Gálio: propriedades, estrutura, obtenção, usos - Ciência - 2023

Contente

o gálio É um elemento metálico representado pelo símbolo Ga e que pertence ao grupo 13 da tabela periódica. Quimicamente se assemelha ao alumínio em seu anfoterismo; no entanto, ambos os metais acabam exibindo propriedades que os tornam diferenciáveis um do outro.

Por exemplo, ligas de alumínio podem ser trabalhadas para dar-lhes todos os tipos de formas; enquanto os do gálio têm pontos de fusão muito baixos, consistindo praticamente de líquidos prateados. Além disso, o ponto de fusão do gálio é menor do que o do alumínio; o primeiro pode derreter com o calor da mão, enquanto o último não.

A semelhança química entre o gálio e o alumínio também os agrupa geoquimicamente; ou seja, minerais ou rochas ricas em alumínio, como bauxita, têm concentrações consideráveis de gálio. Além desta fonte mineralógica, existem outras de zinco, chumbo e carbono, amplamente distribuídas por toda a crosta terrestre.

O gálio não é um metal popularmente conhecido. Seu mero nome pode evocar a imagem de um galo na mente. Na verdade, as representações gráficas e gerais do gálio são geralmente encontradas com a imagem de um galo prateado; pintado com gálio líquido, uma substância altamente molhável em vidro, cerâmica e até mesmo à mão.

São frequentes as experiências em que pedaços de gálio metálico se fundem com as mãos, assim como a manipulação de seu líquido e sua tendência a manchar tudo o que toca.

Embora o gálio não seja tóxico, como o mercúrio, ele é um destruidor de metais, pois os torna quebradiços e inúteis (no primeiro caso). Por outro lado, farmacologicamente intervém nos processos em que as matrizes biológicas utilizam o ferro.

Para os que estão no mundo da optoeletrônica e semicondutores, o gálio será muito estimado, comparável e talvez superior ao próprio silício. Por outro lado, com o gálio, foram feitos termômetros, espelhos e objetos baseados em suas ligas.

Quimicamente, esse metal ainda tem muito a oferecer; talvez no campo da catálise, energia nuclear, no desenvolvimento de novos materiais semicondutores, ou "simplesmente" no esclarecimento de sua estrutura confusa e complexa.

História

Predições de sua existência

Em 1871, o químico russo Dmitri Mendeleev já havia previsto a existência de um elemento cujas propriedades eram semelhantes às do alumínio; que ele chamou de ekaluminio. Este elemento teve que ser localizado logo abaixo do alumínio. Mendeleev também previu as propriedades (densidade, ponto de fusão, fórmulas de seus óxidos etc.) do ekalumínio.

Descoberta e isolamento

Surpreendentemente, quatro anos depois, o químico francês Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran, havia encontrado um novo elemento em uma amostra de esfalerita (zinco blenda), proveniente dos Pirineus. Ele foi capaz de descobri-lo graças a uma análise espectroscópica, na qual observou o espectro de duas linhas violetas que não coincidiam com o de outro elemento.

Tendo descoberto um novo elemento, Lecoq realizou experimentos em 430 kg de esfalerita, da qual conseguiu isolar 0,65 grama; e após uma série de medições de suas propriedades físicas e químicas, ele concluiu que era o ekalumínio de Mendeleev.

Para isolá-lo, Lecoq realizou a eletrólise de seu respectivo hidróxido em hidróxido de potássio; provavelmente o mesmo com o qual ele dissolveu a esfalerita. Ao certificar que era ekalumínio, e também por ser seu descobridor, ele deu-lhe o nome de ‘gálio’ (gálio em inglês). Este nome foi derivado do nome 'Gallia', que significa França em latim.

No entanto, o nome apresenta outra curiosidade: ‘Lecoq’ em francês significa ‘galo’, e em latim ‘gallus’. Sendo um metal, ‘gallus’ foi transformado em ‘gallium’; embora em espanhol a conversão seja muito mais direta. Assim, não é por acaso que se pensa em galo quando se fala em gálio.

Propriedades físicas e químicas

Aparência e características físicas

O gálio é um metal prateado com superfície vítrea, inodoro e com sabor adstringente. Seu sólido é macio e quebradiço e, quando se quebra, o faz concoidal; ou seja, as peças formadas são curvas, semelhantes a conchas do mar.

