gallium

ejendomme
[ Ar ] 3 d 10 4 s 2 4 p 1 31 Ga Periodiske system
Generelt
Navn , symbol , atomnummer	Gallium, Ga, 31
Elementkategori	Metaller
Gruppe , periode , blok	13 , 4 , s
Se	sølvfarvet hvid
CAS-nummer	7440-55-3
EF-nummer	231-163-8
ECHA InfoCard	100.028.330
Massefraktion af jordens kuvert	14 sider / min
Atomar
Atommasse	69,723 (1) u
Atomeradius (beregnet)	130 (136) pm
Kovalent radius	Kl
Van der Waals-radius	Kl. 187
Elektronkonfiguration	[ Ar ] 3 d 10 4 s 2 4 p 1
1. Ioniseringsenergi	5.999 302 0 (12) eV ≈ 578.84 kJ / mol
2. Ioniseringsenergi	20..51514 (12) eV ≈ 1 979.41 kJ / mol
3. Ioniseringsenergi	30..72576 (25) eV ≈ 2 964.58 kJ / mol
4. Ioniseringsenergi	63.241 (9) eV ≈ 6 101.8 kJ / mol
5. Ioniseringsenergi	86.01 (12) eV ≈ 8 299 kJ / mol
Fysisk
Fysisk tilstand	fast
Ændringer	syv
massefylde	5,904 g / cm 3
Mohs hårdhed	1.5
magnetisme	diamagnetisk ( Χ m = -2,3 10 -5 )
Smeltepunkt	302,91 K (29,76 ° C)
kogepunkt	2673 K (2400 ° C)
Molært volumen	11.80 · 10 −6 m 3 · mol −1
Fordampningsvarme	256 kJ / mol
Fusionsvarme	5,59 kJ mol −1
Lydens hastighed	2740 m s −1 ved 293.15 K.
Specifik varmekapacitet	371 J kg −1 K −1
Elektrisk ledningsevne	omkring 7,14 · 10 6 A · V −1 · m −1
Varmeledningsevne	29 W m −1 K −1
Kemisk
Oxidationstilstande	3
Normalt potentiale	−0,53 V (Ga 3+ + 3 e - → Ga)
Elektronegativitet	1,81 ( Pauling-skala )
Isotoper
isotop NH t 1/2 ZA ZE (M eV ) ZP 67 Ga {syn.} 3.2612 d ε 1,00 67 noter 68 Ga {syn.} 67,629 min β + , ε 2.921 68 noter 69 Ga 60,1% Stabil 70 Ga {syn.} 21,14 min β - 1,656 70 Ge 71 Ga 39,9% Stabil 72 Ga {syn.} 14.10 timer β - 4.001 72 Ge 73 Ga {syn.} 4,86 timer β - 1,593 73 Ge
For andre isotoper se liste over isotoper
Sikkerhedsinstruktioner
GHS-faremærkning fare H- og P-sætninger H: 290-314 P: 280-234-303 + 361 + 353-301 + 330 + 331-305 + 351 + 338-309 + 311
Så vidt muligt og sædvanligt anvendes SI-enheder . Medmindre andet er angivet, gælder de givne data for standardbetingelser .

Gallium er et sjældent forekommende kemisk element med grundsymbolet Ga og atomnummeret 31. I det periodiske system er det i 4. periode og er det tredje element i 3. hovedgruppe, 13.  IUPAC-gruppe eller borgruppe . Det er et sølv-hvidt metal, der er let at flydende. Gallium krystalliserer ikke i en af ​​de krystalstrukturer, der ellers ofte findes i metaller, men i sin mest stabile modifikation i en orthorhombisk struktur med galliumdimerer. Derudover kendes der seks andre modifikationer, som dannes under specielle krystallisationsbetingelser eller under højt tryk. Med hensyn til dets kemiske egenskaber ligner metallet meget aluminium .

