Galio: propiedades, estructura, obtención, usos

El galio es un elemento metálico que viene representado por el símbolo Ga y que pertenece al grupo 13 de la tabla periódica. Químicamente se parece al aluminio en su anfoterismo; sin embargo, ambos metales terminan exhibiendo propiedades que los vuelven diferenciables el uno del otro.

Por ejemplo, las aleaciones de aluminio pueden trabajarse para darles todo tipo de figuras; mientras que las del galio tienen puntos de fusión muy bajos, consistiendo prácticamente de líquidos plateados. Asimismo, el punto de fusión del galio es más bajo que el del aluminio; el primero puede derretirse por el calor de la mano, mientras que el segundo no.

La similitud química entre el galio y el aluminio los agrupan también geoquímicamente; esto es, los minerales o rocas ricas en aluminio, como las bauxitas, tienen concentraciones estimables de galio. A parte de esta fuente mineralógica, se encuentran otras de zinc, plomo y carbono, ampliamente difundidas por toda la corteza terrestre.

Popularmente el galio no es un metal bastante conocido. Su mero nombre puede evocar en la mente la imagen de un gallo. De hecho, suele encontrarse representaciones gráficas y generales del galio con la imagen de un gallo plateado; pintada con galio líquido, sustancia de gran mojabilidad sobre el vidrio, cerámicas y misma la mano.

Los experimentos en los cuales se derriten trozos de galio metálico con las manos son frecuentes, así como la manipulación de su líquido y su tendencia a manchar todo lo que toca.

Si bien el galio no es tóxico, como lo es el mercurio, es un agente destructor de metales, pues los vuelve quebradizos e inservibles (en primera instancia). Por otro lado, farmacológicamente interviene en los procesos donde las matrices biológicas utilizan hierro.

Para quienes están en el mundo de la optoelectrónica y los semiconductores, tendrán en alta estima al galio, equiparable y, quizás, superior al mismo silicio. Por otro lado, con el galio se han fabricado termómetros, espejos y objetos basados en sus aleaciones.

Químicamente, este metal todavía tiene mucho que ofrecer; quizás en el campo de la catálisis, de la energía nuclear, en el desarrollo de nuevos materiales semiconductores, o “sencillamente” en el esclarecimiento de su estructura confusa y compleja.

Índice del artículo

• 1 Historia
  • 1.1 Predicciones de su existencia
  • 1.2 Descubrimiento y aislamiento
• 2 Propiedades físicas y químicas
  • 2.1 Apariencia y características físicas
  • 2.2 Número atómico (Z)
  • 2.3 Masa molar
  • 2.4 Punto de fusión
  • 2.5 Punto de ebullición
  • 2.6 Densidad
  • 2.7 Calor de fusión
  • 2.8 Calor de vaporización
  • 2.9 Capacidad calorífica molar
  • 2.10 Presión de vapor
  • 2.11 Electronegatividad
  • 2.12 Energías de ionización
  • 2.13 Conductividad térmica
  • 2.14 Resistividad eléctrica
  • 2.15 Dureza de Mohs
  • 2.16 Viscosidad
  • 2.17 Tensión superficial
  • 2.18 Anfoterismo
  • 2.19 Reactividad
• 3 Estructura y configuración electrónica
  • 3.1 Complejidad
  • 3.2 Dímeros
  • 3.3 Fases bajo altas presiones
  • 3.4 Números de oxidación
• 4 Dónde se encuentra y obtención
  • 4.1 Cromatografía de intercambio iónico y electrólisis
• 5 Isótopos
• 6 Riesgos
  • 6.1 Ambientales y físicos
  • 6.2 Daños a los metales
• 7 Usos
  • 7.1 Termómetros
  • 7.2 Fabricación de espejos
  • 7.3 Computadoras
  • 7.4 Fármacos
  • 7.5 Tecnológicos
  • 7.6 Catalizadores
• 8 Referencias

Historia

Predicciones de su existencia

En 1871, el químico ruso Dmitri Mendeleev ya había predicho la existencia de un elemento cuyas propiedades se parecían a las del aluminio; al cual, nombró como ekaluminio. Este elemento debía ubicarse justo debajo del aluminio. Mendeleev además predijo las propiedades (densidad, punto de fusión, fórmulas de sus óxidos, etc.) del ekaluminio.

Descubrimiento y aislamiento

Sorprendentemente, cuatro años más tarde el químico francés Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran, había dado con un nuevo elemento en una muestra de esfalerita (blenda de zinc), proveniente de los Pirineos. Pudo descubrirlo gracias a un análisis espectroscópico, en el cual observó el espectro de dos líneas violetas que no coincidía con el de otro elemento.

Habiendo descubierto un nuevo elemento, Lecoq realizó experimentos sobre 430 kg de esfalerita, del cual pudo aislar 0,65 gramos de este; y tras una serie de mediciones de sus propiedades físicas y químicas, llegó a la conclusión de que se trataba del ekaluminio de Mendeleev.

Para aislarlo, Lecoq realizó la electrólisis de su respectivo hidróxido en hidróxido de potasio; probablemente el mismo con que disolvió la esfalerita. Al certificar que era el ekaluminio, y por ser además su descubridor, le otorgó el nombre de ‘galio’ (galium en inglés). Este nombre derivó del nombre ‘Gallia’, el cual en latín significa Francia.

Sin embargo, el nombre presenta otra curiosidad: ‘Lecoq’ en francés quiere decir ‘gallo’, y en latín ‘gallus’. Por ser un metal, ‘gallus’ se transformó en ‘gallium’; aunque en español la conversión es mucho más directa. Es así que no es coincidencia que se piense en un gallo cuando se habla del galio.

Propiedades físicas y químicas

Apariencia y características físicas

El galio es un metal plateado de superficie vidriosa, inodoro, con un sabor astringente. Su sólido es suave y quebradizo, y cuando se fractura lo hace de manera concoidal; es decir, los pedazos formados son curvos, parecidos a las conchas marinas.

Cuando se derrite, dependiendo del ángulo con que se observe, puede mostrar un brillo azulado. Este líquido plateado no es tóxico al contacto; sin embargo, se “aferra” demasiado a las superficies, sobre todo si se tratan de cerámicas o vidrios. Por ejemplo, una sola gota de galio puede impregnar el interior de un vaso de vidrio para recubrirlo de un espejo plateado.

Si se deposita en galio líquido un fragmento sólido del mismo, este sirve como un núcleo donde se desarrollan y crecen rápidamente cristales rutilantes de galio.

Número atómico (Z)

31 (₃₁Ga)

Masa molar

69,723 g/mol

Punto de fusión

29,7646 ºC. Esta temperatura puede alcanzarse si se mantiene apretado un cristal de galio entre las dos manos hasta derretirse.

Punto de ebullición

2400 ºC. Nótese la gran brecha que hay entre los 29,7 ºC y los 2400 ºC; es decir, el galio líquido tiene una presión de vapor muy baja, y este hecho lo vuelve uno de los elementos con mayor diferencia de temperatura entre el estado líquido y gaseoso.

Densidad

-A temperatura ambiente: 5,91 g/cm³

-En el punto de fusión: 6,095 g/cm³

Nótese que con el galio ocurre lo mismo que con el agua: la densidad de su líquido es mayor que la de su sólido. Por lo tanto, sus cristales flotarán sobre galio líquido (icebergs de galio). De hecho, es tal la expansión del volumen del sólido (tres veces), que resulta inconveniente almacenar galio líquido en recipientes que no sean de plásticos.

Calor de fusión

5,59 kJ/mol

Calor de vaporización

256 kJ/mol

Capacidad calorífica molar

25,86 J/(mol·K)

Presión de vapor

A 1037 ºC apenas su líquido ejerce una presión de 1 Pa.

Electronegatividad

1,81 en la escala de Pauling

Energías de ionización

-Primera: 578,8 kJ/mol (Ga⁺ gaseoso)

-Segunda: 1979,3 kJ/mol (Ga²⁺ gaseoso)

-Tercera: 2963 kJ/mol (Ga³⁺ gaseoso)

Conductividad térmica

40,6 W/(m·K)

Resistividad eléctrica

270 nΩ·m a 20 ºC

Dureza de Mohs

1,5

Viscosidad

1,819 cP a 32 ºC

Tensión superficial

709 dinas/cm a 30 ºC

Anfoterismo

Al igual que el aluminio, el galio es anfotérico; reacciona tanto con ácidos como con bases. Por ejemplo, los ácidos fuertes pueden disolverlo para formar sales de galio (III); si se tratan del H₂SO₄ y HNO₃, se producen Ga₂(SO₄)₃ y Ga(NO₃)₃, respectivamente. Mientras que al reaccionar con las bases fuertes se producen sales de galatos, con el ion Ga(OH)₄^–.

