GALLIUM: OMINAISUUDET, RAKENNE, SAAMINEN, KÄYTTÖ - KEMIA - 2026

Gallium on metallinen elementti, joka on esitetty symbolilla Ga ryhmään kuuluvien 13 jaksollisen. Kemiallisesti se muistuttaa alumiinia sen amfoterismista; kuitenkin molemmilla metalleilla on lopulta ominaisuuksia, jotka tekevät niistä erotettavissa toisistaan.

Esimerkiksi alumiiniseoksia voidaan työstää antamaan niille kaikenlaisia ​​muotoja; kun taas galliumilla on erittäin alhaiset sulamispisteet, jotka koostuvat käytännöllisesti hopeanomaisista nesteistä. Myös galliumin sulamispiste on alempi kuin alumiinin; entinen voi sulaa käden kuumuudesta, kun taas jälkimmäinen ei.

Galliumkiteet, jotka saadaan tallettamalla pieni fragmentti galliumia sen ylikyllästyneeseen liuokseen (nestemäinen gallium). Lähde: Maxim Bilovitskiy

Myös galliumin ja alumiinin kemiallinen samankaltaisuus ryhmittelee ne geokemiallisesti; toisin sanoen mineraaleissa tai kivilajeissa, joissa on runsaasti alumiinia, kuten bauksiiteissa, on huomattavat galliumpitoisuudet. Tämän mineralogisen lähteen lisäksi on myös muita sinkkiä, lyijyä ja hiiltä, ​​jotka ovat levinneet laajalti koko maankuoreen.

Gallium ei ole suosittu metalli. Pelkkä sen nimi voi herättää mielissä kukon kuvan. Itse asiassa galliumin graafiset ja yleiset esitykset löytyvät yleensä hopeakukon kuvasta; maalattu nestemäisellä galliumilla, erittäin kostutettavalla aineella lasiin, keramiikkaan ja jopa käsiin.

Kokeet, joissa metallisen galliumin kappaleita sulatetaan käsillä, ovat usein yleisiä, samoin kuin sen nesteen manipulointi ja taipumus tahrata kaikki kosketus.

Vaikka gallium ei ole myrkyllinen, kuten myös elohopea, se on metallien tuhoaja, koska se tekee niistä hauraita ja hyödytöntä (ensisijaisesti). Toisaalta, farmakologisesti se puuttuu prosesseihin, joissa biologiset matriisit käyttävät rautaa.

Optoelektroniikan ja puolijohteiden maailmassa gallium pidetään suuressa arvossa, vertailukelpoisena ja ehkä paremmin kuin itse piissä. Toisaalta galliumilla on tehty lämpömittareita, peilejä ja esineitä sen seosten perusteella.

Kemiallisesti tällä metallilla on vielä paljon tarjottavaa; ehkä katalyytin, ydinenergian, uusien puolijohdemateriaalien kehittämisen tai "yksinkertaisesti" niiden hämmentyneen ja monimutkaisen rakenteen selventämiseksi.

Historia

Ennusteet sen olemassaolosta

Vuonna 1871 venäläinen kemisti Dmitri Mendeleev oli jo ennustanut alkuaineen olemassaolon, jonka ominaisuudet olivat samanlaiset kuin alumiinin; jonka hän nimitti ekaluminioksi. Tämän elementin piti sijaita alumiinin alapuolella. Mendeleev ennusti myös ekalumiinin ominaisuudet (tiheys, sulamispiste, sen oksidien kaavat jne.).

Löytö ja eristäminen

Yllättäen, neljä vuotta myöhemmin ranskalainen kemisti Paul-Emili Lecoq de Boisbaudran oli löytänyt uuden elementin Pyreneiden näytteestä sphaleriitista (sinkkisekoite). Hän pystyi löytämään sen spektroskooppisen analyysin ansiosta, jossa hän havaitsi kahden violetin viivan spektrin, joka ei vastannut toisen elementin spektriä.

Löytyneensä uuden alkuaineen, Lecoq teki kokeita 430 kg: n sphaleriitilla, joista hän pystyi eristämään 0,65 grammaa siitä; ja sen fysikaalisten ja kemiallisten ominaisuuksien mittaussarjan jälkeen hän päätteli, että se oli Mendelejevin ekalumiini.

Sen eristämiseksi Lecoq suoritti vastaavan hydroksidinsa elektrolyysin kaliumhydroksidissa; luultavasti sama, jonka kanssa hän liuotti sphaleriitin. Todistaessaan, että se oli ekalumiinia, ja samalla keksijänä, hän antoi sille nimen "gallium" (galium englanniksi). Tämä nimi on johdettu nimestä 'Gallia', joka latinaksi tarkoittaa Ranskaa.

Nimi kuitenkin tuo esiin uuden uteliaisuuden: 'Lecoq' tarkoittaa ranskaksi 'kukko' ja latinaksi 'gallus'. Koska metalli, 'galluksesta' tuli 'gallium'; vaikka espanjaksi käännös on paljon suorempi. Siksi ei ole sattumaa, että kukon ajatellaan puhuttaessa galliumista.

Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet

Ulkonäkö ja fyysiset ominaisuudet

Gallium on hajuton, lasimainen hopeanhohtoinen metalli, jolla on supistava maku. Sen kiinteä aine on pehmeä ja hauras, ja murtumalla se on kohoidinen; toisin sanoen muodostetut kappaleet ovat kaarevia, samanlaisia ​​kuin merikotat.

Sulatuessaan se voi näyttää sinertävää hehkua sen katselukulmasta riippuen. Tämä hopeinen neste ei ole myrkyllistä kosketuksessa; se kuitenkin "tarttuu" liikaa pintoihin, varsinkin jos ne ovat keraamisia tai lasisia. Esimerkiksi yksi tippa galliumia voi tunkeutua lasikupin sisäpuolelle peittämällä sen hopeapeilillä.

Jos kiinteä galliumifragmentti kerrostuu nestemäiseen galliumiin, se toimii ytimenä, jossa kimaltelevat galliumkiteet kehittyvät ja kasvavat nopeasti.

Atominumero (Z)

31 (₃₁ Ga)

Moolimassa

69,723 g / mol

Sulamispiste

29,7646 ° C. Tämä lämpötila voidaan saavuttaa pitämällä galliumlasia tiukasti kahden käden välillä, kunnes se sulaa.

Kiehumispiste

2400 ° C. Huomaa suuri ero välillä 29,7 ºC - 2400 ºC; toisin sanoen nestemäisellä galliumilla on erittäin matala höyrynpaine, ja tämä tosiasia tekee siitä yhden elementin, jolla on suurin lämpötilaero nestemäisen ja kaasumaisen tilan välillä.

Tiheys

-At huoneenlämmössä: 5,91 g / cm ³

-At sulamispiste: 6,095 g / cm ³

Huomaa, että galliumilla tapahtuu sama asia kuin vedellä: sen nesteen tiheys on suurempi kuin kiinteän aineen. Siksi kiteesi kelluvat nestemäisellä galliumilla (galliumjäävuorilla). Itse asiassa kiinteän aineen tilavuuden laajeneminen on sellainen (kolme kertaa), että on hankalaa säilyttää nestemäistä galliumia astioissa, jotka eivät ole muovia.

Fuusion lämpö

5,59 kJ / mol

Höyrystymislämpö

256 kJ / mol

Molaarinen lämpökapasiteetti

25,86 J / (mol K)

Höyrynpaine

1037 ºC: n lämpötilassa vain sen nesteen paine on 1 Pa.

elektronegatiivisuus

1,81 Paulingin asteikolla

Ionisaatioenergiat

-Ensimmäinen: 578,8 kJ / mol (Ga ⁺ kaasu)

-Toinen: 1979,3 kJ / mol (Ga ²⁺ kaasumainen)

-Kolmas: 2963 kJ / mol (Ga ³⁺ kaasumainen)

Lämmönjohtokyky

40,6 W / (mK)

Sähkövastus

270 nΩm 20 ° C: ssa

Mohsin kovuus

1,5

Viskositeetti

1,819 cP 32 ° C: ssa

Pintajännitys

709 dyneä / cm 30 ° C: ssa

Amphotericism

Kuten alumiini, myös gallium on amfoteerinen; reagoi sekä happojen että emästen kanssa. Esimerkiksi vahvat hapot voivat liuottaa sen gallium (III) suolojen muodostamiseksi; jos ne ovat H ₂ SO ₄ ja HNO ₃, Ga ₂ (SO ₄) ₃ ja Ga (NO ₃) _{3 tuotetaan}, vastaavasti. Kun taas saattamalla vahvojen emästen, gallaatti suolat valmistetaan, ionin kanssa Ga (OH) ₄ ^-.

Huomaa samankaltaisuus Ga (OH) ₄ ^- ja Al (OH) ₄ ^- (aluminaatti). Jos väliaineeseen lisätään ammoniakkia, muodostuu gallium (III) hydroksidia, Ga (OH) ₃, joka on myös amfoteerinen; reagoidessaan vahvojen emästen kanssa se tuottaa taas Ga (OH) ₄ ^-, mutta jos se reagoi vahvojen happojen kanssa, se vapauttaa kompleksisen vesipitoisen ^{3+: n}.

reaktiivisuus

Metallinen gallium on suhteellisen inertti huoneenlämpötilassa. Se ei reagoi ilman kanssa, koska ohut oksidikerros Ga ₂ O ₃ suojaa sitä hapesta ja rikistä. Kuumennettaessa metallin hapettuminen kuitenkin jatkuu, muuttuen täysin sen oksidiksi. Ja jos rikki on läsnä, korkeissa lämpötiloissa se reagoi muodostaen Ga ₂ S ₃.

Ei ole vain galliumoksideja ja sulfideja, vaan myös fosfideja (GaP), arsenideja (GaAs), nitridejä (GaN) ja antimonideja (GaSb). Tällaiset yhdisteet voivat johtua elementtien suorasta reaktiosta korotetuissa lämpötiloissa tai vaihtoehtoisilla synteettisillä reiteillä.

Samoin gallium voi reagoida halogeenien kanssa niiden vastaavien halogenidien muodostamiseksi; kuten Ga ₂: lla ₆, GAF ₃ ja Ga ₂ I ₃.

Tämä metalli, kuten alumiini ja sen yhdisteet (saman ryhmän 13 jäsenet), voivat vuorovaikutuksessa kovalenttisesti hiiliatomien kanssa tuottaa organometallisia yhdisteitä. Niissä, joilla on Ga-C-sidoksia, niitä kutsutaan organogaliumeiksi.

Mielenkiintoisin asia galliumissa ei ole mikään sen aikaisemmista kemiallisista ominaisuuksista, mutta sen valtava helppous, jolla se voidaan seosta (samanlainen kuin elohopealla ja sen sulamisprosessilla). Sen Ga-atomit "hierovat nopeasti hartioita" metallikiteiden välillä, mistä seuraa galliumiseoksia.

Rakenne ja elektroninen kokoonpano

Monimutkaisuus

Gallium ei ole vain epätavallinen siinä mielessä, että se on metalli, joka sulaa kämmenen lämmön kanssa, mutta sen rakenne on monimutkainen ja epävarma.

Yhtäältä tiedetään, että sen kiteet omaavat ortombrisen rakenteen (Ga-I) normaaleissa olosuhteissa; Tämä on kuitenkin vain yksi monista mahdollisista vaiheista tälle metallille, josta sen atomien tarkkaa järjestystä ei ole määritelty. Siksi se on monimutkaisempi rakenne kuin miltä se voi näyttää ensi silmäyksellä.

Vaikuttaa siltä, ​​että tulokset vaihtelevat sen kulman tai suunnan mukaan, jossa sen rakennetta analysoidaan (anisotropia). Samoin nämä rakenteet ovat hyvin alttiita pienimmissä lämpötilan tai paineen muutoksissa, mikä tarkoittaa, että galliumia ei voida määritellä yhdeksi kidetyypiksi datan tulkinnan aikaan.

dimeerejä

Ga-atomit ovat vuorovaikutuksessa keskenään metallisen sidoksen ansiosta. Kuitenkin, tietty kova- lenssilla on havaittu kahden vierekkäisen atomia, niin että on olemassa Ga ₂ dimeeri (Ga-Ga) oletetaan.

Teoriassa tämän kovalenttisen sidoksen tulisi muodostua 4p: n kiertoradan päällekkäisyydestä sen ainoalla elektronilla elektronisen konfiguraation mukaisesti:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹

Tälle kovalenttis-metallisten vuorovaikutusten seokselle katsotaan galliumin matala sulamispiste; sillä vaikka toisaalta voi olla "meri elektronit", joka pitää Ga-atomien tiiviisti yhdessä kiteen, toisaalta rakenneyksiköt koostuvat Ga ₂ dimeerejä, joiden molekyylien väliset vuorovaikutukset ovat heikkoja.

Vaiheet korkean paineen alla

Kun paine nousee 4: stä 6: een GPa: han, galliumkiteillä tapahtuu vaihesiirtymiä; ortorombisesta se kulkee ruumiin keskitetyssä kuutiossa (Ga-II) ja siitä kulkee lopulta vartaloon keskittyneeseen tetragonaaliin (Ga-III). Painealueella muodostuu mahdollisesti kiteiden seos, mikä vaikeuttaa rakenteiden tulkintaa.

Hapetusnumerot

Energeettisimpia elektroneja ovat ne, jotka löytyvät 4s ja 4p kiertoradasta; Koska niitä on kolme, on sen vuoksi odotettavissa, että gallium voi menettää ne, kun ne yhdistetään sen kanssa enemmän elektronegatiivisiin elementteihin.

Kun tämä tapahtuu, oletetaan, että Ga ³⁺ -kationi on olemassa, ja sen lukumäärän tai hapetustilan sanotaan olevan +3 tai Ga (III). Itse asiassa tämä on yleisin kaikista sen hapetusluvuista. Seuraavat yhdisteet, esimerkiksi, niillä gallium kuin +3: Ga ₂ O ₃ (Ga ₂ ^{3 +} O ₃ ^2-), Ga ₂ Br ₆ (Ga ₂ ^{3 +} Br ₆ ^-), Li ₃ GaN ₂ (Li ₃ ⁺ Ga ³⁺ N ₂ ^3-) ja Ga ₂ Te ₃ (Ga ₂³⁺ Te ₃ ^2-).

Galliumia voidaan löytää myös hapetusluvuilla +1 ja +2; vaikka ne ovat paljon vähemmän yleisiä kuin +3 (samanlainen kuin alumiinilla). Esimerkkejä tällaisista yhdisteistä ovat GaCl (Ga ⁺ Cl ^-), Ga ₂ O (Ga ₂ ⁺ O ²) ja kaasun (Ga ²⁺ S ^2-).

Huomaa, että ionien olemassaolo, joiden varaustasot ovat identtisiä tarkasteltavan hapetusluvun kanssa, oletetaan aina (oikein vai ei).

Mistä löytää ja saada

Näyte mineraalista gallitaa, joka on harvinaista, mutta ainoa, jolla galliumpitoisuus on huomattava. Lähde: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Galliumia esiintyy maankuoressa ja sen määrä on verrannollinen koboltin, lyijyn ja niobiumin metallien määrään. Se esiintyy hydratoituneena sulfidina tai oksidina, leviää laajalti epäpuhtauksina, jotka sisältyvät muihin mineraaleihin.

Sen oksidit ja sulfidit liukenevat heikosti veteen, joten galliumin pitoisuus merissä ja jokissa on alhainen. Lisäksi ainoa galliumissa rikas mineraali on gallita (CuGaS ₂, yläkuva). Kanan hyödyntäminen tämän metallin saamiseksi on kuitenkin epäkäytännöllistä. Vähemmän tunnettu mineraali gallium Plumbogumite.

Siksi tälle metallille ei ole ihanteellisia malmeja (pitoisuuksina, jotka ovat suurempia kuin 0,1 painoprosenttia).

Sen sijaan gallium saadaan sivutuotteena muiden metallien malmien metallurgisessa käsittelyssä. Sitä voidaan esimerkiksi uuttaa bauksiiteista, sinkkisekoittimista, alumeista, hiileistä, galeenista, pyriiteistä, germaniiteista jne.; ts. se on yleensä liitetty alumiiniin, sinkkiin, hiileen, lyijyyn, rautaan ja germaniumiin eri mineraalikappaleissa.

Ioninvaihtokromatografia ja elektrolyysi

Kun mineraaliraaka-aine pilkotaan tai liuotetaan joko voimakkaasti happamiin tai emäksisiin väliaineisiin, saadaan veteen liuenneiden metalli-ionien seos. Koska gallium on sekundaarituote, sen Ga ³⁺ -ionit pysyvät liuenneina seokseen, kun mielenkiinnon kohteena olevat metallit ovat saostuneet.

Siksi on toivottavaa erottaa nämä Ga3 ⁺ muista ioneista, ainoana tarkoituksenaan lisätä niiden pitoisuutta ja syntyvän metallin puhtautta.

Tätä varten käytetään tavanomaisten saostustekniikoiden lisäksi ioninvaihtokromatografiaa käyttämällä hartsia. Tämän tekniikan ansiosta on mahdollista erottaa (esimerkiksi) Ga ³⁺ Ca ^{2+: sta} tai Fe ^{3+: sta}.

Kun on saatu erittäin tiivistetty Ga ³⁺ -ionien liuos, se suoritetaan elektrolyysillä; ts. Ga ³⁺ vastaanottaa elektroneja voidakseen muodostaa metallin.

isotoopit

Galliumia esiintyy luonnossa pääasiassa kahtena isotooppina: ⁶⁹ Ga, runsaasti 60,11%; ja ⁷¹ Ga, runsaasti 39,89%. Juuri tästä syystä galliumin atomipaino on 69,723 u. Muut galliumin isotoopit ovat synteettisiä ja radioaktiivisia, atomimassojen ollessa välillä ⁵⁶ Ga - ⁸⁶ Ga.

riskit

Ympäristöllinen ja fyysinen

Ympäristön kannalta metallinen gallium ei ole kovin reaktiivinen ja liukenee veteen, joten sen vuotaminen teoriassa ei ole vakava saastumisriski. Lisäksi ei ole tiedossa, mitä biologista roolia sillä voi olla organismeissa, sillä suurin osa sen atomeista erittyy virtsaan, eikä merkkejä kertymisestä mistään sen kudokseen.

Toisin kuin elohopea, galliumia voidaan käsitellä paljain käsin. Itse asiassa kokeilu sulattaa se käsien lämmöllä on melko yleistä. Henkilö voi koskettaa saatua hopeaestettä pelkäämättä vahingoittaa tai vahingoittaa ihoaan; vaikka se jättää sille hopean tahran.

Kuitenkin, nauttiminen se voisi olla myrkyllisiä, koska teoriassa se liukene mahassa tuottaa GaCl ₃; galliumisuola, jonka vaikutukset kehoon ovat riippumattomia metallista.

Metallien vaurioituminen

Galliumille on ominaista voimakas värjäys tai tarttuminen pintoihin; ja jos nämä ovat metallisia, se menee niiden läpi ja muodostaa seokset heti. Tämä ominaisuus, jonka avulla seostellaan melkein kaikkien metallien kanssa, tekee nestemäisen galliumin vuotamisen mille tahansa metalliesineelle sopimatonta.

Siksi metalliesineillä on vaara hajottua paloiksi galliumin läsnä ollessa. Sen toiminta voi olla niin hidas ja huomaamatta, että tuo esiin toivottuja yllätyksiä; varsinkin jos se on roiskunut metallituolille, joka voi romahtaa, kun joku istuu sen päällä.

Siksi niiden, jotka haluavat käsitellä galliumia, ei tulisi koskaan antaa sen kosketukseen muiden metallien kanssa. Esimerkiksi sen neste kykenee liuottamaan alumiinifolion, samoin kuin hiipimaan indium-, rauta- ja tinakiteisiin, jotta ne muuttuvat hauraiksi.

Yleisesti ottaen, yllä mainitusta, ja siitä tosiasiasta, että sen höyryt puuttuvat melkein huoneenlämmössä, galliumia pidetään yleensä turvallisena alkuaineena, jolla ei ole myrkyllisyyttä.

Sovellukset

lämpömittarit

Galinstan lämpömittarit. Lähde: Gelegenheitsautor

Gallium on korvannut elohopean nesteenä lukemaan lämpömittarin merkitsemät lämpötilat. Sen sulamispiste 29,7 ºC on kuitenkin edelleen korkea tässä sovelluksessa, minkä vuoksi metallisessa tilassaan ei olisi mahdollista käyttää sitä lämpömittarissa; sen sijaan käytetään Galinstan-nimistä seosta (Ga-In-Sn).

Galinstan-lejeeringin sulamispiste on -18ºC: n lämpötilassa, ja sen nollatoksisuuden vuoksi se on ihanteellinen aine elohopeasta riippumattomien lääketieteellisten lämpömittarien suunnitteluun. Tällä tavalla, jos se hajoaa, olisi turvallista puhdistaa sotku; vaikka se likaantaa lattian kyvystään kostuttamaan pintoja.

Peilien valmistus

Jälleen mainitaan galliumin ja sen seosten kostutettavuus. Kun se koskettaa posliinipintaa tai lasia, se leviää koko pintaan, kunnes se peitetään kokonaan hopeapeilillä.