I naturen forekommer gallium kun i ringe grad og mest som en blanding i aluminium-, zink- eller germaniummalm ; Galliummineraler er meget sjældne. Gallium opnås også som et biprodukt i produktionen af ​​aluminium eller zink. Det meste af gallium behandles til III-V-sammensatte halvleder galliumarsenid , der primært anvendes i højfrekvent teknologi , for eksempel til HF- transistorer , og i optoelektronik , for eksempel til lysemitterende dioder .

historie

For første gang blev et element svarende til det senere gallium forudsagt af Dmitri Mendeleev i 1871 . Ved hjælp af det periodiske system, han havde udviklet, forudsagde han et nyt element kaldet eka-aluminium og forudsagde også nogle egenskaber ved dette element (atommasse, specifik vægt, smeltepunkt og type salte).

Den franske kemiker Paul Émile Lecoq de Boisbaudran , der ikke kendte Mendeleevs forudsigelser, havde fundet ud af, at visse love styrer rækkefølgen af linjer i linjespektret for elementfamilier og forsøgte at bekræfte dem for aluminiumsfamilien. Ved at gøre det indså han, at der måtte være et andet, endnu ukendt element mellem aluminium og indium . I 1875 lykkedes det ham endelig at opdage to violette spektrallinjer i emissionsspektret af zink blende malm, som han havde opløst i syre og blandet med metallisk zink , som han tildelte det ukendte element.

Lecoq de Boisbaudran var derefter i stand til at udvinde en stor mængde galliumhydroxid fra nogle få hundrede kg zinkblende . Ud fra dette producerede han elementært gallium for første gang ved at opløse det i en kaliumcarbonatopløsning og elektrolyse .

Lecoq de Boisbaudran opkaldte elementet efter Gallien , det latinske navn på hans hjemland Frankrig .

Efter at egenskaberne for det nye element var bestemt, indså Mendeleev hurtigt, at det måtte være Eka-aluminium, som han havde beregnet på forhånd. Mange egenskaber matchede de forudsagte værdier meget præcist. Den teoretisk bestemte værdi af densiteten på 5,9 adskilte sig kun meget lidt fra den eksperimentelle værdi på 5,904.

Hændelse

Gallium er et sjældent element på jorden. Med et indhold på 19  ppm i den kontinentale skorpe er dens overflod sammenlignelig med lithium og bly . Det forekommer ikke i elementær form, men kun i bundet form, hovedsageligt i aluminium, zink eller germaniummalm . Malmene, der er rigest på Gallium, inkluderer bauxit , zinkblende malm og germanit .

Galliumindholdet er for det meste lavt; bauxitten, der findes i Surinam med det højeste kendte indhold, indeholder kun 0,008% gallium. Galliumreserverne i bauxit over hele verden anslås til 1,6 · 10 ⁶  tons. Højere indhold på op til 1% gallium forekommer i germanit. Kun i Apex-minen i den amerikanske delstat Utah findes malmene så høje, at der blev forsøgt på minedrift efter gallium. Dette mislykkedes imidlertid efter kort tid på grund af rentabilitet.

Kun få gallium mineraler er kendt; disse inkluderer overvejende i Tsumeb i Namibia fundet Gallit (CuGaS ₂ ), Söhngeit (Ga (OH) ₃ ) og Tsumgallit (Ga (OH)).

Ekstraktion og præsentation

Gallium opnås som et biprodukt i produktionen af ​​aluminium fra bauxit i Bayer-processen . Udgangsproduktet er blandingen af natriumaluminat og natriumgallat opløst i natriumhydroxidopløsning . Gallium kan adskilles fra aluminium ved hjælp af forskellige processer. En mulighed er fraktioneret krystallisation ved hjælp af carbondioxid , idet aluminiumhydroxid oprindeligt fortrinsvis udfældes, mens det mere opløselige natriumgallat akkumuleres i natriumhydroxidopløsningen. Galliumhydroxid udfældes kun efter yderligere procestrin blandet med aluminiumhydroxid. Blandingen opløses derefter i natriumhydroxidopløsning, og gallium opnås ved elektrolyse . Da denne metode er energi- og arbejdskrævende, bruges den kun i lande med lave omkostninger, såsom Folkerepublikken Kina .

Gallium kan også fås direkte fra kaustisk soda ved elektrolyse. Kviksølv katoder anvendes til dette formål, et gallium amalgam dannes under elektrolyse . Det er også muligt at tilsætte natriumamalgam til opløsningen .

Ved hjælp af specielle hydroxyquinoliner som chelaterende ligander er det muligt at ekstrahere gallium fra kaustisk soda med petroleum og således adskille det fra aluminiumet. Andre elementer, som også ekstraheres, kan adskilles med fortyndede syrer. Den resterende galliumforbindelse opløses derefter i koncentreret saltsyre eller svovlsyre og reduceres elektrolytisk til metallet.

Meget ren gallium kræves til mange tekniske anvendelser; For halvledere kan det f.eks. Kun indeholde en hundrede milliontedel af fremmede stoffer. Mulige rengøringsmetoder er vakuumdestillation , fraktioneret krystallisation eller zonesmeltning .

Mængden af ​​produceret gallium er lille. I 2008 var verdens primære produktion 95 tons. En anden vigtig kilde er genanvendelse af affald indeholdende gallium, hvorfra der blev ekstraheret yderligere 135 tons gallium i 2008. De vigtigste producerende lande er Folkerepublikken Kina , Tyskland , Kasakhstan og Ukraine , og til genanvendelse af gallium også USA , Japan og Det Forenede Kongerige .

På laboratorieskala kan gallium produceres ved elektrolyse af en opløsning af galliumhydroxid i natriumhydroxidopløsning på platin- eller wolframelektroder .

ejendomme

Fysiske egenskaber

Gallium er et sølvhvidt, blødt ( Mohs hårdhed : 1,5) metal. Det har et usædvanligt lavt smeltepunkt for metaller , hvilket er 29,76 ° C. Efter kviksølv og cæsium er det metallet med det laveste smeltepunkt, som også ligger et godt stykke under det omkringliggende element aluminium og indium . Dette skyldes sandsynligvis den usædvanlige krystalstruktur , som i modsætning til strukturer af andre metaller ikke har en høj grad af symmetri og derfor ikke er meget stabil. Da kogepunktet er forholdsvis højt ved 2400 ° C, har gallium et usædvanligt stort område, hvor det er flydende. På grund af den vanskelige krystallisation kan flydende gallium let afkøles under smeltepunktet ( underafkøling ) og krystalliserer pludselig, når der dannes krystallisationskerner .

Ligesom silicium , nogle andre grundstoffer og vand , har gallium en densitetsanomali ; dens densitet i flydende tilstand er omkring 3,2% højere end i fast form. Dette er typisk for stoffer, der har molekylære bindinger i fast tilstand.

Gallium er diamagnetisk i fast tilstand, men bliver paramagnetisk i flydende tilstand ( Χ _m = 2,4 · 10 ⁻⁶ ved 40 ° C)

Dannelsen af ​​gallium-galliumbindinger er karakteristisk for dens strukturer. Der kendes forskellige modifikationer, som dannes under forskellige krystallisationsbetingelser (fire kendte modifikationer, α- til δ-gallium, under normalt tryk) og under tryk (i alt tre yderligere højtryksmodifikationer , Ga-II, Ga-III, Ga- IV). Den mest stabile modifikation ved stuetemperatur er α-gallium, som krystalliserer i en orthorhombisk lagstruktur. To atomer bundet til hinanden via en kovalent binding danner en dimer . Hvert galliumatom støder også op til seks andre atomer med andre dimerer. Der findes metalliske bindinger mellem de enkelte dimerer . Galliumdimerer er så stabile, at de oprindeligt bevares, selv når de smelter, og kan også påvises i gasfasen.

