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갈륨

Gallium
이 기사는 화학 원소에 관한 것입니다. 기타 용도는 Gallium(동음이의명백)을 참조하십시오.
갈륨
갈륨
발음/ˈɡæ리 əm/ (GAL-ee-əm)
외모은청색의
표준 원자량 Ar°(Ga)
  • 69.723±0.001
  • 69.723±0.001 (abridged)[1]
주기율표에서 갈륨
수소 헬륨
리튬 베릴륨 붕소 탄소 질소 산소 플루오린 네온
나트륨 마그네슘 알루미늄 실리콘 인 유황 염소 아르곤
칼륨 칼슘 스칸듐 티타늄 바나듐 크롬 망간 철 코발트 니켈 구리 아연 갈륨 게르마늄 비소 셀레늄 브로민 크립톤
루비듐 스트론튬 이트리움 지르코늄 니오븀 몰리브덴 테크네튬 루테늄 로듐 팔라듐 실버 카드뮴 인듐 주석 안티몬 텔루륨 요오드 제논
세슘 바륨 란타넘 세륨 프라세오디뮴 네오디뮴 프로메튬 사마륨 유로퓸 가돌리늄 테르븀 디스프로슘 홀뮴 에르븀 툴륨 이터븀 루테튬 하프늄 탄탈룸 텅스텐 레늄 오스뮴 이리듐 플래티넘 골드 수은(원소) 탈륨 이끌다 비스무트 폴로늄 아스타틴 라돈
프랑슘 라듐 악티늄 토륨 프로탁티늄 우라늄 넵투늄 플루토늄 아메리슘 큐륨 베르켈륨 칼리포르늄 아인슈타이늄 페르뮴 멘델레븀 노벨륨 로렌시움 러더포디움 두브늄 시보르기움 보륨 하시움 미트네륨 다름슈타디움 뢴트게늄 코페르니슘 니혼륨 플레로븀 모스코비움 리보모륨 테넨신 오가네손
알
↑
가
↓
인
아연 ← 갈륨 → 게르마늄
원자번호 (Z)31
그룹.13조 (boron조)
기간4교시
블록 p블록
전자구성[Ar] 3d10 4s2 4p1
포탄당 전자2, 8, 18, 3
물성
단계 STP에서단단한
융점302.9146 K (29.7646 °C, 85.5763 °F)
끓는점2676 K (2403 °C, 4357 °F)[2][3]
밀도 (근처)5.91g/cm3
액체일 때에6.095g/cm3
융해열5.59kJ/mol
기화열256kJ/mol[2]
몰열용량25.86 J/(mol·K)
증기압
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
(K)에 1310 1448 1620 1838 2125 2518
원자적 성질
산화상태-5, -4, -3,[4] -2, -1, 0, +1, +2, +3[5] (양극성 산화물)
전기음성도폴링 눈금: 1.81
이온화 에너지
  • 1st: 578.8 kJ/mol
  • 2nd: 1979.3 kJ/mol
  • 3rd: 2963 kJ/mol
  • (더)
원자반지름경험적: 오후 135
공유반지름122±3pm
반데르발스 반지름187시
Color lines in a spectral range
갈륨 스펙트럼선
기타속성
자연발생원시의
결정구조 orthorhombic
Orthorhombic crystal structure for gallium
음속 가느다란 막대2740 m/s (at 20 °C)
열팽창18 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
열전도율40.6W/(m⋅K)
전기 비저항270 nΩ⋅m (at 20 °C)
자기순서반자성의
몰 자기 감수성-21.6x10cm−63/mol (290K에서)[6]
영률9.8 GPa
포아송비0.47
모스 경도1.5
브리넬 경도56.8–68.7 MPa
CAS 번호7440-55-3
역사
네이밍발견자의 고향 갈리아(라틴어로 프랑스) 이후.
예측드미트리 멘델레예프 (1871)
검색 및 첫 번째 격리Lecoq de Boisbaudran (1875)
갈륨 동위 원소
주동위원소[7] 썩음
흥겨운 ­춤 반감기 (t1/2) 모드 ­ 제품
66가 신스 9.5시간 β+ 66Zn
67가 신스 3.3 d ε 67Zn
68가 신스 1.2시간 β+ 68Zn
69가 60.1% 안정적인.
70가 신스 21분 β− 70게
ε 70Zn
71가 39.9% 안정적인.
72가 신스 14.1시간 β− 72게
73가 신스 4.9시간 β− 73게
카테고리: 갈륨
참고 문헌

갈륨은 화학 원소입니다; 그것은 기호 Ga와 원자 번호 31을 가지고 있습니다. 1875년 프랑스 화학자 폴-에밀 르코크 드 부아보드랑이 발견한 [8]갈륨은 주기율표의 13족에 속하며 이족의 다른 금속(알루미늄, 인듐, 탈륨)과 유사합니다.

원소 갈륨은 표준 온도와 압력에서 비교적 부드럽고 은 금속입니다. 액체 상태에서는 은백색으로 변합니다. 충분한 힘이 가해지면 고형 갈륨이 콘코이드로 골절될 수 있습니다. 갈륨은 1875년 발견된 이래로 녹는점이 낮은 합금을 만드는 데 널리 사용되었습니다. 또한 반도체 기판의 도펀트로 반도체에 사용됩니다.

갈륨의 녹는점은 온도 기준점으로 사용됩니다. 갈륨 합금은 수은의 독성이 없고 환경 친화적인 대안으로 온도계에 사용되며 수은보다 높은 온도에서도 견딜 수 있습니다. 물의 어는점보다 훨씬 낮은 -19 °C(-2 °F)의 용융점은 물의 어는점보다 낮은 것으로 주장되지만, 과냉각의 영향으로 어는점일 수 있습니다.

갈륨은 자연에서 자유 원소로 발생하는 것이 아니라 아연 광석(예를 들어, 스페랄라이트)과 보크사이트에서 미량의 갈륨(III) 화합물로 발생합니다. 갈륨 원소는 29.76 °C (85.57 °F) 이상의 온도에서 액체이며, 정상적인 인체 온도인 37.0 °C (98.6 °F)에서 사람의 손에서 녹습니다.

