GALLIJS: ĪPAŠĪBAS, STRUKTŪRA, IEGŪŠANA, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Gallija ir metālisks elements, kas ir pārstāvēta ar simbolu Ga, kas pieder pie periodiskās tabulas grupas 13. Ķīmiski tas līdzinās alumīnijam amfoterikā; tomēr abiem metāliem piemīt īpašības, kas padara tos atšķirīgus viens no otra.

Piemēram, var tikt apstrādāti alumīnija sakausējumi, lai tiem piešķirtu visu veidu formas; savukārt gallija kušanas temperatūras ir ļoti zemas, un tās praktiski sastāv no sudrabainiem šķidrumiem. Arī gallija kušanas temperatūra ir zemāka nekā alumīnija; pirmais var izkausēt no rokas karstuma, bet otrais to nevar.

Gallija kristāli, kas iegūti, nelielu gallija fragmentu nogulsnējot tā pārsātinātā šķīdumā (šķidrā gallijā). Avots: Maksims Bilovitskiy

Arī gallija un alumīnija ķīmiskā līdzība tos sagrupē ģeoķīmiski; tas ir, minerāliem vai iežiem, kas bagāti ar alumīniju, piemēram, boksītiem, ir paredzamā galija koncentrācija. Bez šī mineraloģiskā avota ir arī citi cinka, svina un oglekļa avoti, kas plaši izkliedēti visā zemes garozā.

Gallium nav tautā plaši pazīstams metāls. Tikai tā nosaukums prātā var izraisīt gaiļa tēlu. Faktiski gallija grafiskie un vispārējie attēli parasti ir sastopami ar sudraba gaiļa attēlu; krāsots ar šķidru galliju, ļoti samitrināmu vielu uz stikla, keramikas un pat rokas.

Bieži tiek veikti eksperimenti, kuros metāliskā gallija gabali tiek izkausēti ar rokām, kā arī manipulācijas ar tā šķidrumu un tendence notraipīt visu, kam pieskaras.

Kaut arī gallijs nav toksisks, tāpat kā dzīvsudrabs, tas ir metālu iznīcinošs līdzeklis, jo tas padara tos trauslus un nelietderīgus (pirmkārt,). No otras puses, farmakoloģiski tas iejaucas procesos, kur bioloģiskajās matricās tiek izmantots dzelzs.

Tiem, kas darbojas pasaules optoelektronikā un pusvadītājos, gallijs tiks turēts augstā cieņā, salīdzināms ar un, iespējams, pat pārāks par pašu silīciju. No otras puses, ar galliju, ir izgatavoti termometri, spoguļi un priekšmeti, kuru pamatā ir tā sakausējumi.

Ķīmiski šim metālam joprojām ir daudz ko piedāvāt; iespējams, katalīzes, kodolenerģijas jomā, jaunu pusvadītāju materiālu izstrādē vai "vienkārši" to mulsinošās un sarežģītās struktūras noskaidrošanā.

Vēsture

Tā pastāvēšanas prognozes

1871. gadā krievu ķīmiķis Dmitrijs Mendelejevs jau bija paredzējis elementa esamību, kura īpašības bija līdzīgas alumīnija īpašībām; kuru viņš nosauca par ekaluminio. Šim elementam bija jāatrodas tieši zem alumīnija. Mendeļejevs arī paredzēja ekalumīnija īpašības (blīvumu, kušanas temperatūru, tā oksīdu formulas utt.).

Atklāšana un izolēšana

Pārsteidzoši, ka četrus gadus vēlāk franču ķīmiķis Pols-Emīlijs Lekoks de Boisbaudrāns bija atradis jaunu elementu sfalerīta (cinka maisījuma) paraugā no Pirenejiem. Viņam to izdevās atklāt, pateicoties spektroskopiskai analīzei, kurā viņš novēroja divu violeto līniju spektru, kas nesakrita ar cita elementa spektru.

Atklājis jaunu elementu, Lekoq veica eksperimentus ar 430 kg sfalerīta, no kura viņš spēja izdalīt 0,65 gramus no tā; un pēc virknes fizikālo un ķīmisko īpašību mērījumu viņš secināja, ka tas ir Mendeļejeva ekalumīnijs.

Lai to izolētu, Lecoq veica attiecīgā hidroksīda elektrolīzi kālija hidroksīdā; droši vien tas pats, ar kuru viņš izšķīdināja sphalerītu. Apliecinādams, ka tas ir ekalumīnijs, un arī būdams tā atklājējs, viņš tam piešķīra vārdu “gallium” (galium angļu valodā). Šis nosaukums radies no nosaukuma “Gallia”, kas latīņu valodā nozīmē Franciju.