Nótese la semejanza entre el Ga(OH)₄^– y el Al(OH)₄^– (aluminato). Si al medio se adiciona amoníaco, se forma el hidróxido de galio (III), Ga(OH)₃, el cual también es anfotérico; al reaccionar con bases fuertes, produce otra vez el Ga(OH)₄^–, pero si reacciona con ácidos fuertes libera el acuo complejo [Ga(OH₂)₆]³⁺.

Reactividad

El galio metálico es relativamente inerte a temperatura ambiente. No reacciona con el aire, ya que una fina capa de óxido, Ga₂O₃, lo protege del oxígeno y el azufre. Sin embargo, cuando se calienta la oxidación del metal continúa, transformándose completamente en su óxido. Y si hay azufre presente, a altas temperaturas reacciona para formar el Ga₂S₃.

No solamente hay óxidos y sulfuros de galio, sino también fosfuros (GaP), arseniuros (GaAs), nitruros (GaN) y antimoniuros (GaSb). Tales compuestos pueden originarse mediante la reacción directa de los elementos a temperaturas elevadas, o mediante rutas sintéticas alternativas.

Asimismo, el galio puede reaccionar con los halógenos para formar sus respectivos haluros; tales como Ga₂Cl₆, GaF₃ y Ga₂I₃.

Este metal, al igual que el aluminio y sus congéneres (miembros del mismo grupo 13), pueden interaccionar covalentemente con los átomos de carbono para originar compuestos organometálicos. En el caso de aquellos con enlaces Ga-C, se llaman organogalios.

Lo más interesante del galio no es ninguna de sus características químicas anteriores, sino su enorme facilidad con la que puede alearse (parecida a la del mercurio y su proceso de amalgamiento). Sus átomos Ga se “codean” con rapidez entre los cristales metálicos, lo cual da lugar a aleaciones de galio.

Estructura y configuración electrónica

Complejidad

El galio no solo es inusual respecto al hecho de que sea un metal que funda con el calor de la palma de la mano, sino que además su estructura es compleja e incierta.

Por un lado, se sabe que sus cristales adoptan una estructura ortorrómbica (Ga-I) bajo condiciones normales; sin embargo, esta es apenas una de las tantas fases posibles para este metal, del cual no se halla precisado cuál es con exactitud el ordenamiento de sus átomos. Se trata pues de una estructura más compleja de lo que pudiera aparentar a simple vista.

Pareciera ser que los resultados varían de acuerdo al ángulo o dirección en que se analiza su estructura (anisotropía). Asimismo, dichas estructuras son muy susceptibles al menor cambio de temperatura o presión, lo cual ocasiona que el galio no pueda definirse como un único tipo de cristal en el momento de la interpretación de los datos.

Dímeros

Los átomos Ga interaccionan unos con otros gracias al enlace metálico. No obstante, se ha encontrado cierto grado de covalencia entre dos átomos vecinos, por lo que se asume la existencia del dímero Ga₂ (Ga-Ga).

En teoría, dicho enlace covalente debería formarse por el solapamiento del orbital 4p, con su único electrón de acuerdo a la configuración electrónica:

[Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹

A esta mezcla de interacciones covalentes-metálicas se le atribuye el bajo punto de fusión del galio; ya que, si bien por un lado puede haber un “mar de electrones” que mantiene fuertemente unidos los átomos Ga en el cristal, por el otro las unidades estructurales constan de dímeros Ga₂, cuyas interacciones intermoleculares son débiles.

Fases bajo altas presiones

Cuando la presión aumenta de 4 a 6 GPa, los cristales de galio sufren transiciones de fase; de la ortorrómbica pasa a la cúbica centrada en el cuerpo (Ga-II), y de esta pasa finalmente a la tetragonal centrada en el cuerpo (Ga-III). En el intervalo de presiones se van formando posiblemente una mezcla de cristales, lo cual dificulta aún más la interpretación de las estructuras.

Números de oxidación

Los electrones más energéticos son los que se encuentran en los orbitales 4s y 4p; al haber tres de ellos, se espera por tanto que el galio pueda perderlos cuando se combina con elementos más electronegativos que él.