Peilien lisäksi galliumiseoksia on käytetty kaikkien muotoisten esineiden luomiseen, koska kun ne ovat jäähtyneet, ne jähmettyvät. Tällä voi olla suuri nanotekninen potentiaali: rakentaa erittäin pienikokoisia esineitä, jotka toimisivat loogisesti alhaisissa lämpötiloissa ja joilla olisi ainutlaatuisia ominaisuuksia, jotka perustuvat galliumiin.

tietokoneet

Tietokoneprosessoreissa käytetyt lämpöpastat on valmistettu galliumseoksista.

huumeet

Ga ³⁺ -ionit muistuttavat jonkin verran Fe ³⁺: ta tavalla, jolla ne vaikuttavat aineenvaihduntaprosesseihin. Siksi, jos on funktiota, loista tai bakteereja, jotka vaativat raudan suorittamista, ne voidaan pysäyttää sekoittamalla se galliumiksi; tällainen on pseudomonas-bakteereja.

Joten tässä kohtaa ilmenee galliumlääkkeitä, jotka voivat yksinkertaisesti koostua sen epäorgaanisista suoloista tai organogaliumista. La Ganitaa, kaupallista nimeä galliumnitraatti, Ga (NO ₃) ₃, käytetään säätelemään luusyöpään liittyviä korkeita kalsiumpitoisuuksia (hyperkalsemia).

teknologinen

Galliumarsenidille ja nitridille on tunnusomaista, että ne ovat puolijohteita, jotka ovat tulleet korvaamaan piitä tietyissä optoelektronisissa sovelluksissa. Niiden kanssa on valmistettu transistoreita, laserdiodeja ja valoa lähettäviä diodeja (sinisiä ja violetteja), siruja, aurinkokennoja jne. Esimerkiksi GaN-lasereiden ansiosta Blu-Ray-levyt voidaan lukea.

katalysaattorit

Galliumoksideja on käytetty tutkimaan niiden katalyysiä erilaisissa orgaanisissa reaktioissa, joilla on suurta teollisuuden merkitystä. Yksi uudemmista galliumkatalyytteistä koostuu omasta nesteestä, jonka päälle dispergoituvat muiden metallien atomit, jotka toimivat aktiivisina keskuksina tai kohtina.

Esimerkiksi gallium-palladiumkatalyytti on tutkittu butaanin dehydrausreaktiossa; ts. muuntamalla butaani reaktiivisemmiksi tyydyttymättömiksi lajeiksi, jotka ovat välttämättömiä muille teollisille prosesseille. Tämä katalyytti koostuu nestemäisestä galliumista, joka toimii tukijana palladiumiatomeille.

Viitteet

1. Sella Andrea. (23. syyskuuta 2009). Gallium. Kemian maailma. Palautettu osoitteesta: chemistryworld.com
2. Wikipedia. (2019). Gallium. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
3. Li, R., Wang, L., Li, L., Yu, T., Zhao, H., Chapman, KW Liu, H. (2017). Paineen alla olevan nestemäisen galliumin paikallinen rakenne. Tieteelliset raportit, 7 (1), 5666. doi: 10.1038 / s41598-017-05985-8
4. Brahama D. Sharma ja Jerry Donohue. (1962). Tarkennus galliumin kiderakenteeseen. Zeitschrift fiir Kristallographie, Bd. 117, S. 293-300.
5. Wang, W., Qin, Y., Liu, X. et ai. (2011). Galliumin leviämisen, esiintymisen ja rikastumisen syyt Jungar Coalfieldistä, Sisä-Mongoliasta peräisin oleviin hiileihin. Sei. China Earth Sei. 54: 1053. doi.org/10.1007/s11430-010-4147-0
6. Marques Miguel. (SF). Gallium. Palautettu: nautilus.fis.uc.pt
7. Encyclopaedia Britannican toimittajat. (5. huhtikuuta 2018). Gallium. Encyclopædia Britannica. Palautettu osoitteesta: britannica.com
8. Bloom Josh. (3. huhtikuuta 2017). Gallium: Sulaa suussa, ei käsissäsi! Amerikan tiede- ja terveysneuvosto. Palautettu osoitteesta: acsh.org
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Gallium-elementti. Chemicool. Palautettu osoitteesta: chemicool.com
10. Kansallinen bioteknologiatietokeskus. (2019). Gallium. PubChem-tietokanta. CID = 5360835. Palautettu: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov