Galium
Galium adalah sebuah unsur kimia dengan lambang Ga dan nomor atom 31. Ditemukan oleh kimiawan Prancis Paul-Émile L. de Boisbaudran pada tahun 1875,[6] galium berada pada golongan 13 tabel periodik dan mirip dengan logam lain dalam golongan tersebut (aluminium, indium, dan talium). Galium elemental adalah logam lunak berwarna keperakan pada suhu dan tekanan standar. Dalam keadaan cair, ia menjadi putih keperakan. Jika kekuatan yang cukup diterapkan, galium padat dapat retak secara konkoid. Sejak ditemukan pada tahun 1875, galium telah banyak digunakan untuk membuat paduan dengan titik lebur rendah. Ia juga digunakan dalam semikonduktor, sebagai dopan dalam substrat semikonduktor. Titik lebur galium digunakan sebagai titik referensi suhu. Paduan galium digunakan dalam termometer sebagai alternatif raksa yang tidak beracun dan ramah lingkungan, dan dapat menahan suhu yang lebih tinggi daripada raksa. Titik leburnya yang lebih rendah pada −19 °C (−2 °F), jauh di bawah titik beku air, diklaim untuk paduan galinstan (62–95% galium, 5–22% indium, dan 0–16% timah dari total berat), tapi nilai itu mungkin titik beku dengan efek pendinginan super. Galium tidak terjadi sebagai unsur bebas di alam, tetapi sebagai senyawa galium(III) dalam jumlah kecil pada bijih seng (seperti sfalerit) dan bauksit. Galium elemental akan berwujud cair pada suhu lebih dari 29,76 °C (85,57 °F), dan akan melebur di tangan seseorang pada suhu tubuh normal manusia (37,0 °C (98,6 °F)). Galium sebagian besar digunakan dalam elektronika. Galium arsenida, senyawa kimia utama galium dalam elektronika, digunakan dalam sirkuit gelombang mikro, sirkuit sakelar kecepatan-tinggi, dan sirkuit inframerah. Semikonduktor galium nitrida dan indium galium nitrida dapat menghasilkan dioda pemancar cahaya dan laser dioda berwarna biru dan ungu. Galium juga digunakan dalam produksi garnet gadolinium galium buatan untuk perhiasan. Galium dianggap sebagai unsur kritis-teknologi oleh Perpustakaan Kedokteran Nasional Amerika Serikat dan Frontiers Media.[7][8] Galium tidak memiliki peran alami yang diketahui dalam biologi. Gallium(III) berperilaku mirip dengan garam feri dalam sistem biologis dan telah digunakan dalam beberapa aplikasi medis, termasuk obat-obatan dan radiofarmasi. Sifat fisik Galium elemental tidak ditemukan di alam, tetapi mudah diperoleh melalui peleburan. Galium yang sangat murni adalah logam berwarna biru keperakan yang retak secara konkoid seperti kaca. Cairan galium akan mengembang sebesar 3,10% saat mengeras; oleh karena itu, galium tidak boleh disimpan dalam wadah kaca atau logam karena wadah tersebut dapat pecah saat galium berubah wujud. Galium berbagi sifat ini dengan beberapa bahan lain yang mencakup air, silikon, germanium, bismut, dan plutonium.[9] Galium dapat membentuk paduan dengan sebagian besar logam. Ia dengan mudah berdifusi menjadi retakan atau batas butir dari beberapa logam seperti, paduan aluminium–seng,[10] dan baja,[11] menyebabkan hilangnya kekuatan dan keuletan yang ekstrem yang disebut penggetasan logam cair. Titik lebur galium, pada 302,9146 K (29,7646 °C, 85,5763 °F), berada tepat di atas suhu kamar, dan kira-kira sama dengan rata-rata suhu siang hari saat musim panas di garis lintang tengah Bumi. Titik lebur (mp) ini adalah salah satu titik referensi suhu formal dalam Skala Suhu Internasional tahun 1990 (ITS-90) yang ditetapkan oleh Biro Internasional untuk Ukuran dan Timbangan (BIPM).