Cuando esto ocurre, se asume la existencia del catión Ga³⁺, y se dice que su número o estado de oxidación es +3 o Ga(III). De hecho, este es el más común de todos sus números de oxidación. Los siguientes compuestos, por ejemplo, poseen al galio como +3: Ga₂O₃ (Ga₂³⁺O₃^2-), Ga₂Br₆ (Ga₂³⁺Br₆^–), Li₃GaN₂ (Li₃⁺Ga³⁺N₂^3-) y Ga₂Te₃ (Ga₂³⁺Te₃^2-).

El galio también puede encontrarse con números de oxidación de +1 y +2; aunque son mucho menos comunes que el +3 (similar como sucede con el aluminio). Ejemplos de tales compuestos son el GaCl (Ga⁺Cl^–), Ga₂O (Ga₂⁺O^2-) y el GaS (Ga²⁺S^2-).

Nótese que siempre se asume (acertadamente o no) la existencia de los iones con magnitudes de carga idénticas al número de oxidación que se considere.

Dónde se encuentra y obtención

El galio se encuentra en la corteza terrestre con una abundancia proporcional a la de los metales cobalto, plomo y niobio. Se presenta como un sulfuro u óxido hidratado, ampliamente difundidos como impurezas contenidas en otros minerales.

Sus óxidos y sulfuros son pocos solubles en agua, por lo que la concentración del galio en los mares y ríos es baja. Además, el único mineral “rico” en galio es la gallita (CuGaS₂, imagen superior). No obstante, resulta impráctico explotar la gallita para obtener este metal. Menos conocido todavía es el mineral plumbogumita de galio.

Por lo tanto, no existen menas ideales para este metal (con una concentración mayor al 0,1% en masa).

En lugar de ello, el galio se obtiene como un producto secundario del tratamiento metalúrgico de las menas de otros metales. Por ejemplo, puede extraerse de las bauxitas, blendas de zinc, alumbres, carbones, galenas, piritas, germanitas, etc.; es decir, suele estar asociado con el aluminio, zinc, carbono, plomo, hierro y el germanio en distintos cuerpos minerales.

Cromatografía de intercambio iónico y electrólisis

Cuando se digieren o disuelven la materia prima mineral, ya sea en medios fuertemente ácidos o básicos, se obtiene una mezcla de iones metálicos solubilizados en agua. Al ser el galio un producto secundario, sus iones Ga³⁺ permanecen disueltos en la mezcla una vez se ha precipitado los metales de interés.

Así pues, se desea separar estos Ga³⁺ de los otros iones, con el único propósito de aumentar su concentración y la pureza del metal resultante.

Para ello, además de las técnicas convencionales de precipitación, se recurre a la cromatografía de intercambio iónico mediante el uso de una resina. Gracias a esta técnica se logra separar (por ejemplo) el Ga³⁺ del Ca²⁺ o Fe³⁺.

Una vez se ha obtenido una solución altamente concentrada de iones Ga³⁺, se le somete a electrólisis; es decir, el Ga³⁺ recibe electrones para poder formarse como un metal.

Isótopos

El galio se encuentra en la naturaleza principalmente como dos isótopos: el ⁶⁹Ga, con una abundancia del 60,11 %; y el ⁷¹Ga, con una abundancia del 39,89 %. Es por esta razón que el peso atómico del galio es 69,723 u. Los demás isótopos del galio son sintéticos y radiactivos, con masas atómicas oscilando entre ⁵⁶Ga a ⁸⁶Ga.

Riesgos

Ambientales y físicos

Desde el punto de vista ambiental, el galio metálico es poco reactivo y soluble en agua, por lo que sus derrames en teoría no representan riesgos de contaminación severos. Además, se desconoce qué rol biológico pueda tener en los organismos, siendo la mayoría de sus átomos excretados por la orina, sin signos de poder acumularse en ninguno de sus tejidos.

A diferencia del mercurio, el galio sí puede manipularse con las manos desnudas. De hecho, es bastante común el experimento de intentar derretirlo con el calor de las manos. Una persona puede tocar el líquido plateado resultante sin temor a que dañe o lastime su piel; aunque sí deja una mancha plateada en ella.

Ahora bien, ingerirlo sí podría ser tóxico, ya que en teoría se disolvería en el estómago para generar GaCl₃; sal de galio cuyos efectos en el cuerpo son independientes del metal.

Daños a los metales

El galio se caracteriza por manchar o adherirse en sumo grado a las superficies; y si estas son metálicas, las atraviesa y forma aleaciones instantáneamente. Esta característica suya de poder alearse con casi todos los metales hace que no sea apropiado derramar galio líquido sobre ningún objeto de metal.

Por lo tanto, los objetos metálicos corren el riesgo de resquebrajarse en pedazos en presencia del galio. Su acción puede ser tan lenta y desapercibida, que trae consigo sorpresas indeseables; en especial, si se ha derramado sobre una silla metálica, la cual pudiera venirse abajo cuando alguien se sentara en ella.

Es por eso que aquellos que desean manipular galio no deben nunca ponerlo en contacto con otros metales. Por ejemplo, su líquido es capaz de disolver el papel aluminio, así como colarse en los cristales de indio, hierro y estaño, para volverlos quebradizos.

En términos generales, pese a lo recién mencionado, y al hecho de que sus vapores están casi ausentes a temperatura ambiente, el galio suele considerarse como un elemento seguro y de nula toxicidad.

Usos

Termómetros

El galio ha sustituido al mercurio como líquido para leer las temperaturas marcadas por el termómetro. Sin embargo, su punto de fusión de 29,7 ºC todavía es alto para dicha aplicación, razón por la cual en su estado metálico no sería viable utilizarlo en los termómetros; en su lugar, se utiliza una aleación llamada Galinstan (Ga-In-Sn).

La aleación galinstan tiene un punto de fusión alrededor de los -18 ºC, y sumado su nula toxicidad lo convierte en una sustancia ideal para el diseño de termómetros médicos independientes del mercurio. De esta manera, si se quebrara sería seguro limpiar el desastre; aunque ensuciaría el piso debido a su capacidad de mojar las superficies.

Fabricación de espejos

Nuevamente, se hace mención de la mojabilidad del galio y sus aleaciones. Al tocar una superficie de porcelana, o un vidrio, se esparce por toda la superficie hasta cubrirla por completo en un espejo plateado.

Además de espejos, las aleaciones de galio se han utilizado para crear objetos de todas las formas, pues una vez se enfrían solidifican. Esto podría tener un gran potencial nanotecnológico: el construir objetos de dimensiones muy pequeñas, que lógicamente operarían a temperaturas bajas, y mostrarían propiedades únicas basadas en el galio.

Computadoras

A partir de las aleaciones de galio se han elaborado pastas térmicas utilizadas en los procesadores de las computadoras.

Fármacos

Los iones Ga³⁺ guardan cierto parecido con los Fe³⁺ en el modo en cómo intervienen en los procesos metabólicos. Por lo tanto, si hay una función, parásito o bacteria que requieran del hierro para desempeñarse, pueden detenerse al confundirlo por el galio; tal es el caso de las bacterias pseudomonas.

Entonces, es aquí donde aparecen los fármacos de galio, lo cuales pueden consistir simplemente de sus sales inorgánicas, o de organogalios. La Ganita, nombre comercial para el nitrato de galio, Ga(NO₃)₃, se utiliza para regular las altas concentraciones de calcio (hipercalcemia) asociadas al cáncer de hueso.

Tecnológicos

El arseniuro y nitruro de galio se caracterizan por ser semiconductores, los cuales han llegado a sustituir al silicio en ciertas aplicaciones optoelectrónicas. Con ellos se han fabricados transistores, diodos láseres y de emisores de luz (azul y violeta), chips, celdas solares, etc. Por ejemplo, gracias a los rayos láseres del GaN se pueden leer los discos Blu-Ray.

Catalizadores

Los óxidos de galio han sido usados para estudiar su catálisis en distintas reacciones orgánicas de gran interés industrial. Uno de los catalizadores de galio más recientes consiste de su propio líquido, sobre el cual se dispersan átomos de otros metales que funcionan como los centros o sitios activos.

Por ejemplo, se ha estudiado el catalizador de galio-paladio en la reacción de deshidrogenación del butano; esto es, convertir al butano en especies insaturadas más reactivas, necesarias para otros procesos industriales. Este catalizador consiste del galio líquido actuando como soporte para los átomos de paladio.

Referencias

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