Quando derrete, dependendo do ângulo em que é visualizado, pode apresentar um brilho azulado. Este líquido prateado não é tóxico ao contato; no entanto, "adere" demais às superfícies, especialmente se forem de cerâmica ou vidro. Por exemplo, uma única gota de gálio pode permear o interior de um copo de vidro para revesti-lo com um espelho de prata.

Se um fragmento sólido de gálio é depositado no gálio líquido, ele serve como um núcleo onde cristais de gálio brilhantes se desenvolvem e crescem rapidamente.

Número atômico (Z)

31 (₃₁Ga)

Massa molar

69,723 g / mol

Ponto de fusão

29,7646 ° C Essa temperatura pode ser alcançada segurando um copo de gálio firmemente entre as duas mãos até que ele derreta.

Ponto de ebulição

2400 ° C. Observe a grande lacuna entre 29,7ºC e 2400ºC; ou seja, o gálio líquido tem uma pressão de vapor muito baixa, o que o torna um dos elementos com maior diferença de temperatura entre os estados líquido e gasoso.

Densidade

- À temperatura ambiente: 5,91 g / cm³

- No ponto de fusão: 6,095 g / cm³

Observe que o mesmo acontece com o gálio e com a água: a densidade do líquido é maior do que a do sólido. Portanto, seus cristais irão flutuar no gálio líquido (icebergs de gálio). Na verdade, a expansão de volume do sólido é tal (três vezes) que é inconveniente armazenar o gálio líquido em recipientes que não sejam de plástico.

Calor de fusão

5,59 kJ / mol

Calor da vaporização

256 kJ / mol

Capacidade de calor molar

25,86 J / (mol K)

Pressão de vapor

A 1037ºC, seu líquido dificilmente exerce pressão de 1 Pa.

Eletro-negatividade

1,81 na escala de Pauling

Energias de ionização

-Primeiro: 578,8 kJ / mol (Ga⁺ gasoso)

-Segundo: 1979,3 kJ / mol (Ga²⁺ gasoso)

-Terceiro: 2963 kJ / mol (Ga³⁺ gasoso)

Condutividade térmica

40,6 W / (m K)

Resistividade elétrica

270 nΩ · m a 20 ºC

Dureza de Mohs

1,5

Viscosidade

1.819 cP a 32 ° C

Tensão superficial

709 dinas / cm a 30 ºC

Anfoterismo

Como o alumínio, o gálio é anfotérico; reage com ácidos e bases. Por exemplo, ácidos fortes podem dissolvê-lo para formar sais de gálio (III); se eles são sobre H₂SW₄ e HNO₃, Ga₂(SW₄)₃E ganhou₃)₃, respectivamente. Considerando que ao reagir com bases fortes, sais de galato são produzidos, com o íon Ga (OH)₄^–.

Observe a semelhança entre Ga (OH)₄^– e Al (OH)₄^– (aluminato). Se amônia for adicionada ao meio, hidróxido de gálio (III), Ga (OH) é formado₃, que também é anfotérico; ao reagir com bases fortes, produz Ga (OH) novamente₄^–, mas se reage com ácidos fortes, libera o complexo aquoso [Ga (OH₂)₆]³⁺.

Reatividade

O gálio metálico é relativamente inerte à temperatura ambiente. Não reage com o ar, como uma fina camada de óxido, Ga₂OU₃, o protege do oxigênio e do enxofre. No entanto, quando aquecido a oxidação do metal continua, transformando-se completamente em seu óxido. E se o enxofre estiver presente, em altas temperaturas ele reage para formar Ga₂S₃.

Não existem apenas óxidos e sulfetos de gálio, mas também fosfetos (GaP), arsenetos (GaAs), nitretos (GaN) e antimonídeos (GaSb). Tais compostos podem ser originados pela reação direta dos elementos a temperaturas elevadas, ou por vias sintéticas alternativas.

Da mesma forma, o gálio pode reagir com halogênios para formar seus respectivos haletos; como Ga₂Cl₆, GaF₃ e Ga₂Eu₃.

