heinrich. Anorganická chemie - I. díl. 2. české vydání, dotisk. Praha: SNTL 1971.

zinek ← gallium → germanium