Gallium ist ein chemisches Element mit dem Symbol Ga und der Ordnungszahl 31. Es wurde 1875 von dem französischen Chemiker Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran in Paris entdeckt. Elementares Gallium ist bei Normalbedingungen ein weiches, silberfarbenes Metall mit einer komplexen orthorhombischen Kristallstruktur. Im flüssigen Zustand ist es silbrig-weiß. Bei starker Krafteinwirkung kann festes Gallium muschelförmig brechen . Gallium kommt in der Natur nicht elementar vor, sondern nur in Spuren als Gallium(III)-Verbindung in Zinkerzen (wie Sphalerit ) und Bauxit .

Der Schmelzpunkt von Gallium, 29,7646 °C (85,5763 °F; 302,9146 K), dient als Temperaturreferenzpunkt. Gallium ist eines von nur vier Metallelementen, die bei oder nahe normaler Raumtemperatur flüssig sind. Es schmilzt in den Händen eines Menschen bei der normalen Körpertemperatur von 37 °C (99 °F). Galliumlegierungen mit niedrigen Schmelztemperaturen werden in Thermometern als ungiftige und umweltfreundliche Alternative zu Quecksilber eingesetzt und sind temperaturbeständiger als Quecksilber. Für die Legierung Galinstan (62–95 Gew.-% Gallium, 5–22 Gew.-% Indium und 0–16 Gew.-% Zinn ) wird ein Schmelzpunkt von −19 °C (−2 °F) angegeben, deutlich unter dem Gefrierpunkt von Wasser. Dabei könnte es sich jedoch um den Gefrierpunkt unter Berücksichtigung der Unterkühlung handeln .

Gallium findet vorwiegend in der Elektronik Verwendung. Galliumarsenid , die wichtigste chemische Verbindung von Gallium in der Elektronik, wird in Mikrowellenschaltungen, Hochgeschwindigkeitsschaltkreisen und Infrarotschaltungen eingesetzt . Halbleitendes Galliumnitrid und Indiumgalliumnitrid werden zur Herstellung von blauen und violetten Leuchtdioden sowie Diodenlasern verwendet . Gallium dient auch zur Produktion von künstlichem Gadolinium-Gallium-Granat für Schmuck. In der Biologie ist keine natürliche Rolle von Gallium bekannt. Gallium(III) verhält sich in biologischen Systemen ähnlich wie Eisen(III) -Salze und wurde in einigen medizinischen Anwendungen, darunter Arzneimitteln und Radiopharmaka, eingesetzt .

Physikalische Eigenschaften

  • Kristallines (orthorhomobisches) Gallium
    Kristallines (orthorhomobisches) Gallium
  • Kristallisation von Gallium aus der Flüssigkeit
    Kristallisation von Gallium aus der Flüssigkeit
  • Flüssiges Gallium bei 86 °F (30 °C)
    Flüssiges Gallium bei 86 °F (30 °C)

Elementares Gallium kommt in der Natur nicht vor, lässt sich aber leicht durch Schmelzen gewinnen . Hochreines Gallium ist ein silbrig-blaues Metall, das muschelförmig wie Glas bricht . Gallium bildet mit den meisten Metallen Legierungen. Es diffundiert leicht in Risse oder Korngrenzen einiger Metalle wie Aluminium, Aluminium - Zink -Legierungen [ 13 ] und Stahl [ 14 ] , was zu einem extremen Festigkeits- und Duktilitätsverlust führt, der als Flüssigmetallversprödung bezeichnet wird .

Unter normalen Bedingungen kristallisiert Gallium nicht in einfachen Kristallstrukturen . Seine stabile Phase (Ga-I) ist stattdessen eine komplexe orthorhombische Struktur mit acht Atomen in der Elementarzelle . Innerhalb einer Elementarzelle hat jedes Atom nur einen nächsten Nachbarn (im Abstand von 244  pm ). Die übrigen sechs Nachbarn in der Elementarzelle sind 27, 30 und 39 pm weiter entfernt und paarweise mit demselben Abstand angeordnet. [ 15 ] Die Bindung zwischen den beiden nächsten Nachbarn ist kovalent ; daher gelten Ga₂ - Dimere als die grundlegenden Bausteine ​​des Kristalls. Dies erklärt den niedrigen Schmelzpunkt im Vergleich zu den Nachbarelementen Aluminium und Indium . Diese Struktur ist der von Iod auffallend ähnlich und entsteht möglicherweise durch Wechselwirkungen zwischen den einzelnen 4p-Elektronen der Galliumatome, die weiter vom Atomkern entfernt sind als die 4s-Elektronen, und dem [Ar]3d¹⁰- Rumpf . Dieses Phänomen tritt auch bei Quecksilber mit seiner „Pseudo-Edelgas“-Elektronenkonfiguration [Xe]4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² auf , das bei Raumtemperatur flüssig ist. [ 16 ] : 223 Die 3d¹⁰ - Elektronen schirmen die äußeren Elektronen nicht sehr gut vom Atomkern ab, weshalb die erste Ionisierungsenergie von Gallium größer ist als die von Aluminium. [ 16 ] : 222

Eigenschaften von Gallium für verschiedene Kristallachsen [ 17 ]
EigentumABC
α (~25 °C, μm/m)161131
ρ (29,7 °C, nΩ·m)54317481
ρ (0 °C, nΩ·m)48015471,6
ρ (77 K, nΩ·m)10130,814.3
ρ (4,2 K, pΩ·m)13.86.81.6

Die physikalischen Eigenschaften von Gallium sind stark anisotrop , d. h. sie weisen entlang der drei Hauptkristallachsen a , b und c unterschiedliche Werte auf (siehe Tabelle), was zu einem signifikanten Unterschied zwischen dem linearen (α) und dem volumetrischen Wärmeausdehnungskoeffizienten führt . Die Eigenschaften von Gallium sind stark temperaturabhängig, insbesondere in der Nähe des Schmelzpunktes. So erhöht sich beispielsweise der Wärmeausdehnungskoeffizient beim Schmelzen um mehrere hundert Prozent. [ 17 ]

Flüssiges Gallium

Der Schmelzpunkt von Gallium liegt bei 302,9146 K (29,7646 °C; 85,5763 °F) und damit knapp über Raumtemperatur. Er entspricht in etwa den durchschnittlichen sommerlichen Tagestemperaturen in den mittleren Breiten der Erde. Dieser Schmelzpunkt ist einer der offiziellen Temperaturreferenzpunkte der Internationalen Temperaturskala von 1990 (ITS-90), die vom Internationalen Büro für Maß und Gewicht (BIPM) eingeführt wurde. [ 18 ] [ 19 ] [ 20 ] Das US-amerikanische Nationale Institut für Standards und Technologie (NIST) verwendet anstelle des Schmelzpunkts den Tripelpunkt von Gallium bei 302,9166 K (29,7666 °C; 85,5799 °F). [ 21 ]

Gallium ist eines der vier nicht-radioaktiven Metalle (neben Cäsium , Rubidium und Quecksilber ), die bei oder nahe Raumtemperatur flüssig sind. Von diesen vieren ist Gallium das einzige, das weder hochreaktiv (wie Rubidium und Cäsium) noch hochgiftig (wie Quecksilber) ist und daher in Hochtemperaturthermometern mit Metall-in-Glas-System verwendet werden kann. Es zeichnet sich außerdem durch einen der größten Flüssigkeitsbereiche aller Metalle und (im Gegensatz zu Quecksilber) durch einen niedrigen Dampfdruck bei hohen Temperaturen aus. Der Siedepunkt von Gallium, 2676 K (2403 °C; 4357 °F), ist auf der absoluten Skala fast neunmal höher als sein Schmelzpunkt – das größte Verhältnis zwischen Schmelz- und Siedepunkt aller Elemente. [ 16 ] : 224 Im Gegensatz zu Quecksilber benetzt flüssiges Galliummetall Glas und Haut sowie die meisten anderen Materialien (mit Ausnahme von Quarz, Graphit, Gallium(III)-oxid [ 22 ] und PTFE ), [ 16 ] : 221 was die Handhabung mechanisch erschwert, obwohl es wesentlich weniger toxisch ist und deutlich weniger Vorsichtsmaßnahmen erfordert als Quecksilber. Auf Glas aufgetragenes Gallium bildet einen glänzenden Spiegel. [ 16 ] : 221 Aus diesem Grund sowie aufgrund von Metallverunreinigungen und Problemen mit der Ausdehnung beim Gefrieren werden Galliummetallproben üblicherweise in Polyethylenbeuteln innerhalb anderer Behälter geliefert.

Gallium dehnt sein Volumen beim Übergang vom flüssigen in den festen Zustand um 3,10 % aus. Daher ist beim Lagern in Behältern, die beim Phasenübergang bersten könnten, Vorsicht geboten. Gallium teilt die höhere Dichte im flüssigen Zustand mit einer kleinen Gruppe anderer Materialien, darunter Wasser , Silizium , Germanium , Bismut , Blei und Plutonium . [ 16 ] : 222 Bei Gallium ist dieses anomale Verhalten auf das Aufbrechen der im festen Zustand vorhandenen Ga₂ - Dimerbindungen zurückzuführen. [ 23 ] Während die kovalent gebundenen Ga₂- Dimere im flüssigen Zustand nicht bestehen bleiben, weist flüssiges Gallium eine ungewöhnliche, komplexe, niedrigkoordinierte Struktur auf , in der jedes Galliumatom von 10 anderen Atomen umgeben ist, im Vergleich zu den 11–12 nächsten Nachbarn, die typisch für die meisten flüssigen Metalle sind. [ 24 ]

Flüssiges Gallium ist für seine extremen Unterkühlungseigenschaften bekannt , d. h. es bleibt unterhalb seiner normalen Erstarrungstemperatur flüssig. Mikrometergroße Galliumtröpfchen können bei Temperaturen bis hinunter zu 150 K unterkühlt werden. [ 25 ] Gallium -Nanopartikel können unterhalb von 90 K (−183,2 °C; −297,7 °F) im flüssigen Zustand gehalten werden. [ 26 ] Die Zugabe eines Kristallkeims fördert das Erstarren.

Phasendiagramm für Gallium bis zu 80.000 bar (8,0 GPa). [ 27 ]

Hochdruckphasen

Gallium besitzt eines der komplexesten Phasendiagramme aller elementaren Metalle. Zahlreiche stabile und metastabile Phasen wurden in Abhängigkeit von Temperatur und Druck entdeckt. [ 27 ] [ 28 ] Gallium zeigt eine negative Hochdruck-Schmelzkurve. Es schmilzt aus der komplexen orthorhombischen Ga-I-Phase, wenn es bei Raumtemperatur auf 0,5 Gigapascal (5000 bar) komprimiert wird. Bei weiterer Kompression auf 2 Gigapascal (20.000 bar) kristallisiert flüssiges Gallium in eine metastabile Ga-III-Phase mit einer einfachen raumzentrierten tetragonalen Struktur. [ 29 ] Durch Kompression von Ga-I bei Temperaturen unter 273 K (0 °C; 32 °F) erhält man eine hochkomplexe Ga-II-Phase mit einer orthorhombischen Struktur aus 10³ Atomen. [ 30 ] [ 29 ] Bei weiterer Kompression bei Raumtemperatur wandelt sich die Ga-II-Phase in die Ga-V-Phase mit rhomboedrischer Struktur um. [ 30 ] Oberhalb von Drücken von 14 Gigapascal (140.000 bar) wird das raumzentrierte tetragonale Ga-III stabilisiert. Bei extremen Drücken um 120 Gigapascal (1.200.000 bar) bildet sich die Ga-IV-Phase mit einer flächenzentrierten kubischen Struktur. [ 31 ] Unter gleichzeitig hohen Druck- und Temperaturbedingungen erfährt flüssiges Gallium eine Zunahme der Atompackungsdichte hin zu 12 nächsten Nachbarn, wie sie für eine einfache metallische Flüssigkeit zu erwarten ist. [ 24 ] [ 23 ] [ 32 ] Obwohl flüssiges Gallium unter Druck einer einfachen Hartkugelflüssigkeit ähnelt , enthält es – wie flüssiges Quecksilber – selbst bei sehr hohen Drücken (bis zu etwa 26 Gigapascal (260.000 bar)) deutlich mehr Atomcluster mit niedriger Konfigurationsentropie als für eine einfache Flüssigkeit zu erwarten wäre. [ 23 ]

Isotope

Gallium besitzt 30 bekannte Isotope mit Massenzahlen von 60 bis 89. Nur zwei Isotope sind stabil und kommen natürlich vor: Gallium-69 und Gallium-71. Gallium-69 ist häufiger: Es macht etwa 60,1 % des natürlichen Galliums aus, während Gallium-71 die restlichen 39,9 % ausmacht. Alle anderen Isotope sind radioaktiv, wobei Gallium-67 die längste Halbwertszeit (3,2617 Tage) aufweist. Leichtere Isotope als Gallium-69 zerfallen üblicherweise durch Beta-Plus-Zerfall ( Positronenemission) oder Elektroneneinfang zu Zinkisotopen , während schwerere Isotope als Gallium-71 durch Beta-Minus-Zerfall (Elektronenemission), möglicherweise mit verzögerter Neutronenemission , zu Germaniumisotopen zerfallen . Gallium-70 kann auf beide Arten zerfallen, zu Zink-70 oder zu Germanium-70. [ 33 ]

Gallium-67 und Gallium-68 (Halbwertszeit 67,84 min) werden beide für bildgebende Verfahren in der Nuklearmedizin verwendet (siehe Gallium-Scan ).