Este metal, como o alumínio e seus congêneres (membros do mesmo grupo 13), pode interagir covalentemente com átomos de carbono para produzir compostos organometálicos. No caso daqueles com ligações Ga-C, eles são chamados de organogálios.

O mais interessante sobre o gálio não é nenhuma de suas características químicas anteriores, mas sua enorme facilidade com que pode ser ligado (semelhante à do mercúrio e seu processo de amalgamação). Seus átomos de Ga rapidamente "esfregam" entre os cristais metálicos, resultando em ligas de gálio.

Estrutura e configuração eletrônica

Complexidade

O gálio não é apenas incomum por ser um metal que se derrete com o calor da palma da mão, mas sua estrutura é complexa e incerta.

Por um lado, sabe-se que seus cristais adotam uma estrutura ortorrômbica (Ga-I) em condições normais; entretanto, esta é apenas uma das muitas fases possíveis para esse metal, cuja ordem exata de seus átomos não é especificada. É, portanto, uma estrutura mais complexa do que pode parecer à primeira vista.

Parece que os resultados variam de acordo com o ângulo ou direção em que sua estrutura é analisada (anisotropia). Da mesma forma, essas estruturas são muito suscetíveis às menores mudanças de temperatura ou pressão, o que significa que o gálio não pode ser definido como um único tipo de cristal no momento da interpretação dos dados.

Dímeros

Os átomos de Ga interagem uns com os outros graças à ligação metálica. No entanto, um certo grau de covalência foi encontrado entre dois átomos vizinhos, então a existência do dímero Ga é assumida₂ (Gagá).

Em tese, essa ligação covalente deveria ser formada pela sobreposição do orbital 4p, com seu único elétron de acordo com a configuração eletrônica:

[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹

Essa mistura de interações covalentes-metálicas é atribuída ao baixo ponto de fusão do gálio; uma vez que, embora por um lado possa haver um "mar de elétrons" que mantém os átomos de Ga firmemente juntos no cristal, por outro, as unidades estruturais consistem em dímeros de Ga₂, cujas interações intermoleculares são fracas.

Fases sob alta pressão

Quando a pressão aumenta de 4 para 6 GPa, os cristais de gálio sofrem transições de fase; do ortorrômbico passa para o cúbico centrado no corpo (Ga-II), e deste finalmente passa para o tetragonal centrado no corpo (Ga-III). Na faixa de pressão, possivelmente uma mistura de cristais se forma, o que torna a interpretação das estruturas ainda mais difícil.

Números de oxidação

Os elétrons mais energéticos são aqueles encontrados nos orbitais 4s e 4p; como são três, espera-se que o gálio possa perdê-los quando combinado com elementos mais eletronegativos do que ele.

Quando isso ocorre, a existência do Ga cation é assumida³⁺, e seu número ou estado de oxidação é +3 ou Ga (III). Na verdade, este é o mais comum de todos os seus números de oxidação. Os seguintes compostos, por exemplo, possuem gálio como +3: Ga₂OU₃ (Ga₂³⁺OU₃^2-), Ga₂Br₆(Ga₂³⁺Br₆^–), Li₃GaN₂ (Li₃⁺Ga³⁺N₂^3-) e Ga₂Chá₃ (Ga₂³⁺Chá₃^2-).

O gálio também pode ser encontrado com números de oxidação de +1 e +2; embora sejam muito menos comuns do que +3 (semelhante ao alumínio). Exemplos de tais compostos são GaCl (Ga⁺Cl^–), Ga₂O (Ga₂⁺OU^2-) e GaS (Ga²⁺S^2-).

Observe que a existência de íons com magnitudes de carga idênticas ao número de oxidação considerado é sempre assumida (corretamente ou não).

Onde encontrar e obter

O gálio é encontrado na crosta terrestre com abundância proporcional à dos metais cobalto, chumbo e nióbio. Ele aparece como um sulfeto ou óxido hidratado, amplamente espalhado como impurezas contidas em outros minerais.

Seus óxidos e sulfetos são pouco solúveis em água, por isso a concentração de gálio nos mares e rios é baixa. Além disso, o único mineral "rico" em gálio é a gallita (CuGaS₂, imagem superior). Porém, é impraticável explorar o frango para obter esse metal. Menos conhecido é o mineral plumbogumita de gálio.

