Gallium

Isotop	NH	t_1/2	ZA	ZE (MeV)	ZP
⁶⁷Ga	{syn.}	3,2612 d	ε	1,00	⁶⁷Zn
⁶⁸Ga	{syn.}	67,629 min	β⁺, ε	2,921	⁶⁸Zn
⁶⁹Ga	60,1 %	Stabil
⁷⁰Ga	{syn.}	21,14 min	β⁻	1,656	⁷⁰Ge
⁷¹Ga	39,9 %	Stabil
⁷²Ga	{syn.}	14,10 h	β⁻	4,001	⁷²Ge
⁷³Ga	{syn.}	4,86 h	β⁻	1,593	⁷³Ge

Weitere Isotope siehe Liste der Isotope

Sicherheitshinweise

GHS-Gefahrstoffkennzeichnung ^[5]

Gefahr

H- und P-Sätze

H: 290-315-319-335

P: 234-280-305+351+338 ^[5]

EU-Gefahrstoffkennzeichnung ^[6]^[5]

Reizend

(Xi)

R- und S-Sätze

R: 36/37/38

S: ?

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Gallium ist ein selten vorkommendes chemisches Element mit dem Elementsymbol Ga und der Ordnungszahl 31. Im Periodensystem steht es in der 4. Periode und ist das dritte Element der 3. Hauptgruppe (Gruppe 13) oder Borgruppe. Es ist ein silberweißes, leicht zu verflüssigendes Metall. Gallium kristallisiert nicht in einer der sonst häufig bei Metallen anzutreffenden Kristallstrukturen, sondern in seiner stabilsten Modifikation in einer orthorhombischen Struktur mit Gallium-Dimeren. Daneben sind noch sechs weitere Modifikationen bekannt, die sich bei speziellen Kristallisationsbedingungen oder unter hohem Druck bilden. In seinen chemischen Eigenschaften ähnelt das Metall stark dem Aluminium.

In der Natur kommt Gallium nur in geringem Umfang und meist als Beimischung in Aluminium-, Zink- oder Germaniumerzen vor; Galliumminerale sind sehr selten. Dementsprechend wird es auch als Nebenprodukt bei der Produktion von Aluminium oder Zink gewonnen. Der größte Teil des Galliums wird zum Halbleiter Galliumarsenid weiterverarbeitet, der vor allem für Leuchtdioden verwendet wird.

Geschichte

Paul Émile Lecoq de Boisbaudran

Erstmals wurde ein dem späteren Gallium entsprechendes Element 1871 von Dmitri Mendelejew vorausgesagt. Er prognostizierte mit Hilfe des von ihm entwickelten Periodensystems ein neues, Eka-Aluminium genanntes Element und sagte auch einige Eigenschaften dieses Elementes (Atommasse, spezifisches Gewicht, Schmelzpunktlage und Art der Salze) voraus.^[7]

Der französische Chemiker Paul Émile Lecoq de Boisbaudran, der Mendelejews Voraussagen nicht kannte, hatte herausgefunden, dass in der Linienabfolge im Linienspektrum von Elementfamilien bestimmte Gesetze herrschen, und versuchte diese für die Aluminiumfamilie zu bestätigen. Dabei erkannte er, dass zwischen Aluminium und Indium ein weiteres, noch unbekanntes Element stehen müsse. 1875 gelang es ihm schließlich, im Emissionsspektrum von Zinkblende-Erz, das er in Säure gelöst und mit metallischem Zink versetzt hatte, zwei violette Spektrallinien nachzuweisen, die er dem unbekannten Element zuordnete.^[8]

Anschließend konnte Lecoq de Boisbaudran aus einigen Hundert Kilogramm Zinkblende eine größere Menge Galliumhydroxid gewinnen. Daraus stellte er durch Lösen in einer Kaliumcarbonatlösung und Elektrolyse erstmals elementares Gallium dar.^[8]

Für die Namensgebung gibt es zwei Theorien. Nach der ersten benannte Boisbaudran das Element nach Gallien, der lateinischen Bezeichnung seines Heimatlandes Frankreich. Die zweite gibt das ebenfalls lateinische Wort gallus (Hahn) als Quelle des Namens an, das im Französischen Le Coq heißt. Paul Émile Lecoq de Boisbaudran hätte das neue Element demnach nach seinem eigenen Namen benannt.^[9]

