Gallium

Det enkla ämnet gallium är en mjuk spröd metall av silvervit (enligt andra källor, ljusgrå) färg med en blåaktig nyans. Tillhör gruppen lättmetaller .

Historik

Förekomsten av gallium förutspåddes vetenskapligt av D. I. Mendeleev . När han skapade det periodiska systemet av kemiska grundämnen 1869, baserat på den periodiska lagen han upptäckte , lämnade han vakanser i den tredje gruppen för okända grundämnen - analoger av aluminium och kisel (ekaaluminum och ekasilicon) [3] . Mendeleev, baserat på egenskaperna hos närliggande, välstuderade element, beskrev noggrant inte bara de viktigaste fysikaliska och kemiska egenskaperna utan också upptäcktsmetoden - spektroskopi . I synnerhet, i en artikel daterad 11 december (29 november, gammal stil) , 1870 , publicerad i Journal of the Russian Chemical Society [ 4] , angav Mendeleev att atomvikten för ekaaluminum är nära 68, den specifika vikten är ca. 6 g/cm 3 .

Egenskaper för ekaaluminum (förväntat) och gallium [5]

Fast egendom	Ekaalaluminium	Gallium
Atomisk massa	~68	69,723
Specifik gravitation	5,9 g/ cm3	5,904 g/ cm3
Smält temperatur	Låg	29,767 °C
Oxidformel _	M2O3 _ _ _	Ga2O3 _ _ _
Oxiddensitet	5,5 g/ cm3	5,88 g/ cm3
Hydroxid	amfotär	amfotär

Gallium upptäcktes snart, isolerades som en enkel substans, och studerades av den franske kemisten Paul Émile Lecoq de Boisbaudran . 20 september 1875 . Vid ett möte med vetenskapsakademin i Paris lästes ett brev från Lecoq de Boisbaudran om upptäckten av ett nytt element och studiet av dess egenskaper. Brevet rapporterade att han den 27 augusti 1875, mellan klockan 15 och 16, upptäckte tecken på en ny enkel kropp i ett exemplar av zinkblandning , hämtat från Pierrefitte-gruvan i Argelès-dalen ( Pyrenéerna ). Så, genom att undersöka provets spektrum , avslöjade Lecoq de Boisbaudran två nya lila linjer som motsvarar våglängder på 404 och 417 miljondelar av en millimeter och indikerar närvaron av ett okänt element i mineralet. I samma brev föreslog han att det nya grundämnet skulle döpas till Gallium [6] . Isoleringen av elementet var förenat med avsevärda svårigheter, eftersom innehållet av det nya elementet i malmen var mindre än 0,2%. Som ett resultat lyckades Lecoq de Boisbaudran få ett nytt element i en mängd på mindre än 0,1 g och studera det. Egenskaperna hos det nya elementet visade sig likna zink.

En storm av glädje orsakades av meddelandet om namnet på elementet till Frankrikes ära, enligt dess romerska namn. Mendeleev, efter att ha lärt sig om upptäckten från en publicerad rapport, fann att beskrivningen av det nya elementet nästan exakt sammanfaller med beskrivningen av ekaaluminum som förutspåddes av honom tidigare. Han skickade ett brev till Lecoq de Boisbaudran om detta och påpekade att densiteten för den nya metallen bestämts felaktigt och borde vara 5,9-6,0, och inte 4,7 g/cm 3 . En noggrann kontroll visade att Mendeleev hade rätt, och Lecoq de Boisbaudran skrev själv om detta:

Jag tror ..., det finns inget behov av att påpeka den exceptionella betydelse som tätheten av ett nytt element har i förhållande till bekräftelsen av Mendeleevs teoretiska åsikter

— Citat. enligt [7]

Upptäckten av gallium, och upptäckterna av germanium och skandium som följde strax efter, stärkte den periodiska lagens position, vilket tydligt visar dess prediktiva potential. Mendeleev kallade Lecoq de Boisbaudran för en av "den periodiska lagens stärkare".

Namnets ursprung

Paul Emile Lecoq de Boisbaudran namngav elementet för att hedra sitt hemland Frankrike, efter dess latinska namn - Gallia ( Gallia ) [8] .

Det finns en odokumenterad legend som i namnet på elementet dess upptäckare implicit förevigade hans efternamn ( Lecoq ). Det latinska namnet på grundämnet ( Gallium ) är konsonant med gallus - "hane" (lat.) [9] . Det är anmärkningsvärt att det är tuppen le coq (franska) som är Frankrikes symbol.

Att vara i naturen

Medelhalten av gallium i jordskorpan är 19 g/t. Gallium är ett typiskt spårämne med en dubbel geokemisk natur. På grund av närheten av dess kristallkemiska egenskaper med de viktigaste bergbildande elementen (Al, Fe, etc.) och den breda möjligheten till isomorfism med dem, bildar gallium inte stora ansamlingar, trots det betydande clarkevärdet . Följande mineral med hög halt av gallium urskiljs: sfalerit (0-0,1%), magnetit (0-0,003%), kassiterit (0-0,005%), granat (0-0,003%), beryl (0-0,003% ), turmalin (0-0,01%), spodumen (0,001-0,07%), flogopit (0,001-0,005%), biotit (0-0,1%), muskovit (0-0,01%), sericit (0-0,005%), lepidolit (0,001-0,03%), klorit (0-0,001%), fältspat (0-0,01%), nefelin (0-0,1%), hekmanit (0,01-0,07%), natrolit (0-0,1%). Koncentrationen av gallium i havsvatten är 3⋅10 −5 mg/l [10] .

Insättningar

Avlagringar av gallium är kända i sydvästra Afrika, Ryssland, OSS-länderna [11] .

Fysiska egenskaper

Kristallint gallium har flera polymorfa modifikationer, dock är endast en (I) termodynamiskt stabil, med ett ortorhombiskt ( pseudotetragonalt ) gitter med parametrarna a = 4,5186 Å , b = 7,6570 Å , c = 4,5256 Å [2] . Andra modifieringar av gallium ( β , γ , δ , ε ) kristalliserar från underkyld dispergerad metall och är instabila. Vid förhöjt tryck observerades ytterligare två polymorfa strukturer av gallium II och III, med respektive kubiska och tetragonala gitter [2] .

Densiteten av gallium i fast tillstånd vid en temperatur av 20 ° C är 5,904 g / cm³ , flytande gallium ( t pl. \u003d 29,8 ° C ) har en densitet på 6,095 g / cm³ , det vill säga under stelning, volymen gallium ökar. Denna egenskap är ganska sällsynt och uppvisas endast av ett fåtal enkla ämnen och föreningar (särskilt vatten , kisel , germanium , antimon , vismut och plutonium ). Gallium kokar vid 2230 °C. En av egenskaperna hos gallium är ett brett temperaturområde för förekomsten av ett flytande tillstånd (från 30 till 2230 °C), medan det har ett lågt ångtryck vid temperaturer upp till 1100–1200 °C. Den specifika värmekapaciteten för fast gallium i temperaturområdet T = 0–24°C är 376,7 J /kg K ( 0,09 cal /g deg. ), i flytande tillstånd vid T = 29–100°C , den specifika värmekapaciteten är 410 J/kg K ( 0,098 kal/g grader ).

Den elektriska resistiviteten i fast och flytande tillstånd är 53,4⋅10 −6 Ohm·cm (vid T = 0°C ) respektive 27,2⋅10 −6 Ohm·cm (vid T = 30°C ). Viskositeten för flytande gallium vid olika temperaturer är 1,612 centipoise vid T = 98°C och 0,578 centipoise vid T = 1100°C . Ytspänningen , mätt vid 30 °C i väteatmosfär , är 0,735 N/m . Reflektionskoefficienterna för våglängderna 4360 Å och 5890 Å är 75,6 % respektive 71,3 %.

Isotoper

Naturligt gallium består av två stabila isotoper 69 Ga ( isotopisk förekomst 60,11 at.% ) och 71 Ga ( 39.89 at.% ). Infångningstvärsnittet för termiska neutroner är 2,1 barn respektive 5,1 barn [ 2] .

Utöver dem är 29 konstgjorda radioaktiva isotoper av gallium med massatal från 56 Ga till 86 Ga och minst 3 isomera tillstånd av kärnor kända . De radioaktiva isotoperna av gallium som har längst livslängd är 67 Ga ( halveringstid 3,26 dagar) och 72 Ga (halveringstid 14,1 timmar).

Kemiska egenskaper

De kemiska egenskaperna hos gallium är nära de för aluminium , men galliummetallens reaktioner tenderar att vara mycket långsammare på grund av den lägre kemiska aktiviteten. Oxidfilmen som bildas på metallytan i luft skyddar gallium från ytterligare oxidation.

Gallium reagerar långsamt med hett vatten, tränger undan väte från det och bildar gallium(III)hydroxid :

I praktiken inträffar inte denna reaktion på grund av den snabba oxidationen av metallytan.

${\mathsf {2Ga+6H_{2}O\högerpil 2Ga(OH)_{3}+3H_{2}\uparrow ))$

När den reageras med överhettad ånga (350 °C), bildas föreningen GaOOH (galliumoxidhydrat eller metagallsyra):

{\mathsf {2Ga+4H_{2}O{\xrightarrow {^{o}t}}2GaOOH+3H_{2}}}

Gallium interagerar med mineralsyror för att frigöra väte och bilda salter :

I praktiken sker reaktionen endast med koncentrerade mineralsyror och accelereras kraftigt genom uppvärmning.

{\mathsf {2Ga+6HCl\rightarrow 2GaCl_{3}+3H_{2}\uparrow ))

Reaktionsprodukterna med alkalier och kalium- och natriumkarbonater är hydroxogallater som innehåller Ga(OH) 4- och Ga (OH) 6 3 -joner :

\mathsf{2Ga + 6H_2O + 2NaOH \rightarrow 2Na[Ga(OH)_4] + 3H_2}

Gallium reagerar med halogener : reaktionen med klor och brom sker vid rumstemperatur, med fluor - redan vid -35 ° C (cirka 20 ° C - med antändning), börjar interaktion med jod vid upphettning.

Vid höga temperaturer, genom uppvärmning i en förseglad kammare, kan instabila gallium(I)halider - GaCl , GaBr , GaI erhållas :

{\mathsf {2Ga+GaI_{3}\xrightarrow {98^{o}C} 3GaI}}

Gallium interagerar inte med väte , kol , kväve , kisel och bor .

Vid höga temperaturer kan gallium förstöra olika material och dess verkan är starkare än smältan av någon annan metall. Så, grafit och volfram är resistenta mot verkan av en galliumsmälta upp till 800 ° C, alundum och berylliumoxid BeO - upp till 1000 ° C, tantal , molybden och niob är resistenta upp till 400-450 ° C.

Med de flesta metaller bildar gallium gallider, med undantag av vismut , såväl som metaller från zink- , skandium- och titanundergrupperna . En av galliderna, V 3 Ga , har en ganska hög supraledande övergångstemperatur på 16,8 K.

Gallium bildar hydridogallater:

{\mathsf {4LiH+GaCl_{3}\rightarrow Li[GaH_{4}]+3LiCl))

Jonstabiliteten minskar i serien BH 4 − → AlH 4 − → GaH 4 − . Jon BH 4 - stabil i vattenlösning, AlH 4 - och GaH 4 - hydrolyserar snabbt :

{\mathsf {[GaH_{4}]^{-}+4H_{2}O\högerpil Ga(OH)_{3}+OH^{-}+4H_{2}\uparrow ))

Organiska galliumföreningar representeras av alkyl- (till exempel trimetylgallium ) och aryl- (till exempel trifenylgallium ) derivat med den allmänna formeln GaR 3 , såväl som deras haloalkyl- och haloarylanaloger GaHal 3 − n Rn . Organiska galliumföreningar är instabila mot vatten och luft, men de reagerar inte lika häftigt som organoaluminiumföreningar.

När Ga (OH) 3 och Ga 2 O 3 löses i syror, bildas vattenkomplex [Ga (H 2 O) 6 ] 3+ , därför isoleras galliumsalter från vattenlösningar i form av kristallina hydrater , t.ex. , galliumklorid GaCl 3 6H 2 O, kalium gallium alun KGa(SO 4 ) 2 12H 2 O. Gallium vattenkomplex i lösningar är färglösa.

Reagerar med en lösning av kaliumdikromat och koncentrerad svavelsyra (inte mindre än 50%) i ett förhållande av ungefär 1:1. När den erforderliga koncentrationen av reagerande ämnen uppnås på ytan av gallium, uppträder fenomenet ytspänning, från vilket en droppe flytande metall får förmågan att "pulsera" på grund av den konstanta förändringen i mängden erhållna ämnen. Dessa expansioner och sammandragningar påminner om hjärtats arbete, från vilket denna erfarenhet fick namnet "Gallium Heart". Denna reaktion har ingen praktisk betydelse för vetenskapen och är en indikation på denna metall.

Får

För att erhålla metalliskt gallium används oftare det sällsynta mineralet galliten CuGaS 2 (blandad koppar och galliumsulfid). Dess spår återfinns ständigt med sfalerit , chalcopyrite och germanite [12] . Betydligt större mängder (upp till 1,5 %) hittades i askan från vissa bituminösa kol. Den huvudsakliga källan för att erhålla gallium är dock lösningar av aluminiumoxidproduktion under bearbetning av bauxit (som vanligtvis innehåller mindre föroreningar (upp till 0,1%)) och nefelin . Gallium kan också erhållas genom att bearbeta polymetalliska malmer, kol. Det extraheras genom elektrolys av alkaliska vätskor, som är en mellanprodukt vid bearbetning av naturlig bauxit till kommersiell aluminiumoxid. Koncentrationen av gallium i en alkalisk aluminatlösning efter sönderdelning i Bayerprocessen: 100-150 mg/l , enligt sintringsmetoden: 50-65 mg/l . Enligt dessa metoder separeras gallium från det mesta av aluminiumet genom förkolning och koncentreras i den sista fällningsfraktionen. Därefter behandlas den anrikade fällningen med kalk, gallium går i lösning, varifrån råmetallen frigörs genom elektrolys . Det förorenade galliumet tvättas med vatten, filtreras sedan genom porösa plattor och upphettas under vakuum för att avlägsna flyktiga föroreningar. För att erhålla gallium av hög renhet används kemiska (reaktioner mellan salter), elektrokemiska (elektrolys av lösningar) och fysikaliska (nedbrytnings) metoder. I en mycket ren form (99,999%) erhölls den genom elektrolytisk raffinering, såväl som vätereduktion av noggrant renad GaCl3 .

Gallium är en biprodukt vid aluminiumproduktion.

Grundläggande anslutningar

Ga 2 H 6 är en flyktig vätska, t pl −21,4 °C, kp t 139 °C. I etersuspension med litiumhydrid eller talliumhydrid bildas LiGaH 4- och TlGaH 4 -föreningar (tetrahydridogallater). Bildas genom att behandla tetrametyldigallan med trietylamin . Det finns bananbindningar , som i diboran .
Ga 2 O 3 - vitt eller gult pulver, t pl 1795 ° C. Det finns i form av två modifikationer: α -Ga 2 O 3 - färglösa trigonala kristaller med en densitet av 6,48 g / cm³, lätt lösliga i vatten, lösliga i syror; β -Ga 2 O 3 - färglösa monokliniska kristaller med en densitet på 5,88 g / cm³, lätt lösliga i vatten, syror och alkalier. Erhålls genom uppvärmning av metalliskt gallium i luft vid 260 °C eller i syreatmosfär, eller genom att kalcinera galliumnitrat eller -sulfat. ΔH ° 298(arr) -1089,10 kJ/mol; ΔG ° 298(arr) -998,24 kJ/mol; S ° 298 84,98 J/mol K. De visar amfotära egenskaper, även om huvudegenskaperna, jämfört med aluminium, är förbättrade:

{\mathsf {Ga_{2}O_{3}+6HCl\rightarrow 2GaCl_{3}+3H_{2}O))