Portanto, não existem minérios ideais para este metal (com concentração superior a 0,1% em massa).

Em vez disso, o gálio é obtido como um subproduto do tratamento metalúrgico de minérios de outros metais. Por exemplo, pode ser extraído de bauxitas, misturadores de zinco, alúmen, carvão, galenas, pirita, germanita, etc .; ou seja, geralmente está associado ao alumínio, zinco, carbono, chumbo, ferro e germânio em diferentes corpos minerais.

Cromatografia de troca iônica e eletrólise

Quando a matéria-prima mineral é digerida ou dissolvida, em meio fortemente ácido ou básico, obtém-se uma mistura de íons metálicos solubilizados em água. Como o gálio é um subproduto, seus íons Ga³⁺ eles permanecem dissolvidos na mistura uma vez que os metais de interesse tenham precipitado.

Assim, você deseja separar esses Ga³⁺ dos outros íons, com o único propósito de aumentar sua concentração e a pureza do metal resultante.

Para isso, além das técnicas convencionais de precipitação, utiliza-se a cromatografia de troca iônica por meio de resina. Graças a esta técnica é possível separar (por exemplo) o Ga³⁺ de Ca²⁺ o Fé³⁺.

Uma vez que uma solução altamente concentrada de íons Ga foi obtida³⁺, é submetido a eletrólise; isto é, o Ga³⁺ recebe elétrons para poder se formar como um metal.

Isótopos

O gálio ocorre na natureza principalmente como dois isótopos: o ⁶⁹Ga, com abundância de 60,11%; e ele ⁷¹Ga, com abundância de 39,89%. É por esta razão que o peso atômico do gálio é 69,723 u. Os outros isótopos do gálio são sintéticos e radioativos, com massas atômicas variando de ⁵⁶Ga a ⁸⁶Ga.

Riscos

Ambiental e físico

Do ponto de vista ambiental, o gálio metálico não é muito reativo e solúvel em água, portanto, seus derramamentos, em teoria, não representam riscos graves de contaminação. Além disso, não se sabe qual é o papel biológico que pode ter nos organismos, sendo a maioria de seus átomos excretados na urina, sem sinais de acúmulo em qualquer um de seus tecidos.

Ao contrário do mercúrio, o gálio pode ser manuseado com as mãos nuas. Na verdade, a experiência de tentar derretê-lo com o calor das mãos é bastante comum.Uma pessoa pode tocar o líquido de prata resultante sem medo de danificar ou ferir sua pele; embora deixe uma mancha prateada nele.

No entanto, ingeri-lo pode ser tóxico, pois, em teoria, ele se dissolve no estômago para gerar GaCl₃; sal de gálio, cujos efeitos no corpo são independentes do metal.

Danos a metais

O gálio é caracterizado pela alta coloração ou aderência às superfícies; e se forem metálicos, passa por eles e forma ligas instantaneamente. Esta característica de poder ser ligado a quase todos os metais torna impróprio derramar gálio líquido em qualquer objeto de metal.

Portanto, objetos metálicos correm o risco de se quebrar na presença de gálio. Sua ação pode ser tão lenta e despercebida que traz surpresas indesejáveis; especialmente se ele foi derramado sobre uma cadeira de metal, que pode desabar quando alguém se sentar nela.

Por isso, quem deseja manusear o gálio nunca deve colocá-lo em contato com outros metais. Por exemplo, seu líquido é capaz de dissolver folhas de alumínio, além de penetrar em cristais de índio, ferro e estanho, para torná-los quebradiços.

Em termos gerais, apesar do exposto, e do fato de seus vapores estarem quase ausentes à temperatura ambiente, o gálio é geralmente considerado um elemento seguro e com toxicidade zero.

Formulários

Termômetros

O gálio substituiu o mercúrio como o líquido para ler as temperaturas marcadas pelo termômetro. Porém, seu ponto de fusão de 29,7 ºC ainda é alto para esta aplicação, motivo pelo qual em seu estado metálico não seria viável utilizá-lo em termômetros; em vez disso, uma liga chamada Galinstan (Ga-In-Sn) é usada.