[12][13][14] Titik tripel galium, 302,9166 K (29,7666 °C, 85,5799 °F), digunakan oleh Institut Standar dan Teknologi Nasional (NIST) A.S. sebagai preferensi terhadap titik leburnya.[15] Titik lebur galium memungkinkannya untuk melebur di tangan manusia, dan kemudian akan mengeras jika dihilangkan. Logam galium cair memiliki kecenderungan kuat untuk mendingin di bawah titik lebur/titik bekunya: partikel nano Ga dapat disimpan dalam keadaan cair di bawah suhu 90 K.[16] Penyemaian dengan kristal dapat membantu memulai pembekuan. Galium adalah salah satu dari empat logam non-radioaktif (bersama dengan sesium, rubidium, dan raksa) yang diketahui berbentuk cair pada, atau mendekati, suhu ruangan normal. Dari keempatnya, galium adalah satu-satunya yang tidak sangat reaktif (seperti rubidium dan sesium) atau sangat beracun (seperti raksa) dan oleh karena itu dapat digunakan dalam termometer logam suhu-tinggi. Ia juga terkenal karena memiliki salah satu rentang cairan terbesar untuk logam, dan memiliki tekanan uap yang rendah pada suhu tinggi (tidak seperti raksa). Titik didih galium, 2673 K, hampir sembilan kali lebih tinggi dari titik leburnya pada skala mutlak, rasio terbesar antara titik lebur dan titik didih dari unsur apa pun.[17] Tidak seperti raksa, logam galium cair dapat membasahi kaca dan kulit, bersama dengan sebagian besar bahan lainnya (dengan pengecualian kuarsa, grafit, galium(III) oksida,[18] dan PTFE),[19] membuatnya lebih sulit ditangani secara mekanis meskipun secara substansial kurang beracun dan membutuhkan tindakan pencegahan yang jauh lebih sedikit daripada raksa. Galium yang dilukis pada kaca dapat menjadi cermin yang cemerlang.[19] Untuk alasan ini serta masalah kontaminasi dan pemuaian-pembekuan logam ini, sampel logam galium biasanya disediakan dalam paket polietilena di dalam wadah lain.
Galium tidak mengkristal di salah satu struktur kristal sederhana mana pun. Fase stabilnya dalam kondisi normal adalah ortorombus dengan 8 atom dalam sel unit konvensional. Dalam satu sel unit, setiap atom hanya memiliki satu tetangga terdekat (pada jarak 244 pm). Enam sel unit tetangga yang tersisa berjarak 27, 30 dan 39 pm lebih jauh, dan mereka dikelompokkan berpasangan dengan jarak yang sama.[21] Banyak fase stabil dan metastabil ditemukan sebagai fungsi suhu dan tekanan.[22] Ikatan antara dua tetangga terdekat bersifat kovalen; karenanya dimer Ga2 dipandang sebagai blok bangunan dasar dari kristalnya. Ini menjelaskan titik lebur galium yang rendah relatif terhadap unsur tetangganya, aluminium dan indium. Struktur ini sangat mirip dengan iodin dan dapat terbentuk karena interaksi antara elektron 4p tunggal dari atom galium, lebih jauh dari nukleus daripada elektron 4s dan inti [Ar]3d10. Fenomena ini muncul kembali pada raksa dengan konfigurasi elektron "pseudo-gas-mulia"-nya [Xe]4f145d106s2, yang berbentuk cair pada suhu kamar.[23] Elektron 3d10 tidak melindungi elektron terluar dengan baik dari nukleus sehingga energi ionisasi pertama galium lebih besar daripada aluminium.[9] Dimer Ga2 tidak bertahan dalam keadaan cair dan galium cair menunjukkan struktur terkoordinasi rendah yang kompleks di mana setiap atom galium dikelilingi oleh 10 atom lainnya, alih-alih 11–12 tetangga yang merupakan tipikal dari sebagian besar logam cair.[24][25] Sifat fisik galium sangatlah anisotropik, yaitu memiliki nilai yang berbeda di sepanjang tiga sumbu kristalografi utama a, b, dan c (lihat tabel), menghasilkan perbedaan yang signifikan antara koefisien ekspansi termal volume dan linear (α). Sifat galium sangat bergantung pada suhu, terutama di dekat titik leburnya. Misalnya, koefisien ekspansi termal galium akan meningkat beberapa ratus persen saat ia melebur.[20] IsotopGalium memiliki 31 isotop yang diketahui, dengan nomor massa berkisar antara 56 hingga 86. Hanya dua isotop yang bersifat stabil dan terdapat secara alami, galium-69 dan galium-71. Galium-69 lebih melimpah: ia membentuk sekitar 60,1% galium alami, sedangkan galium-71 membentuk 39,9% sisanya. Semua isotop lainnya bersifat radioaktif, dengan galium-67 menjadi yang berumur paling panjang (waktu paruh 3,261 hari). Isotop yang lebih ringan daripada galium-69 biasanya meluruh melalui peluruhan beta plus (emisi positron) atau penangkapan elektron menjadi isotop seng, meskipun beberapa yang paling ringan (nomor massa 56–59) meluruh melalui emisi proton cepat. Isotop yang lebih berat daripada galium-71 meluruh melalui peluruhan beta minus (emisi elektron), mungkin dengan emisi neutron yang tertunda, menjadi isotop germanium, sementara galium-70 dapat meluruh melalui peluruhan beta minus dan penangkapan elektron. Galium-67 terbilang unik di antara isotop ringan karena hanya memiliki penangkapan elektron sebagai mode peluruhan, karena energi peluruhannya tidak cukup untuk memungkinkan terjadinya emisi positron.[26] Galium-67 dan galium-68 (waktu paruh 67,7 menit) digunakan dalam pengobatan nuklir. Sifat kimiaGalium ditemukan terutama dalam keadaan oksidasi +3. Keadaan oksidasi +1 juga ditemukan pada beberapa senyawa, meskipun kurang umum daripada kongener galium yang lebih berat, indium dan talium. Sebagai contoh, GaCl2 yang sangat stabil mengandung galium(I) dan galium(III) dan dapat diformulasikan sebagai GaIGaIIICl4; sebaliknya, galium monoklorida tidak stabil di atas suhu 0 °C, terdisproporsionasi menjadi galium elemental dan galium(III) klorida. Senyawa yang mengandung ikatan Ga–Ga adalah senyawa galium(II) sejati, seperti GaS (yang dapat diformulasikan sebagai Ga24+(S2−)2) dan kompleks dioksan Ga2Cl4(C4H8O2)2.[27] Kimia berairAsam kuat dapat melarutkan galium, membentuk garam galium(III) seperti Ga(NO3)3 (galium nitrat). Larutan berair dari garam galium(III) mengandung ion galium terhidrasi, [Ga(H2O)6]3+.[28] Galium(III) hidroksida, Ga(OH)3, dapat diendapkan dari larutan gallium(III) dengan menambahkan amonia. Dehidrasi Ga(OH)3 pada suhu 100 °C akan menghasilkan galium oksida hidroksida, GaO(OH).[29] Larutan alkali hidroksida dapat melarutkan galium, membentuk garam galat (bedakan dengan garam asam galat yang memiliki nama yang identik) yang mengandung anion Ga(OH)−4.[28][30][31] Galium hidroksida, yang bersifat amfoterik, juga larut dalam alkali untuk membentuk garam galat.[29] Meskipun penelitian sebelumnya memperkirakan Ga(OH)3−6 sebagai kemungkinan anion galat lainnya,[32] hal itu terbantahkan pada penelitian selanjutnya.[31] Oksida dan kalkogenidaGalium bereaksi dengan kalkogen hanya pada suhu yang relatif tinggi. Pada suhu kamar, logam galium tidak reaktif dengan udara dan air karena ia membentuk lapisan oksida pelindung yang pasif. Namun, pada suhu yang lebih tinggi, ia bereaksi dengan oksigen atmosfer untuk membentuk galium(III) oksida, Ga2O3.[30] Reduksi Ga2O3 dengan galium elemental dalam ruang hampa pada suhu 500 °C hingga 700 °C akan menghasilkan galium(I) oksida, Ga2O, yang berwarna cokelat tua.[29] Ga2O merupakan reduktor yang sangat kuat, mampu mereduksi H2SO4 menjadi H2S.[29] Ia akan terdisproporsionasi pada suhu 800 °C kembali menjadi galium dan Ga2O3.[33] Galium(III) sulfida, Ga2S3, memiliki 3 kemungkinan modifikasi kristal.[33] Ia dapat dibuat dengan mereaksikan galium dengan hidrogen sulfida (H2S) pada suhu 950 °C.[29] Sebagai alternatif, Ga(OH)3 dapat digunakan pada suhu 747 °C:[34]
Mereaksikan campuran karbonat logam alkali dan Ga2O3 dengan H2S menghasilkan pembentukan tiogalat yang mengandung anion [Ga2S4]2−. Asam kuat dapat menguraikan garam ini, melepaskan H2S dalam prosesnya.[33] Garam raksa, HgGa2S4, dapat digunakan sebagai fosfor.[35] Galium juga membentuk sulfida dalam keadaan oksidasi yang lebih rendah, seperti galium(II) sulfida dan galium(I) sulfida yang berwarna hijau, yang terakhir dihasilkan dari yang pertama melalui pemanasan hingga suhu 1000 °C di bawah aliran nitrogen.[33] Kalkogenida biner lainnya, Ga2Se3 dan Ga2Te3, memiliki struktur sfalerit. Mereka semua merupakan semikonduktor tetapi mudah terhidrolisis dan memiliki utilitas terbatas.[33] Nitrida dan pniktida _2%22_wafer.jpg) Wafer galium nitrida (kiri) dan galium arsenida (kanan) Galium akan bereaksi dengan amonia pada suhu 1050 °C untuk membentuk galium nitrida, GaN. Galium juga membentuk senyawa biner dengan fosforus, arsen, dan antimon: galium fosfida (GaP), galium arsenida (GaAs), dan galium antimonida (GaSb). Ketiga senyawa ini memiliki struktur yang sama dengan ZnS, dan memiliki sifat semikonduktor yang penting.[28] GaP, GaAs, dan GaSb dapat disintesis melalui reaksi langsung antara galium dengan fosforus, arsen, atau antimon elemental.[33] Mereka menunjukkan konduktivitas listrik yang lebih tinggi daripada GaN.[33] GaP juga dapat disintesis dengan mereaksikan Ga2O dengan fosforus pada suhu rendah.[36] Galium membentuk beberapa nitrida terner; misalnya:[33]
Senyawa serupa dengan fosforus dan arsen dimungkinkan: Li3GaP2 dan Li3GaAs2. Kedua senyawa ini mudah terhidrolisis oleh asam encer dan air.[33] HalidaGalium(III) oksida dapat bereaksi dengan bahan fluorinasi seperti HF atau F2 untuk membentuk galium(III) fluorida, GaF3. Ia adalah sebuah senyawa ionik yang sangat tidak larut dalam air. Namun, ia larut dalam asam fluorida, di mana ia membentuk sebuah aduk dengan air, GaF3·3H2O. Mencoba untuk mendehidrasi aduk ini akan membentuk GaF2OH·nH2O. Aduk tersebut dapat bereaksi dengan amonia untuk membentuk GaF3·3NH3, yang kemudian dapat dipanaskan untuk membentuk GaF3 anhidrat.[29] Galium triklorida dibentuk dari reaksi logam galium dengan gas klorin.[30] Berbeda dengan galium(III) fluorida, galium(III) klorida eksis sebagai molekul dimerik, Ga2Cl6, dengan titik lebur 78 °C. Senyawa yang setara juga terbentuk dengan bromin dan iodin, Ga2Br6 dan Ga2I6.[29] Seperti trihalida golongan 13 lainnya, galium(III) halida adalah asam Lewis, bereaksi sebagai akseptor halida dengan halida logam alkali untuk membentuk garam yang mengandung anion GaX−4, dengan X adalah halogen. Mereka juga bereaksi dengan alkil halida untuk membentuk karbokation dan GaX−4.[29] Ketika dipanaskan pada suhu tinggi, galium(III) halida dapat bereaksi dengan galium elemental untuk membentuk galium(I) halida yang sesuai. Misalnya, GaCl3 bereaksi dengan Ga membentuk GaCl:
Pada suhu yang lebih rendah, kesetimbangannya bergeser ke kiri dan GaCl akan terdisproporsionasi kembali menjadi galium elemental dan GaCl3. GaCl juga dapat diproduksi dengan mereaksikan Ga dengan HCl pada suhu 950 °C; produk yang dihasilkan dapat terkondensasi sebagai padatan merah.[28] Senyawa galium(I) dapat distabilkan dengan membentuk aduk dengan asam Lewis. Misalnya:
Apa yang disebut "galium(II) halida", GaX2, sebenarnya merupakan aduk dari galium(I) halida dengan masing-masing galium(III) halida, yang memiliki struktur Ga+[GaX4]−. Misalnya:[28][30][37]
HidridaSeperti aluminium, galium juga membentuk sebuah hidrida, GaH3, dikenal sebagai galana, yang dapat diproduksi dengan mereaksikan litium galanat (LiGaH4) dengan galium(III) klorida pada suhu −30 °C:[28]
Dengan adanya dimetil eter sebagai pelarut, GaH3 berpolimerisasi menjadi (GaH3)n. Jika tidak ada pelarut yang digunakan, dimer Ga2H6 (digalana) akan terbentuk sebagai gas. Strukturnya mirip dengan diborana, memiliki dua atom hidrogen yang menjembatani dua pusat galium,[28] tidak seperti AlH3-α di mana aluminium memiliki bilangan koordinasi 6.[28] Galana tidak stabil di atas suhu −10 °C, dan akan terurai menjadi galium elemental dan hidrogen.[38] Senyawa organogaliumSenyawa organogallium memiliki reaktivitas yang mirip dengan senyawa organoindium, kurang reaktif dibandingkan senyawa organoaluminium, tetapi lebih reaktif dibandingkan senyawa organotalium.[39] Alkilgalium bersifat monomer. Keasaman Lewis menurun dengan urutan Al > Ga > In dan akibatnya senyawa organogalium tidak membentuk dimer penghubung seperti yang dilakukan senyawa organoaluminium. Senyawa organogalium juga kurang reaktif dibandingkan senyawa organoaluminium. Mereka memang membentuk peroksida yang stabil.[40] Alkilgalium ini adalah cairan pada suhu kamar, memiliki titik lebur rendah, dan cukup mudah bergerak dan mudah terbakar. Trifenilgalium bersifat monomer dalam larutan, tetapi kristalnya membentuk struktur rantai karena interaksi Ga···C antarmolekul yang lemah.[39] Galium triklorida adalah reagen awal yang umum untuk pembentukan senyawa organogalium, seperti pada reaksi karbogalasi.[41] Galium triklorida dapat bereaksi dengan litium siklopentadienida dalam dietil eter untuk membentuk kompleks siklopentadienil galium planar trigon GaCp3. Galium(I) membentuk beberapa kompleks dengan ligan arena seperti heksametilbenzena. Karena ligan ini cukup besar, struktur [Ga(η6-C6Me6)]+ adalah apit setengah. Ligan yang kurang besar seperti mesitilena memungkinkan dua ligan untuk melekat pada atom galium pusat dalam struktur apit yang bengkok. Benzena bahkan lebih kecil dan memungkinkan pembentukan dimer: salah satu contohnya adalah [Ga(η6-C6H6)2] [GaCl4]·3C6H6.[39] Sejarah | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
