Galio

¿Qué es el galio?

El galio es un elemento metálico 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 tienen propiedades que los diferencia.

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 agrupa también geoquímicamente, esto es, los minerales o rocas ricas en aluminio, como las bauxitas, tienen concentraciones estimables de galio. Aparte 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 muy conocido. Su mero nombre puede evocar en la mente la imagen de un gallo. De hecho, suelen encontrarse representaciones gráficas y generales del galio con la imagen de un gallo plateado.

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 no es tóxico, como 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 ofrece,; 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.

Historia del galio

• 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 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, donde 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 que 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, Francia en latín. 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 del galio

• Apariencia y características físicas. Metal plateado de superficie vidriosa, inodoro, de 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 trata 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. 2.400 ºC. Nótese la gran brecha que hay entre los 29,7 ºC y los 2.400 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 plástico.
• 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 1.037 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: 1.979,3 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 trata 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, 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 del galio

• Complejidad. El galio no solo es inusual por ser un metal que funda con el calor de la palma de la mano, sino porque 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 ha precisado cuál es con exactitud el ordenamiento de sus átomos. Se trata, pues, de una estructura más compleja de lo que podría parecer. 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 no pueda definirse como un único tipo de cristal al momento de interpretar 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 el 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 a 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 del galio

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 difundido 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 digiere o disuelve 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 precipitados 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 de galio

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%. Por ello, 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 del galio

• 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 acumularse en ningún tejido. 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 deja una mancha plateada en ella. Ahora bien, ingerirlo 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 profundamente a las superficies, y si estas son metálicas, las atraviesa y forma aleaciones instantáneamente. Esta característica e 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 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 podría caer si alguien se sentara en ella. Por eso, 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, y 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 del galio

• 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). El galinstan tiene un punto de fusión alrededor de los -18 ºC, y sumado a 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 menciona 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 fríos 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 como intervienen en los procesos metabólicos. Por lo tanto, si hay una función, parásito o bacteria que requiera del hierro para desempeñarse, pueden detenerse al confundirlo por el galio, como las bacterias pseudomonas. Entonces, es aquí donde aparecen los fármacos de galio, lo cuales pueden consistir simplemente en sus sales inorgánicas, o en 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 son semiconductores, los cuales han llegado a sustituir al silicio en ciertas aplicaciones optoelectrónicas. Con ellos se han fabricado 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 en 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 en galio líquido actuando como soporte para los átomos de paladio.

Referencias

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2. Gallium. Recuperado de en.wikipedia.org.
3. Marques, M. Gallium. Recuperado de nautilus.fis.uc.pt.
4. Gallium. Recuperado de britannica.com.
5. Stewart, D. Gallium Element Facts. Recuperado de chemicool.com.