A liga de Galinstan tem um ponto de fusão em torno de -18 ºC e, com sua toxicidade zero, é a substância ideal para o projeto de termômetros médicos independentes de mercúrio. Assim, se quebrasse, seria seguro limpar a bagunça; embora sujasse o chão devido à sua capacidade de molhar as superfícies.

Fabricação de espelhos

Mais uma vez, é feita menção à molhabilidade do gálio e de suas ligas. Ao tocar em uma superfície de porcelana, ou vidro, ele se espalha por toda a superfície até que seja totalmente coberto por um espelho de prata.

Além dos espelhos, as ligas de gálio têm sido usadas para criar objetos de todas as formas, uma vez que, depois de resfriadas, solidificam. Isso poderia ter um grande potencial nanotecnológico: construir objetos de dimensões muito pequenas, que operariam logicamente em baixas temperaturas e apresentariam propriedades únicas baseadas no gálio.

Computadores

As pastas térmicas usadas em processadores de computador são feitas de ligas de gálio.

Drogas

Ga ions³⁺ têm uma certa semelhança com o Fe³⁺ na forma como intervêm nos processos metabólicos. Portanto, se houver uma função, parasita ou bactéria que requer ferro para funcionar, eles podem ser interrompidos confundindo-o com gálio; tal é o caso da bactéria pseudomonas.

Portanto, é aqui que aparecem os medicamentos com gálio, que podem consistir simplesmente em seus sais inorgânicos, ou organogálios. La Ganita, nome comercial de nitrato de gálio, Ga (NO₃)₃, é usado para regular os altos níveis de cálcio (hipercalcemia) associados ao câncer ósseo.

Tecnológica

O arseneto de gálio e o nitreto são caracterizados por serem semicondutores, que vieram para substituir o silício em certas aplicações optoeletrônicas. Com eles, foram fabricados transistores, diodos laser e diodos emissores de luz (azul e violeta), chips, células solares, etc. Por exemplo, graças aos lasers GaN, discos Blu-Ray podem ser lidos.

Catalisadores

Os óxidos de gálio têm sido usados para estudar sua catálise em diferentes reações orgânicas de grande interesse industrial. Um dos mais novos catalisadores de gálio consiste em seu próprio líquido, sobre o qual são dispersos átomos de outros metais que funcionam como centros ou sítios ativos.

Por exemplo, o catalisador de gálio-paládio foi estudado na reação de desidrogenação do butano; ou seja, a conversão do butano em espécies insaturadas mais reativas, necessárias para outros processos industriais. Este catalisador consiste em gálio líquido atuando como suporte para os átomos de paládio.

Referências

Sella Andrea. (23 de setembro de 2009). Gálio. Chemistry World. Recuperado de: chemicalworld.com
Wikipedia. (2019). Gálio. Recuperado de: en.wikipedia.org
Li, R., Wang, L., Li, L., Yu, T., Zhao, H., Chapman, K. W. Liu, H. (2017). Estrutura local do gálio líquido sob pressão. Relatórios científicos, 7 (1), 5666. doi: 10.1038 / s41598-017-05985-8
Brahama D. Sharma e Jerry Donohue. (1962). Um refinamento da estrutura cristalina do gálio. Zeitschrift fiir Kristallographie, Bd. 117, S. 293-300.
Wang, W., Qin, Y., Liu, X. et al. (2011). Distribuição, ocorrência e causas de enriquecimento de gálio em carvões do Jungar Coalfield, Mongólia Interior. Sci. China Earth Sci. 54: 1053. doi.org/10.1007/s11430-010-4147-0
Marques Miguel. (s.f.). Gálio. Recuperado de: nautilus.fis.uc.pt
Os editores da Encyclopaedia Britannica. (5 de abril de 2018). Gálio. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com
Bloom Josh. (3 de abril de 2017). Gálio: derrete na boca, não nas mãos! O Conselho Americano de Ciência e Saúde. Recuperado de: acsh.org
Dr. Doug Stewart. (2019). Fatos sobre o elemento de gálio. Chemicool. Recuperado de: chemicool.com
Centro Nacional de Informações sobre Biotecnologia. (2019). Gálio. Banco de dados PubChem. CID = 5360835. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov