Gallium

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
31 cinkgalliumgermánium
Al

Ga

In
Általános
Név, vegyjel, rendszám gallium, Ga, 31
Elemi sorozat másodfajú fémek
Csoport, periódus, mező 13, 4, p
Megjelenés ezüstfehér
Gallium crystals.jpg
Atomtömeg 69,723(1)  g/mol
Elektronszerkezet [Ar] 3d10 4s2 4p1
Elektronok héjanként 2, 8, 18, 3
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot szilárd
Sűrűség (szobahőm.) 5,91 g/cm³
Sűrűség (folyadék) az o.p.-on 6,095 g/cm³
Hármaspont 302,93 K, Pa [1]
Olvadáspont 302,9146 K
(29,7646 °C, 85,5763 °F)
Forráspont 2477 K
(2204 °C, 3999 °F)
Olvadáshő\Delta_{fus}{H}^\ominus 5,59 kJ/mol
Párolgáshő \Delta_{vap}{H}^\ominus 254 kJ/mol
Moláris hőkapacitás (25 °C) 25,86 J/(mol·K)
Gőznyomás
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 1310 1448 1620 1838 2125 2518
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet rombos
Oxidációs szám 3, 2, 1
(amfoter oxid)
Elektronegativitás 1,81 (Pauling-skála)
Ionizációs energia 1.: 578,8 kJ/mol
2.: 1979,3 kJ/mol
3.: 2963 kJ/mol
Atomsugár 135 pm
Atomsugár (számított) 136 pm
Kovalens sugár 122±3 pm
Van der Waals-sugár 187 pm
Egyebek
Mágnesség diamágneses
Hőmérséklet-vezetési tényező (300 K) 40,6 W/(m·K)
Hangsebesség (vékony rúd) (20 °C) 2740 m/s
Mohs-keménység 1,5
Brinell-keménység 60 HB
CAS-szám 7440-55-3
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A gallium izotópjai
Izotóp t.e. felezési idő B.m. B.e. (MeV) B.t.
69Ga 60,11% Ga stabil 38 neutronnal
71Ga 39,89% Ga stabil 39 neutronnal
Hivatkozások

A gallium a periódusos rendszer egy kémiai eleme. Vegyjele Ga, rendszáma 31. A 13. csoportba (III. főcsoport) tartozik. Elemi állapotban ezüstös színű, lágy, mérgező hatású, könnyen nyújtható fém.

Története[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A gallium a Dmitrij Mengyelejev által megjósolt elemek egyike, aki a periódusos rendszere alapján megjósolta az általa eka-alumíniumnak nevezett elem tulajdonságait.[2]

Mengyelejevtől függetlenül a francia Paul Émile Lecoq de Boisbaudran az egyes elemcsaládok fényvonalait vizsgálva fedezte fel az elemet. Alkalmazta az ismert összefüggéseket a földfémekre, és így megállapította, hogy az alumínium és az indium között még egy elemnek kell lennie. A szfalerit spektrumában két viola színképvonalat talált, amiket az új elemnek tulajdonított.[3] Több száz kilogramm szfaleritből, amiből már kivonták a cinket, sikerült is nagyobb mennyiségű gallium-hidroxidot kinyernie. Kálium-karbonátoldatba vive elektrolízissel elő is állította az elemi galliumot.[3]

Két elmélet is létezik a gallium név eredetére. Az egyik szerint a vegyész hazájáról, Franciaországról, egy másik vélemény szerint saját magáról, mivel a francia Le Coq és a latin gallus is kakast jelent.[4]

Miután meghatározták a tulajdonságait, Mengyelejev felismerte az új elemben az általa megjósolt eka-alumíniumot. Sok tulajdonság megegyezett az elméletben megjósoltakkal. Így az elméleti 5,9 sűrűség nem sokkal tért el a tényleges 5,94-től.[3]

Jellemzői[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Fizikai tulajdonságai[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A gallium ezüstfehér, puha fém; Mohs-keménysége 1,5.[5] Olvadáspontja alacsony (29 °C), ezért az emberi test hőmérsékletén folyékony halmazállapotú. Ez a fémek körében a harmadik legalacsonyabb a higany és a cézium után. Ennek az az oka, hogy kristályrácsa nem annyira szimmetrikus, mint a legtöbb fémé, így kevéssé stabil.[6] Forráspontja 2204 °C, ezért egy nagyon széles hőmérsékleti tartományban folyékony. Mivel nehezen kristályosodik, könnyű túlhűteni, vagyis a fagypontja alá hűteni úgy, hogy folyékony maradjon. A túlhűtött folyadékokban a fagyás kristályosodási magok, vagy enyhe rázkódás hatására pillanatok alatt végbemegy.

Az alumíniummal szobahőmérsékleten folyékony ötvözetet képez, de a folyékony gallium más fémeket is old, sőt, a legtöbb fém oldódik galliumban. Ezért csak nemfémes tartókban, kvarcból, üvegből készült edényekben, vagy alacsony hőmérsékleten, 450 °C-ig tantál, vagy 800 °C-ig volfrámedényben tartható.[7]

Sűrűsége olvadáskor a vízhez, a szilíciumhoz és néhány más elemhez hasonlóan megnő; a folyékony gallium sűrűsége 3,2%-kal nagyobb, mint a szilárdé.[8] Ez azokra az anyagolkra jellemző, melyeknek molekulái szilárd halmazállapotban kötéseket alakítanak ki egymással.[9] A szilárd gallium diamágneses, a folyékony paramágneses. Mágneses szuszceptibilitása -2,3·105.[10]

Szerkezetére jellemző a gallium-gallium kötés. Több különféle allotróp módosulata ismert, amik közül négy normál nyomáson (α, β, γ és δ), és három magas nyomáson (Ga-II, Ga-III, Ga-IV) jön létre. Szobahőmérsékleten az ortorombikus α-gallium a legstabilabb. Ebben a szerkezetben az atomok páronként összekapcsolódnak, és minden atom hat, más dimerhez tartozó atommal szomszédos. A dimereket fémes kötések tartják össze. A dimerek a folyékony galliumban is megmaradnak, és még gáz halmazállapotban is kimutathatók.[11]

A túlhűtött galliumban más szerkezet jön létre. −16,3 °C-on monoklines β-gallium keletkezik. Ebben a szerkezetben az atomok párhuzamos cikkcakkos láncokat alkotnak. −19,4 °C-on trigonális δ-gallium alakul ki, ami az α-bórhoz hasonlóan eltorzult 12 atomos ikozaéderekből áll. −35,6 °C-on ortotrombikus γ-gallium kristályosodik ki. Ebben hét atomos gyűrűk csöveket alkotnak, amik belsejükben atomláncokat tartalmaznak.[11]

A magas nyomásnak kitett szobahőmérsékletű gallium szerkezete is megváltozik. 30 kbar[11]-on a köbös gallium-II stabil, amiben minden atomot nyolc másik vesz körül. 140 kbar-nak kitéve tetragonális gallium-III jön létre, aminek szerkezete az indiuméra hasonlít. Végül 1200 kbar alatt lapközepes kockarácsú gallium-IV keletkezik.[12]

Módusulat α-Ga[13] β-Ga[14] γ-Ga[15] δ-Ga[16] Gallium-II[17] Gallium-III[17] Gallium-IV[12]
Szerkezet Az α-Ga kristályrácsa A β-Ga kristályrácsa A γ-Ga kristályrácsa A δ-Ga kristályrácsa A Ga-II kristályrácsa A Ga-III kristályrácsa A Ga-IV kristályrácsa
Kristályszerkezet ortorombikus monoklin ortorombikus trigonális köbös tetragonális köbös
Koordinációs szám 1+6 8 (2+2+2+2) 3, 6–9 6–10 8 4+8 12
Tércsoport Cmca \, C2/c \, Cmcm \, R\bar{3}m I\bar{4}3d I4/mmm \, Fm\bar{3}m
Rácsparaméter 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
Atomszám elemi cellánként 8 8 40 66 12 3 4

Kémiai tulajdonságai[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Az alumíniumhoz hasonlóan levegőn az oxidációtól vékony oxidréteg védi, csak nagy nyomású oxigénben égethető el gallium-oxiddá (Ga2O3). A halogének megtámadják, kénnel 1300 °C-on gallium-szulfiddá (Ga2S3) egyesül. Állandó vegyületeiben az oxidációs száma +3; nem állandóak a +2 oxidációfokú vegyületei. A +3 oxidációs számú vegyületei a lángot lilára festik és zömében ionos kötésű makromolekulák[forrás?], pl.: GaF3, Ga2(SO4)3

Nem oxidáló savakban és lúgokban oldódik, hidrogént szabadítva fel; vízben passziválódik, mivel oldhatatlan gallium-hidroxid zárja el a víztől. A folyékony alumínium-gallium ötvözet azonban heves reakcióba lép a vízzel. Savakban Ga3+-ionok, lúgokban [Ga(OH)4]-gallátok jönnek létre. Híg savakban lassan oldódik, de királyvízben és tömény nátronlúgban gyorsan. A salétromsav a vízhez hasonlóan passziválja.

\mathrm{2\ NaOH + 2\ Ga + 6\ H_2O \rightarrow 2\ Na[Ga(OH)_4] + 3\ H_2 \uparrow}
A gallium és a nátronlúg reakciója

Élettani hatásai[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A fémes galliumra nincsenek toxikológiai adatok, de maró hatásúnak tekintik.A Ga(NO3)3 gallium-III-nitrát és a Ga2O3 gallium-III-oxid LD50-értékei grammnyi nagyságrendűek: a nitráté 4,360 g/kg, az oxidé 10 g/kg. Ez az a mennyiség, amit szájon át bevéve a túlélés valószínűsége 50%.[18] Mindezekért a gallium enyhén mérgezőnek tekinthető. Ismereteink szerint a galliumnak nincs szerepe az emberi testben, nem nyomelem.[19]

Izotópjai[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Összesen 30 izotóp ismert a 56Ga-tól a 86Ga-ig; ezen kívül még hat magizomerről van tudomásunk. A természetben előforduló gallium fő tömegét a 69Ga és a 71Ga adja, a többi izotóp radioaktív. A természetes galliumban az izotópok aránya:69Ga 60,12%, és 71Ga 39,89%. a leghosszabb felezési idővel, 3,26 nappal a 67Ga bír, a többi felezési idő percektől 14,1 óráig terjednek, ami a 72Ga felezési ideje.[20]

Két izotópot, a 67Ga-et és a 67,71 perces felezési idejű 68Ga-at nyomjelzőként használják a PET számára. A 67Ga-et ciklotronban állítják elő. A 68Ga-hoz a 69Ga protonokkal bombázzák. A keletkezett 68Ga-at gallium-68-generátorral vonják ki. A vizsgálatokhoz a galliumot kelátkomplexbe viszik.[21]

Előfordulása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A gallium ritka elem a Földön. A földkéreg mindössze 19 ezerlékét adja. Gyakorisága az ólomhoz és a lítiumhoz mérhető. Csak vegyületekben jelenik meg a természetben. A legnagyobb mennyiségben a germanit (Cu2FeGaS4) nevű ásványban fordul elő, mely 1,85% galliumot tartalmaz, de az alumínium- és cinkércekben is megtalálható mint szennyezőanyag. Az összes bauxitmennyiség 1,6 · 106 tonna galliumot tartalmaz.[8] A utahi Apex-Mine-ban érdemesnek látták a galliumérc bányászatát, de hamarosan gazdasági okokból fel kellett adniuk.[22]

A gallium ásványai kevéssé ismertek. Ezek közé tartoznak a Namíbiában található gallit (CuGaS2), a söhngeit (Ga(OH)3) és a cumgallit (GaO(OH)).

Előállítása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A galliumot az alumíniumgyártás melléktermékeként nyerik a Bayer-eljárásban. Ennek kiindulási anyaga a nátronlúgban oldott nátrium-aluminát és nátrium-gallát keverék. Innen különböző módszerekkel választják szét a két fémet. A szén-dioxiddal végzett frakcionális kristályosításban először az alumínium-hidroxid esik ki, míg a könnyebben oldható gallium-hidroxid az oldatban marad. Csak később válik ki a gallium-hidroxid alumínium-hidroxiddal keverten. Végül a keveréket nátronlúgban oldják, és elektrolizálják.[8] A folyamat energia- és munkaigényes.

A gallium a nátronlúgos oldat közvetlen hidrolíziséből is nyerhető. Ehhez higanykatódokat használnak, ahol a keletkezett gallium feloldódik, és amalgám keletkezik. Nátriumamalgám is használható elektródként.

A gallium kerozinnal is kivonható az oldatból. A többi elem híg savakkal távolítható el. A visszamaradt galliumvegyületek tömény kénsavval vagy sósavval oldhatók, és elektrolízissel tiszta gallium kapható.

Sok ipari felhasználási terület nagyon tiszta galliumot igényel, a félvezetők például 99,999999%-os tisztaságút. A tisztítás történhet frakcionáldesztillációval vagy vákuumdesztillációval.[8]

Laboratóriumi mértékekben a galliumot nátronlúgban oldott gallium-hidroxidból platina- vagy volfrámelektródokon készítik.[23]

Csak kevés galliumot gyártanak a különféle módszerekkel, mindössze 95 tonnát világszerte. Egy további lehetőség a galliumtartalmú hulladék feldolgozása, amiből 2008-ban 135 tonnát nyertek. A fő gyártók Kína, Németország, Kazahsztán és Ukrajna, a hulladékfeldolgozásban az Amerikai Egyesült Államok, Japán és Nagy-Britannia is jeleskedik.[24]

Kimutatása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

A gallium jellengzetes színreakciókkal kimutatható. Ezek közé tartozik a rhodamin B benzolban, ami narancssárgától vörösesliláig fluoreszkál.[25] A morin a galliumot ugyanúgy zöld fluoreszkálással jelzi, mint az alumíniumot.[26] A kálium-hexacianido-ferrát(III) galliummal fehér csapadékot képez.[27] Spektrálvonalai is jelzik a galliumot: az ibolya 417,1 és a 403,1 nm jellegzetes.[28] Mennyisége komplexometriai titrálással, példáául etildiamintetraecetsavval, vagy atomspektroszkópiával mérhető.[28]

Vegyületei[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Ga2O3 gallium-oxid
Ga(OH)3 gallium-hidroxid
GaCl3 gallium-klorid
Ga2(SO4)3 gallium-szulfát

Vegyületeiben majdnem mindig 3 az oxidációs száma. Ezen kívül ismertek még ritka és bomlékony vegyületei 1 oxidációs számmal, valamint 1 és 3 oxidációs számú galliumot egyaránt tartalmazó vegyületei is.

Legfontosabbak a nitrogéncsoport elemeivel alkotott vegyületei. A gallium-nitrid, a gallium-foszfid, a gallium-arzenid és a gallium-antimonid tipikus félvezető (III-V-félvezetők), és különféle elektronikai eszközökhöz, tranzisztorokhoz, diódákhoz használják őket, különösen a különböző színű világító diódákhoz. A különböző színeket eredményező tiltott zónákat a különböző anionokkal, vagy alumínium, indium hozzáadásával nyerik. A gallium-arzenidet napelemek gyártásához használják. Mivel ez jobban ellenáll az ionizáló sugárzásnak, mint a szilícium, a műholdakat inkább az ebből készült napelemekkel bocsátják fel.[29]

A GaX3 alakú halogenidek sok tulajdonságukban a megfelelő alumíniumvegyületekre emlékeztetnek. A dimerek bennük is megtalálhatók a gallium(III)-fluorid kivételével. A halogenidek közül egyedül a gallium(III)-kloridnak van némi gazdasági jelentősége; a Friedel-Crafts-reakcióban Lewis-savként szolgál.[30]

A gallium(III)-oxid az alumínium-oxidhoz hasonlóan színtelen, magas olvadáspontú szilárd anyag. Ötféle módosulata létezik, amik közül a köbös β-módosulat a legstabilabb.

Szerves vegyületei a GaR3 alakú gallánok, a GaR gallilének és a magasabb, gallium-gallium kötéseket is tartalmazó gallánok. Sok más fémorganikus vegyülethez hasonlóan bomlékonyak, nem állnak el a levegőn. A kevés gazdaságilag jelentős szerves galliumvegyületek közé tartozik a trimetilgallium, amit reagensként és gallium-arzenid és gallium-nitrid felületek bevonására hasznosítanak.[31]

Felhasználása[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Felhasználják a higany helyettesítésére magas hőmérsékleten működő hőmérőkben, elektromos egyenirányítókban. A galliumos hőmérőkkel egészen 1200 °C-ig lehet hőmérsékletet mérni. Kevés galliummal növelni lehet az üveg törésmutatóját. A folyékony gallium segít a gázok térfogatának mérésében. Elektródnak is használják fémek kinyerésére.[7] Jó visszaverő képessége miatt tükrök készítésére is alkalmas.[7] Egyes ötvözetekben, magreaktorokban hőcserélőnek és lámpákban a higany helyettesítésére is megfelel.[5]

Ötvözeteit még több területen alkalmazzák. Gadolíniummal, vassal, magnéziummal, ittriummal és lítiummal ötvözve jól mágnesezhető fém nyerhető. A V3Ga fémvegyület viszonylag magas hőfokon, 16,8 K-en szupravezető. Sok ötvözete, például a galliumot, cinket és indiumot tartalmazó galinstan szobahőmérsékleten folyékony, így helyettesítheti a mérgező higanyt, vagy a reakciókész nátrium-kálium ötvözeteket.[5]

A gallium legnagyobb részéből azonban különféle vegyületeket gyártanak, és azokat használják fel. A gallium-arzenid (GaAs) magas hőmérsékleten működő nagyfrekvenciás tranzisztorok és napelemek gyártására alkalmas. 2003-ban a termelt galliummennyiség 95%-át ezekre a célokra használták.[4]

Fordítás[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

Ez a szócikk részben vagy egészben a Gallium című német Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

Jegyzetek[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]

  1. B. W. Mangum, D. D. Thornton: Determination of the Triple Point Temperature of Gallium. nist.gov, 2012. (Hozzáférés: 2012. június 2.)
  2. William H. Brock: Viewegs Geschichte der Chemie. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5, S. 206–207.
  3. ^ a b c Mary Elvira Weeks: Discovery of the Elements. 3. Auflage, Kessinger Publishing, 2003, ISBN 978-0-7661-3872-8, S. 215–219
  4. ^ a b 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
  5. ^ a b c Helmut Sitzmann: Gallium. In: Römpp Chemie Lexikon. Thieme Verlag, Stand Dezember 2006.
  6. Ulrich Müller: Anorganische Strukturchemie. 6. Auflage, Vieweg+Teubner Verlag, 2008, ISBN 978-3-8348-0626-0, S. 228.
  7. ^ a b c Manfred Merkel, Karl-Heinz Thomas: Taschenbuch der Werkstoffe. 7. Auflage, Hanser Verlag, 2008, ISBN 978-3-446-41194-4, S. 322–324.
  8. ^ a b c d 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.
  9. 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.
  10. 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.
  11. ^ a b c Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1181.
  12. ^ a b 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.
  13. B. D. Sharma, J. Donohue: A refinement of the crystal structure of gallium. In: Zeitschrift für Kristallographie. 1962, 117, S. 293–300.
  14. L. Bosio, A. Defrain: Structure cristalline du gallium β. In: Acta Cryst. 1969, B25, S. 995, doi:10.1107/S0567740869003360.
  15. 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.
  16. 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.
  17. ^ a b 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.
  18. Bernard Martel, Keith Cassidy: Chemical risk analysis: a practical handbook. Taylor & Francis, 2000, ISBN 1-56032-835-5, S. 376.
  19. Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1179.
  20. 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. 3–127 (PDF).
  21. 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.
  22. Friedrich-Wilhelm Wellmer, Manfred Dalheimer, Markus Wagner: Economic Evaluations in Exploration. 2. Auflage, Springer 2007, ISBN 978-3-540-73557-1, S. 83–84.
  23. 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.
  24. Gallium. In: U.S. Geological Survey: Mineral Commodity Summaries. Januar 2009.
  25. K. Brodersen: Zum empfindlichen Nachweis von Gallium. In: Fresenius' Journal of Analytical Chemistry. 1956, 149, S. 154–155, doi:10.1007/BF00454207.
  26. Gottfried Beck: Mikrochemischer Nachweis von Gallium mit Morin. In: Mikrochemie. 1936, 20, S. 194–197, doi:10.1007/BF02740180.
  27. N. S. Poluektoff: Zum Nachweis von Gallium mit Hilfe von Farbreaktionen. In: Mikrochemie. 1936, 19, S. 248–252, doi:10.1007/BF02752838.
  28. ^ a b Gallium. In: Lexikon der Chemie. Spektrum Verlag, 2000.
  29. Helmut Sitzmann: Galliumarsenid. In: Römpp Chemie-Lexikon. Thieme Verlag, Stand Dezember 2006.
  30. Helmut Sitzmann: Gallium-Verbindungen. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme Verlag, Stand Dezember 2006.
  31. Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1200–1214.

Források[szerkesztés | forrásszöveg szerkesztése]