갈륨은 주로 전자 제품에 사용됩니다. 전자제품에서 갈륨의 주요 화학화합물인 갈륨비소는 마이크로파 회로, 고속 스위칭 회로, 적외선 회로 등에 사용됩니다. 반도체 질화 갈륨과 질화 인듐 갈륨은 청색과 보라색의 발광 다이오드와 다이오드 레이저를 생산합니다. 갈륨은 보석용 인공 가돌리늄 갈륨 가넷의 생산에도 사용됩니다. 갈륨은 미국 국립 의학 및 프론티어 미디어 도서관에서 기술적으로 중요한 요소로 간주됩니다.[9][10]

갈륨은 생물학에서 알려진 자연적인 역할이 없습니다. 갈륨(III)은 생물학적 시스템에서 제2철염과 유사한 방식으로 행동하며 의약품 및 방사선 의약품을 포함한 일부 의료 분야에서 사용되었습니다.

물성

용융물로부터 갈륨의 결정화

갈륨 원소는 자연에서 발견되지 않지만 제련을 하면 쉽게 얻을 수 있습니다. 매우 순수한 갈륨은 유리처럼 콘코이드로 부서지는 은빛의 푸른 금속입니다. 갈륨 액체는 응고되면 3.10% 팽창하므로 갈륨 상태가 변하면 용기가 파열될 수 있으므로 유리나 금속 용기에 보관해서는 안 됩니다. 갈륨은 물, 실리콘, 게르마늄, 비스무트, 플루토늄을 포함한 다른 물질들의 짧은 목록과 더 높은 밀도의 액체 상태를 공유합니다.[11]

86°F(30°C)의 액체 갈륨

갈륨은 대부분의 금속과 합금을 형성합니다. 알루미늄, 알루미늄-아연 합금[12] 및 강철과 같은 일부 금속의 균열 또는 결정립계로 쉽게 확산되어 액체 금속 취화라고 하는 강도 및 연성의 극단적인 손실을 유발합니다.[13]

갈륨의 녹는점은 302.9146 K (29.7646 °C, 85.5763 °F)로, 실온보다 약간 높고, 중위도 지역의 여름 낮 평균 기온과 거의 같습니다. 이 융점(mp)은 국제 도량형국(BIPM)이 제정한 1990년 국제 온도 척도(ITS-90)의 공식 온도 기준점 중 하나입니다.[14][15][16] 갈륨의 삼중점인 302.9166 K (29.7666 °C, 85.5799 °F)는 미국 국립 표준 기술 연구소(NIST)에서 녹는점보다 우선하여 사용합니다.[17]

갈륨의 녹는점은 사람의 손에서 녹고, 제거하면 굳어집니다. 액체 금속은 녹는점/냉동점 이하로 과냉각되는 경향이 강합니다: Ga 나노 입자는 90 K 이하의 액체 상태를 유지할 수 있습니다.[18] 수정으로 씨를 뿌리면 냉동을 시작하는 데 도움이 됩니다. 갈륨은 정상적인 실온 또는 그 근처에서 액체 상태인 것으로 알려진 4개의 비방사성 금속(세슘, 루비듐, 수은 포함) 중 하나입니다. 네 가지 중에서 갈륨은 반응성이 강하지도 않고 (루비듐이나 세슘처럼) 독성이 강하지도 않기 때문에 금속-유리 고온 온도계에 사용될 수 있는 유일한 물질입니다. 또한 금속의 액체 범위 중 가장 큰 것 중 하나이며 고온에서 낮은 증기압을 갖는 것도 눈에 띕니다. 갈륨의 끓는점인 2676 K는 절대적인 규모에서 녹는점보다 거의 9배나 높은 것으로, 어떤 원소보다도 녹는점과 끓는점 사이의 비율이 가장 높습니다.[19] 수은과 달리 액체 갈륨 금속은 대부분의 다른 물질(석영, 흑연, 갈륨(III) 산화물[20] 및 PTFE 제외)과 함께 유리와 피부를 적시기 [21]때문에 수은보다 독성이 훨씬 적고 훨씬 적은 예방 조치가 필요하지만 기계적으로 다루기가 더 어렵습니다. 유리에 칠해진 갈륨은 찬란한 거울입니다.[21] 이러한 이유로 금속 오염 및 동결-팽창 문제뿐만 아니라 갈륨 금속 샘플은 일반적으로 다른 용기 내에서 폴리에틸렌 패킷으로 공급됩니다.

결정축에[22] 따른 갈륨의 특성
소유물 a b c
α(~25°C, μm/m) 16 11 31
ρ(29.7°C, ω·m) 543 174 81
ρ (0 °C, N ω·m) 480 154 71.6
ρ(77K, ω·m) 101 30.8 14.3
ρ(4.2K, Pω·m) 13.8 6.8 1.6

갈륨은 어떤 단순한 결정 구조에서도 결정화되지 않습니다. 정상적인 조건에서 안정된 상은 기존의 단위 셀에서 원자 8개로 직교합니다. 단위 셀 내에서 각 원자는 가장 가까운 이웃을 하나씩만 가지고 있습니다(오후 244시 거리). 나머지 6개의 단위 셀 이웃은 27, 30, 39pm 더 멀리 떨어져 있고, 같은 거리로 짝을 지어 그룹화되어 있습니다.[23] 많은 안정적이고 준안정적인 상들이 온도와 압력의 함수로서 발견됩니다.[24]

가장 가까운 두 이웃 사이의 결합은 공유되고, 따라서 Ga2 이량체는 결정의 기본 구성 요소로 간주됩니다. 이것은 이웃 원소인 알루미늄과 인듐에 비해 낮은 융점을 설명합니다. 이 구조는 요오드와 현저하게 유사하며, 4s 전자와 [Ar]3d10 코어보다 핵에서 더 멀리 떨어진 갈륨 원자의 단일 4p 전자 사이의 상호작용 때문에 형성될 수 있습니다. 이 현상은 상온에서 액체인 "가짜-노블-가스" [Xe]4f5d6s14102 전자 구성으로 수은과 함께 재발합니다.[25] 3d10 전자는 외부 전자를 핵으로부터 잘 보호하지 못하므로 갈륨의 첫 번째 이온화 에너지는 알루미늄의 이온화 에너지보다 큽니다.[11] 액체2 상태에서는 가이량체가 지속되지 않으며 액체 갈륨은 대부분의 액체 금속에서 전형적인 11-12개의 이웃이 아닌 10개의 다른 원자로 둘러싸인 복잡한 저배위 구조를 나타냅니다.[26][27]