{\mathsf {Ga_{2}O_{3}+2NaOH+3H_{2}O\högerpil 2Na[Ga(OH)_{4}]}}

{\mathsf {Ga_{2}O_{3}+Na_{2}CO_{3}\rightarrow 2NaGaO_{2}+CO_{2))}

Ga (OH) 3 - fälls ut i form av en geléliknande fällning vid behandling av lösningar av trevärda galliumsalter med alkalimetallhydroxider och karbonater (pH 9,7). Löser sig i koncentrerad ammoniak och koncentrerad ammoniumkarbonatlösning , fälls ut vid kokning. Genom uppvärmning kan galliumhydroxid omvandlas till GaOOH , sedan till Ga 2 O 3 · H 2 O och slutligen till Ga 2 O 3 . Kan erhållas genom hydrolys av salter av trevärt gallium.
GaF3 är ett vitt pulver med t pl >950 °C, bp t 1000 °C, densitet 4,47 g/cm³. Något lösligt i vatten. Känd kristallin GaF 3 ·3H 2 O. Erhålls genom upphettning av galliumoxid i en fluoratmosfär.
GaCl 3 - färglösa hygroskopiska kristaller med t pl 78 ° C, t kip 215 ° C, densitet 2,47 g / cm³. Låt oss väl lösa i vatten. Hydrolyserar i vattenlösningar. Det används som katalysator i organiska synteser. Vattenfri GaCl 3 , liksom AlCl 3 , röker i fuktig luft .
GaBr 3 - färglösa hygroskopiska kristaller med t pl 122 ° C, t kip 279 ° C, densitet 3,69 g / cm³. Löser sig i vatten. Hydrolyserar i vattenlösningar. Något lösligt i ammoniak. Erhållen direkt från elementen.
GaI 3 - hygroskopiska ljusgula nålar med t pl 212 ° C, t kip 346 ° C, densitet 4,15 g / cm³. Hydrolyserar med varmt vatten. Erhållen direkt från elementen.
Ga 2 S 3 - gula kristaller eller vitt amorft pulver med t pl 1250 ° C och en densitet på 3,65 g / cm³. Det interagerar med vatten, samtidigt som det hydrolyserar fullständigt. Erhålls genom interaktion av gallium med svavel eller vätesulfid.
Ga 2 (SO 4 ) 3 18H 2 O är ett färglöst, vattenlösligt ämne. Det erhålls genom interaktion av gallium, dess oxid och hydroxid med svavelsyra. Med sulfater av alkalimetaller och ammonium bildas lätt alun , till exempel KGa(SO 4 ) 2 12H 2 O.
Ga(NO 3 ) 3 8H 2 O är färglösa kristaller lösliga i vatten och etanol. Vid upphettning sönderdelas det och bildar gallium(III)oxid. Erhålls genom inverkan av salpetersyra på galliumhydroxid.

Applikation

Gallium är dyrt, 2005 på världsmarknaden kostade ett ton gallium 1,2 miljoner US-dollar , och på grund av det höga priset och samtidigt det stora behovet av denna metall är det mycket viktigt att etablera dess fullständiga utvinning i aluminiumproduktion och kolbearbetning i flytande bränsle. Cirka 97 % av världsproduktionen av gallium går till olika halvledarföreningar [2] [13] .

Gallium har ett antal legeringar som är flytande vid rumstemperatur (så kallat gallum ) [2] , och en av dess legeringar har en smältpunkt på -19 °C ( galinstan , In-Ga-Sn eutektisk). Gallams används för att ersätta giftigt kvicksilver som flytande tätningar i vakuumanordningar och diffusionslösningar, som smörjmedel vid sammanfogning av kvarts, glas och keramiska delar. Å andra sidan är gallium (legeringar i mindre utsträckning) mycket aggressivt mot de flesta konstruktionsmaterial (sprickbildning och erosion av legeringar vid hög temperatur). Till exempel, i förhållande till aluminium och dess legeringar, är gallium en kraftfull hållfasthetsreducerare (se minskning av adsorptionsstyrka, Rebinder-effekt ). Denna egenskap hos gallium demonstrerades och studerades i detalj av P. A. Rebinder och E. D. Shchukin under kontakten av aluminium med gallium eller dess eutektiska legeringar (flytande-metallförsprödning). Dessutom orsakar vätning av aluminium med en film av flytande gallium dess snabba oxidation, liknande vad som händer med aluminium amalgamerat med kvicksilver. Gallium löser sig vid smältpunkten cirka 1 % av aluminium, som når filmens yttre yta, där det omedelbart oxideras av luft. Oxidfilmen på vätskeytan är instabil och skyddar inte mot ytterligare oxidation.

Gallium och dess eutektiska legering med indium används som kylmedel i reaktorkretsar [2] .

Gallium kan användas som smörjmedel och som beläggning för specialspeglar. På basis av gallium och nickel har gallium och skandium metalllim , viktiga i praktiska termer, skapats .

Galliummetall fylls också i kvartstermometrar (istället för kvicksilver ) för att mäta höga temperaturer. Detta beror på att gallium har en mycket högre kokpunkt än kvicksilver [14] .

Galliumoxid är en del av ett antal viktiga lasermaterial i granatgruppen - GSHG ( gadolinium-scandium-gallium granat ), YSGG ( yttrium-scandium-gallium granat ), etc.

Galliumarsenid GaAs används aktivt i mikrovågselektronik , halvledarlasrar.

Galliumnitrid GaN används vid skapandet av halvledarlasrar och lysdioder, ultraviolett och violett strålning. Indiumdopad galliumnitrid , InGaN , används för att producera högeffektiva blå , violetta och gröna lysdioder . Dessutom produceras vita lysdioder genom att belägga blå lysdioder med en fosfor , som är en effektiv ljuskälla . Sådana lysdioder används ofta för belysning. Förutom optoelektronik används galliumnitrid i kraftelektronik för att skapa kraftfulla höghastighetstransistorer [15] , samt HEMT-transistorer för mikrovågselektronik [16] . Galliumnitrid har utmärkta kemiska och mekaniska egenskaper som är typiska för alla nitridföreningar.

För lysdioder, halvledarlasrar och andra tillämpningar av optoelektronik och fotovoltaik används också andra halvledarföreningar av gallium typ A III B V : indium-galliumnitrid , indium-galliumarsenid , indium-gallium-aluminiumnitrid , galliumantimoniarid , gallium -fosfid , arsenid- indium gallium antimonid fosfid, gallium fosfid , aluminium gallium arsenid , etc.

Langasit (LGS, lantan galliumsilikat) används som piezomaterial.

Gallium-71- isotopen , som utgör cirka 39,9 % i den naturliga blandningen av isotoper, är ett material för att detektera neutriner . Att använda den som en neutrinodetektor kan öka detekteringskänsligheten med en faktor 2,5.

En gallium-plutoniumlegering (med en galliumhalt av storleksordningen 3-3,5 at.%) används i plutoniumkärnbomber för att stabilisera kristallstrukturen hos plutonium i deltafasen över ett brett temperaturområde. Dessutom ökar tillsatsen av gallium korrosionsbeständigheten hos plutonium och upphäver nästan dess termiska expansionskoefficient; i detta fall, till skillnad från aluminium, har gallium ett lågt tvärsnitt för (α, n) reaktionen. Speciellt innehöll Fat Man-bomben som släpptes på Nagasaki galliumstabiliserat plutonium [17] .

På grund av den låga smältpunkten rekommenderas galliumgöt att transporteras i polyetenpåsar , som är dåligt fuktade av flytande gallium.

I medicin

Inom medicinen används gallium för att hämma benförlust hos cancerpatienter och för att snabbt stoppa blödningar från djupa sår utan att orsaka blodproppar. Gallium är också ett kraftfullt antibakteriellt medel och påskyndar sårläkning [18] .

Biologisk roll

Spelar ingen biologisk roll.

Hudens kontakt med gallium leder till att ultrafina dispergerade partiklar av metallen stannar kvar på den. Utåt ser det ut som en grå fläck. När du försöker ta bort den smetar den ut ännu mer. Det bästa sättet att ta bort fläckar från händer eller ytor är att använda flytande tvål.

Gallium är lågt giftigt enligt vissa källor [2] , mycket giftigt enligt andra [19] . Den kliniska bilden av förgiftning: kortvarig spänning, sedan slöhet, försämrad koordination av rörelser, adynami , areflexia , långsammare andning, störning av dess rytm. Mot denna bakgrund observeras förlamning av de nedre extremiteterna , därefter koma , död . Inandningsexponering för en galliumhaltig aerosol i en koncentration av 50 mg/m³ orsakar njurskador hos människor, samt intravenös administrering av 10–25 mg/kg galliumsalter. Proteinuri , azotemi , försämrad ureaclearance noteras [ 20] .

Anteckningar

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Grundämnenas atomvikter 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Vol. 85 , nr. 5 . - P. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 Fedorov P. I. Gallium // Chemical Encyclopedia : i 5 volymer / Kap. ed. I. L. Knunyants . - M . : Soviet Encyclopedia , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 479-481. — 623 sid. — 100 000 exemplar. - ISBN 5-85270-008-8 .
↑ K. A. Gempel. Handbok för sällsynta metaller . - Ripol Classic, 2013. - 935 sid. — ISBN 9785458283069 . Arkiverad 14 juni 2018 på Wayback Machine
↑ Mendeleev D. I. Det naturliga systemet av element och dess tillämpning för att indikera egenskaperna hos oupptäckta element // Journal of the Russian Chemical Society. - 1871. - T. III . - S. 25-56 . Arkiverad från originalet den 17 mars 2014.
↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements ( (engelska) . - 2:a. - Butterworth-Heinemann, 1997. - P. 217. - ISBN 978-0-08-037941-8 .
↑ de Boisbaudran, Lecoq. Caractères chimiques et spectroscopiques d'un nouveau métal, le gallium, découvert dans une blende de la mine de Pierrefitte, vallée d'Argelès (Pyrénées) (franska) // Comptes rendus hebdomadaires des séances de l'Académie des sciences :tidskrift. - 1875. - Vol. 81 . - S. 493-495 .
↑ Sulimenko L.M. Gallium Arkiverad 23 augusti 2011 på Wayback Machine / Popular Library of Chemical Elements. T. 1. - M.: Nauka, 1983. - S. 409
↑ Tamara Aroseva. Ingenjörsvetenskaper. Lärobok i specialitetens språk . Liter, 2017-11-01. — 233 sid. — ISBN 9785457841086 . Arkiverad 22 december 2017 på Wayback Machine
↑ Sam Keen. Den försvinnande skeden, eller fantastiska berättelser från livet av Mendeleevs periodiska system . — Liter, 2017-09-05. — 483 sid. — ISBN 9785457936737 . Arkiverad 22 december 2017 på Wayback Machine
↑ JP Riley och Skirrow G. Chemical Oceanography V.I, 1965
↑ Gallium . Hämtad 20 september 2010. Arkiverad från originalet 25 maj 2013. (obestämd)
↑ Gallium . Runt världen. Hämtad 21 november 2013. Arkiverad från originalet 14 november 2012. (obestämd)
↑ Gennady Avlasenko, Yulia Dobrynya, Dmitry Kovzun. Fascinerande kemi . — Liter, 2017-09-05. — 98 sid. — ISBN 9785457933699 . Arkiverad 22 december 2017 på Wayback Machine
↑ N. L. Glinka. Allmän kemi . - Ripol Classic, 1954. - 733 sid. — ISBN 9785458331661 . Arkiverad 22 december 2017 på Wayback Machine
↑ STPOWER GaN-transistorer - STMicroelectronics
↑ GaN HEMT - Gallium Nitride Transistor - Infineon Technologies
↑ Sublette, Cary. Avsnitt 6.2.2.1 . Vanliga frågor om kärnvapen (9 september 2001). (obestämd)
↑ I Israel lärde de sig att stoppa blodet med hjälp av flytande metall . Hämtad 29 mars 2016. Arkiverad från originalet 9 april 2016. (obestämd)
↑ * Dymov A. M., Savostin A. P. Analytical chemistry of gallium. M., 1968;
↑ Ny uppslagsbok av en kemist och teknolog. Skadliga ämnen. Avsnitt 1. Oorganiska föreningar. . Datum för åtkomst: 20 september 2010. Arkiverad från originalet den 14 juli 2010. (obestämd)

Litteratur

Sheka I.A., Chaus I.S., Mntyureva T.T. Gallium. K., 1963;
Eremin N. I. Gallien. M., 1964;
Rustamov P.G. Gallium chalcogenides. Baku, 1967;
Dymov A. M., Savostin A. P. Analytisk kemi av gallium. M., 1968;
Ivanova R. V. Kemi och teknik för gallium. M., 1973;
Kogan B. I., Vershkovskaya O. V., Slavikovskaya I. M. Gallien. Geologi, tillämpning, ekonomi. M., 1973;
Yatsenko S. P. Gallien. interaktion med metaller. M., 1974;
Processer för extraktion och sorption i den kemiska tekniken för gallium. Alma-Ata, 1985;
Kemi och teknik för sällsynta och spårämnen. Ed. K. A. Bolshakova, 2:a upplagan, volym 1, M., 1976, sid. 223-244;
Fedorov P.I., Mokhosoev M.V., Alekseev F.P. Kemi av gallium, indium och tallium. Novosib., 1977.

Länkar

Gallium on Webelements Arkiverad 9 december 2006 på Wayback Machine
Gallium i Popular Library of Chemical Elements Arkiverad 13 februari 2006 på Wayback Machine

Ordböcker och uppslagsverk

Stor dansk
Stor norsk
Stor ryss
Great Soviet (1 upplaga)
Brockhaus och Efron
runt världen
Litet Brockhaus och Efron
Britannica (online)
Brockhaus
Treccani
Universalis

I bibliografiska kataloger
BNE : XX536285 BNF : 11955437j GND : 4155859-5 J9U : 987007558076805171 LCCN : sh85052848 LNB : 000302873 NDL : 00562254 NKC : ph301361

Periodiskt system av kemiska element av D. I. Mendeleev

ett

tio

ett

han

Vara

fyra

Som

Obs

jag

På

centimeter

jfr

Nej

alkaliska metaller	alkaliska jordartsmetaller	Lantanider	Aktinider	övergångsmetaller
lättmetaller _	Halvmetaller	icke-metaller	Halogener	ädelgaser

Elektrokemisk aktivitet serie av metaller
Eu , Sm , Li , Cs , Rb , K , Ra , Ba , Sr , Ca , Na , Ac , La , Ce , Pr , Nd , Pm , Gd , Tb , Mg , Y , Dy , Am , Ho , Er , Tm , Lu , Sc , Pu , Th , Np , U , Hf , Be , Al , Ti , Zr , Yb , Mn , V , Nb , Pa , Cr , Zn , Ga , Fe , Cd , In , Tl , Co , Ni , Te , Mo , Sn , Pb , H 2 , W , Sb , Bi , Ge , Re , Cu , Tc , Te , Rh , Po , Hg , Ag , Pd , Os , Ir , Pt , Au

Galliumföreningar _

Galliumantimonid (GaSb) Galliumarsenat ( GaAsO4 ) Galliumarsenid (GaAs) Galliumacetat (Ga( CH3COO ) 3 ) Gallium(I)bromid (GaBr) Gallium(II)bromid ( GaBr2 ) Gallium(III)bromid ( GaBr3 ) Gallates Galliumhydroxid (Ga(OH) 3 ) Galliumhydroxoacetat (Ga( CH3COO ) 3 3Ga(OH) 3 3H2O ) _ Digallan ( Ga2H6 ) _ _ Vätediklorgallat(I) (H[GaCl 2 ]) Gallium(I)jodid (Gal) Gallium(II)jodid ( Gal2 ) Gallium(III)jodid ( Gal3 ) Galliummetahydroxid (GaO(OH)) Galliumnitrat (Ga(NO 3 ) 3 ) Galliumnitrid (GaN) Galliumoxalat (Ga 2 (C 2 O 4 ) 3 ) Galliumoxid-wolframat (Ga 2 O 3 2WO 3 8H2O ) _ Galliumoxid-acetat (4Ga( CH3COO ) 3 2Ga2O3 _ _ _ 5H2O ) _ Galliummolybdatoxid (2Ga 2 O 3 3MoO 3 15H2O ) _ Galliumoxidklorid (GaOCl) Gallium(I)oxid ( Ga2O ) Gallium(III)oxid (Ga 2 O 3 ) Gallium(III)perklorat (Ga(ClO 4 ) 3 ) Galliumselenat (Ga 2 (SeO 4 ) 3 ) Gallium(I)-selenid ( Ga2Se ) Gallium(II)selenid (GaSe) Gallium (III ) selenid ( Ga2Se3 ) Galliumsulfat (Ga 2 (SO 4 ) 3 ) Gallium(I)sulfid ( Ga2S ) Gallium(II)sulfid (GaS) Gallium (III ) sulfid ( Ga2S3 ) Gallium(II)tellurid (GaTe) Gallium(III)tellurid (Ga 2 Te 3 ) Tetrametyldigallan (Ga 2 H 2 (CH 3 ) 4 ) Vätetraklorgallat(III) (H[GaCl 4 ]) Gallium(III)tiocyanat (Ga(NCS) 3 ) Trimetylgallium (Ga(CH 3 ) 3 ) Trifenylgallium ( Ga ( C6H5 ) 3 ) Trietylgallium ( Ga ( C2H5 ) 3 ) Galliumfosfat (GaPO 4 ) Galliumfosfid (GaP) Galliumfluorid (GaF 3 ) Gallium(II)klorid ( GaCl2 ) Gallium(III)klorid ( GaCl3 )