Gallium

Jednoduchá látka gallium je měkký křehký kov stříbrnobílé (podle jiných zdrojů světle šedé) barvy s namodralým nádechem. Patří do skupiny lehkých kovů .

Historie

Existenci gallia vědecky předpověděl D. I. Mendělejev . Při vytváření periodického systému chemických prvků v roce 1869 na základě jím objeveného Periodického zákona ponechal volná místa ve třetí skupině pro neznámé prvky - analogy hliníku a křemíku (ekaaluminium a ekasilicon) [3] . Mendělejev na základě vlastností sousedních dobře prozkoumaných prvků přesně popsal nejen nejdůležitější fyzikální a chemické vlastnosti , ale také metodu objevu - spektroskopii . Konkrétně v článku z 11. prosince (29. listopadu, starý styl) , 1870 , publikovaném v Journal of the Russian Chemical Society [ 4 ] , Mendělejev uvedl, že atomová hmotnost ekaaluminia je blízká 68, specifická hmotnost je asi 6 g/ cm3 .

Vlastnosti ekahliníku (očekávané) a galia [5]

Vlastnictví	Ekahliník	Gallium
Atomová hmotnost	~68	69,723
Specifická gravitace	5,9 g/ cm3	5,904 g/ cm3
Teplota tání	Nízký	29,767 °C
Oxidový vzorec	M2O3 _ _ _	Ga2O3 _ _ _
Hustota oxidu	5,5 g/ cm3	5,88 g/ cm3
Hydroxid	amfoterní	amfoterní

Gallium bylo brzy objeveno, izolováno jako jednoduchá látka a studováno francouzským chemikem Paulem Émile Lecoq de Boisbaudran . 20. září 1875 . Na zasedání Pařížské akademie věd byl přečten dopis od Lecoqa de Boisbaudran o objevu nového prvku a studiu jeho vlastností. V dopise bylo uvedeno, že 27. srpna 1875 mezi 15. a 16. hodinou objevil známky nového jednoduchého tělesa ve vzorku zinkové směsi , přivezené z dolu Pierrefitte v údolí Argelès ( Pyreneje ). Při zkoumání spektra vzorku tedy Lecoq de Boisbaudran odhalil dvě nové fialové čáry odpovídající vlnovým délkám 404 a 417 miliontin milimetru a indikující přítomnost neznámého prvku v minerálu. Ve stejném dopise navrhl pojmenovat nový prvek Gallium [6] . Izolace prvku byla spojena se značnými obtížemi, protože obsah nového prvku v rudě byl menší než 0,2 %. Díky tomu se Lecoqu de Boisbaudranovi podařilo získat nový prvek v množství menším než 0,1 g a prostudovat jej. Vlastnosti nového prvku se ukázaly být podobné jako u zinku.

Bouři radosti vyvolala zpráva o názvu živlu na počest Francie, podle jejího římského jména. Mendělejev, který se o objevu dozvěděl z publikované zprávy, zjistil, že popis nového prvku se téměř přesně shoduje s popisem ekaaluminia, který předpověděl dříve. Poslal o tom dopis Lecoqovi de Boisbaudranovi s poukazem na to, že hustota nového kovu byla určena nesprávně a měla by být 5,9-6,0, a ne 4,7 g/cm 3 . Důkladná kontrola ukázala, že Mendělejev měl pravdu, a sám Lecoq de Boisbaudran o tom napsal:

Myslím, že ..., není třeba zdůrazňovat mimořádný význam, který má hustota nového prvku ve vztahu k potvrzení Mendělejevových teoretických názorů

— Citát. podle [7]

Objev gallia a objevy germania a skandia , které následovaly brzy poté, posílily pozici periodického zákona a jasně demonstrovaly jeho prediktivní potenciál. Mendělejev nazval Lecoq de Boisbaudran jedním z „posilovačů periodického zákona“.

Původ jména

Paul Emile Lecoq de Boisbaudran pojmenoval prvek na počest své vlasti Francie podle jeho latinského názvu - Gallia ( Gallia ) [8] .

Existuje nedoložená legenda, že ve jménu prvku jeho objevitel implicitně zvěčnil své příjmení ( Lecoq ). Latinský název prvku ( Gallium ) je shodný s gallus – „kohout“ (lat.) [9] . Je pozoruhodné, že je to kohout le coq (francouzský), který je symbolem Francie.

Být v přírodě

Průměrný obsah galia v zemské kůře je 19 g/t. Gallium je typickým stopovým prvkem s dvojí geochemickou povahou. Vzhledem k blízkosti svých krystalochemických vlastností k hlavním horninotvorným prvkům (Al, Fe atd.) a široké možnosti isomorfismu s nimi nevytváří gallium velké akumulace, a to i přes významnou hodnotu clarke . Rozlišují se tyto minerály s vysokým obsahem galia: sfalerit (0-0,1 %), magnetit (0-0,003 %), kassiterit (0-0,005 %), granát (0-0,003 %), beryl (0-0,003 % ) ), turmalín (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 %), chlorit (0-0,001 %), živce (0-0,01 %), nefelin (0-0,1 % ), hecmanit (0,01-0,07 %), natrolit (0-0,1 %). Koncentrace gallia v mořské vodě je 3⋅10 −5 mg/l [10] .

Vklady

Ložiska gallia jsou známá v jihozápadní Africe, Rusku, zemích SNS [11] .

Fyzikální vlastnosti

Krystalické gallium má několik polymorfních modifikací, avšak pouze jedna (I) je termodynamicky stabilní, má ortorombickou ( pseudotetragonální ) mřížku s parametry a = 4,5186 Å , b = 7,6570 Å , c = 4,5256 Å [2] . Jiné modifikace galia ( β , γ , δ , ε ) krystalizují z podchlazeného dispergovaného kovu a jsou nestabilní. Při zvýšeném tlaku byly pozorovány další dvě polymorfní struktury gallia II a III, které mají kubickou a tetragonální mřížku [2] .

Hustota gallia v pevném stavu při teplotě 20 °C je 5,904 g/cm³ , kapalné gallium ( t pl. \u003d 29,8 °C ) má hustotu 6,095 g/cm³ , to znamená při tuhnutí objem gallia se zvyšuje. Tato vlastnost je poměrně vzácná, protože ji vykazuje jen několik jednoduchých látek a sloučenin (zejména voda , křemík , germanium , antimon , vizmut a plutonium ). Gallium vře při 2230 °C. Jednou z vlastností galia je široký teplotní rozsah pro existenci kapalného skupenství (od 30 do 2230 °C), přičemž má nízký tlak par při teplotách do 1100–1200 °C. Měrná tepelná kapacita pevného galia v teplotním rozsahu T = 0–24°C je 376,7 J /kg K ( 0,09 cal /g stup. ), v kapalném stavu při T = 29–100°C je měrná tepelná kapacita je 410 J/kg K ( 0,098 cal/g deg ).

Elektrický odpor v pevném a kapalném stavu je 53,4⋅10 -6 Ohm·cm (při T = 0 °C ) a 27,2⋅10 -6 Ohm·cm (při T = 30 °C ). Viskozita kapalného galia při různých teplotách je 1,612 centipoise při T = 98 °C a 0,578 centipoise při T = 1100 °C . Povrchové napětí , měřeno při 30 °C ve vodíkové atmosféře , je 0,735 N/m . Koeficienty odrazu pro vlnové délky 4360 Á a 5890 Á jsou 75,6 %, respektive 71,3 %.

Izotopy

Přírodní gallium se skládá ze dvou stabilních izotopů 69 Ga ( izotopová abundance 60,11 at. % ) a 71 Ga ( 39,89 at. % ). Průřez záchytu tepelných neutronů je 2,1 barn a 5,1 barn [ 2] .

Kromě nich je známo 29 umělých radioaktivních izotopů galia s hmotnostními čísly od 56 Ga do 86 Ga a minimálně 3 izomerní stavy jader . Nejdéle žijící radioaktivní izotopy gallia jsou 67 Ga ( poločas rozpadu 3,26 dne) a 72 Ga (poločas rozpadu 14,1 hodiny).

Chemické vlastnosti

Chemické vlastnosti gallia jsou blízké vlastnostem hliníku , ale reakce kovového gallia bývají mnohem pomalejší kvůli nižší chemické aktivitě. Oxidový film vytvořený na povrchu kovu ve vzduchu chrání gallium před další oxidací.

Gallium pomalu reaguje s horkou vodou, vytěsňuje z ní vodík a tvoří hydroxid gallia (III) :

V praxi k této reakci nedochází díky rychlé oxidaci kovového povrchu.

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

Při reakci s přehřátou párou (350 °C) vzniká sloučenina GaOOH (hydrát oxidu galia nebo kyselina metagallová):

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

Gallium interaguje s minerálními kyselinami a uvolňuje vodík a tvoří soli :

V praxi reakce probíhá pouze s koncentrovanými minerálními kyselinami a je velmi urychlena zahříváním.

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

Produkty reakce s alkáliemi a uhličitany draselnými a sodnými jsou hydroxogaláty obsahující ionty Ga(OH) 4 − a Ga(OH) 6 3 − :

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

Gallium reaguje s halogeny : reakce s chlorem a bromem probíhá při pokojové teplotě, s fluorem - již při -35 ° C (asi 20 ° C - se zapálením), interakce s jódem začíná při zahřátí.

Při vysokých teplotách lze zahřátím v utěsněné komoře získat nestabilní halogenidy galia (I) - GaCl , GaBr , GaI :

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

Gallium neinteraguje s vodíkem , uhlíkem , dusíkem , křemíkem a borem .

Při vysokých teplotách je gallium schopné ničit různé materiály a jeho působení je silnější než tavenina jakéhokoli jiného kovu. Grafit a wolfram jsou tedy odolné vůči působení taveniny galia do 800 °C, alundum a oxid beryllitý BeO - do 1000 °C, tantal , molybden a niob jsou odolné do 400-450 °C.

U většiny kovů tvoří gallium gallidy, s výjimkou vizmutu , stejně jako kovy podskupin zinku , skandia a titanu . Jeden z gallidů, V 3 Ga , má poměrně vysokou teplotu supravodivého přechodu 16,8 K.

Gallium tvoří hydridogaláty:

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

Stabilita iontů klesá v řadě BH 4 − → AlH 4 − → GaH 4 − . Iont BH 4 - stabilní ve vodném roztoku, AlH 4 - a GaH 4 - rychle hydrolyzují :

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

Organické sloučeniny galia jsou reprezentovány alkylovými (například trimethylgallium ) a arylovými (například trifenylgalliovými ) deriváty obecného vzorce GaR 3 , jakož i jejich halogenalkylovými a halogenarylovými analogy GaHal 3− n R n . Organické sloučeniny galia jsou nestabilní vůči vodě a vzduchu, nereagují však tak prudce jako organohlinité sloučeniny.

Při rozpuštění Ga (OH) 3 a Ga 2 O 3 v kyselinách vznikají akvakomplexy [Ga (H 2 O) 6 ] 3+ , proto se soli galia izolují z vodných roztoků ve formě krystalických hydrátů , např. , chlorid gallia GaCl 3 6H 2 O, kamenec draselný gallium KGa(SO 4 ) 2 12H 2 O. Gallium aqua komplexy v roztocích jsou bezbarvé.

Reaguje s roztokem dichromanu draselného a koncentrované kyseliny sírové (ne méně než 50 %) v poměru přibližně 1:1. Při dosažení požadované koncentrace reagujících látek na povrchu gallia se objevuje fenomén povrchového napětí, z něhož díky neustálé změně množství získaných látek získává kapka tekutého kovu schopnost „pulzovat“. Tato expanze a kontrakce připomínají práci srdce, od které tato zkušenost dostala název „Gallium Heart“. Tato reakce nemá pro vědu praktický význam a svědčí pro tento kov.

Získání

Pro získání kovového gallia se častěji používá vzácný minerál gallit CuGaS 2 (směs mědi a sulfidu galia). Jeho stopy se neustále nacházejí u sfaleritu , chalkopyritu a germanitu [12] . Podstatně větší množství (až 1,5 %) bylo zjištěno v popelech některých černých uhlí. Hlavním zdrojem získávání gallia jsou však roztoky z výroby oxidu hlinitého při zpracování bauxitu (obvykle obsahujícího drobné nečistoty (do 0,1 %)) a nefelinu . Gallium lze také získat zpracováním polymetalických rud, uhlí. Extrahuje se elektrolýzou alkalických kapalin, které jsou meziproduktem zpracování přírodního bauxitu na komerční oxid hlinitý. Koncentrace galia v alkalickém roztoku hlinitanu po rozkladu v Bayerově procesu: 100-150 mg/l , podle metody slinování: 50-65 mg/l . Podle těchto metod se gallium odděluje od většiny hliníku karbonizací, přičemž se koncentruje v poslední frakci sraženiny. Poté se obohacená sraženina upraví vápnem, gallium přejde do roztoku, odkud se surový kov uvolní elektrolýzou . Kontaminované galium se promyje vodou, poté se filtruje přes porézní desky a zahřívá se ve vakuu , aby se odstranily těkavé nečistoty. K získání gallia vysoké čistoty se používají metody chemické (reakce mezi solemi), elektrochemické (elektrolýza roztoků) a fyzikální (rozklad). Ve velmi čisté formě (99,999 %) byl získán elektrolytickou rafinací a také vodíkovou redukcí pečlivě vyčištěného GaCl 3 .

Gallium je vedlejším produktem při výrobě hliníku.

Základní připojení

Ga 2 H 6 je těkavá kapalina, t pl −21,4 °C, t t 139 °C. V etherické suspenzi s hydridem lithným nebo hydridem thallia tvoří sloučeniny LiGaH 4 a TlGaH 4 (tetrahydridogaláty). Vzniká zpracováním tetramethyldigalanu triethylaminem . Existují banánové vazby , jako v diboranu .
Ga 2 O 3 - bílý nebo žlutý prášek, t pl 1795 °C. Existuje ve formě dvou modifikací: α -Ga 2 O 3 - bezbarvé trigonální krystaly o hustotě 6,48 g / cm³, mírně rozpustné ve vodě, rozpustné v kyselinách; β -Ga 2 O 3 - bezbarvé jednoklonné krystaly o hustotě 5,88 g / cm³, mírně rozpustné ve vodě, kyselinách a zásadách. Získává se zahříváním kovového gallia na vzduchu při 260 °C nebo v kyslíkové atmosféře nebo kalcinací dusičnanu nebo síranu galitého. AH ° 298 (arr) -1089,10 kJ/mol; A G ° 298 (arr) -998,24 kJ/mol; S ° 298 84,98 J/mol K. Vykazují amfoterní vlastnosti, i když hlavní vlastnosti jsou ve srovnání s hliníkem vylepšeny:

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

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

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

Ga (OH) 3 - při zpracování roztoků solí trojmocného galia hydroxidy a uhličitany alkalických kovů (pH 9,7) se sráží ve formě rosolovité sraženiny. Rozpouští se v koncentrovaném amoniaku a koncentrovaném roztoku uhličitanu amonného , při varu se vysráží. Zahříváním lze hydroxid gallia přeměnit na GaOOH , poté na Ga 2 O 3 · H 2 O a nakonec na Ga 2 O 3 . Lze získat hydrolýzou solí trojmocného galia.
GaF 3 je bílý prášek s tpl >950 °C, bp t 1000 °C, hustota 4,47 g/cm³. Málo rozpustný ve vodě. Známý krystalický GaF 3 · 3H 2 O. Získává se zahříváním oxidu galia v atmosféře fluoru.
GaCl 3 - bezbarvé hygroskopické krystaly s t pl 78 ° C, t kip 215 ° C, hustota 2,47 g / cm³. Necháme dobře rozpustit ve vodě. Hydrolyzuje ve vodných roztocích. Používá se jako katalyzátor v organických syntézách. Bezvodý GaCl 3 , jako AlCl 3 , kouří ve vlhkém vzduchu .
GaBr 3 - bezbarvé hygroskopické krystaly s t pl 122 ° C, t kip 279 ° C, hustota 3,69 g / cm³. Rozpouští se ve vodě. Hydrolyzuje ve vodných roztocích. Mírně rozpustný v amoniaku. Získané přímo z prvků.
GaI 3 - hygroskopické světle žluté jehlice s t pl 212 ° C, t kip 346 ° C, hustota 4,15 g / cm³. Hydrolyzuje teplou vodou. Získané přímo z prvků.
Ga 2 S 3 - žluté krystaly nebo bílý amorfní prášek s t pl 1250 ° C a hustotou 3,65 g / cm³. Interaguje s vodou a zcela hydrolyzuje. Získává se interakcí galia se sírou nebo sirovodíkem.
Ga 2 (SO 4 ) 3 18H 2 O je bezbarvá, ve vodě rozpustná látka. Získává se interakcí galia, jeho oxidu a hydroxidu s kyselinou sírovou. Se sírany alkalických kovů a amonia snadno tvoří kamenec , například KGa(SO 4 ) 2 12H 2 O.
Ga(NO 3 ) 3 8H 2 O jsou bezbarvé krystaly rozpustné ve vodě a ethanolu. Při zahřívání se rozkládá za vzniku oxidu galitého. Získává se působením kyseliny dusičné na hydroxid gallia.

Aplikace

Gallium je drahé, v roce 2005 na světovém trhu stála tuna gallia 1,2 mil . USD a vzhledem k vysoké ceně a zároveň velké potřebě tohoto kovu je velmi důležité zavést jeho kompletní těžbu při výrobě hliníku. a zpracování uhlí na kapalné palivo. Asi 97 % světové produkce gallia jde do různých polovodičových sloučenin [2] [13] .

Gallium má řadu slitin, které jsou při pokojové teplotě kapalné (tzv. gallum ) [2] , přičemž jedna z jeho slitin má bod tání −19 °C ( galinstan , eutektikum In-Ga-Sn). Gallamy se používají jako náhrada toxické rtuti jako kapalná těsnění ve vakuových zařízeních a difuzních roztocích, jako maziva při spojování křemenných, skleněných a keramických dílů. Na druhou stranu je gallium (slitiny v menší míře) velmi agresivní vůči většině konstrukčních materiálů (praskání a eroze slitin při vysoké teplotě). Například ve vztahu k hliníku a jeho slitinám je gallium silným omezovačem pevnosti (viz redukce adsorpční síly, Rebinderův efekt ). Tato vlastnost gallia byla demonstrována a podrobně studována P. A. Rebinderem a E. D. Shchukinem při kontaktu hliníku s galliem nebo jeho eutektickými slitinami (zkřehnutí tekutého kovu). Smáčení hliníku filmem tekutého galia navíc způsobuje jeho rychlou oxidaci, podobně jako u hliníku amalgamovaného se rtutí. Gallium rozpustí při teplotě tání asi 1% hliníku, který se dostane na vnější povrch fólie, kde je okamžitě oxidován vzduchem. Oxidový film na povrchu kapaliny je nestabilní a nechrání před další oxidací.

Gallium a jeho eutektická slitina s indiem se používá jako chladivo v okruzích reaktorů [2] .

Gallium lze použít jako mazivo a jako povlak pro speciální zrcadla. Na bázi galia a niklu vznikla galliová a skandiová kovová lepidla , důležitá z praktického hlediska .

Kovové gallium se také plní do křemenných teploměrů (místo rtuti ) pro měření vysokých teplot. Je to dáno tím, že gallium má mnohem vyšší bod varu než rtuť [14] .

Oxid galia je součástí řady významných laserových materiálů skupiny granátů - GSHG ( gadolinium-scandium-gallium garnet ), YSGG ( yttrium-scandium-gallium garnet ) atd.

Gallium arsenid GaAs se aktivně používá v mikrovlnné elektronice , polovodičových laserech.

Gallium nitrid GaN se používá při výrobě polovodičových laserů a LED, ultrafialového a fialového záření. Indiem dopovaný nitrid galia , InGaN , se používá k výrobě vysoce účinných modrých , fialových a zelených LED diod . Bílé LED diody se navíc vyrábějí potažením modrých LED diod fosforem , což je účinný zdroj světla . Takové LED jsou široce používány pro osvětlení. Kromě optoelektroniky se nitrid galia používá ve výkonové elektronice k vytvoření výkonných vysokorychlostních tranzistorů [15] , stejně jako HEMT tranzistorů pro mikrovlnnou elektroniku [16] . Nitrid gallia má vynikající chemické a mechanické vlastnosti typické pro všechny nitridové sloučeniny.

Pro LED diody, polovodičové lasery a další aplikace optoelektroniky a fotovoltaiky se používají i další polovodičové sloučeniny gallia typu A III B V : nitrid indium-gallium, arsenid indium - gallia , nitrid indium-gallium-hliník , gallium - galliumantimonid -fosfid , arsenid- fosfid indium-gallium antimonid, fosfid gallia , arsenid hlinito - gallium atd.

Jako piezomateriál se používá langazit (LGS, lanthanum-gallium silikát).

Izotop gallia-71 , který tvoří asi 39,9 % v přirozené směsi izotopů, je materiálem pro detekci neutrin . Jeho použití jako detektoru neutrin může zvýšit citlivost detekce faktorem 2,5.

Slitina gallium-plutonium (s obsahem gallia řádově 3-3,5 at.%) se používá v plutoniových jaderných bombách ke stabilizaci krystalové struktury plutonia v delta fázi v širokém teplotním rozsahu. Navíc přidání galia zvyšuje korozní odolnost plutonia a téměř nuluje jeho koeficient tepelné roztažnosti; v tomto případě, na rozdíl od hliníku, gallium má nízký průřez pro (α, n) reakci. Zejména bomba Fat Man svržená na Nagasaki obsahovala galliem stabilizované plutonium [17] .

Vzhledem k nízkému bodu tání se galliové ingoty doporučuje přepravovat v polyetylenových pytlích , které jsou kapalným galliem špatně smáčeny.

V lékařství

V lékařství se gallium používá k inhibici úbytku kostní hmoty u pacientů s rakovinou a k rychlému zastavení krvácení z hlubokých ran, aniž by způsobovalo krevní sraženiny. Gallium je také silné antibakteriální činidlo a urychluje hojení ran [18] .

Biologická role

Nehraje biologickou roli.

Kontakt kůže s galliem vede k tomu, že na ní zůstávají ultrajemně rozptýlené částice kovu. Navenek to vypadá jako šedá skvrna. Když se ho pokusíte odstranit, rozmaže se ještě více. Nejlepším způsobem, jak odstranit skvrny z rukou nebo povrchů, je použití tekutého mýdla.

Gallium je podle některých zdrojů málo toxické [2] , podle jiných vysoce toxické [19] . Klinický obraz otravy: krátkodobé vzrušení, poté letargie, porucha koordinace pohybů, adynamie , areflexie , zpomalení dýchání, porucha jeho rytmu. Na tomto pozadí je pozorována paralýza dolních končetin , pak - kóma , smrt . Inhalační expozice aerosolu obsahujícímu gallium v koncentraci 50 mg/m³ způsobuje poškození ledvin u lidí, stejně jako intravenózní podání 10–25 mg/kg solí galia. Je zaznamenána proteinurie , azotemie , porucha clearance močoviny [20] .

Poznámky

↑ 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. Atomové hmotnosti prvků 2011 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2013. - Sv. 85 , č. 5 . - S. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 Fedorov P. I. Gallium // Chemická encyklopedie : v 5 dílech / Ch. vyd. I. L. Knunyants . - M . : Sovětská encyklopedie , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 479-481. — 623 s. — 100 000 výtisků. - ISBN 5-85270-008-8 .
↑ K. A. Gempel. Příručka vzácných kovů . - Ripol Classic, 2013. - 935 s. — ISBN 9785458283069 . Archivováno 14. června 2018 na Wayback Machine
↑ Mendělejev D. I. Přirozený systém prvků a jeho aplikace k indikaci vlastností neobjevených prvků // Journal of the Russian Chemical Society. - 1871. - T. III . - S. 25-56 . Archivováno z originálu 17. března 2014.
↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alane. Chemistry of the Elements ( (anglicky) . - 2. - Butterworth-Heinemann, 1997. - S. 217. - ISBN 978-0-08-037941-8 .
↑ de Boisbaudran, Lecoq. Caractères chimiques et spectroscopiques d'un nouveau metal, le gallium, découvert dans une blende de la mine de Pierrefitte, vallée d'Argelès (Pyrénées) (francouzsky) // Comptes rendus hebdomadaires des s'Aémie science :časopis. - 1875. - Sv. 81 . - str. 493-495 .
↑ Sulimenko L.M. Gallium Archivováno 23. srpna 2011 na Wayback Machine / Popular Library of Chemical Elements. T. 1. - M.: Nauka, 1983. - S. 409
↑ Tamara Aroseva. Inženýrské vědy. Učebnice jazyka oboru . Litry, 2017-11-01. — 233 str. — ISBN 9785457841086 . Archivováno 22. prosince 2017 na Wayback Machine
↑ Sam Keen. Mizející lžíce aneb Úžasné příběhy ze života Mendělejevovy periodické tabulky . — Litry, 2017-09-05. — 483 s. — ISBN 9785457936737 . Archivováno 22. prosince 2017 na Wayback Machine
↑ JP Riley a Skirrow G. Chemická oceánografie V.I, 1965
↑ Gallium . Získáno 20. září 2010. Archivováno z originálu 25. května 2013. (neurčitý)
↑ Gallium . Okolo světa. Získáno 21. listopadu 2013. Archivováno z originálu 14. listopadu 2012. (neurčitý)
↑ Gennadij Avlasenko, Julia Dobrynya, Dmitrij Kovzun. Fascinující chemie . — Litry, 2017-09-05. — 98 str. — ISBN 9785457933699 . Archivováno 22. prosince 2017 na Wayback Machine
↑ N. L. Glinka. Obecná chemie . - Ripol Classic, 1954. - 733 s. — ISBN 9785458331661 . Archivováno 22. prosince 2017 na Wayback Machine
↑ STPOWER GaN Tranzistory - STMicroelectronics
↑ GaN HEMT - Gallium nitridový tranzistor - Infineon Technologies
↑ Podnájem, Cary. Oddíl 6.2.2.1 . Nuclear Weapons FAQ (9. září 2001). (neurčitý)
↑ V Izraeli se naučili zastavit krev pomocí tekutého kovu . Získáno 29. března 2016. Archivováno z originálu 9. dubna 2016. (neurčitý)
↑ * Dymov A. M., Savostin A. P. Analytická chemie galia. M., 1968;
↑ Nová příručka chemika a technologa. Škodlivé látky. Sekce 1. Anorganické sloučeniny. . Datum přístupu: 20. září 2010. Archivováno z originálu 14. července 2010. (neurčitý)

Literatura

Sheka I. A., Chaus I. S., Mntyureva T. T. Gallium. K., 1963;
Eremin N. I. Galie. M., 1964;
Rustamov P.G. Gallium chalcogenides. Baku, 1967;
Dymov A. M., Savostin A. P. Analytická chemie galia. M., 1968;
Ivanova R. V. Chemie a technologie galia. M., 1973;
Kogan B. I., Vershkovskaya O. V., Slavikovskaya I. M. Gal. Geologie, aplikace, ekonomika. M., 1973;
Jacenko S. P. Galie. interakce s kovy. M., 1974;
Procesy extrakce a sorpce v chemické technologii gallia. Alma-Ata, 1985;
Chemie a technologie vzácných a stopových prvků. Ed. K. A. Bolshakova, 2. vyd., svazek 1, M., 1976, str. 223-244;
Fedorov P.I., Mokhosoev M.V., Alekseev F.P. Chemie gallia, india a thallia. Novosib., 1977.

Odkazy

Gallium na Webelements Archivováno 9. prosince 2006 na Wayback Machine
Gallium v Popular Library of Chemical Elements archivováno 13. února 2006 na Wayback Machine

Slovníky a encyklopedie

Velká dánština
Skvělý norský
Velký Rus
Velký sovět (1 ed.)
Brockhaus a Efron
okolo světa
Malý Brockhaus a Efron
Britannica (online)
Brockhaus
Treccani
Universalis

V bibliografických katalozích
BNE : XX536285 BNF : 11955437j GND : 4155859-5 J9U : 987007558076805171 LCCN : sh85052848 LNB : 000302873 NDL : 00562254 NKC : ph301361

Periodický systém chemických prvků D. I. Mendělejeva

osm

já

Čs

alkalických kovů	kovy alkalických zemin	Lanthanoidy	aktinidy	přechodné kovy
lehké kovy	Polokovy	nekovy	Halogeny	vzácné plyny

Řady elektrochemické aktivity kovů
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 , Ti , 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

Sloučeniny galia

Gallium antimonid (GaSb) Arzeničnan galitý (GaAsO 4 ) Gallium arsenid (GaAs) Octan galia ( Ga( CH3COO) 3 ) Gallium (I) bromid (GaBr) Gallium(II) bromid ( GaBr2 ) Gallium (III) bromid (GaBr 3 ) Gallates Hydroxid galia (Ga(OH) 3 ) Hydroxoacetát galia ( Ga( CH3COO) 3 3Ga(OH) 3 3H2O ) _ Digallan (Ga 2 H 6 ) Hydrogendichlorgallát(I) (H[GaCl2 ] ) Gallium (I) jodid (GaI) Jodid galium (II) (GaI2 ) Jodid galitý (Gal 3 ) Metahydroxid galia (GaO(OH)) Dusičnan gallia (Ga(NO 3 ) 3 ) nitrid galia (GaN) Gallium oxalát (Ga 2 ( C 2 O 4 ) 3 Oxid wolframan galia (Ga 2 O 3 2WO 3 8H2O ) _ Oxid-acetát galia (4Ga( CH3COO ) 3 2Ga2O3 _ _ _ 5H2O ) _ Oxid molybdenan galitý ( 2Ga203 3MoO 3 15H2O ) _ Chlorid galia (GaOCl) Oxid galium(I) (Ga 2 O) Oxid galitý (Ga 2 O 3 ) Chloristan galitý (Ga ( ClO 4 ) 3 Selenan galia (Ga 2 ( SeO 4 ) 3 Selenid galia ( Ga2Se ) Gallium (II) selenid (GaSe) Selenid galia ( Ga2Se3 ) _ Síran galia (Ga 2 ( SO 4 ) 3 Gallium(I) sulfid (Ga 2 S) Gallium(II) sulfid (GaS) Gallium (III) sulfid ( Ga2S3 ) Telurid gallia (II) (GaTe) Telurid galia (Ga 2 Te 3 ) Tetramethyldigallan (Ga 2 H 2 (CH 3 ) 4 ) Hydrogentetrachlorgalát (III) (H[GaCl 4 ]) thiokyanát galia (Ga(NCS) 3 ) trimethylgallium ( Ga (CH3 ) 3 ) trifenylgallium ( Ga ( C6H5 ) 3 ) Triethylgallium ( Ga ( C2H5 ) 3 ) Fosforečnan galitý (GaPO 4 ) Gallium fosfid (GaP) Fluorid galia (GaF 3 ) Chlorid galitý (GaCl 2 ) Chlorid galitý (GaCl 3 )