Gallium

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Gallium
ZincGalliumGermanium
Al
  Structure cristalline orthorhombique
 
31
Ga
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
Ga
In
Tableau completTableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro Gallium, Ga, 31
Série chimique métaux pauvres
Groupe, période, bloc 13 (IIIA), 4, p
Masse volumique 5,904 g·cm-3 (solide, 29,6 °C),
6,095 g·cm-3 (liquide, 29,6 °C)[1]
Dureté 1,5
Couleur Blanc argenté
No CAS 7440-55-3 [2]
No EINECS 231-163-8
Propriétés atomiques
Masse atomique 69,723 ± 0,001 u [1]
Rayon atomique (calc) 130 pm (136 pm)
Rayon de covalence 1,22 ± 0,03 Å [3]
Rayon de van der Waals 187 pm
Configuration électronique [Ar] 4s2 3d10 4p1
Électrons par niveau d’énergie 2, 8, 18, 3
État(s) d’oxydation 3
Oxyde Amphotère
Structure cristalline Orthorhombique
Propriétés physiques
État ordinaire solide
Point de fusion 29,7646 °C [4]
Point d’ébullition 2 204 °C [1]
Énergie de fusion 5,59 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 254 kJ·mol-1 (1 atm, 2 204 °C)[1]
Volume molaire 11,80×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur 9,31×10-6 Pa à 29,76 °C
Vitesse du son 2 740 m·s-1 à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 1,81
Chaleur massique 370 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique 6,78×106 S·m-1
Conductivité thermique 40,6 W·m-1·K-1
Solubilité sol. dans HCl [5]
Énergies d’ionisation[1]
1re : 5,999301 eV 2e : 20,51515 eV
3e : 30,7258 eV 4e : 63,241 eV
5e : 86,01 eV 6e : 112,7 eV
7e : 140,9 eV 8e : 169,9 eV
9e : 210,8 eV 10e : 244,0 eV
11e : 280,7 eV 12e : 319,2 eV
13e : 357,2 eV 14e : 471,2 eV
15e : 508,8 eV 16e : 548,3 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD
MeV
69Ga 60,1 % stable avec 38 neutrons
71Ga 39,892 % >2,4×1026 a β-
Précautions
Directive 67/548/EEC[6]
Corrosif
C



SIMDUT[7]

Produit non classifié
SGH[6]
SGH05 : Corrosif
Danger
H314, P280, P305, P310, P338, P351,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le gallium est un élément chimique, de symbole Ga et de numéro atomique 31. Sa température de fusion (29,76 °C) lui permet de fondre dans la main. On le trouve sous forme de trace dans le minerai de bauxite et dans le minerai de zinc.

Découverte et étymologie[modifier | modifier le code]

Paul Émile Lecoq de Boisbaudran

Prédit sous le nom d'ekaaluminium par Mendeleïev, découvert en 1875, son nom lui a été donné par son découvreur, le chimiste français Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran. Une théorie prétend que le nom du gallium provient de celui de son découvreur (car « coq » en latin se dit gallus), mais Lecoq de Boisbaudran a au contraire affirmé avoir donné ce nom à l'élément "en l'honneur de la France"[8]. Par la suite, le germanium et le scandium seront nommés par analogie en référence à la Germanie et à la Scandie par leurs découvreurs respectifs, l'Allemand Clemens Winkler et le Suédois Lars Fredrik Nilson.

Caractéristiques notables[modifier | modifier le code]

Le gallium pur a un bel aspect argenté et il se brise sous forme solide de la même manière que le verre. Le volume du gallium augmente de 3,1 % lorsqu'il se solidifie et pour cette raison ne doit pas être stocké dans un récipient en verre ou en métal. Le gallium corrode la plupart des autres métaux en diffusant dans le réseau métallique.

Cristaux de gallium

Du fait de son point de fusion de 29,8 °C, proche de la température ambiante, le gallium peut y être maintenu liquide grâce au phénomène de surfusion — il en va de même pour le césium et le rubidium, le mercure étant le seul métal liquide avec un point de fusion inférieur à °C. Il peut pour cette raison être utilisé dans les thermomètres à haute température. Il est aussi connu pour avoir une faible pression de vapeur à haute température.

L'essentiel du gallium est utilisé en alliage avec l'arsenic, l'arséniure de gallium (GaAs) un matériau composite, semi-conducteur III-V à gap direct extrêmement important en hyperfréquence et en optoélectronique, du fait de la grande mobilité électronique qui le caractérise. Il constitue le substrat privilégié des composants actifs hyperfréquences. Il est utilisé pour les dépôts en couche mince en épitaxie en phase gazeuse (MOCVD) dans le dépôt de couches de GaAs ou de GaN épitaxiées, sous deux formes [9]:

Le gallium est également utilisé en imagerie médicale. En médecine nucléaire, il permet en effet de produire des images scintigraphiques utiles dans la détection de sites d'inflammation, de sites d'infection - ostéomyélite, abcès et autres infections localisées, infections tuberculeuses et à mycobactéries, pneumonie à P. Carinei, etc. - ainsi que dans la recherche de certaines néoplasies, notamment les lymphomes et les carcinomes hépatocellulaires.