Nachdem die Eigenschaften des neuen Elementes bestimmt waren, erkannte Mendelejew schnell, dass es sich dabei um das von ihm vorausberechnete Eka-Aluminium handeln müsse. Viele Eigenschaften stimmten sehr genau mit den vorausberechneten Werten überein. So wich der theoretisch ermittelte Wert der Dichte von 5,9 nur sehr wenig vom experimentellen von 5,94 ab.^[8]

Vorkommen

Gallium ist auf der Erde ein seltenes Element, mit einem Gehalt von 19 ppm in der kontinentalen Erdkruste ist seine Häufigkeit vergleichbar mit derjenigen von Lithium und Blei. Es kommt nicht elementar, sondern nur gebunden vor, vorwiegend in Aluminium-, Zink- oder Germaniumerzen. Zu den galliumreichsten Erzen zählen Bauxite, Zinkblende-Erze und Germanit.

Die Galliumgehalte sind meist gering, so enthält der in Surinam gefundene Bauxit mit dem höchsten bekannten Gehalt nur 0,008 % Gallium. Die weltweit in Bauxit befindlichen Galliumreserven werden auf 1,6 · 10⁶ Tonnen geschätzt.^[10] Höhere Gehalte mit bis zu 1 % Gallium kommen in Germanit vor. Lediglich in der Apex-Mine im US-Bundesstaat Utah kommen so hohe Gehalte in den Erzen vor, dass ein Abbau zur Galliumgewinnung versucht wurde. Dies scheiterte jedoch nach kurzer Zeit aus Rentabilitätsgründen.^[11]

Galliumminerale sind nur wenige bekannt, zu diesen zählen die vorwiegend in Tsumeb in Namibia gefundenen Gallit (CuGaS₂), Söhngeit (Ga(OH)₃) und Tsumgallit (GaO(OH)).

Gewinnung und Darstellung

Kristalle aus 99,999 % Gallium

Gallium wird als Nebenprodukt bei der Aluminiumherstellung aus Bauxit im Bayer-Verfahren gewonnen. Als Ausgangsprodukt dient das dabei in Natronlauge gelöste Gemisch von Natriumaluminat und Natriumgallat. Durch verschiedene Verfahren kann hieraus Gallium vom Aluminium getrennt werden. Eine Möglichkeit ist die fraktionierte Kristallisation mit Hilfe von Kohlenstoffdioxid, wobei zunächst bevorzugt Aluminiumhydroxid ausfällt, während sich das leichter lösliche Natriumgallat in der Natronlauge anreichert. Erst nach weiteren Prozessschritten wird Galliumhydroxid gefällt, vermischt mit Aluminiumhydroxid. Anschließend wird das Gemisch in Natronlauge gelöst und Gallium durch Elektrolyse gewonnen. Da dieses Verfahren energie- und arbeitsaufwändig ist, wird es nur in Ländern mit geringen Kosten dafür, etwa der Volksrepublik China, angewendet.^[10]

Gallium kann auch direkt durch Elektrolyse aus der Natronlauge gewonnen werden. Dazu werden Quecksilberkathoden eingesetzt, wobei sich bei der Elektrolyse ein Galliumamalgam bildet. Auch das Versetzen der Lösung mit Natriumamalgam ist möglich.

Mit Hilfe spezieller Hydroxychinoline als Chelatliganden ist es möglich, Gallium aus der Natronlauge mit Kerosin zu extrahieren und so vom Aluminium zu trennen. Weitere Elemente, die dabei ebenfalls extrahiert werden, können mit verdünnten Säuren abgetrennt werden. Anschließend wird die verbliebene Galliumverbindung in konzentrierter Salz- oder Schwefelsäure gelöst und elektrolytisch zum Metall reduziert.

Für viele technische Anwendungen wird sehr reines Gallium benötigt, für Halbleiter beispielsweise darf es mitunter nur ein Hundertmillionstel an Fremdstoffen enthalten. Mögliche Reinigungsverfahren sind Vakuumdestillation, fraktionierte Kristallisation oder Zonenschmelzen.^[10]

Die Menge an produziertem Gallium ist gering, 2008 betrug die Weltprimärproduktion 95 Tonnen. Eine weitere wichtige Quelle ist das Wiederaufbereiten von galliumhaltigen Abfällen, daraus wurden 2008 weitere 135 Tonnen Gallium gewonnen. Hauptproduktionsländer sind die Volksrepublik China, Deutschland, Kasachstan und die Ukraine, für das Galliumrecycling auch die Vereinigten Staaten, Japan und das Vereinigte Königreich.^[12]

Im Labormaßstab lässt sich Gallium durch Elektrolyse einer Lösung von Galliumhydroxid in Natronlauge an Platin- oder Wolfram-Elektroden darstellen.^[13]

Eigenschaften

Flüssiges Gallium beginnt zu kristallisieren

Physikalische Eigenschaften

Gallium ist ein silberweißes, weiches (Mohs-Härte: 1,5^[14]) Metall. Es hat einen für Metalle ungewöhnlich niedrigen Schmelzpunkt, der bei 29,76 °C liegt. Es ist damit nach Quecksilber und Caesium das Metall mit dem niedrigsten Schmelzpunkt, der auch deutlich unter denjenigen der benachbarten Elemente Aluminium und Indium liegt. Verantwortlich hierfür ist wahrscheinlich die ungewöhnliche Kristallstruktur, die im Gegensatz zu den Strukturen anderer Metalle keine hohe Symmetrie aufweist und daher nicht sehr stabil ist.^[15] Da der Siedepunkt mit 2204 °C vergleichsweise hoch liegt, besitzt Gallium einen ungewöhnlich großen Bereich, in dem es flüssig ist. Auf Grund der schwierigen Kristallisation lässt sich flüssiges Gallium leicht unter den Schmelzpunkt abkühlen (Unterkühlung) und kristallisiert bei der Bildung von Kristallisationskeimen schlagartig.

Gallium besitzt wie Silicium, einige andere Elemente und Wasser eine Dichteanomalie, seine Dichte ist im flüssigen Zustand um etwa 3,2 %^[10] höher als in fester Form. Dies ist typisch für Stoffe, die im festen Zustand molekulare Bindungen besitzen.^[16]

Gallium ist im festen Zustand diamagnetisch, wird jedoch im flüssigen Zustand paramagnetisch ( $\chi _{m}$ = 2,4 · 10⁻⁶ bei 40 °C)^[17]

Charakteristisch für seine Strukturen ist das Ausbilden von Gallium-Gallium-Bindungen. Es sind verschiedene Modifikationen bekannt, die sich unter unterschiedlichen Kristallisationsbedingungen (vier bekannte Modifikationen, α- bis δ-Gallium, unter Normaldruck) und unter Druck bilden (insgesamt drei weitere Hochdruckmodifikationen, Ga-II, Ga-III, Ga-IV). Die bei Raumtemperatur stabilste Modifikation ist das α-Gallium, das in einer orthorhombischen Schichtstruktur kristallisiert. Dabei bilden jeweils zwei über eine kovalente Bindung aneinander gebundene Atome ein Dimer. Jedes Galliumatom grenzt zusätzlich an sechs weitere Atome anderer Dimere. Zwischen den einzelnen Dimeren herrschen metallische Bindungen. Die Galliumdimere sind so stabil, dass sie auch beim Schmelzen zunächst erhalten bleiben und auch in der Gasphase nachweisbar sind.^[18]

Weitere Modifikationen bilden sich bei der Kristallisation von unterkühltem, flüssigem Gallium. Bei −16,3 °C bildet sich β-Gallium, das eine monokline Kristallstruktur besitzt. In der Struktur liegen parallel angeordnete Zickzackketten aus Galliumatomen vor. Tritt die Kristallisation bei einer Temperatur von −19,4 °C ein, bildet sich trigonales δ-Gallium, in dem vergleichbar mit α-Bor verzerrte Ikosaeder aus zwölf Galliumatomen vorliegen. Diese sind über einzelne Galliumatome miteinander verbunden. Bei −35,6 °C entsteht schließlich γ-Gallium. In dieser orthorhombischen Modifikation bilden sich Röhren aus miteinander verbundenen Ga₇-Ringen aus, in deren Mitte eine lineare Kette aus weiteren Galliumatomen liegt.^[18]

Wird Gallium bei Raumtemperatur unter hohen Druck gesetzt, so bilden sich bei Druckerhöhung nacheinander verschiedene Hochdruckmodifikationen. Ab 30 kbar^[18] ist die kubische Gallium-II-Modifikation stabil, bei der jedes Atom von jeweils acht weiteren umgeben ist. Wird der Druck auf 140 kbar erhöht, kristallisiert das Metall nun als tetragonales Gallium-III in einer Struktur, die derjenigen des Indiums entspricht.^[19] Wird der Druck weiter auf etwa 1200 kbar erhöht, bildet sich schließlich die kubisch-flächenzentrierte Struktur des Gallium-IV.^[19]

Modifikation	α-Ga^[20]	β-Ga^[21]	γ-Ga^[22]	δ-Ga^[23]	Gallium-II^[24]	Gallium-III^[24]	Gallium-IV^[19]
Struktur
Kristallsystem	orthorhombisch	monoklin	orthorhombisch	trigonal	kubisch	tetragonal	kubisch
Koordinationszahl	1+6	8 (2+2+2+2)	3, 6–9	6–10	8	4+8	12
Raumgruppe	$Cmca\,$	$C2/c\,$	$Cmcm\,$	$R{\bar {3}}m$	$I{\bar {4}}3d$	$I4/mmm\,$	$Fm{\bar {3}}m$
Gitterparameter	a = 452,0 pm b = 766,3 pm c = 452,6 pm	a = 276,6 pm b = 805,3 pm c = 333,2 pm β = 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
Atome pro Elementarzelle	8	8	40	66	12	2	4

Chemische Eigenschaften

Die chemischen Eigenschaften von Gallium ähneln denen des Aluminiums. Wie dieses ist Gallium durch die Bildung einer dichten Oxidschicht an der Luft passiviert und reagiert nicht. Erst in reinem Sauerstoff bei hohem Druck verbrennt das Metall mit heller Flamme unter Bildung des Oxides. Ähnlich reagiert es auch nicht mit Wasser, da sich hierbei das unlösliche Galliumhydroxid bildet. Ist dagegen Gallium mit Aluminium legiert und durch die Schmelzpunkterniedrigung bei Raumtemperatur flüssig, so reagiert es sehr heftig mit Wasser. Auch mit Halogenen reagiert Gallium schnell unter Bildung der entsprechenden Salze GaX₃.

Gallium ist amphoter und sowohl in Säuren als auch in Basen unter Wasserstoffentwicklung löslich. In Säuren bilden sich analog zu Aluminium Salze mit Ga³⁺-Ionen, in Basen Gallate der Form [Ga(OH)₄]⁻. In verdünnten Säuren löst es sich dabei langsam, in Königswasser und konzentrierter Natronlauge schnell. Durch Salpetersäure wird Gallium passiviert.

\mathrm {2\ NaOH+2\ Ga+6\ H_{2}O\rightarrow 2\ Na[Ga(OH)_{4}]+3\ H_{2}\uparrow }

Reaktion von Gallium mit Natronlauge

Die meisten Metalle werden von flüssigem Gallium angegriffen, so dass es nur in Behältern aus Quarz, Glas, Graphit, Aluminiumoxid, Wolfram bis 800 °C und Tantal bis 450 °C aufbewahrt werden kann.^[25]

Isotope

Es sind insgesamt 30 Galliumisotope zwischen ⁵⁶Ga und ⁸⁶Ga und weitere sieben Kernisomere bekannt. Von diesen sind zwei, ⁶⁹Ga und ⁷¹Ga stabil und kommen auch in der Natur vor. In der natürlichen Isotopenzusammensetzung überwiegt ⁶⁹Ga mit 60,12 %, 39,88 % sind ⁷¹Ga. Von den instabilen Isotopen besitzt ⁶⁷Ga mit 3,26 Tagen die längste Halbwertszeit, die übrigen Halbwertszeiten reichen von Sekunden bis maximal 14,1 Stunden bei ⁷²Ga.^[26]

Zwei Galliumisotope, ⁶⁷Ga und das mit 67,71 Minuten Halbwertszeit kurzlebige ⁶⁸Ga werden in der Nuklearmedizin als Tracer für die Positronen-Emissions-Tomographie genutzt. ⁶⁷Ga wird dabei in einem Cyclotron erzeugt, während bei der Erzeugung von ⁶⁸Ga kein Cyclotron nötig ist. Stattdessen wird das längerlebige Germaniumisotop ⁶⁸Ge durch Bestrahlung von ⁶⁹Ga mit Protonen erzeugt. Dieses zerfällt zu ⁶⁸Ga, wobei das entstandene ⁶⁸Ga in einem Gallium-68-Generator extrahiert werden kann. Für Untersuchungen wird das Gallium in der Regel in einem Komplex mit einem stark chelatisierenden Liganden wie 1,4,7,10-Tetraazacyclododecan-1,4,7,10-tetraessigsäure (DOTA) gebunden.^[27]

→ Liste der Gallium-Isotope

Verwendung

Blaue Leuchtdioden basieren auf Indiumgalliumnitrid

Auf Grund der Seltenheit des Elementes wird Gallium nur in geringem Umfang verwendet. Aus dem größten Teil des produzierten Galliums werden verschiedene Galliumverbindungen hergestellt. Die mit Abstand ökonomisch wichtigsten sind die mit Elementen der 5. Hauptgruppe, vor allem Galliumarsenid, das unter anderem für Solarzellen und Leuchtdioden benötigt wird. Im Jahre 2003 wurden 95 % des produzierten Galliums hierzu verarbeitet. Daneben dient es auch als Material zur Dotierung von Silicium (p-Dotierung).^[9]

Der große Temperaturbereich, in dem das Element flüssig ist, und der gleichzeitig niedrige Dampfdruck werden für den Bau von Thermometern ausgenutzt. Galliumthermometer lassen sich bis zu Temperaturen von 1200 °C einsetzen. Flüssiges Gallium kann als Sperrflüssigkeit zur Volumenmessung von Gasen bei höheren Temperaturen sowie als flüssiges Elektrodenmaterial bei der Gewinnung von Reinstmetallen wie Indium verwendet werden.^[25]

Gallium besitzt eine hohe Benetzbarkeit und ein gutes Reflexionsvermögen und wird darum als Beschichtung für Spiegel eingesetzt.^[25] Weiterhin wird es in Schmelzlegierungen, für Wärmetauscher in Kernreaktoren und als Ersatz für Quecksilber in Lampen eingesetzt.^[14]

Legierungen von Gallium mit anderen Metallen haben verschiedene Einsatzgebiete. Magnetische Werkstoffe entstehen durch Legieren mit Gadolinium, Eisen, Yttrium, Lithium und Magnesium. Die Legierung mit Vanadium in der Zusammensetzung V₃Ga ist ein Supraleiter mit der vergleichsweise hohen Sprungtemperatur von 16,8 K. In Kernwaffen wird es mit Plutonium legiert, um Phasenumwandlungen zu verhindern. Viele Galliumlegierungen wie Galinstan sind bei Raumtemperatur flüssig und können das giftige Quecksilber oder die sehr reaktiven Natrium-Kalium-Legierungen ersetzen.^[14]

Nachweis

Gallium lässt sich mit verschiedenen typischen Farbreaktionen qualitativ nachweisen. Dazu zählen die Reaktion mit Rhodamin B in Benzol, das bei Zusatz von Gallium orangegelb bis rotviolett fluoresziert^[28], Morin, das wie bei der Reaktion mit Aluminium eine grüne Fluoreszenz zeigt^[29], und Kaliumhexacyanidoferrat(III), mit dem Gallium einen weißen Niederschlag aus Galliumhexacyanidoferrat(III) bildet.^[30] Weiterhin ist ein spektroskopischer Nachweis über die charakteristischen violetten Spektrallinien bei 417,1 und 403,1 nm möglich.^[31]

Quantitative Nachweise können über komplexometrische Titrationen, beispielsweise mit Ethylendiamintetraessigsäure oder über die Atomabsorptionsspektrometrie erfolgen.^[31]

Toxikologie und biologische Bedeutung

Für Galliummetall existieren keine toxikologischen Daten; es wirkt jedoch ätzend auf Haut und Schleimhäute.^[5] Die Verbindungen Gallium(III)-nitrat Ga(NO₃)₃ und Gallium(III)-oxid Ga₂O₃ besitzen orale LD₅₀-Werte im Grammbereich: 4,360 g/kg für das Nitrat und 10 g/kg für das Oxid.^[32] Gallium wird daher als gering toxisch angesehen und spielt, soweit bekannt, als Spurenelement keine Rolle für den Menschen.^[33]

Verbindungen

Gallium kommt in Verbindungen fast ausschließlich in der Oxidationsstufe +3 vor. Daneben sind seltene und meist sehr instabile Gallium(I)-Verbindungen bekannt sowie solche, die sowohl ein- als auch dreiwertiges Gallium enthalten (formal Gallium(II)-Verbindungen).

Verbindungen mit Elementen der Stickstoffgruppe

Die technisch wichtigsten Verbindungen des Galliums sind diejenigen mit den Elementen der Stickstoffgruppe. Galliumnitrid, Galliumphosphid, Galliumarsenid und Galliumantimonid sind typische Halbleiter (III-V-Halbleiter) und werden für Transistoren, Dioden und andere Bauteile der Elektronik verwendet. Insbesondere Leuchtdioden verschiedener Farben werden als Gallium-Stickstoffgruppen-Verbindungen hergestellt. Die von der Bandlücke abhängige Farbe kann dabei durch das unterschiedliche Verhältnis der Anionen oder auch durch das Ersetzen von Gallium durch Aluminium oder Indium eingestellt werden. Galliumarsenid wird darüber hinaus für Solarzellen verwendet. Insbesondere bei Satelliten werden diese eingesetzt, da Galliumarsenid widerstandfähiger gegen ionisierende Strahlung als Silicium ist.^[34]

Halogenide

Galliumhalogenide der Form GaX₃ ähneln in vielen Eigenschaften den entsprechenden Aluminiumverbindungen. Mit Ausnahme des Gallium(III)-fluorides kommen sie als Dimer in einer Aluminiumbromidstruktur vor. Als einziges Halogenid hat Gallium(III)-chlorid eine geringe wirtschaftliche Bedeutung. Es wird als Lewis-Säure in Friedel-Crafts-Reaktionen eingesetzt.^[35]

Weitere Verbindungen

Gallium(III)-oxid ist wie Aluminiumoxid ein farbloser, hochschmelzender Feststoff. Es kommt in fünf verschiedenen Modifikationen vor, von denen die kubische β-Modifikation am stabilsten ist.

Organische Galliumverbindungen existieren als Gallane GaR₃, Gallylene GaR und als höhere Gallane, die Gallium-Gallium-Bindungen enthalten. Sie sind wie viele andere metallorganische Verbindungen instabil gegen Luft und Hydrolyse. Eine der wenigen galliumorganischen Verbindungen mit wirtschaftlicher Bedeutung ist Trimethylgallium, das als Dotierungsreagenz und für die Erzeugung dünner Schichten an Galliumarsenid und Galliumnitrid in der metallorganischen Gasphasenepitaxie eingesetzt wird.^[36]

Einen Überblick über Galliumverbindungen gibt die Kategorie:Galliumverbindung.

Einzelnachweise

↑ ^1,0 ^1,1 Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Gallium) entnommen.
↑ David R. Lide: CRC Handbook of Chemistry and Physics: A ready-reference book of chemical and physical data, 90. Aufl., CRC Taylor & Francis, Boca Raton Fla. 2009, ISBN 978-1-4200-9084-0, Section 4, S. 4-142 bis 4-147. Die Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
↑ ^4,0 ^4,1 Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
↑ ^5,0 ^5,1 ^5,2 ^5,3 Eintrag zu Gallium in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 23. November 2009 (JavaScript erforderlich)
↑ Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
↑ William H. Brock: Viewegs Geschichte der Chemie. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5, S. 206–207.
↑ ^8,0 ^8,1 ^8,2 Mary Elvira Weeks: Discovery of the Elements. 3. Auflage, Kessinger Publishing, 2003, ISBN 978-0-7661-3872-8, S. 215–219 (Discovery of the Elements in der Google Buchsuche).
↑ ^9,0 ^9,1 R. R. Moskalyk: Gallium: the backbone of the electronics industry. In: Minerals Engineering. 2003, 16, 10, S. 921–929, doi:10.1016/j.mineng.2003.08.003.
↑ ^10,0 ^10,1 ^10,2 ^10,3 J. F. Greber: Gallium and Gallium Compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. 7. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2005, doi:10.1002/14356007.a12_163.
↑ Friedrich-Wilhelm Wellmer, Manfred Dalheimer, Markus Wagner: Economic Evaluations in Exploration. 2. Auflage, Springer 2007, ISBN 978-3-540-73557-1, S. 83–84.
↑ Gallium. In: U.S. Geological Survey: Mineral Commodity Summaries. Januar 2009.
↑ E. Dünges, H. Schmidbaur: Gallium, Indium, Thallium. In: Georg Brauer: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. Band II, Ferdinand Enke Verlag, Stuttgart 1978, ISBN 3-432-87813-3, S. 844–846.
↑ ^14,0 ^14,1 ^14,2 Helmut Sitzmann: Gallium. In: Römpp Chemie Lexikon. Thieme Verlag, Stand Dezember 2006.
↑ Ulrich Müller: Anorganische Strukturchemie. 6. Auflage, Vieweg+Teubner Verlag, 2008, ISBN 978-3-8348-0626-0, S. 228.
↑ O. Züger, U. Dürig: Atomic structure of the α-Ga(001) surface investigated by scanning tunneling microscopy: Direct evidence for the existence of Ga₂ molecules in solid gallium. In: Phys. Rev. B. 1992, 46, S. 7319–7321, doi:10.1103/PhysRevB.46.7319.
↑ Weast, Robert C. (ed. in chief): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. Seiten E-129 bis E-145. ISBN 0-8493-0470-9. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
↑ ^18,0 ^18,1 ^18,2 Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1181.
↑ ^19,0 ^19,1 ^19,2 Takemura Kenichi, Kobayashi Kazuaki, Arai Masao: High-pressure bct-fcc phase transition in Ga. In: Phys. Rev. B. 1998, 58, S. 2482–2486, doi:10.1103/PhysRevB.58.2482.
↑ B. D. Sharma, J. Donohue: A refinement of the crystal structure of gallium. In: Zeitschrift für Kristallographie. 1962, 117, S. 293–300.
↑ L. Bosio, A. Defrain: Structure cristalline du gallium β. In: Acta Cryst. 1969, B25, S. 995, doi:10.1107/S0567740869003360.
↑ L. Bosio, H. Curien, M. Dupont, A. Rimsky: Structure cristalline de Ga γ. In: Acta Cryst. 1972, B28, S. 1974–1975, doi:10.1107/S0567740872005357.
↑ L. Bosio, H. Curien, M. Dupont, A. Rimsky: Structure cristalline de Ga δ. In: Acta Cryst. 1973, B29, S. 367–368, doi:10.1107/S0567740873002530.
↑ ^24,0 ^24,1 Louis Bosio: Crystal structure of Ga(II) and Ga(III). In: J. Chem. Phys. 1978, 68, 3, S. 1221–1223, doi:10.1063/1.435841.
↑ ^25,0 ^25,1 ^25,2 Manfred Merkel, Karl-Heinz Thomas: Taschenbuch der Werkstoffe. 7. Auflage, Hanser Verlag, 2008, ISBN 978-3-446-41194-4, S. 322–324.
↑ G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties. In: Nuclear Physics. 2003, Bd. A 729, S. 3–128 (PDF).
↑ Mark A. Green, Michael J. Welch: Gallium radiopharmaceutical chemistry. In: International Journal of Radiation Applications and Instrumentation. Part B. Nuclear Medicine and Biology. 1989, 16, 5, S. 435–448, doi:10.1016/0883-2897(89)90053-6.
↑ K. Brodersen: Zum empfindlichen Nachweis von Gallium. In: Fresenius' Journal of Analytical Chemistry. 1956, 149, S. 154–155, doi:10.1007/BF00454207.
↑ Gottfried Beck: Mikrochemischer Nachweis von Gallium mit Morin. In: Mikrochemie. 1936, 20, S. 194–197, doi:10.1007/BF02740180.
↑ N. S. Poluektoff: Zum Nachweis von Gallium mit Hilfe von Farbreaktionen. In: Mikrochemie. 1936, 19, S. 248–252, doi:10.1007/BF02752838.
↑ ^31,0 ^31,1 Gallium. In: Lexikon der Chemie. Spektrum Verlag, 2000.
↑ Bernard Martel, Keith Cassidy: Chemical risk analysis: a practical handbook. Taylor & Francis, 2000, ISBN 1-56032-835-5, S. 376.
↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1179.
↑ Helmut Sitzmann: Galliumarsenid. In: Römpp Chemie-Lexikon. Thieme Verlag, Stand Dezember 2006.
↑ Helmut Sitzmann: Gallium-Verbindungen. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme Verlag, Stand Dezember 2006.
↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1200–1214.

Literatur

J. F. Greber: Gallium and Gallium Compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. 7. Auflage, Wiley-VCH, Weinheim 2005, doi:10.1002/14356007.a12_163.
Helmut Sitzmann: Gallium. In: Römpp Chemie Lexikon. Thieme Verlag, Stand Dezember 2006.