Chemische Eigenschaften

Gallium kommt hauptsächlich in der Oxidationsstufe +3 vor . Die Oxidationsstufe +1 findet sich zwar auch in einigen Verbindungen, ist aber seltener als bei den schwereren Gallium-Homologen Indium und Thallium . Beispielsweise enthält das sehr stabile GaCl₂ sowohl Gallium(I) als auch Gallium(III) und kann als Ga <sub>I</sub> Ga<sub> III </sub>Cl₄ formuliert werden ; im Gegensatz dazu ist das Monochlorid oberhalb von 0 °C instabil und disproportioniert zu elementarem Gallium und Gallium(III)-chlorid. Verbindungen mit Ga–Ga-Bindungen sind echte Gallium(II)-Verbindungen, wie beispielsweise GaS (das als Ga<sub> 2 </sub><sup> 4+ </sup> (S <sup>2−</sup> ) <sub>2 </sub> formuliert werden kann ) und der Dioxankomplex Ga <sub>2 </sub> Cl₄ (C <sub>4</sub> H <sub>8</sub> O <sub> 2</sub> ) <sub> 2 </sub> . [ 16 ] : 240

Wässrige Chemie

Starke Säuren lösen Gallium auf und bilden Gallium(III)-Salze wie Ga(NO₃).3)3(Galliumnitrat). Wässrige Lösungen von Gallium(III)-Salzen enthalten das hydratisierte Gallium-Ion [Ga(H)₃]²⁺.2O)6]Ab 3 Jahren. [ 34 ] : 1033 Gallium(III)-hydroxid , Ga(OH)3kann durch Zugabe von Ammoniak aus Gallium(III)-Lösungen ausgefällt werden . Dehydratisierung von Ga(OH)3Bei 100 °C entsteht Galliumoxidhydroxid, GaO(OH). [ 35 ] : 140–141

Alkalische Hydroxidlösungen lösen Gallium und bilden Gallatsalze (nicht zu verwechseln mit gleichnamigen Gallussäuresalzen ), die Ga(OH)₂ enthalten .− 4Anion. [ 36 ] [ 34 ] : 1033 [ 37 ] Galliumhydroxid, das amphoter ist , löst sich ebenfalls in Alkalien unter Bildung von Gallatsalzen. [ 35 ] : 141 Obwohl frühere Arbeiten Ga(OH)3− 6als ein weiteres mögliches Gallatanion [ 38 ] wurde es in späteren Arbeiten nicht gefunden. [ 37 ]

Oxide und Chalkogenide

Gallium reagiert mit Chalkogenen nur bei relativ hohen Temperaturen. Bei Raumtemperatur ist Galliummetall nicht reaktiv gegenüber Luft und Wasser, da es eine passive , schützende Oxidschicht bildet . Bei höheren Temperaturen reagiert es jedoch mit dem Luftsauerstoff zu Gallium (III)-oxid ( GaO) .2O3. [ 36 ] Reduzierung von Ga2O3Die Reaktion von elementarem Gallium im Vakuum bei 500 °C bis 700 °C ergibt das dunkelbraune Gallium(I)-oxid , Ga.2O . [ 35 ] : 285 Ga2O ist ein sehr starkes Reduktionsmittel , das H reduzieren kann.2ALSO4nach H2S. [ 35 ] : 207 Es disproportioniert bei 800 °C zurück zu Gallium und Ga .2O3. [ 39 ]

Gallium(III)-sulfid , Ga2S3Gallium besitzt drei mögliche Kristallmodifikationen. [ 39 ] : 104 Es kann durch die Reaktion von Gallium mit Schwefelwasserstoff ( H₂) hergestellt werden.2S ) bei 950 °C. [ 35 ] : 162 Alternativ, Ga(OH)3kann bei 747 °C verwendet werden: [ 40 ]

2 Ga(OH)3+ 3 H2S → Ga2S3+ 6 H2O

Reaktion einer Mischung aus Alkalimetallcarbonaten und Ga2O3mit H2S führt zur Bildung von Thiogallaten, die [Ga] enthalten .2S4]2−Anionen. Starke Säuren zersetzen diese Salze und setzen dabei H⁺ frei.2S im Prozess. [ 39 ] : 104–105 Das Quecksilbersalz, HgGa2S4, kann als Leuchtstoff verwendet werden . [ 41 ]

Gallium bildet auch Sulfide in niedrigeren Oxidationsstufen, wie Gallium(II)-sulfid und das grüne Gallium(I)-sulfid , das durch Erhitzen des ersteren auf 1000 °C unter einem Stickstoffstrom hergestellt wird. [ 39 ] : 94

Die anderen binären Chalkogenide, Ga2Se3und Ga2Te3Sie besitzen die Zinkblende- Struktur. Sie sind alle Halbleiter, hydrolysieren jedoch leicht und sind daher nur begrenzt einsetzbar. [ 39 ] : 104

Nitride und Pniktide

Galliumnitrid- (links) und Galliumarsenid-Wafer (rechts)

Gallium reagiert bei 1050 °C mit Ammoniak zu Galliumnitrid (GaN). Gallium bildet außerdem binäre Verbindungen mit Phosphor , Arsen und Antimon : Galliumphosphid (GaP), Galliumarsenid (GaAs) und Galliumantimonid (GaSb). Diese Verbindungen besitzen die gleiche Struktur wie ZnS und weisen wichtige Halbleitereigenschaften auf . [ 34 ] : 1034 GaP, GaAs und GaSb können durch die direkte Reaktion von Gallium mit elementarem Phosphor, Arsen oder Antimon synthetisiert werden. [ 39 ] : 99 Sie weisen eine höhere elektrische Leitfähigkeit als GaN auf. [ 39 ] : 101 GaP kann auch durch Reaktion von Ga synthetisiert werden.2O mit Phosphor bei niedrigen Temperaturen. [ 42 ]

Gallium bildet ternäre Nitride ; zum Beispiel: [ 39 ] : 99

Li3Ga + N2→ Li3GaN2

Ähnliche Verbindungen mit Phosphor und Arsen sind möglich: Li3Lücke2und Li3GaAs2Diese Verbindungen werden durch verdünnte Säuren und Wasser leicht hydrolysiert. [ 39 ] : 101

Halogenide

Gallium(III)-oxid reagiert mit Fluorierungsmitteln wie HF oder F.2zur Bildung von Gallium(III)-fluorid , GaF3Es handelt sich um eine ionische Verbindung, die in Wasser sehr schwer löslich ist. Sie löst sich jedoch in Fluorwasserstoffsäure , in der sie mit Wasser ein Addukt , GaF₃, bildet.3·3H2O. Der Versuch, dieses Addukt zu dehydratisieren, führt zur Bildung von GaF.2OH· n H2O. Das Addukt reagiert mit Ammoniak zu GaF.3·3NH3, das dann erhitzt werden kann, um wasserfreies GaF zu bilden.3. [ 35 ] : 128–129

Galliumtrichlorid entsteht durch die Reaktion von Galliummetall mit Chlorgas . [ 36 ] Im Gegensatz zum Trifluorid liegt Gallium(III)-chlorid als dimeres Molekül vor, Ga<sub>3</sub>.2Cl6mit einem Schmelzpunkt von 78 °C. Äquivalente Verbindungen werden mit Brom und Iod gebildet, Ga2Br6und Ga2ICH6. [ 35 ] : 133

Wie die anderen Trihalogenide der Gruppe 13 sind Gallium(III)-halogenide Lewis-Säuren , die als Halogenidakzeptoren mit Alkalimetallhalogeniden unter Bildung von GaX- haltigen Salzen reagieren.− 4Anionen, wobei X ein Halogen ist. Sie reagieren auch mit Alkylhalogeniden zu Carbokationen und GaX.− 4. [ 35 ] : 136–137

Beim Erhitzen auf hohe Temperaturen reagieren Gallium(III)-halogenide mit elementarem Gallium zu den entsprechenden Gallium(I)-halogeniden. Zum Beispiel GaCl3reagiert mit Ga zu GaCl :

2 Ga + GaCl3⇌ 3 GaCl (g)

Bei niedrigeren Temperaturen verschiebt sich das Gleichgewicht nach links, und GaCl disproportioniert zurück zu elementarem Gallium und GaCl.3GaCl kann auch durch Reaktion von Ga mit HCl bei 950 °C hergestellt werden; das Produkt kann als roter Feststoff kondensiert werden. [ 34 ] : 1036

Gallium(I)-Verbindungen können durch die Bildung von Addukten mit Lewis-Säuren stabilisiert werden. Zum Beispiel:

GaCl + AlCl3→ Ga+[AlCl4]−

Die sogenannten „Gallium(II)-halogenide“, GaX2Es handelt sich dabei um Addukte von Gallium(I)-Halogeniden mit den entsprechenden Gallium(III)-Halogeniden mit der Struktur Ga+[GaX4]−Zum Beispiel: [ 36 ] [ 34 ] : 1036 [ 43 ]

GaCl + GaCl3→ Ga+[GaCl4]−

Hydride

Wie Aluminium bildet auch Gallium ein Hydrid , GaH.3, bekannt als Gallan , das durch Reaktion von Lithiumgalliumhydrid ( LiGaH) hergestellt werden kann.4) mit Gallium(III)-chlorid bei −30 °C: [ 34 ] : 1031

3 LiGaH4+ GaCl3→ 3 LiCl + 4 GaH3

In Gegenwart von Dimethylether als Lösungsmittel, GaH3polymerisiert zu (GaH3)NWird kein Lösungsmittel verwendet, entsteht das Dimer Ga2H6( Digallan ) entsteht als Gas. Seine Struktur ähnelt der von Diboran , wobei zwei Wasserstoffatome die beiden Galliumzentren verbrücken, [ 34 ] : 1031 im Gegensatz zu α- AlH3in der Aluminium die Koordinationszahl 6 hat. [ 34 ] : 1008

Gallan ist oberhalb von −10 °C instabil und zersetzt sich zu elementarem Gallium und Wasserstoff . [ 44 ]

Organogalliumverbindungen

Organogalliumverbindungen weisen eine ähnliche Reaktivität wie Organoindiumverbindungen auf , sind weniger reaktiv als Organoaluminiumverbindungen , aber reaktiver als Organothalliumverbindungen . [ 16 ] : 262–5 Alkylgalliumverbindungen sind monomer. Die Lewis-Acidität nimmt in der Reihenfolge Al > Ga > In ab, weshalb Organogalliumverbindungen im Gegensatz zu Organoaluminiumverbindungen keine verbrückten Dimere bilden. Organogalliumverbindungen sind zudem weniger reaktiv als Organoaluminiumverbindungen. Sie bilden stabile Peroxide. [ 45 ] Diese Alkylgalliumverbindungen sind bei Raumtemperatur flüssig, haben niedrige Schmelzpunkte und sind leicht beweglich und entzündlich. Triphenylgallium ist in Lösung monomer, bildet aber aufgrund schwacher intermolekularer Ga···C-Wechselwirkungen Kettenstrukturen in seinen Kristallen. [ 16 ] : 262–5

Galliumtrichlorid ist ein häufig verwendetes Ausgangsreagenz für die Synthese von Organogalliumverbindungen, beispielsweise in Carbogallierungsreaktionen . [ 46 ] Galliumtrichlorid reagiert mit Lithiumcyclopentadienid in Diethylether zum trigonal - planaren Galliumcyclopentadienylkomplex GaCp₃ . Gallium(I) bildet Komplexe mit Arenliganden wie Hexamethylbenzol . Da dieser Ligand recht sperrig ist, weist der Komplex [Ga(η⁶ - C₆Me₆ ) ] ⁺ eine Halbsandwichstruktur auf . Weniger sperrige Liganden wie Mesitylen ermöglichen die Anbindung zweier Liganden an das zentrale Galliumatom in einer gewinkelten Sandwichstruktur . Benzol ist noch weniger sperrig und ermöglicht die Bildung von Dimeren: ein Beispiel ist [Ga ( η⁶ - C₆H₆ ) ₂ ] [ GaCl₄ ] · 3C₆H₆ . [ 16 ] : 262–5

Geschichte

Kleine Galliumtröpfchen verschmelzen

Die Existenz von Gallium wurde 1871 erstmals vom russischen Chemiker Dmitri Mendelejew vorhergesagt , der es aufgrund seiner Position im Periodensystem „ Eka-Aluminium “ nannte . Er sagte auch mehrere Eigenschaften von Eka-Aluminium voraus, die den tatsächlichen Eigenschaften von Gallium sehr nahe kommen, wie etwa seiner Dichte , seinem Schmelzpunkt , seinem Oxidcharakter und seiner Bindung in Chloriden. [ 47 ]

Vergleich zwischen Mendelejews Vorhersagen von 1871 und den bekannten Eigenschaften von Gallium [ 16 ] : 217
Eigentum Mendelejews Vorhersagen Tatsächliche Eigenschaften
Atomgewicht~68 69.723
Dichte 5,9 g/ cm³5,904 g/ cm³
Schmelzpunkt Niedrig 29,767 °C
Formel des Oxids M₂O₃​​​Ga 2 O 3
Dichte des Oxids 5,5 g/ cm³5,88 g/ cm³
Art des Hydroxids amphoterisch amphoterisch

Mendelejew sagte weiterhin voraus, dass Eka-Aluminium mithilfe des Spektroskops entdeckt werden würde und dass metallisches Eka-Aluminium sich langsam in Säuren und Laugen lösen und nicht mit Luft reagieren würde. Er sagte auch voraus, dass sich M₂O₃ in Säuren zu MX₃-Salzen lösen würde , dass Eka - Aluminium-Salze basische Salze bilden würden, dass Eka-Aluminiumsulfat Alaune bilden würde und dass wasserfreies MCl₃ flüchtiger als ZnCl₂ sein würde . Alle diese Vorhersagen erwiesen sich später als richtig. [ 16 ] : 217

Gallium wurde 1875 von dem französischen Chemiker Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran mithilfe der Spektroskopie anhand seines charakteristischen Spektrums (zwei violette Linien) in einer Sphaleritprobe entdeckt . [ 48 ] [ 49 ] Später im selben Jahr gewann Lecoq das reine Metall durch Elektrolyse des Hydroxids in Kaliumhydroxidlösung . [ 50 ]

Er benannte das Element „Gallia“, abgeleitet vom lateinischen Wort „ Gallia “, was „ Gallier “ bedeutet und auf seine französische Heimat zurückgeht. Später wurde behauptet, er habe in einem mehrsprachigen Wortspiel , wie es unter Wissenschaftlern des 19. Jahrhunderts beliebt war, auch das Element Gallium nach sich selbst benannt: „Le coq “ ist Französisch für „der Hahn“, und das lateinische Wort für „Hahn“ ist „gallus“ . In einem Artikel von 1877 wies Lecoq diese Vermutung zurück. [ 50 ]

Ursprünglich bestimmte de Boisbaudran die Dichte von Gallium mit 4,7 g/cm³ , der einzigen Eigenschaft, die nicht mit Mendelejews Vorhersagen übereinstimmte. Daraufhin schrieb Mendelejew ihm und schlug vor, die Dichte erneut zu messen. De Boisbaudran erhielt daraufhin den korrekten Wert von 5,9 g/cm³ , den Mendelejew exakt vorhergesagt hatte. [ 16 ] : 217

Von seiner Entdeckung im Jahr 1875 bis zum Zeitalter der Halbleiter bestanden die Hauptanwendungen von Gallium in der Hochtemperaturthermometrie und in Metalllegierungen mit ungewöhnlichen Eigenschaften wie Stabilität oder Schmelzbarkeit (einige davon waren bei Raumtemperatur flüssig).

Die Entwicklung von Galliumarsenid als Halbleiter mit direkter Bandlücke in den 1960er Jahren leitete die wichtigste Phase in der Anwendung von Gallium ein. [ 16 ] : 221 Ende der 1960er Jahre begann die Elektronikindustrie , Gallium im kommerziellen Maßstab zur Herstellung von Leuchtdioden, Photovoltaikzellen und Halbleitern einzusetzen, während die Metallindustrie es [ 51 ] zur Senkung des Schmelzpunkts von Legierungen verwendete . [ 52 ]

Die ersten blauen Galliumnitrid -LEDs wurden 1971–1973 entwickelt, waren aber leistungsschwach. [ 53 ] Erst Anfang der 1990er-Jahre gelang es Shuji Nakamura, Galliumnitrid mit Indiumgalliumnitrid zu kombinieren und die moderne blaue LED zu entwickeln. Diese bildet heute die Grundlage für die allgegenwärtigen weißen LEDs, die Nichia 1993 auf den Markt brachte. Er und zwei weitere japanische Wissenschaftler erhielten 2014 für diese Arbeit den Nobelpreis für Physik . [ 54 ] [ 55 ]

Die weltweite Galliumproduktion wuchs langsam von einigen zehn Tonnen pro Jahr in den 1970er Jahren bis etwa 2010, als sie 100 Tonnen pro Jahr überschritt und sich dann rapide beschleunigte, [ 56 ] bis 2024 etwa 450 Tonnen pro Jahr erreichen wird. [ 57 ]

Auftreten

Gallium kommt in der Erdkruste nicht als freies Element vor, und die wenigen galliumreichen Mineralien, wie beispielsweise Gallit (CuGaS₂ ) , sind zu selten, um als primäre Quelle zu dienen. [ 58 ] Die Häufigkeit in der Erdkruste beträgt etwa 16,9  ppm . Es ist das 34. häufigste Element in der Kruste. [ 59 ] Dies ist vergleichbar mit den Häufigkeiten von Blei , Kobalt und Niob in der Kruste . Im Gegensatz zu diesen Elementen bildet Gallium jedoch keine eigenen Erzlagerstätten mit Konzentrationen von > 0,1 Gew.-% im Erz. Vielmehr kommt es in Spurenkonzentrationen vor, die dem Wert in der Erdkruste ähneln, in Zinkerzen [ 58 ] [ 60 ] und in etwas höheren Konzentrationen (~ 50 ppm) in Aluminiumerzen, aus denen es jeweils als Nebenprodukt gewonnen wird. Das Fehlen unabhängiger Lagerstätten ist auf das geochemische Verhalten von Gallium zurückzuführen, das in den für die Bildung der meisten Erzlagerstätten relevanten Prozessen keine starke Anreicherung zeigt. [ 58 ]

Der United States Geological Survey (USGS) schätzt , dass in den bekannten Bauxit- und Zinkerzvorkommen mehr als eine Million Tonnen Gallium enthalten sind. [ 61 ] [ 62 ] Manche Kohlenstaubproben enthalten geringe Mengen Gallium, typischerweise weniger als 1 Gewichtsprozent. [ 63 ] [ 64 ] [ 65 ] [ 66 ] Diese Mengen lassen sich jedoch nur durch den Abbau der Wirtsgesteine ​​gewinnen (siehe unten). Die Verfügbarkeit von Gallium hängt somit maßgeblich von der Abbaurate von Bauxit, Zinkerzen und Kohle ab.

Produktion und Verfügbarkeit

99,9999 % (6N) Gallium in Vakuumampulle eingeschlossen

Gallium entsteht ausschließlich als Nebenprodukt bei der Verarbeitung von Erzen anderer Metalle. Hauptrohstoff ist Bauxit , das wichtigste Aluminiumerz . Geringere Mengen werden jedoch auch aus sulfidischen Zinkerzen gewonnen ( wobei Sphalerit das wichtigste Wirtsmineral ist). [ 67 ] [ 60 ] Früher stellten bestimmte Kohlenarten eine wichtige Quelle dar.

Bei der Verarbeitung von Bauxit zu Aluminiumoxid im Bayer-Verfahren reichert sich Gallium in der Natriumhydroxidlösung an . Es kann daraus mit verschiedenen Methoden extrahiert werden. Die neueste Methode ist die Verwendung von Ionenaustauscherharz . [ 67 ] Die erzielbaren Extraktionsausbeuten hängen entscheidend von der Ausgangskonzentration im Bauxit ab. Bei einer typischen Ausgangskonzentration von 50 ppm sind etwa 15 % des enthaltenen Galliums extrahierbar. [ 67 ] Der Rest gelangt in den Rotschlamm- und Aluminiumhydroxidstrom . Das Gallium wird aus der Lösung des Ionenaustauscherharzes entfernt. Durch Elektrolyse erhält man dann metallisches Gallium. Für die Verwendung in der Halbleiterindustrie wird es durch Zonenschmelzen oder Einkristallextraktion aus der Schmelze ( Czochralski-Verfahren ) weiter gereinigt . Reinheiten von 99,9999 % werden routinemäßig erreicht und sind kommerziell erhältlich. [ 68 ]

Bauxitmine in Jamaika (1984)

Da Gallium ein Nebenprodukt ist, ist seine Produktion durch die jährlich geförderte Menge an Bauxit, sulfidischen Zinkerzen (und Kohle) begrenzt. Daher muss seine Verfügbarkeit im Hinblick auf das Angebotspotenzial betrachtet werden. Das Angebotspotenzial eines Nebenprodukts ist definiert als die Menge, die unter den aktuellen Marktbedingungen (d. h. Technologie und Preis) jährlich wirtschaftlich aus den Ausgangsmaterialien gewonnen werden kann. [ 69 ] Reserven und Ressourcen sind für Nebenprodukte nicht relevant, da diese nicht unabhängig von den Hauptprodukten gewonnen werden können. [ 70 ] Jüngste Schätzungen beziffern das Angebotspotenzial von Gallium auf mindestens 2.100 t/Jahr aus Bauxit, 85 t/Jahr aus sulfidischen Zinkerzen und potenziell 590 t/Jahr aus Kohle. [ 67 ] Diese Werte liegen deutlich über der aktuellen Produktion (375 t im Jahr 2016). [ 71 ] Somit sind zukünftig deutliche Steigerungen der Gallium-Nebenproduktproduktion ohne signifikante Erhöhungen der Produktionskosten oder des Preises möglich. Der Durchschnittspreis für minderwertiges Gallium lag 2016 bei 120 US-Dollar pro Kilogramm und 2017 bei 135–140 US-Dollar pro Kilogramm. [ 72 ]

Im Jahr 2017 betrug die weltweite Produktion von minderwertigem Gallium ca. 315 Tonnen – ein Rückgang von 15 % gegenüber 2016. China, Japan, Südkorea, Russland und die Ukraine waren die führenden Produzenten, während Deutschland die Primärproduktion von Gallium im Jahr 2016 einstellte. Die Ausbeute an hochreinem Gallium lag bei ca. 180 Tonnen, hauptsächlich aus China, Japan, der Slowakei, Großbritannien und den USA. Die weltweite Jahresproduktionskapazität wurde 2017 auf 730 Tonnen für minderwertiges und 320 Tonnen für raffiniertes Gallium geschätzt. [ 72 ]

China produzierte 2016 ca. 250 Tonnen minderwertiges Gallium und 2017 ca. 300 Tonnen. Es war außerdem für mehr als die Hälfte der weltweiten LED- Produktion verantwortlich. [ 72 ] Im Juli 2023 lag Chinas Anteil an der Gesamtproduktion zwischen 80 % [ 73 ] und 95 %. [ 74 ] Im August 2023 produzierte China 80 % des weltweiten Galliums und 60 % des Germaniums (Quelle: Critical Raw Materials Alliance (CRMA)). China begann, die Exporte beider Materialien zu beschränken. Sie sind Schlüsselmaterialien für die Halbleiterindustrie, und es herrscht ein regelrechter Wettbewerb zwischen China und den USA um die Chip-Produktion. [ 75 ] Im Jahr 2025 schlossen Rio Tinto und die Indium Corporation eine Partnerschaft, um die erste primäre Galliumlagerstätte in Nordamerika zu erschließen. [ 76 ] Im Juli 2025 schrieb das US-amerikanische Forschungsinstitut Center for Strategic and International Studies : „China nutzt seine marktbeherrschende Stellung bei kritischen Mineralien zunehmend als Waffe angesichts des verschärften wirtschaftlichen und technologischen Wettbewerbs mit den Vereinigten Staaten. Das kritische Mineral Gallium, das für die Lieferketten der Verteidigungsindustrie und neue Energietechnologien von entscheidender Bedeutung ist, steht im Mittelpunkt der chinesischen Strategie.“ [ 77 ] Im Jahr 2024 produzierte China 98 Prozent des weltweiten Galliums mit niedriger Reinheit (Quelle: United States Geological Survey (USGS)). [ 77 ]

Anwendungen

Anwendungen in der Halbleiterindustrie dominieren die kommerzielle Nachfrage nach Gallium und machen 98 % des Gesamtbedarfs aus. Die nächstwichtigste Anwendung sind Gadolinium-Gallium-Granate . [ 78 ] Im Jahr 2022 entfielen 44 % des weltweiten Verbrauchs auf Leuchten und 36 % auf integrierte Schaltkreise, während Photovoltaik und Magnete jeweils einen geringeren Anteil von etwa 7 % ausmachten. [ 79 ]

Halbleiter

blaue LEDs auf Galliumbasis

Hochreines Gallium (>99,9999 %) ist für die Halbleiterindustrie kommerziell erhältlich . Galliumarsenid (GaAs) und Galliumnitrid (GaN), die in elektronischen Bauteilen verwendet werden, machten 2007 etwa 98 % des Galliumverbrauchs in den USA aus. Rund 66 % des in der Halbleiterindustrie verwendeten Galliums fließen in den USA in integrierte Schaltungen (hauptsächlich Galliumarsenid), beispielsweise in die Herstellung von ultraschnellen Logikchips und MESFETs für rauscharme Mikrowellen-Vorverstärker in Mobiltelefonen. Etwa 20 % dieses Galliums werden in der Optoelektronik eingesetzt . [ 61 ]

Weltweit macht Galliumarsenid 95 % des jährlichen Galliumverbrauchs aus. [ 68 ] Dieser belief sich 2016 auf 7,5 Milliarden US-Dollar, wovon 53 % auf Mobiltelefone, 27 % auf drahtlose Kommunikation und der Rest auf Anwendungen in der Automobilindustrie, der Konsumgüterindustrie, der Glasfasertechnik und im Militärbereich entfielen. Der jüngste Anstieg des GaAs-Verbrauchs ist hauptsächlich auf das Aufkommen von 3G- und 4G- Smartphones zurückzuführen , die bis zu zehnmal so viel GaAs benötigen wie ältere Modelle. [ 72 ]

Galliumarsenid und Galliumnitrid finden sich auch in einer Vielzahl optoelektronischer Bauelemente, deren Marktanteil 2015 bei 15,3 Milliarden US-Dollar und 2016 bei 18,5 Milliarden US-Dollar lag. [ 72 ] Aluminiumgalliumarsenid (AlGaAs) wird in Hochleistungs-Infrarotlaserdioden eingesetzt. Die Halbleiter Galliumnitrid und Indiumgalliumnitrid werden in blauen und violetten optoelektronischen Bauelementen, hauptsächlich Laserdioden und Leuchtdioden , verwendet . Beispielsweise dienen Galliumnitrid-Diodenlaser mit einer Wellenlänge von 405 nm als violette Lichtquelle für Blu-ray-Disc -Laufwerke mit höherer Speicherdichte. [ 80 ]

Weitere wichtige Anwendungsgebiete von Galliumnitrid sind Kabelfernsehübertragung, kommerzielle drahtlose Infrastruktur, Leistungselektronik und Satelliten. Allein der Markt für GaN-Hochfrequenzbauelemente wurde 2016 auf 370 Millionen US-Dollar und 2017 auf 420 Millionen US-Dollar geschätzt. [ 72 ]

Mehrfachsolarzellen , die für die Stromversorgung von Satelliten entwickelt wurden, werden mittels Molekularstrahlepitaxie oder metallorganischer Gasphasenepitaxie aus Dünnschichten von Galliumarsenid, Indiumgalliumphosphid oder Indiumgalliumarsenid hergestellt . Die Mars-Rover und mehrere Satelliten nutzen Dreifachsolarzellen aus Galliumarsenid auf Germaniumbasis. [ 81 ] Gallium ist auch Bestandteil von Photovoltaikverbindungen (wie Kupfer-Indium-Gallium-Selen-Sulfid Cu(In,Ga)(Se,S) ₂ ), die in Solarzellen als kostengünstige Alternative zu kristallinem Silizium eingesetzt werden . [ 82 ]

Galinstan und andere Legierungen

Galinstan benetzt mühelos ein Stück gewöhnliches Glas
Aufgrund ihrer niedrigen Schmelzpunkte können Gallium und seine Legierungen mittels 3D-Druck und additiver Fertigung in verschiedene 3D-Formen gebracht werden .

Gallium legiert sich leicht mit den meisten Metallen und wird als Bestandteil niedrigschmelzender Legierungen verwendet . Die nahezu eutektische Legierung aus Gallium, Indium und Zinn ist eine bei Raumtemperatur flüssige Substanz, die in medizinischen Thermometern zum Einsatz kommt. Diese Legierung, die unter dem Handelsnamen Galinstan (lateinisch: stannum ) bekannt ist, hat einen niedrigen Schmelzpunkt von −19 °C (−2,2 °F). [ 83 ] Diese Legierungsfamilie kann auch zur Kühlung von Computerchips anstelle von Wasser und als Ersatz für Wärmeleitpaste in Hochleistungsrechnern verwendet werden. [ 84 ] [ 85 ] Galliumlegierungen wurden als Ersatz für Quecksilber -Amalgamfüllungen in der Zahnmedizin untersucht , haben sich aber noch nicht flächendeckend durchgesetzt. Flüssige Legierungen, die hauptsächlich Gallium und Indium enthalten, scheiden gasförmiges CO₂ zu festem Kohlenstoff aus und werden als potenzielle Methoden zur Kohlenstoffabscheidung und möglicherweise auch zur Kohlenstoffentfernung erforscht . [ 86 ] [ 87 ]

Da Gallium Glas oder Porzellan benetzt , kann es zur Herstellung von Hochglanzspiegeln verwendet werden . Ist die Benetzungswirkung von Galliumlegierungen unerwünscht (wie beispielsweise bei Galinstan-Glasthermometern), muss das Glas mit einer transparenten Schicht aus Gallium(III)-oxid geschützt werden . [ 88 ]

Aufgrund ihrer hohen Oberflächenspannung und Verformbarkeit [ 89 ] können galliumbasierte Flüssigmetalle durch Steuerung der Oberflächenspannung zur Herstellung von Aktuatoren eingesetzt werden. [ 90 ] [ 91 ] [ 92 ] Forscher haben das Potenzial von Flüssigmetallaktuatoren als künstliche Muskeln in der Robotertechnik aufgezeigt. [ 93 ] [ 94 ]

Das in Kernwaffenbehältern verwendete Plutonium wird in der δ-Phase stabilisiert und durch Legieren mit Gallium bearbeitbar gemacht . [ 95 ] [ 96 ]

Biomedizinische Anwendungen

Obwohl Gallium keine natürliche biologische Funktion besitzt, interagieren Galliumionen ähnlich wie Eisen(III) mit körpereigenen Prozessen . Da zu diesen Prozessen auch Entzündungen gehören – ein Marker für viele Krankheitszustände –, werden verschiedene Galliumsalze als Arzneimittel und Radiopharmaka eingesetzt (oder befinden sich in der Entwicklung) . Das Interesse an den Antikrebseigenschaften von Gallium entstand, als entdeckt wurde, dass sich <sup> 67 </sup>Ga(III)-Citrat nach Injektion in tumortragende Tiere an den Tumorstellen anreicherte. Klinische Studien haben gezeigt, dass Galliumnitrat eine antineoplastische Wirkung gegen Non-Hodgkin-Lymphome und Urothelkarzinome aufweist. Eine neue Generation von Gallium-Ligand-Komplexen wie Tris(8-chinolinolato)gallium(III) (KP46) und Galliummaltolat ist entstanden. [ 97 ] Galliumnitrat (Handelsname Ganite) wird intravenös zur Behandlung von Hyperkalzämie bei Knochenmetastasen eingesetzt . Gallium hemmt vermutlich die Funktion der Osteoklasten , und die Therapie könnte wirksam sein, wenn andere Behandlungen versagt haben. [ 98 ] Galliummaltolat , eine oral einzunehmende, gut resorbierbare Form von Gallium(III)-Ionen, wirkt antiproliferativ auf pathologisch proliferierende Zellen, insbesondere auf Krebszellen und einige Bakterien, die es anstelle von Eisen(III)-Ionen (Fe³⁺) aufnehmen . Forscher führen klinische und präklinische Studien mit dieser Verbindung als potenzielle Behandlungsmöglichkeit für verschiedene Krebsarten, Infektionskrankheiten und Entzündungskrankheiten durch. [ 99 ]

Wenn Bakterien wie Pseudomonas irrtümlich Galliumionen anstelle von Eisen(III) aufnehmen , stören diese die Atmung, und die Bakterien sterben ab. Dies geschieht, weil Eisen redoxaktiv ist und somit den Elektronentransfer während der Atmung ermöglicht, während Gallium redoxinaktiv ist. [ 100 ] [ 101 ]

Die komplexe Amin - Phenol -Ga(III)-Verbindung MR045 ist selektiv toxisch gegenüber Chloroquin- resistenten Parasiten , einem gängigen Malariamittel . Sowohl der Ga(III)-Komplex als auch Chloroquin wirken durch Hemmung der Kristallisation von Hämozoin , einem Abbauprodukt, das bei der Verdauung von Blut durch die Parasiten entsteht. [ 102 ] [ 103 ]

Radiogalliumsalze

Gallium-67- Salze wie Galliumcitrat und Galliumnitrat werden als Radiopharmaka in der nuklearmedizinischen Bildgebung, der sogenannten Galliumszintigraphie, eingesetzt . Dabei kommt das radioaktive Isotop <sup>67</sup> Ga zum Einsatz; die Verbindung oder das Salz des Galliums ist unerheblich. Der Körper verarbeitet Ga <sup>3+</sup> in vielerlei Hinsicht ähnlich wie Fe <sup>3+ </sup>, und das Ion bindet (und konzentriert sich) in Entzündungsherden, wie z. B. bei Infektionen, sowie in Bereichen mit rascher Zellteilung. Dadurch können diese Bereiche mittels nuklearmedizinischer Szintigraphie dargestellt werden. [ 104 ]

Gallium-68 , ein Positronenstrahler mit einer Halbwertszeit von 68 Minuten, wird heute in der PET-CT als diagnostisches Radionuklid eingesetzt, wenn es an pharmazeutische Präparate wie DOTATOC , ein Somatostatin- Analogon zur Untersuchung neuroendokriner Tumoren , und DOTA-TATE , ein neueres Präparat zur Untersuchung neuroendokriner Metastasen und neuroendokriner Lungenkarzinome wie bestimmter Mikrozytomtypen, gekoppelt ist. Die Herstellung von Gallium-68 als Arzneimittel erfolgt chemisch; das Radionuklid wird durch Elution aus Germanium-68, einem synthetischen Radioisotop des Germaniums , in Gallium-68-Generatoren gewonnen . [ 105 ]

Weitere Verwendungsmöglichkeiten

Neutrinonachweis : Gallium wird zum Neutrinonachweis verwendet . Die möglicherweise größte jemals an einem Ort gesammelte Menge an reinem Gallium befindet sich im Gallium-Germanium-Neutrino-Teleskop des SAGE-Experiments am Baksan-Neutrino-Observatorium in Russland. Dieser Detektor enthält 55–57 Tonnen (~9 Kubikmeter) flüssiges Gallium. [ 106 ] Ein weiteres Experiment war der GALLEX- Neutrinodetektor, der Anfang der 1990er-Jahre in einem italienischen Bergtunnel betrieben wurde. Der Detektor enthielt 12,2 Tonnen mit Wasser versetztes Gallium-71. Solare Neutrinos bewirkten, dass einige Atome von <sup>71</sup> Ga zu radioaktivem <sup> 71</sup> Ge wurden , welches nachgewiesen wurde. Dieses Experiment zeigte, dass der solare Neutrinofluss 40 % geringer ist als theoretisch vorhergesagt. Dieses Defizit ( das solare Neutrinoproblem ) konnte erst durch die Entwicklung besserer solarer Neutrinodetektoren und Theorien erklärt werden (siehe SNO ). [ 107 ]

Ionenquelle : Gallium wird auch als Flüssigmetall-Ionenquelle für einen fokussierten Ionenstrahl verwendet . Beispielsweise wurde ein fokussierter Gallium-Ionenstrahl zur Herstellung des kleinsten Buches der Welt, Teeny Ted from Turnip Town, eingesetzt . [ 108 ]

Schmierstoffe : Gallium dient als Zusatzstoff in Gleitwachs für Skier und andere reibungsarme Oberflächenmaterialien. [ 109 ]

Flexible Elektronik : Materialwissenschaftler vermuten, dass die Eigenschaften von Gallium es für die Entwicklung flexibler und tragbarer Geräte geeignet machen könnten. [ 110 ] [ 111 ]

Wasserstofferzeugung : Gallium zerstört die schützende Oxidschicht auf Aluminium, wodurch Wasser mit dem Aluminium im AlGa reagieren und Wasserstoffgas erzeugen kann. [ 112 ]

Humor : Ein bekannter Scherz unter Chemikern besteht darin, Galliumlöffel herzustellen und damit ahnungslosen Gästen Tee zu servieren, da Gallium seinem leichteren Homolog Aluminium ähnelt. Die Löffel schmelzen dann im heißen Tee. [ 113 ]

Gallium im Ozean

Fortschritte in der Spurenelementanalyse haben es Wissenschaftlern ermöglicht, Spuren von gelöstem Gallium im Atlantik und Pazifik nachzuweisen. [ 114 ] In den letzten Jahren wurden Konzentrationen von gelöstem Gallium in der Beaufortsee gemessen . [ 114 ] [ 115 ] Diese Ergebnisse spiegeln mögliche Konzentrationsprofile im Pazifik und Atlantik wider. [ 115 ] Im Pazifik liegen typische Konzentrationen von gelöstem Gallium zwischen 4 und 6 pmol/kg in Tiefen von unter 150 m. Im Vergleich dazu betragen sie im Atlantik 25–28 pmol/kg in Tiefen von über 350 m. [ 115 ]

Gallium gelangt hauptsächlich durch Windeintrag in die Ozeane. Sein Vorkommen kann jedoch zur Bestimmung der Aluminiumverteilung in den Ozeanen genutzt werden. [ 116 ] Dies liegt daran, dass Gallium geochemisch ähnlich wie Aluminium ist, jedoch weniger reaktiv. Gallium verweilt zudem etwas länger im Oberflächenwasser als Aluminium. [ 116 ] Aufgrund seines ähnlichen Lösungsprofils wie Aluminium kann Gallium als Tracer für Aluminium verwendet werden. [ 116 ] Gallium kann auch als Tracer für äolischen Eiseneintrag dienen. [ 117 ] Es wird im Nordwestpazifik sowie im Süd- und Zentralatlantik als Tracer für Eisen eingesetzt. [ 117 ] Beispielsweise deuten niedrige Galliumkonzentrationen im Oberflächenwasser der subpolaren Region im Nordwestpazifik auf einen geringen Staubeintrag hin, was wiederum das dortige nährstoffreiche und chlorophyllarme Verhalten erklären kann. [ 117 ]

Vorsichtsmaßnahmen

Gallium
Gefahren
GHS -Kennzeichnung :
GHS05: Ätzend
Gefahr
H290 , H318
P280 , P305 , P310 , P338 , P351 [ 118 ]
NFPA 704 (Feuerdiamant)
[ 119 ]
NFPA 704 VierfarbendiamantHealth 1: Exposure would cause irritation but only minor residual injury. E.g. turpentineFlammability 0: Will not burn. E.g. waterInstability 0: Normally stable, even under fire exposure conditions, and is not reactive with water. E.g. liquid nitrogenSpecial hazards (white): no code
1
0
0

Metallisches Gallium ist nicht giftig. Allerdings sind einige Galliumverbindungen giftig.

Galliumhalogenidkomplexe können toxisch sein. [ 120 ] Das Ga³⁺- Ion löslicher Galliumsalze neigt bei Injektion hoher Dosen zur Bildung des unlöslichen Hydroxids; die Ausfällung dieses Hydroxids führte bei Tieren zu Nephrotoxizität . In niedrigeren Dosen wird lösliches Gallium gut vertragen und reichert sich nicht als Gift an, sondern wird hauptsächlich über den Urin ausgeschieden. Die Galliumausscheidung erfolgt in zwei Phasen: Die erste Phase hat eine biologische Halbwertszeit von 1 Stunde, die zweite von 25 Stunden. [ 104 ]

Eingeatmete Ga₂O₃ - Partikel sind wahrscheinlich toxisch . [ 121 ]

Anmerkungen

  1. Die thermische Ausdehnung ist anisotrop : Die Parameter (im Bereich von 280–302,9 K) sind α a  = 31,9 × 10 −6 /K, α b  = 16,2 × 10 −6 /K, α c  = 13,3 × 10 −6 /K und α Mittelwert  = 20,5 × 10 −6 /K. [ 5 ]

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