Isotopes[modifier | modifier le code]

Article détaillé : Isotopes du gallium.

Le gallium possède 31 isotopes connus, de nombre de masse variant de 56 à 86, ainsi que trois isomères nucléaires. Parmi ces isotopes, deux sont stables, le gallium 69 et le gallium 71, et constituent l'ensemble du gallium naturel dans une proportion 60/40. La masse atomique standard du gallium est donc de 69,723(1) u. Les radioisotopes 67Ga et 68Ga sont notamment utilisés en imagerie médicale (scintigraphie au gallium et tomographie par émission de positrons).

Production[modifier | modifier le code]

La plupart du gallium commercialisé est extrait de la solution d'hydroxyde d'aluminium lors de la production d'alumine par le procédé Bayer. Le gallium est récupéré par électrolyse dans des cellules à mercure. L'hydrolyse de l'amalgame mercure-gallium avec de l'hydroxyde de sodium, donne du gallate de sodium qui via l'électrolyse donne du gallium métallique pur ou presque pur. Pour les semis-conducteurs on utilise un gallium ultra-pur (Procédé de Czochralski). Du gallium pur à 99,9999 % est commercialement aujourd'hui largement disponible.

La Chine produisait en 2006, 83 % de l'approvisionnement mondial[10].

Toxicologie et santé environnementale[modifier | modifier le code]

En dépit du potentiel de risques d'exposition à l'arséniure de gallium (GaAs) dans l'industrie des semi-conducteurs ; le gallium ne semble pas avoir fait l'objet d'études toxicologiques ou écotoxicologiques poussées.
Le gallium était considéré comme faiblement toxique et réputé ne pas présenter de problème pour la santé aux doses habituellement présentes dans notre environnement ou alimentation [11]. Il semble néanmoins corrosif pour la peau et des muqueuses [12].

Certains de ses composés présentent une toxicité encore mal comprise ; lié à l'un des composants (arsenic par exemple) ou intrinsèque.

  • Le nitrate de gallium (III) Ga(NO3)3 et de l'oxyde de gallium (III) Ga2O3 présentent une toxicité orale (LD50 d'environ 4,360 g/kg de nitrate, et 10 g/kg pour l'oxyde [13]). De légères nécroses pulmonaires sont observées chez les rats exposés [14].
  • L'arséniure de gallium pourrait être reprotoxique. Il se montre en effet facteur de délétion de la spermatogenèse chez le rat[15]. Une nette toxicité testiculaire a été aussi observée chez le rat (exposé à des doses de 7.7 mg d'arséniure de gallium par kg (deux fois par semaine, pour un total de 16 inhalations)[15]. On constate dans ce cas une diminution du nombre de spermatozoïdes et une augmentation du taux de spermatozoïdes anormaux. Une anomalies dégénérative particulière de la tête du sperpatozoïde augmente particulièrement (40 fois plus fréquente aux stades postspermiation, stades IX, X et XI) dans le groupe exposé à l'Arséniure de gallium. Cet effet de délétion de la spermatogenèse était plus important que celui observé chez les rats exposés à de l'oxyde d'arsenic[15]. Un produit chimique proche, également utilisé par l'industrie de l'électronique, l'Arséniure d'indium a également provoqué une diminution du nombre de spermatozoïdes dans l'épididyme, mais sa toxicité testiculaire semble nettement plus faible que celle de l'arséniure de gallium [15]. On pourrait penser que c'est le trioxyde d'arsenic (As2O3), produit probable de dégradation et dissolution de l'arséniure de gallium et de l'arséniure d'indium in vivo, qui en est responsable, mais il n'a pas montré de toxicité testiculaire [15].

Cinétique corporelle du gallium[modifier | modifier le code]

La cinétique corporelle du gallium ingéré ou inhalé, et sa métabolisation semble encore mal connues, mais selon les études disponibles :

  • une exposition orale unique au GaAs (500, 1000 ou 2000 mg/kg) a des effets physiologiques [16], hématologiques notamment, observables un jour, 7 jours et 15 jours après l'administration.
    Le GaAs modifie l'activité de l'acide δ-déshydratase aminolévulinique (ALAD) dans le sang et le cœur (particulièrement observée au 7e jour) après une exposition à 2g/kg, tandis que l'acide δ-aminolévulinique urinaire (ALA) a une excrétion plus élevé (observée au 7e jour uniquement)[16].
    Le GaAs n'avait pas dans cette expérience d'effet notable sur l'hémoglobine, la protoporphyrine du zinc ou l'hématocrite[16].
    Le taux sanguin de Glutathion (GSH) a diminué, significativement réduit au 7ème jour, mais inchangé au 1er ou 15ème jour après exposition. La pression artérielle, le rythme cardiaque et la respiration ou la contraction en réponse restaient inchangés, sauf pour quelques modifications mineures observées au 7e jour après une exposition à une dose de 2000 mg/kg de GaAs [16].
    Le taux de gallium de sang n'était cependant pas détectable chez les animaux normaux et des rats exposés à 500 mg/kg GaAs[16].
    Le taux sanguin d'arsenic avait lui, augmenté de manière détectable, même pour les faibles doses et de manière dose-dépendante. Tous les animaux exposés ont montré une tendance à la récupération après trois semaines, laissant penser que ces modifications physiologiques sont réversibles[16] (on sait cependant que l'arsenic est un cancérigène à long terme).
  • Le poumon du rat stocke facilement, un certain temps, une grande partie du gallium inhalé. Une toxicité pulmonaire a été dans ce cas démontrée chez le rat de laboratoire exposé à l'oxyde de gallium par inhalation (d'une suspensions de particules d'oxyde de gallium équimolaire (Ga2O3), à 65 mg/kg), qui semble liée à une forte rétention pulmonaire (36 % en moyenne de la dose inhalée de gallium, 14 jours après l'exposition [17]).

Écotoxicologie[modifier | modifier le code]

Elle semble avoir été peu étudiée.

Le gallium présente une certaine toxicité pour les bactéries, mais (phénomène étudié chez Pseudomonas fluorescens), qui dans certains cas au moins semble plus ou moins élevée selon la présence/absence d'oligo-éléments tels que fer phosphate [18]. Pseudomonas fluorescens présente une certaine capacité d'excrétion du Gallium.

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c, d et e (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
  2. Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
  3. (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions,‎ 2008, p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j)
  4. Procès-verbaux du Comité international des poids et mesures, 78e session, 1989, pp. T1-T21 (et pp. T23-T42, version anglaise).
  5. (en) Thomas R. Dulski, A manual for the chemical analysis of metals, vol. 25, ASTM International,‎ 1996, 251 p. (ISBN 0803120664, lire en ligne), p. 71
  6. a et b SIGMA-ALDRICH
  7. « Gallium élémentaire » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  8. [1]
  9. Base de donnée d'Air liquide
  10. Arnaud de la Grange, « Pékin joue de l'arme des « terres rares » », Le Figaro, le 25 octobre 2010
  11. Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1179.
  12. BGIA GESTIS ; Gallium  ; CAS=7440-55-3, 2009/11/23.
  13. Bernard Martel, Keith Cassidy: Chemical risk analysis: a practical handbook. Taylor & Francis, 2000, ISBN 1-56032-835-5, S. 376.
  14. Peter L. Goering, Robert R. Maronpot et Bruce A. Fowler, Effect of intratracheal gallium arsenide administration on δ-aminolevulinic acid dehydratase in rats: Relationship to urinary excretion of aminolevulinic acid ; Toxicology and Applied Pharmacology ; Volume 92, Issue 2, February 1988, Pages 179-193 (Résumé)
  15. a, b, c, d et e Minoru Omura, Akiyo Tanaka, Miyki Hirata, Mangen Zhao, Yuji Makita, Naohide Inoue, Kaoru Gotoh & Noburu Ishinishi; Testicular Toxicity of Gallium Arsenide, Indium Arsenide, and Arsenic Oxide in Rats by Repetitive Intratracheal Instillation ; Toxicological Sciences (1996) 32 (1): 72-78. doi: 10.1093/toxsci/32.1.72 ; Online ISSN:1096-0929, Print ISSN:1096-6080. (Résumé)
  16. a, b, c, d, e et f Swaran J. S. Flora, Shashi N. Dube, Rajagopalan Vijayaraghavan and Satish C. Pant, 1997, Changes in certain hematological and physiological variables following single gallium arsenide exposure in rats Biological Trace Element Research Volume 58, Number 3, 197-208, DOI: 10.1007/BF02917471 (Résumé)
  17. Webb DR, Wilson SE, Carter DE., Toxicol Appl Pharmacol. 1986 Mar 15;82(3):405-16. Comparative pulmonary toxicity of gallium arsenide, gallium(III) oxide, or arsenic(III) oxide intratracheally instilled into rats ; Résumé
  18. Ala Al-Aoukaty, Vasu D. Appanna and Herman Falter ; Gallium toxicity and adaptation in Pseudomonas fluorescens ; FEMS Microbiology Letters ; Volume 92, Issue 3, 1 May 1992, Pages 265-272 doi:10.1016/0378-1097(92)90720-9 (Résumé)

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Liens externes[modifier | modifier le code]


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