Gallium
[Ar] 3d10 4s2 4p1 69 Ga 31
↓ Periodická tabulka ↓
Obecné
Název, značka, číslo	Gallium, Ga, 31
Cizojazyčné názvy	lat. Gallium
Skupina, perioda, blok	13. skupina, 4. perioda, blok p
Chemická skupina	Nepřechodné kovy
Koncentrace v zemské kůře	15 ppm
Koncentrace v mořské vodě	0,00003 mg/l
Vzhled	Stříbrolesklý kov
Identifikace
Registrační číslo CAS	7440-55-3
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost	69,7234
Atomový poloměr	135 pm
Kovalentní poloměr	122 pm
Van der Waalsův poloměr	187 pm
Iontový poloměr	62 pm
Elektronová konfigurace	[Ar] 3d10 4s2 4p1
Oxidační čísla	I, II, III
Elektronegativita (Paulingova stupnice)	1,81
Ionizační energie
První	578,8 KJ/mol
Druhá	1879,3 KJ/mol
Třetí	2963 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava	Kosočtverečná
Molární objem	11,80×10−6 m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota	5,91 g/cm3
Skupenství	Pevné
Tvrdost	1,5
Tlak syté páry	100 Pa při 1620K
Rychlost zvuku	2740 m/s
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost	40,6 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání	29,7645 °C (302,9145 K)
Teplota varu	2204 °C (2 477,15 K)
Skupenské teplo tání	5,59 KJ/mol
Skupenské teplo varu	254 KJ/mol
Měrná tepelná kapacita	25,86 Jmol−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost	6,78×106 S/m
Měrný elektrický odpor	0,5298 µΩ·m
Standardní elektrodový potenciál	-0,53 V
Magnetické chování	Diamagnetický
Bezpečnost
GHS05 [1] Nebezpečí[1]
R-věty	R34
S-věty	S26, S36/37/39, S45
Izotopy
I V (%) S T1/2 Z E (MeV) P 67Ga umělý 3,261 7 dne ε 1,001 3 67Zn 68Ga umělý 67,71 minuty ε β+ 2,921 1 68Zn 69Ga 60,1% je stabilní s 38 neutrony 70Ga umělý 21,14 minuty β− 1,656 70Ge 71Ga 39,9% je stabilní s 40 neutrony 72Ga umělý 14,10 hodiny β− 4,001 72Ge 73Ga umělý 4,86 hodiny β− 1,593 73Ge
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Al ⋏ Zinek ≺ Ga ≻ Germanium ⋎ In

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

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. Vlastnosti gallitých solí jsou velmi podobné solím hlinitým.

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.

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, Al₂O₃.2H₂O a sfaleritu ZnS (okolo 0,002 %).^[zdroj?] Nerost nejbohatší na gallium je germanit ze Tsumebu v jihozápadní Africe, který obsahuje 0,6–0,7 % gallia.

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

• 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. 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.

• Největší současného využití gallia je v elektronice. Je důležitým prvkem při výrobě mnoha typů tranzistorů a především světlo vyzařujících diod v polovodičových technologiích. 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.

Soli gallité se ve vodě hydrolyticky štěpí. Soli galnaté tvoří ve svých sloučeninách dimerní kation Ga 4+
2 .

• 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 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 (gallan) GaH₃ je bezbarvý plyn, který se velmi snadno rozkládá. Tato látka snadno polymeruje. Ve vodě se rozkládá za vzniku vodíku a oxidu gallitého.

• COTON F.A., 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 ISBN 80-85427-38-9

• Obrázky, zvuky či videa k tématu gallium na Wikimedia Commons
• Slovníkové heslo gallium ve Wikislovníku