Yderligere modifikationer dannes under krystallisationen af ​​superkølet, flydende gallium. Ved -16,3 ° C dannes β-gallium, som har en monoklinisk krystalstruktur. I strukturen er der parallelle zigzagkæder af galliumatomer. Hvis der forekommer krystallisation ved en temperatur på -19,4 ° C, dannes der trigonal δ-gallium, hvor der sammenlignet med α- bor er forvrænget icosahedra, der består af tolv galliumatomer. Disse er forbundet med hinanden via individuelle galliumatomer. Ved -35,6 ° C dannes endelig γ-gallium. I denne orthorhombisk modifikation, rør dannet af indbyrdes forbundne Ga ₇ ringe, i midten af hvilken der er en lineær kæde af yderligere gallium atomer.

Hvis gallium sættes under højt tryk ved stuetemperatur, dannes forskellige højtryksmodifikationer efter hinanden, når trykket øges. Den kubiske gallium-II-modifikation er stabil fra 30 kbar , hvor hvert atom er omgivet af otte mere. Hvis trykket øges til 140 kbar, krystalliserer metallet nu som tetragonal gallium-III i en struktur, der svarer til den af ​​indium. Hvis trykket øges yderligere til omkring 1200 kbar, dannes den ansigt-centrerede kubiske struktur af gallium IV endelig.

modifikation	a-Ga	β-Ga	γ-Ga	δ-Ga	Gallium-II	Gallium III	Gallium IV
struktur
Krystal system	orthorhombisk	monoklinisk	orthorhombisk	trigonal	kubisk	tetragonal	kubisk
Koordinationsnummer	1 + 6	8 (2 + 2 + 2 + 2)	3, 6-9	6-10	8.	4 + 8	12.
Rumgruppe	Cmce (nr. 64)Skabelon: rumgruppe / 64	C 2 / c (nr. 15)Skabelon: rumgruppe / 15	Cmcm (nr. 63)Skabelon: rumgruppe / 63	R 3 m (nr. 166)Skabelon: rumgruppe / 166	I 4 3 d (nr. 220)Skabelon: rumgruppe / 220	I 4 / mmm (nr. 139)Skabelon: rumgruppe / 139	Fm 3 m (nr. 225)Skabelon: rumgruppe / 225
Gitterparametre	a = 452,0 pm b = 766,3 pm c = 452,6 pm	a = 276,6 pm b = 805,3 pm c = 333,2 pm P = 92 °	a = 1060 pm b = 1356 pm c = 519 pm	a = 907,8 pm c = 1702 pm	a = 459,51 pm	a = 280,13 pm c = 445,2 pm	a = 408 pm
Atomer pr. Enhed celle	8.	8.	40	66	12.	2	4. plads

Kemiske egenskaber

Galliums kemiske egenskaber svarer til aluminiums. På denne måde passiveres gallium ved dannelsen af ​​et tæt oxidlag i luften og reagerer ikke. Kun i rent ilt ved højt tryk brænder metallet med en lys flamme for at danne oxid. Tilsvarende reagerer den heller ikke med vand, da det uopløselige galliumhydroxid dannes her. Hvis gallium derimod er legeret med aluminium og er flydende ved stuetemperatur på grund af sænkning af smeltepunktet , reagerer det meget voldsomt med vand. Gallium reagerer også hurtigt med halogener for at danne de tilsvarende salte GaX ₃ .

Gallium er amfotert og opløseligt i både syrer og baser under udvikling af brint . I syrer, som aluminium, dannes salte med Ga3 ⁺ -ioner i baser gallater med formen [Ga (OH) ₄ ] ^- . Det opløses langsomt i fortyndede syrer og hurtigt i vandregioner og koncentreret kaustisk soda . Gallium passiveres af salpetersyre .

${\ displaystyle {\ ce {2NaOH + 2Ga + 6H2O -> 2Na [Ga (OH) 4] + 3H2 ^}}}$

Reaktion af gallium med kaustisk soda

De fleste metaller angribes af flydende gallium. Det bruges mest i plastbeholdere, f.eks. B. fremstillet af polystyren , opbevaret. De anvendte reaktionsbeholdere er beholdere fremstillet af glas , kvarts , grafit , aluminiumoxid , wolfram op til 800 ° C og tantal op til 450 ° C.

Isotoper

I alt 31 gallium- isotoper mellem ⁵⁶ Ga og ⁸⁷ Ga og yderligere elleve nukleare isomerer kendes. Af disse to er ⁶⁹ Ga og ⁷¹ Ga stabile og forekommer også i naturen. I den naturlige isotopiske sammensætning dominerer ⁶⁹ Ga med 60,12%, 39,88% er ⁷¹ Ga. Af de ustabile isotoper har ⁶⁷ Ga den længste halveringstid med 3,26 dage , den anden halveringstid spænder fra sekunder til maksimalt 14,1 timer ⁷² Ga.

To galliumisotoper, ⁶⁷ Ga og den kortvarige ⁶⁸ Ga med en halveringstid på 67,71 minutter, anvendes i nuklearmedicin som sporstoffer til positronemissionstomografi . ⁶⁷ Ga genereres i en cyclotron , mens ⁶⁸ Ga ikke kræver en cyclotron. I stedet genereres den længerevarende germanium- isotop ⁶⁸ Ge ved at bestråle ⁶⁹ Ga med protoner . Dette henfald til ⁶⁸ Ga, hvorved ⁶⁸ Ga dannet kan ekstraheres i en Gallium-68 generator . Til studier er gallium normalt bundet i et kompleks med en stærkt chelaterende ligand, såsom 1,4,7,10-tetraazacyclododecan-1,4,7,10-tetraeddikesyre (DOTA).

→ Liste over galliumisotoper

brug

På grund af elementets sjældenhed anvendes gallium kun i begrænset omfang. Forskellige galliumforbindelser er fremstillet af det meste af det producerede gallium. De økonomisk mest betydningsfulde er dem med elementer fra 5. hovedgruppe , især galliumarsenid , som blandt andet kræves til solceller og lysdioder . I 2003 blev 95% af den producerede gallium brugt til dette formål. Derudover fungerer det også som et materiale til doping af silicium (p-doping).

Det store temperaturområde, hvor elementet er flydende, og det lave damptryk på samme tid bruges til konstruktion af termometre (som en del af Galinstan ). Galliumtermometre kan bruges op til temperaturer på 1200 ° C. Flydende gallium kan anvendes som en barriere væske til måling af volumen af gasser ved højere temperaturer og som en væske elektrodemateriale i udvinding af ultra-rene metaller, såsom indium .

Gallium har høj fugtighed og god reflektionsevne og bruges derfor som belægning til spejle . Det bruges også i smeltede legeringer til varmevekslere i atomreaktorer og som erstatning for kviksølv i lamper.

Legeringer af gallium med andre metaller har forskellige anvendelser. Magnetiske materialer skabes ved legering med gadolinium , jern , yttrium , lithium og magnesium . Legeringen med vanadium i sammensætningen V ₃ Ga er en superleder med en forholdsvis høj overgangstemperatur på 16,8 K. I atomvåben er den legeret med plutonium for at forhindre faseændringer. Mange gallium legeringer såsom Galinstan er flydende ved stuetemperatur og kan erstatte den toksiske kviksølv eller meget reaktive natrium - kalium legeringer. Legeringer af indium eller gallium med guld kan have blå farve.

Grund af dens lave tærskelværdi for neutrino indfangning af kun 233,2 keV, gallium er egnet som detektor materiale til påvisning af sol neutrinoer (se solar neutrino eksperiment GALLEX ).

Gallium spiller også en rolle i medicinsk diagnostik: I Gallium-68-Dotatate-PET-CT helkropsundersøgelsen bruges elementet til at diagnosticere neuroendokrine tumorer.

bevis

Gallium kan påvises kvalitativt med forskellige typiske farvereaktioner. Disse inkluderer reaktionen med rhodamin B i benzen , som fluorescerer orange-gul til rødviolet, når gallium tilsættes , morin , som viser grøn fluorescens som i reaktionen med aluminium og kaliumhexacyanidoferrat (III) , med gallium et hvidt bundfald af gallium hexacyanidoferrate (III) former. Derudover er spektroskopisk detektion via de karakteristiske violette spektrallinjer ved 417,1 og 403,1 nm mulig.

Kvantitativt bevis kan tilvejebringes via kompleksometriske titreringer , for eksempel med ethylendiamintetraeddikesyre eller via atomabsorptionsspektrometri .

Toksikologi og biologisk betydning

Der findes ingen toksikologiske data for galliummetal; det er dog irriterende for hud, øjne og luftvejene. Forbindelserne gallium (III) nitrat Ga (NO ₃ ) ₃ og gallium (III) oxid Ga ₂ O ₃ har orale LD _50- værdier i gramområdet: 4,360 g / kg for nitratet og 10 g / kg for oxidet . Gallium anses derfor for at have lav toksicitet og spiller, så vidt det er kendt, ingen rolle hos mennesker som et sporstof .

links

I forbindelser forekommer gallium næsten udelukkende i +3 oxidationstilstand . Derudover kendes sjældne og for det meste meget ustabile gallium (I) forbindelser såvel som dem, der indeholder både mono- og trivalent gallium (formelt gallium (II) forbindelser).

Forbindelser med elementer i kvælstofgruppen

De teknisk vigtigste forbindelser af gallium er dem med elementerne i nitrogengruppen . Galliumnitrid , galliumphosphid , galliumarsenid og galliumantimonid er typiske halvledere ( III-V halvledere ) og bruges til transistorer , dioder og andre elektroniske komponenter . Især er lysdioder i forskellige farver fremstillet af forbindelser med gallium-nitrogen-grupper. Den farve, som afhænger af den båndgab , kan justeres ved de forskellige forhold mellem anioner eller ved at erstatte gallium med aluminium eller indium. Galliumarsenid bruges også til solceller. Disse bruges især i satellitter , da galliumarsenid er mere modstandsdygtig over for ioniserende stråling end silicium.

Halider

Galliumhalogenider af formen GaX _{3 har} mange egenskaber svarende til de tilsvarende aluminiumforbindelser. Med undtagelse af gallium (III) fluorid forekommer de som dimerer i en aluminiumbromidstruktur . Gallium (III) chlorid er det eneste halogenid af ringe økonomisk betydning. Det bruges som en Lewis-syre i Friedel-Crafts-reaktioner .

Flere forbindelser

Ligesom aluminiumoxid er gallium (III) oxid et farveløst, højtsmeltende faststof. Det forekommer i fem forskellige modifikationer, hvoraf den kubiske β-modifikation er den mest stabile.

Organiske eksisterer galliumforbindelser som gallans Gar ₃ , gallylene Gar og som højere gallans der indeholder gallium-gallium bindinger. Som mange andre organometalliske forbindelser er de ustabile over for luft og hydrolyse . En af de få organiske galliumforbindelser af økonomisk betydning er trimethylgallium , der anvendes som et dopingreagens og til fremstilling af tynde lag af galliumarsenid og galliumnitrid i organometallisk gasfaseepitaksi .

Kategorien: galliumforbindelser giver et overblik over galliumforbindelser .

litteratur

• JF Greber: Gallium- og galliumforbindelser. I: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry . 7. udgave. Wiley-VCH, Weinheim 2005, doi : 10.1002 / 14356007.a12_163 .
• Indgang til gallium. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, adgang den 20. juni 2014.

Weblinks

• Video: Smeltende gallium

Individuelle beviser

1. ↑ ^{a b} Harry H. Binder: Leksikon af de kemiske grundstoffer. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3 .
2. ↑ Værdierne for egenskaberne (infoboks) er taget fra www.webelements.com (Gallium) , medmindre andet er angivet .
3. ↑ CIAAW, standard atomvægte revideret 2013 .
4. ↑ ^{a b c d e} Entry on gallium in Kramida, A., Ralchenko, Yu., Reader, J. and NIST ASD Team (2019): NIST Atomic Spectra Database (ver. 5.7.1) . Red.: NIST , Gaithersburg, MD. doi : 10.18434 / T4W30F ( https://physics.nist.gov/asd ).  Hentet 11. juni 2020.
5. ↑ ^{a b c d e} entry on gallium at WebElements, https://www.webelements.com , adgang den 11. juni 2020.
6. ↑ David R. Lide (red.): CRC Handbook of Chemistry and Physics . 90. udgave. (Internetversion: 2010), CRC Press / Taylor og Francis, Boca Raton, FL, Egenskaber for elementerne og uorganiske forbindelser, s. 4-142-4-147. Værdierne der er baseret på g / mol og er angivet i cgs-enheder. Den her angivne værdi er SI-værdien beregnet ud fra den uden måleenhed.
7. ^ ^{A b} Yiming Zhang, Julian RG Evans, Shoufeng Yang: Korrigerede værdier for kogepunkter og entalpier af fordampning af elementer i håndbøger. I: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, s. 328-337, doi: 10.1021 / je1011086 .
8. ↑ ^{en b c} indtastning på gallium i GESTIS stof database over den IFA , adgang den 30. april 2017. (JavaScript krævet)
9. ^ William H. Brock: Viewegs Geschichte der Chemie . Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5 , s. 206-207.
10. ^ ^{A b c} Mary Elvira Weeks: Opdagelsen af ​​elementerne. 3. Udgave. Kessinger Publishing, 2003, ISBN 0-7661-3872-0 , s. 215-219 ( Opdagelsen af ​​elementerne i Google Bogsøgning).
11. ^ Paul Émile Le Coq de Boisbaudran: Sur un nouveau métal, le gallium . I: Annales de chimie et de physique, Ser. 5 . bånd 10 , 1877, s. 100-141 ( digitaliseret på Gallica ). 
12. ↑ ^{a b c d} J. F. Greber: Gallium- og galliumforbindelser. I: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry . 7. udgave. Wiley-VCH, Weinheim 2005, doi : 10.1002 / 14356007.a12_163 .
13. ^ Friedrich-Wilhelm Wellmer, Manfred Dalheimer, Markus Wagner: Økonomiske evalueringer i efterforskning. 2. udgave. Springer 2007, ISBN 978-3-540-73557-1 , s. 83-84.
14. ↑ Gallium (PDF; 85 kB). I: US Geological Survey : Mineral Commodity Resumees. Januar 2009.
15. ↑ E. Dünges, H. Schmidbaur: Gallium, Indium, Thallium. I: Georg Brauer (red.), Med samarbejde mellem Marianne Baudler og andre: Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. 3., revideret udgave. Bind II, Ferdinand Enke, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3 , s. 844-846.
16. ↑ ^{a b c} Indtastning på gallium. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, adgang den 20. juni 2014.
17. ↑ Ulrich Müller: Uorganisk strukturkemi. 6. udgave. Vieweg + Teubner Verlag, 2008, ISBN 978-3-8348-0626-0 , s. 228.
18. ↑ O. Züger, U. Dürig: Atomstruktur af α-Ga (001) overfladen undersøgt ved scanning af tunnelmikroskopi: Direkte bevis for eksistensen af ​​Ga _2- molekyler i fast gallium. I: Phys. Rev. B . 46, 1992, s. 7319-7321, doi: 10.1103 / PhysRevB.46.7319 .
19. ↑ Robert C. Weast (red.): CRC Handbook of Chemistry and Physics . CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990, ISBN 0-8493-0470-9 , s. E-129 til E-145. Værdier der er baseret på g / mol og angivet i cgs-enheder. Den her angivne værdi er SI-værdien beregnet ud fra den uden måleenhed.
20. ↑ ^{a b c} A. F. Holleman , E. Wiberg , N. Wiberg : Textbook of Inorganic Chemistry . 102. udgave. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1 , s. 1181.
21. ↑ ^{a b c} Takemura Kenichi, Kobayashi Kazuaki, Arai Masao: Højtryks bct-fcc faseovergang i Ga. I: Phys. Rev. B . 58, 1998, s. 2482-2486, doi: 10.1103 / PhysRevB.58.2482 .
22. Sh BD Sharma, J. Donohue: En forfining af galliums krystalstruktur. I: Journal of Crystallography . 117, 1962, s. 293-300.
23. ↑ L. Bosio, A. Defrain: Struktur krystallinsk du gallium β. I: Acta Cryst. B25, 1969, s. 995, doi: 10.1107 / S0567740869003360 .
24. ^ L. Bosio, H. Curien, M. Dupont, A. Rimsky: Structure cristalline de Ga γ. I: Acta Cryst. B28, 1972, s. 1974-1975, doi: 10.1107 / S0567740872005357 .
25. ^ L. Bosio, H. Curien, M. Dupont, A. Rimsky: Structure cristalline de Ga δ. I: Acta Cryst. B29, 1973, s. 367-368, doi: 10.1107 / S0567740873002530 .
26. ^ ^{A b} Louis Bosio: Krystalstruktur af Ga (II) og Ga (III). I: J. Chem. Phys. 68, 3, 1978, s. 1221-1223, doi: 10.1063 / 1.435841 .
27. ↑ Det tidligere navn på denne gruppe værelser var Ccma .
28. ↑ ^{a b c} Manfred Merkel, Karl-Heinz Thomas: Taschenbuch der Werkstoffe. 7. udgave. Hanser Verlag, 2008, ISBN 978-3-446-41194-4 , s. 322-324.
29. ↑ G. Audi, FG Kondev, Meng Wang, WJ Huang, S. Naimi: Den NUBASE2016 evaluering af nukleare egenskaber. I: Chinese Physics C. 41, 2017, S. 030001, doi : 10.1088 / 1674-1137 / 41/3/030001 ( fuldtekst ).
30. ^ Mark A. Green, Michael J. Welch: Gallium radiofarmaceutisk kemi. I: International Journal of Radiation Applications and Instrumentation. Del B. Nuklearmedicin og biologi. 16, 5, 1989, s. 435-448, doi: 10.1016 / 0883-2897 (89) 90053-6 .
31. ↑ RR Moskalyk: gallium: rygraden i elektronikindustrien. I: Minerals Engineering. 16, 10, 2003, s. 921-929, doi: 10.1016 / j.mineng.2003.08.003 .
32. ↑ M. Douma (kurator): Guld: Farvede guldlegeringer. webexhibits.org, adgang 23. marts 2021.
33. ↑ Somatostatinreceptorer (Dotatate): UKM - Nuclear Medicine. Hentet 17. december 2019 . 
34. Bro K. Brodersen: Til følsom detektion af gallium. I: Fresenius 'Journal of Analytical Chemistry. 149, 1956, s. 154-155, doi: 10.1007 / BF00454207 .
35. ↑ Gottfried Beck: Microchemical påvisning af gallium med morin. I: mikrokemi. 20, 1936, s. 194-197, doi: 10.1007 / BF02740180 .
36. ↑ NS Poluektoff: Til påvisning af gallium ved hjælp af farvereaktioner. I: mikrokemi. 19, 1936, s. 248-252, doi: 10.1007 / BF02752838 .
37. ↑ ^{a b} gallium. I: Leksikon for kemi. Spektrum Verlag, 2000.
38. Mart Bernard Martel, Keith Cassidy: Kemisk risikoanalyse: en praktisk håndbog. Taylor & Francis, 2000, ISBN 1-56032-835-5 , s. 376.
39. ^ AF Holleman , E. Wiberg , N. Wiberg : Lærebog i uorganisk kemi . 102. udgave. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1 , s. 1179.
40. ^ Indtastning af galliumarsenid. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, adgang den 20. juni 2014.
41. ↑ Indtastning af galliumforbindelser. I: Römpp Online . Georg Thieme Verlag, adgang den 20. juni 2014.
42. ^ AF Holleman , E. Wiberg , N. Wiberg : Lærebog i uorganisk kemi . 102. udgave. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1 , s. 1200-1214.