갈륨의 물리적 특성은 매우 이방성이며, 즉 3개의 주요 결정 축 a, b, c를 따라 다른 값을 가지며(표 참조), 선형(α)과 부피 열 팽창 계수 사이에 상당한 차이를 발생시킵니다. 갈륨의 특성은 특히 녹는점 근처에서 온도 의존성이 강합니다. 예를 들어, 열 팽창 계수는 용융 시 수백 % 증가합니다.[22]

동위 원소

주 기사: 갈륨 동위 원소

갈륨은 31개의 알려진 동위원소를 가지고 있으며, 질량수는 56에서 86까지입니다. 오직 두 가지 동위원소만이 안정적이고 자연적으로 발생합니다, 갈륨-69와 갈륨-71. 갈륨-69는 천연 갈륨의 약 60.1%를 차지하고 갈륨-71은 나머지 39.9%를 차지합니다. 다른 모든 동위 원소들은 방사성을 띠고 있으며, 갈륨-67이 가장 오래 존재합니다(반생 3.261일). 갈륨-69보다 가벼운 동위원소는 보통 베타 플러스 붕괴(양전자 방출)나 전자 포획을 통해 아연 동위원소로 붕괴하지만, 가장 가벼운 소수(질량 56-59)는 빠른 양성자 방출을 통해 붕괴합니다. 갈륨-71보다 무거운 동위 원소는 베타 마이너스 붕괴(전자 방출)를 통해 붕괴되며, 중성자 방출이 지연될 수 있으며, 갈륨-70은 베타 마이너스 붕괴와 전자 포획을 통해 붕괴될 수 있습니다. 갈륨-67은 붕괴 에너지가 양전자 방출을 허용하기에 충분하지 않기 때문에 붕괴 모드로서 전자 포획만을 갖는 빛 동위원소 중에서 유일합니다.[28] 갈륨-67과 갈륨-68은 모두 핵의학에 사용됩니다.

화학적 성질

주 기사: 갈륨 화합물

갈륨은 주로 +3 산화 상태에서 발견됩니다. +1 산화 상태는 일부 화합물에서도 발견되지만, 갈륨과 탈륨에서 더 무거운 동족체인 갈륨보다 덜 일반적입니다. 예를 들어, 매우 안정한 GaCl은2 갈륨(I)과 갈륨(III)을 모두 포함하며 GaGaCl로IIII4 공식화될 수 있습니다. 반면, 단염화물은 0°C 이상에서 불안정하여 갈륨과 갈륨(III) 염화물로 불균형합니다. Ga-Ga 결합을 포함하는 화합물은 진정한 갈륨(gallium)입니다.II) GaS(Ga24+(S2−)2로 공식화될 수 있는) 및 다이옥산 복합체 GaCl24(CHO482)과 같은 화합물.2[29]

수성화학

강산은 갈륨을 용해시켜 Ga(NO
3)(
3질산갈륨)과 같은 갈륨(III) 염을 형성합니다. 갈륨(III) 염의 수용액에는 수화된 갈륨 이온인 [Ga(HO
2)]
63+
[30]: 1033 가 포함되어 있습니다. 갈륨(III) 수산화물, Ga(OH)
3는 암모니아를 첨가하여 갈륨(III) 용액으로부터 침전될 수 있습니다. 100°C에서 Ga(OH)
3를 탈수하면 산화갈륨 수산화물, GaO(OH)가 생성됩니다.[31]: 140–141

알칼리성 수산화 용액은 갈륨을 용해시켜 Ga(OH)−
4 음이온을 포함하는 갈레이트 염(동일하게 명명된 갈산 염과 혼동되지 않음)을 형성합니다.[32][30]: 1033 [33] 양쪽성인 수산화갈륨도 알칼리에 녹아 갈레이트염을 형성합니다.[31]: 141 초기 연구에서는 Ga(OH)3−
6를 또 다른 가능한 갈레이트 음이온으로 제시했지만 [34]이후 연구에서는 발견되지 않았습니다.[33]

산화물과 칼코게나이드

갈륨은 비교적 높은 온도에서만 칼코겐과 반응합니다. 상온에서 갈륨 금속은 수동형 보호 산화물층을 형성하기 때문에 공기 및 물과 반응하지 않습니다. At higher temperatures, however, it reacts with atmospheric oxygen to form gallium(III) oxide, Ga
2O
3.[32] Reducing Ga
2O
3 with elemental gallium in vacuum at 500 °C to 700 °C yields the dark brown gallium(I) oxide, Ga
2O.[31]: 285 Ga
2O is a very strong reducing agent, capable of reducing H
2SO
4 to H
2S.[31]: 207 800°C에서 다시 갈륨과 GaO로
2
3 불균형합니다.[35]

Galium(III) 황화물, GaS는
2
3 3가지 결정 변형이 가능합니다.[35]: 104 갈륨과 황화수소(HS
2)를 950℃에서 반응시켜 만들 수 있습니다.[31]: 162 또는 Ga(OH)
3는 747°C에서 사용할 수 있습니다.[36]

2 Ga(OH)
3 + 3 H
2S → Ga
2S
3 + 6 H
2O

알칼리 금속 탄산염과 GaO의
2
3 혼합물을 HS와
2 반응시키면 [GaS
2
4]2−
 음이온을 포함하는 티오갈레이트가 생성됩니다. 강산은 이 염을 분해하여 HS를
2 방출합니다.[35]: 104–105 수은염인 HgGaS는
2
4 형광체로 사용될 수 있습니다.[37]

갈륨은 또한 갈륨과 같은 낮은 산화 상태에서 황화물을 형성합니다.II) 황화물 및 녹색 갈륨(I) 황화물, 후자는 질소 흐름 하에서 1000 °C로 가열하여 전자로부터 생성되는 것을 특징으로 하는 황화물.[35]: 94

다른 쌍성 칼코게나이드인 GaSe와
2
3 GaTe는
2
3 아연 블렌드 구조를 가지고 있습니다. 모두 반도체이지만 쉽게 가수분해되고 유용성이 제한적입니다.[35]: 104

질화물과 프닉타이드

질화 갈륨(왼쪽) 및 비소 갈륨(오른쪽) 웨이퍼

갈륨은 1050°C에서 암모니아와 반응하여 질화갈륨, GaN을 형성합니다. 갈륨은 또한 인, 비소 및 안티몬과 함께 인화갈륨(GaP), 비소(GaAs) 및 안티몬 갈륨(GaSb)이라는 2원 화합물을 형성합니다. 이들 화합물은 ZnS와 동일한 구조를 가지며, 중요한 반도체 특성을 가지고 있습니다.[30]: 1034 GaP, GaAs, GaSb는 갈륨이 원소 인, 비소 또는 안티몬과 직접 반응하여 합성될 수 있습니다.[35]: 99 그들은 GaN보다 더 높은 전기 전도도를 보입니다.[35]: 101 GaP는 낮은 온도에서 GaO와
2 인을 반응시킴으로써 합성될 수도 있습니다.[38]

갈륨은 3원 질화물을 형성합니다. 예를 들어 다음과 같습니다.[35]: 99

Li
3Ga + N
2 → Li
3GaN
2

비슷한 화합물인 LiGaP와
3
2 LiGaAs가
3
2 가능합니다. 이 화합물은 묽은 산과 물에 의해 쉽게 가수분해됩니다.[35]: 101

할리데스

참고 항목: 할로겐화 갈륨

산화갈륨은 HF 또는 F와
2 같은 불소화제와 반응하여 불화갈륨, GaF를
3 형성합니다. 물에 강하게 녹지 않는 이온성 화합물입니다. 그러나 불산에 용해되어 물, GaF
3·3과 함께 부가물을 형성합니다.HO
2. 이 부가물을 탈수하려고 하면 GaFOH
2·nHO가
2 됩니다. 그 부가물은 암모니아와 반응하여 GaF
3·3를 형성합니다.NH를
3 가열하여 무수 GaF를
3 형성할 수 있습니다.[31]: 128–129

삼염화 갈륨은 갈륨 금속과 염소 가스가 반응하여 형성됩니다.[32] 염화 갈륨(III)은 삼불화물과 달리 이량체 분자인 GaCl로
2
6 존재하며 녹는점은 78°C입니다. 동등한 화합물은 브롬과 요오드, GaBr
2
6 및 GaI로
2
6 형성됩니다.[31]: 133

다른 13족 트리할라이드와 마찬가지로 갈륨(III) 할라이드는 루이스 산으로 알칼리 금속 할라이드와 할로겐 수용체로 반응하여 GaX−
4 음이온을 포함하는 염을 형성하며, 여기서 X는 할로겐입니다. 그들은 또한 알킬 할라이드와 반응하여 카보케이션과−
4 GaX를 형성합니다.[31]: 136–137

갈륨(III) 할로겐화물은 고온으로 가열되면 원소 갈륨과 반응하여 각각의 갈륨(I) 할로겐화물을 형성합니다. 예를 들어, GaCl은
3 Ga와 반응하여 GaCl을 형성합니다.

2 Ga + GaCl
3 ⇌ 3 GaCl (g)

낮은 온도에서 평형은 왼쪽으로 이동하고 GaCl은 다시 원소 갈륨과 GaCl로
3 불균형합니다. GaCl은 950°C에서 Ga와 HCl을 반응시켜 생성될 수 있으며, 생성물은 빨간색 고체로 응축될 수 있습니다.[30]: 1036

갈륨(I) 화합물은 루이스 산과 부가물을 형성함으로써 안정화될 수 있습니다. 예:

GaCl + AlCl
3 → Ga+
[AlCl
4]−

소위 갈륨(gallium)이라 불리는II) 할라이드", GaX는
2 실제로 Ga+
[GaX
4] 구조를 갖는 각각의 갈륨(III) 할라이드와 함께 갈륨(I) 할라이드의 부가물입니다.−
 예:[32][30]: 1036 [39]

GaCl + GaCl
3 → Ga+
[GaCl
4]−

수소화물

알루미늄과 마찬가지로 갈륨도 갈란이라고 알려진 수소화물인 GaH를
3 형성하는데, 이 수소화물은 갈란산 리튬과 염화 갈륨(III
4)을 -30 °C에서 반응시킴으로써 생성될 수 있습니다.[30]: 1031

3 LiGaH
4 + GaCl
3 → 3 LiCl + 4 GaH
3

용매로서 디메틸에테르가 존재하는 경우, GaH는
3 (GaH
3)로 중합됩니다.
n 용매를 사용하지 않으면 이량체 GaH
2
6(디갈란)가 가스로 형성됩니다. 알루미늄의 배위수가 6인 α-AlH와
3 [30]: 1031 달리 두 개의 수소 원자가 두 갈륨 중심을 연결하는 디보레인과 유사한 구조를 가지고 있습니다.[30]: 1008

갈란은 -10°C 이상에서는 불안정하여 갈륨과 수소 원소로 분해됩니다.[40]

유기갈륨 화합물

주 기사: 유기갈륨 화학

오르가노갈륨 화합물은 오르가노인듐 화합물과 유사한 반응성을 가지며, 오르가노알루미늄 화합물보다는 반응성이 낮지만 오르가노탈륨 화합물보다는 반응성이 좋습니다.[41] 알킬갈륨은 단량체입니다. 루이스 산도는 Al > Ga > In의 순서로 감소하고 그 결과 유기알루미늄 화합물은 유기알루미늄 화합물처럼 가교 이량체를 형성하지 않습니다. 유기알루미늄 화합물은 유기알루미늄 화합물보다 반응성이 낮습니다. 그들은 안정적인 과산화물을 형성합니다.[42] 이 알킬 갈륨은 실온에서 액체이며 녹는점이 낮고 이동성이 뛰어나고 가연성이 높습니다. Triphenylgallium은 용액에서 단량체이지만 결정은 약한 분자간 Ga···C 상호작용으로 인해 사슬 구조를 형성합니다.[41]

