Gallium
Gallium is een scheikundig element met symbool Ga en atoomnummer 31. Het is een zilverwit hoofdgroepmetaal.
Inhoud
Ontdekking[bewerken]
Toen het periodiek systeem voor het eerst werd voorgesteld was het element nog niet bekend en een van de belangrijkste voorspellingen die Dmitri Mendelejev op grond van zijn systeem deed, was dat er nog een element in de boorgroep gevonden moest worden, één periode na aluminium. Hij noemde het eka-aluminium, waarbij eka een Sanskrietvoorvoegsel is dat één betekent. Hij voorspelde dat het iets zwaarder dan zink zou zijn en vooral driewaardige verbindingen zou vormen. In 1875 vond Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran het element door middel van spectroscopie, en in hetzelfde jaar isoleerde hij het metaal door elektrolyse van een oplossing van galliumhydroxide in kaliumhydroxide.[1] De correcte voorspelling van het bestaan en de eigenschappen van gallium en ook van de elementen germanium en scandium door Mendelejev was een belangrijke overwinning voor de geloofwaardigheid van het periodiek systeem. Het nieuwe element werd vernoemd naar Gallia, de Latijnse benaming voor Frankrijk.
Toepassingen[bewerken]
De meest voorkomende toepassingen van gallium liggen in de analoge geïntegreerde circuits en opto-elektrische apparaten, zoals laserdiodes en leds. Andere industriële toepassingen van gallium zijn:
- Voor het produceren van zeer zuivere spiegels wordt gallium gebruikt om glas en porselein voor te bewerken.
- In de halfgeleiderindustrie wordt gallium onder andere gebruikt bij de productie van transistors.
- Gallium kan met veel andere metalen legeringen vormen en wordt daarvoor hoofdzakelijk gebruikt als component in legeringen met een laag smeltpunt.
- In thermometers voor gebruik bij hoge temperaturen wordt gallium gebruikt.[1]
Verbindingen van gallium met elementen uit de stikstofgroep zoals galliumarsenide (GaAs) en galliumfosfide (GaP) zijn zogenaamde III-V-halfgeleiders met een structuur die een variant is op de bekende diamantstructuur van silicium. GaAs heeft echter in tegenstelling tot silicium een directe band gap. Het wordt onder andere toegepast in vastestoflasers. Galliumnitride (GaN) wordt als halfgeleider gebruikt in blauwe leds.
Opmerkelijke eigenschappen[bewerken]
Gallium is een van de weinige stoffen die uitzet bij stollen (3,1%);[1] een eigenschap die het metaal deelt met water en bismut. Het smeltpunt van dit zilverwitte metaal is laag, 29,7710 °C, maar het kookpunt ligt hoog: 2204 °C. Wanneer het gelegeerd wordt met indium komt het smeltpunt zelfs onder kamertemperatuur te liggen. Deze vloeibare metaallegering wordt veel gebruikt om Ohmse contacten aan te brengen. Het voordeel van deze vloeistof is dat hij niet veel vluchtiger is dan een stuk koper. Vloeibaar gallium vormt geen druppels op porselein of glas maar vloeit uit, waarbij zich een heldere spiegel vormt.[1] Doordat nucleatie vaak uitblijft onder zijn vriespunt heeft het een sterke neiging tot superkoeling; het metaal blijft dan vloeibaar en moet met andere middelen tot stollen worden gebracht.[1]
Galliumchemie lijkt vrij veel op die van aluminium, het vormt voornamelijk verbindingen in een +3 oxidatietoestand, hoewel lagere oxidatiegetallen wel mogelijk zijn. Het wordt maar langzaam door zuren aangetast en is redelijk stabiel aan de lucht.
Verschijning[bewerken]
Het element komt in kleine hoeveelheden voor in mineralen als diaspoor, sfaleriet, germaniet en bauxiet en ook in steenkool en wordt als bijproduct gewonnen.[1]
Isotopen[bewerken]
| Meest stabiele isotopen | |||||
|---|---|---|---|---|---|
| Iso | RA (%) | Halveringstijd | VV | VE (MeV) | VP |
| 67Ga | syn | 3,2612 d | EV | 1,000 | 67Zn |
| 69Ga | 60,108 | stabiel met 38 neutronen | |||
| 71Ga | 39,892 | stabiel met 40 neutronen | |||
Van gallium komen in de natuur op aarde twee stabiele isotopen (69Ga en 71Ga) voor in een verhouding van ongeveer 60/40%. Daarnaast is er een aantal kortlevende radioactieve isotopen bekend waarvan 67Ga met een halveringstijd van ruim 3 dagen het meest stabiel is.
Toxicologie en veiligheid[bewerken]
Van gallium en galliumverbindingen is aangetoond dat ze niet giftig zijn en het element speelt geen bekende rol in de biologie.
Externe links[bewerken]
| Bronnen, noten en/of referenties |
| Chemische elementen en isotopen | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
|