삼염화갈륨은 카보갈화 반응과 같은 유기 갈륨 화합물의 형성을 위한 일반적인 시작 시약입니다.[43] 트리클로라이드 갈륨은 디에틸에테르에서 리튬 사이클로펜타디엔화물과 반응하여 삼각형 평면 갈륨 사이클로펜타디엔일 복합체 GaCp를3 형성합니다. 갈륨(I)은 헥사메틸벤젠과 같은 리간드와 복합체를 형성합니다. 이 리간드는 상당히 부피가 크기 때문에 [Ga(η-CME)]의 구조는 반쪽 샌드위치의 구조입니다. 메시틸렌과 같은 부피가 덜한 리간드는 두 개의 리간드가 구부러진 샌드위치 구조로 중앙 갈륨 원자에 부착되도록 합니다. 벤젠은 부피가 훨씬 덜 크고 이량체의 형성을 가능하게 합니다. 예를 들어 [Ga(η-CH)] [GaCl]·3CH입니다.

역사

작은 갈륨 방울이 서로 융합되어 있음

1871년, 갈륨의 존재는 러시아의 화학자 드미트리 멘델레예프에 의해 처음으로 예측되었고, 그는 그의 주기율표에서의 위치로부터 그것을 "에카-알루미늄"이라고 이름 지었습니다. 그는 또한 에카-알루미늄의 밀도, 녹는점, 산화물의 특성, 염화물에서의 결합과 같은 갈륨의 실제 특성과 밀접하게 일치하는 몇 가지 특성을 예측했습니다.[44]

멘델레예프의 1871년 예측과 갈륨의[45] 알려진 성질의 비교
소유물 멘델레예프의 예측 실속
원자량 ~68 69.723
밀도 5.9g/cm3 5.904g/cm3
융점 로우 29.767 °C
산화물의 공식 M2O3 가오23
산화물의 밀도 5.5g/cm3 5.88g/cm3
수산화물의 성질 양성의 양성의

멘델레예프는 나아가 분광기를 통해 에카-알루미늄이 발견될 것이며, 금속성 에카-알루미늄은 산과 알칼리 모두에서 천천히 용해되어 공기와 반응하지 않을 것이라고 예측했습니다. 그는 또한 MO가23 산에 용해되어 MX3 염을 제공하고, eka-알루미늄 염은 염기성 염을 형성하고, eka-알루미늄 황산염은 알루미늄을 형성해야 하며3, 무수 MCl은 ZnCl보다2 더 큰 휘발성을 가져야 한다고 예측했습니다. 이러한 예측은 모두 사실로 밝혀졌습니다.[45]

갈륨은 1875년 프랑스 화학자 Paul Emile Lecoq de Boisbaudran에 의해 스팔레라이트 샘플에서 특징적인 스펙트럼(두 개의 보라색 선)으로부터 분광법을 사용하여 발견되었습니다.[46] 그해 말, Lecoq는 수산화칼륨 용액에서 수산화물을 전기 분해하여 유리 금속을 얻었습니다.[47]

그는 이 원소를 갈리아라는 뜻의 라틴어 갈리아에서 모국인 프랑스의 이름을 따 "갈리아"라고 이름 지었습니다. 후에, 19세기 과학자들이 선호하는 종류의 다국어 말장난에서, 그는 또한 자신의 이름을 따서 갈륨이라고 지었다고 주장되었습니다. 레코크는 프랑스어로 "수탉"이고 라틴어로 "수탉"은 갈루스입니다. Lecoq는 1877년 기사에서 이 추측을 부인했습니다.[47]

원래 드 보이스바우드란은 갈륨의 밀도를 4.7g/cm로3 측정했는데, 이는 멘델레예프의 예측과 일치하지 않는 유일한 성질이었습니다. 그러자 멘델레예프는 그에게 편지를 써서 밀도를 재측정해야 한다고 제안했고, 드 보이스바우드란은 멘델레예프가 정확히 예측한 5.9g/cm의3 정확한 값을 얻었습니다.[45]

갈륨의 주요 용도는 1875년 발견 이후 반도체 시대까지 고온의 열측정기와 금속 합금으로 안정성이나 용융 용이성이 특이한 특성(일부는 실온에서 액체임)을 가지고 있었습니다.

1960년대 직접적인 밴드갭 반도체로서 갈륨비소의 개발은 갈륨의 응용에 있어서 가장 중요한 단계를 이끌었습니다.[21] 1960년대 후반, 전자 산업은 발광 다이오드, 태양광, 반도체를 제조하기 위해 상업적인 규모로 갈륨을 사용하기 시작했고, 금속 산업은 합금의 녹는점을 줄이기 위해 갈륨을[48] 사용했습니다.[49]

발생

갈륨은 지각에 자유 원소로 존재하지 않으며, 갈라이트(CuGaS2)와 같은 몇 안 되는 고함량 광물은 1차 공급원이 되기에는 너무 희귀합니다.[50] 지구 지각의 존재비는 약 16.9ppm입니다.[51] 이것은 납, 코발트, 니오븀의 지각 존재비와 맞먹습니다. 그러나 갈륨은 이러한 원소와 달리 광석에서 >0.1 wt.%의 농도로 자체 광석 퇴적물을 형성하지 않습니다. 오히려 아연 광석의 지각 값과 유사한 미량 농도와 알루미늄 [50][52]광석의 다소 높은 값(~ 50ppm)에서 발생하며, 이 둘 모두에서 부산물로 추출됩니다. 이러한 독립적인 퇴적물의 부족은 대부분의 광상 형성과 관련된 과정에서 강한 농축을 보이지 않는 갈륨의 지구화학적 행동 때문입니다.[50]

미국 지질조사국(USGS)은 알려진 보크사이트와 아연 광석 매장량에 100만 톤 이상의 갈륨이 포함되어 있다고 추정합니다.[53][54] 일부 석탄 연도 분진은 일반적으로 1 중량% 미만의 갈륨을 소량 포함하고 있습니다.[55][56][57][58] 그러나 이러한 양은 호스트 재료를 채굴하지 않으면 추출할 수 없습니다(아래 참조). 따라서 갈륨의 가용성은 기본적으로 보크사이트, 아연 광석 및 석탄이 추출되는 속도에 따라 결정됩니다.

생산 및 가용성

99.9999%(6N) 갈륨 진공 앰플 밀봉

갈륨은 다른 금속의 광석을 가공하는 과정에서 부산물로만 생산됩니다. 주요 원료는 알루미늄의 주요 광석인 보크사이트이지만, 황화 아연 광석에서도 소량이 추출됩니다(스팔레라이트는 주요 숙주 광물입니다).[59][60] 과거에는 특정 석탄이 중요한 공급원이었습니다.

Bayer 공정에서 보크사이트를 알루미나로 가공하는 과정에서 수산화나트륨액에 갈륨이 축적됩니다. 여기서 다양한 방법으로 추출할 수 있습니다. 가장 최근의 것은 이온 교환 수지의 사용입니다.[59] 달성 가능한 추출 효율은 사료 보크사이트의 원래 농도에 따라 결정적으로 달라집니다. 일반적인 사료 농도 50ppm에서 함유된 갈륨의 약 15%가 추출 가능합니다.[59] 나머지는 붉은 진흙과 수산화알루미늄 흐름에 보고됩니다. 갈륨은 용액에서 이온 교환 수지에서 제거됩니다. 전기 분해는 갈륨 금속을 제공합니다. 반도체 사용을 위해 영역 용융 또는 용융물로부터의 단결정 추출(Czochralski process)에 의해 추가로 정제됩니다. 99.9999%의 순도는 일상적으로 달성되며 상업적으로 이용 가능합니다.[61]

자메이카의 보크사이트 광산(1984)

그 부산물의 상태는 갈륨 생산이 연간 추출되는 보크사이트, 황화 아연 광석(및 석탄)의 양에 의해 제한된다는 것을 의미합니다. 따라서 그 가용성은 공급 가능성 측면에서 논의되어야 합니다. 부산물의 공급 잠재력은 현재 시장 상황(즉, 기술 및 가격)에서 연간 호스트 재료로부터 경제적으로 추출할 수 있는 양으로 정의됩니다.[62] 매장량과 자원은 주요 제품과 독립적으로 추출할 수 없기 때문에 부산물과 관련이 없습니다.[63] 최근의 추정에 따르면 갈륨의 공급 가능성은 보크사이트에서 최소 2,100 t/yr, 황화 아연 광석에서 85 t/yr, 석탄에서 잠재적으로 590 t/yr입니다.[59] 이러한 수치는 현재 생산량(2016년 375t)보다 상당히 높은 수치입니다.[64] 따라서 향후 갈륨 부산물 생산의 주요 증가는 생산 비용이나 가격의 큰 상승 없이도 가능할 것입니다. 저등급 갈륨의 평균 가격은 2016년에는 킬로그램당 120달러, 2017년에는 킬로그램당 135~140달러였습니다.[65]

2017년 세계 저등급 갈륨 생산량은 315톤으로 2016년보다 15% 증가했습니다. 중국, 일본, 한국, 러시아, 우크라이나가 주요 생산국이었고 독일은 2016년 갈륨의 1차 생산을 중단했습니다. 고순도 갈륨의 생산량은 약 180톤으로 대부분 중국, 일본, 슬로바키아, 영국 및 미국에서 생산되었습니다. 2017년 세계 연간 생산능력은 저등급은 730톤, 정제 갈륨은 320톤으로 추정되었습니다.[65]

중국은 2016년 250톤, 2017년 300톤의 저등급 갈륨을 생산했습니다. 전 세계 LED 생산량의 절반 이상을 차지하기도 했습니다.[65] 중국은 2023년 7월 기준으로 생산량의 80%[66]에서 95% 사이를 차지하고 있습니다.[67]

적용들

갈륨에 대한 상업적 수요는 반도체 애플리케이션이 전체의 98%를 차지할 정도로 압도적입니다. 다음 주요 용도는 가돌리늄 갈륨 가넷입니다.[68]

반도체

갈륨계 청색 LED

극도로 높은 순도(>99.9999%)의 갈륨은 반도체 산업에 사용하기 위해 상업적으로 이용 가능합니다. 전자부품에 사용되는 갈륨비소(GaAs)와 질화갈륨(GaN)은 2007년 미국 내 갈륨 소비량의 약 98%를 차지했습니다. 반도체 갈륨의 약 66%는 미국에서 초고속 로직 칩 제조, 휴대폰의 저잡음 마이크로파 프리앰프용 MESFET 등 집적회로(대부분 갈륨비소)에 사용되고 있습니다. 이 갈륨의 약 20%는 광전자에 사용됩니다.[53]

전 세계적으로 갈륨비소는 연간 전 세계 갈륨 소비량의 95%를 차지합니다.[61] 2016년에는 75억 달러에 달했으며 53%는 휴대폰에서, 27%는 무선 통신에서, 나머지는 자동차, 소비자, 광섬유 및 군사 애플리케이션에서 발생했습니다. 최근 GaAs 소비가 증가하는 것은 대부분 구형 모델에 GaAs 사용량의 최대 10배를 채용하는 3G 및 4G 스마트폰의 등장과 관련이 있습니다.[65]

2015년 153억 달러, 2016년 185억 달러의 시장 점유율을 기록한 다양한 광전자 소자에서도 갈륨비소와 질화갈륨을 찾을 수 있습니다.[65] 알루미늄 갈륨 아르세나이드(AlGaAs)는 고출력 적외선 레이저 다이오드에 사용됩니다. 반도체 질화 갈륨과 질화 인듐 갈륨은 주로 레이저 다이오드와 발광 다이오드인 파란색과 보라색 광전자 소자에 사용됩니다. 예를 들어 질화갈륨 405nm 다이오드 레이저는 고밀도 블루레이 디스크 콤팩트 데이터 디스크 드라이브의 바이올렛 광원으로 사용됩니다.[69]

질화 갈륨의 다른 주요 응용 분야는 케이블 텔레비전 전송, 상업용 무선 인프라, 전력 전자 장치 및 위성입니다. GaN 무선 주파수 장치 시장만 해도 2016년 3억 7천만 달러, 2016년 4억 2천만 달러로 추산되었습니다.[65]

위성 전력 응용을 위해 개발된 다중 접합 광전지는 갈륨 아르세나이드, 인듐 갈륨 포스파이드 또는 인듐 갈륨 아르세나이드의 박막의 분자 빔 에피택시 또는 금속 유기 증기상 에피택시에 의해 제조됩니다. 화성 탐사 로봇들과 몇몇 위성들은 게르마늄 세포에 삼중 접합 갈륨 비소를 사용합니다.[70] 갈륨은 또한 광전지 화합물(예: 구리 인듐 갈륨 셀레늄 설파이드)의 구성 요소입니다. 결정질 실리콘의 비용 효율적인 대안으로 태양 전지판에 사용되는 Cu(In,Ga)(Se,S).2[71]

갈린스탄 및 기타 합금

Galinstan은 일반 유리 조각을 쉽게 적십니다.
갈륨과 그 합금은 녹는점이 낮기 때문에 3D 프린팅과 첨가제 제조를 통해 다양한 3D 형태로 성형될 수 있습니다.

갈륨은 대부분의 금속과 쉽게 합금되며, 저용융 합금의 성분으로 사용됩니다. 갈륨, 인듐, 주석의 거의 공융 합금은 의료용 온도계에 사용되는 상온 액체입니다. Galinstan(라틴어로 "-stan"은 주석, stannum을 의미함)이라는 상표명을 가진 이 합금은 -19 °C(-2.2 °F)의 낮은 융점을 가지고 있습니다.[72] 이 합금 계열은 물 대신 컴퓨터 칩을 냉각하는 데에도 사용될 수 있으며, 고성능 컴퓨팅에서 열 페이스트를 대체하는 데 자주 사용됩니다.[73][74] 갈륨 합금은 수은 치과용 아말감의 대체재로 평가되어 왔지만, 이들 소재는 아직까지 널리 받아들여지지 않고 있습니다. 대부분 갈륨과 인듐을 포함하는 액체 합금은 기체 상태의2 CO를 고체 탄소로 침전시키는 것으로 밝혀졌으며 탄소 포집 및 탄소 제거를 위한 잠재적인 방법론으로 연구되고 있습니다.[75][76]

갈륨이 유리나 자기를 적시기 때문에 갈륨은 찬란한 거울을 만드는 데 사용될 수 있습니다. 갈륨-합금의 습윤 작용을 원하지 않는 경우(Galinstan 유리 온도계와 같이), 유리는 갈륨(III) 산화물의 투명한 층으로 보호되어야 합니다.[77]

핵무기 구덩이에 사용되는 플루토늄은 δ 단계에서 안정화되며 갈륨과 합금화하여 가공이 가능합니다.

바이오메디컬 어플리케이션

갈륨은 생물학에서 자연적인 기능은 없지만, 갈륨 이온은 철(III)과 같은 방식으로 체내의 과정과 상호 작용합니다. 이러한 과정에는 많은 질병 상태의 표지자인 염증이 포함되어 있기 때문에 여러 갈륨염이 의약품 및 방사성 의약품으로 사용(또는 개발 중)되고 있습니다. 갈륨의 항암 특성에 대한 관심은 종양을 가진 동물에 주입된 Ga(III) 구연산염이 종양 부위에 국한된다는 사실이 밝혀지면서 나타났습니다. 임상시험에서 질산갈륨은 비호지킨 림프종과 요로상피암에 대해 항종양 활성을 갖는 것으로 나타났습니다. 트리스(8-퀴놀리놀라토)갈륨(III)(KP46)과 같은 새로운 세대의 갈륨-리간드 복합체가 등장했습니다.[80] Gallium nitrate(브랜드명 Ganite)는 종양이 뼈로 전이되는 것과 관련된 고칼슘혈증을 치료하기 위한 정맥주사 의약품으로 사용되어 왔습니다. 갈륨은 파골세포 기능을 방해하는 것으로 생각되며, 다른 치료법이 실패했을 때 치료법이 효과적일 수 있습니다.[81] 갈륨(III) 이온의 경구 흡수성이 높은 형태인 갈륨 말톨레이트(Gallium maltolate)는 병적으로 증식하는 세포, 특히 제2철(Fe3+) 대신 이를 수용하는 암세포 및 일부 박테리아에 대한 항증식입니다. 연구원들은 이 화합물에 대해 여러 암, 전염병 및 염증성 질환의 잠재적 치료제로 임상 및 전임상 시험을 수행하고 있습니다.[82]

녹농균과 같은 세균이 철(III) 대신 갈륨 이온을 잘못 섭취하면 이온이 호흡을 방해해 세균이 죽게 됩니다. 이것은 철이 산화환원을 활성화하여 호흡 중에 전자의 전달을 허용하는 반면 갈륨은 산화환원을 비활성화하기 때문에 발생합니다.[83][84]

복합 아민-페놀 Ga(III) 화합물 MR045는 말라리아에 대한 일반적인 약물인 클로로퀸에 내성을 갖는 기생충에 선택적으로 독성이 있습니다. Ga(III) 복합체와 클로로퀸은 모두 기생충에 의한 혈액 소화로 형성된 폐기 생성물인 헤모조인의 결정화를 억제함으로써 작용합니다.[85][86]

방사성 갈륨염

갈륨 스캔으로 알려진 핵의학 영상에서는 갈륨 구연산염, 질산갈륨과 같은 갈륨-67 염이 방사선 약제로 사용됩니다. 방사성 동위원소 Ga가 사용되며 갈륨의 화합물이나 염은 중요하지 않습니다. 신체는 여러3+3+ 가지 방법으로 Ga를 Fe인 것처럼 다루며, 이온은 감염과 같은 염증 부위와 세포 분열이 빠른 부위에 결합(및 농축)됩니다. 이를 통해 이러한 사이트를 핵 스캔 기술로 이미지화할 수 있습니다.[87]

68분의 반감기를 가진 양전자 방출기인 갈륨-68은 현재 신경내분비 종양 조사에 사용되는 소마토스타틴 유사체인 DOTATOC와 신경내분비 전이 및 폐 신경내분비암에 사용되는 새로운 물질인 DOTA-TATE와 같은 의약품 제제와 연결될 때 PET-CT에서 진단용 방사성핵종으로 사용됩니다. 특정 유형의 미세세포종과 같은. 갈륨-68의 의약품 제조는 화학적이며, 방사성 핵종은 갈륨-68 발전기에서 게르마늄의 합성 방사성 동위원소인 게르마늄-68로부터 용출되어 추출됩니다.[88]

기타 용도

중성미자 검출: 중성미자 검출을 위해 갈륨을 사용합니다. 아마도 한 장소에서 수집된 가장 많은 양의 순수한 갈륨은 러시아의 박산 중성미자 관측소에서 SAGE 실험에 의해 사용된 갈륨-게르마늄 중성미자 망원경입니다. 이 검출기에는 55~57톤(~9입방미터)의 액체 갈륨이 포함되어 있습니다.[89] 또 다른 실험은 1990년대 초 이탈리아 산악 터널에서 작동된 GALLEX 중성미자 검출기였습니다. 검출기에는 12.2톤의 물 갈륨-71이 들어 있었습니다. 태양 중성미자로 인해 Ga의 원자 몇 개가 방사성 Ge가 되었고, 이것이 검출되었습니다. 이 실험은 태양 중성미자 플럭스가 이론이 예측한 것보다 40% 적음을 보여주었습니다. 이 결함(태양 중성미자 문제)은 더 나은 태양 중성미자 검출기와 이론이 구성될 때까지 설명되지 않았습니다(SNO 참조).[90]

이온 소스: 갈륨은 집속 이온 빔의 액체 금속 이온 소스로도 사용됩니다. 예를 들어, 초점이 맞춰진 갈륨 이온 빔은 세계에서 가장 작은 책인 Tenny Ted를 만들기 위해 사용되었습니다.[91]

윤활제: 갈륨은 스키 및 기타 저마찰 표면 재료의 활공 왁스에 첨가제 역할을 합니다.[92]

유연한 전자 장치: 재료 과학자들은 갈륨의 특성이 유연하고 착용할 수 있는 장치의 개발에 적합하게 만들 수 있다고 추측합니다.[93][94]

수소 생성: 갈륨은 알루미늄의 보호 산화물 층을 파괴하여 물이 AlGa의 알루미늄과 반응하여 수소 가스를 생성합니다.[95]

유머: 화학자들 사이에서 잘 알려진 실용적인 농담은 갈륨이 가벼운 동족체 알루미늄과 비슷한 모양을 하고 있기 때문에, 갈륨 숟가락을 사용하여 의심하지 않는 손님들에게 차를 대접하는 것입니다. 숟가락은 뜨거운 차에 녹습니다.[96]

갈륨 인 더 오션

미량 원소 검사의 발전으로 과학자들은 대서양과 태평양에서 용해된 갈륨의 흔적을 발견할 수 있었습니다. 최근 몇 년 동안 보퍼트 해에서 용해된 갈륨 농도가 나타났습니다.[97][98] 이 보고서들은 태평양과 대서양 해역의 가능한 프로파일을 반영하고 있습니다.[98] 태평양의 경우, 일반적인 용존 갈륨 농도는 깊이가 ~150 m 이하에서 4-6 pmol/kg 사이입니다. 이에 비해 대서양 해역의 경우 수심 >~350m에서 25–28pmol/kg입니다.[98]

갈륨은 주로 공기 주입을 통해 바다로 들어갔지만, 우리 바다에 갈륨이 있는 것은 바다의 알루미늄 분포를 해결하는 데 사용될 수 있습니다.[99] 그 이유는 갈륨이 지구화학적으로 알루미늄과 비슷하고 반응성이 적기 때문입니다. 또한 갈륨은 알루미늄보다 약간 더 큰 지표수 체류 시간을 가지고 있습니다.[99] 갈륨은 알루미늄과 유사한 용해 프로필을 가지고 있는데, 이는 갈륨이 알루미늄의 추적자로 사용될 수 있기 때문입니다.[99] 갈륨은 또한 철의 공기 투입물의 추적자로 사용될 수 있습니다.[100] 갈륨은 북서 태평양, 남쪽 및 중앙 대서양에서 철의 추적자로 사용됩니다.[100] 예를 들어 북서 태평양의 낮은 갈륨 지표수는 아극 지역의 낮은 갈륨 지표수에서 먼지 유입이 적음을 시사하며, 이는 이후에 다음과 같은 고영양, 저엽록 환경 행동을 설명할 수 있습니다.[100]

주의사항

갈륨
유해성
GHS 라벨링:
GHS05: Corrosive
위험
H290, H318
P280, P305, P310, P338, P351[101]
NFPA704(파이어다이아몬드)
[102]
NFPA 704 four-colored diamondHealth 1: Exposure would cause irritation but only minor residual injury. E.g. turpentineFlammability 0: Will not burn. E.g. waterInstability 0: Normally stable, even under fire exposure conditions, and is not reactive with water. E.g. liquid nitrogenSpecial hazards (white): no code
1
0
0

금속 갈륨은 독성이 없습니다. 그러나 여러 갈륨 화합물은 독성이 있습니다.

할로겐화 갈륨 복합체는 독성이 있을 수 있습니다.[103] 용해성 갈륨염의 Ga3+ 이온은 대량으로 주입될 때 불용성 수산화물을 형성하는 경향이 있습니다; 이 수산화물의 침전은 동물에게 신독성을 초래했습니다. 낮은 용량에서는 용해성 갈륨이 잘 견디고 독으로 축적되지 않으며 대신 대부분 소변을 통해 배설됩니다. 갈륨의 배설은 두 단계로 이루어집니다. 첫 번째 단계는 생물학적 반감기가 1시간인 반면 두 번째 단계는 생물학적 반감기가 25시간입니다.[87]

흡입된 GaO23 입자는 아마도 독성이 있을 것입니다.[104]

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서지학

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