Tomēr nosaukums rada vēl vienu zinātkāri: “Lecoq” franču valodā nozīmē “gailis”, bet latīņu valodā - “gallus”. Būdams metāls, “gallus” kļuva par “gallium”; kaut arī spāņu valodā konvertēšana ir daudz tiešāka. Tādējādi nav nejaušība, ka, domājot par galliju, tiek domāts gailis.

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Izskats un fizikālās īpašības

Gallijs ir sudrabains metāls bez smaržas, ar stikla virsmu ar savelkošu garšu. Tā cietā viela ir mīksta un trausla, un, saplīstot, tā veidojas savelkoša; tas ir, veidotie gabali ir izliekti, līdzīgi kā jūras gliemežvāki.

Izkausējot, atkarībā no leņķa, kādā tas tiek apskatīts, tas var parādīt zilganu mirdzumu. Šis sudrabains šķidrums nav toksisks saskarē; tomēr tas pārāk daudz "pieķeras" virsmām, it īpaši, ja tās ir keramikas vai stikla. Piemēram, viens piliens gallija var iesūkties stikla glāzes iekšpusē, lai to pārklātu ar sudraba spoguli.

Ja šķidrā gallijā tiek nogulsnēts ciets gallija fragments, tas kalpo kā kodols, kurā strauji attīstās un aug mirdzoši gallija kristāli.

Atomu skaitlis (Z)

31 ( ₃₁ Ga)

Molārā masa

69,723 g / mol

Kušanas punkts

29,7646 ° C. Šo temperatūru var sasniegt, cieši turot gallija glāzi starp divām rokām, līdz tā kūst.

Vārīšanās punkts

2400 ° C. Ņemiet vērā lielo atstarpi starp 29,7 ºC un 2400 ºC; tas ir, šķidrajam gallijam ir ļoti zems tvaika spiediens, un šis fakts padara to par vienu no elementiem ar vislielākajām temperatūras atšķirībām starp šķidro un gāzveida stāvokli.

Blīvums

- istabas temperatūrā: 5,91 g / cm ³

- Kausēšanas temperatūra: 6,095 g / cm ³

Ņemiet vērā, ka ar galliju notiek tas pats, kas ar ūdeni: tā šķidruma blīvums ir lielāks nekā cietajam. Tādēļ jūsu kristāli peldēs uz šķidrā gallija (gallija aisbergi). Faktiski cietās vielas apjoma palielināšanās ir tāda (trīs reizes), ka ir neērti uzglabāt šķidro galliju traukos, kas nav izgatavoti no plastmasas.

Saplūšanas karstums

5,59 kJ / mol

Iztvaikošanas siltums

256 kJ / mol

Molārā siltuma jauda

25,86 J / (mol K)

Tvaika spiediens

1037 ºC temperatūrā tikai tā šķidrums izdara spiedienu 1 Pa.

Elektronegativitāte

1,81 pēc Pingainga skalas

Jonizācijas enerģijas

-Pirmkārt: 578,8 kJ / mol (Ga ⁺ gāze)

-Otrais: 1979,3 kJ / mol (Ga ²⁺ gāzveida)

-Trešais: 2963 kJ / mol (Ga ³⁺ gāzveida)

Siltumvadītspēja

40,6 W / (m K)

Elektriskā pretestība

270 nΩ m pie 20 ºC

Mosa cietība

1.5

Viskozitāte

1,819 cP pie 32 ºC

Virsmas spraigums

709 dynes / cm 30 ºC temperatūrā

Amfoterisms

Tāpat kā alumīnijs, arī gallijs ir amfotērisks; reaģē gan ar skābēm, gan ar bāzēm. Piemēram, stiprās skābes to var izšķīdināt, veidojot gallija (III) sāļus; ja tie ir H ₂ SO ₄ un HNO ₃ , attiecīgi _veidojas Ga ₂ (SO ₄ ) ₃ un Ga (NO ₃ ) ₃ . Tā reaģējot ar stiprām bāzēm, gallate sāļi tiek ražoti, ar jonu Ga (OH) ₄ ^- .

Ņemiet vērā Ga (OH) ₄ ^- un Al (OH) ₄ ^- (aluminātu) līdzību . Ja barotnei pievieno amonjaku, veidojas gallija (III) hidroksīds Ga (OH) ₃ , kas ir arī amfotērisks; reaģējot ar stiprām bāzēm, tas ^atkal rada Ga (OH) ₄ , bet, ja tas reaģē ar spēcīgām skābēm, tas atbrīvo komplekso ūdens ³⁺ .

Reaģētspēja

Metāliskais gallijs istabas temperatūrā ir salīdzinoši inerts. Tas nereaģē ar gaisu, jo plāns oksīda slānis Ga ₂ O ₃ aizsargā to no skābekļa un sēra. Tomēr karsējot, metāla oksidēšana turpinās, pilnībā pārveidojoties par tā oksīdu. Un, ja ir sērs, augstā temperatūrā tas reaģē, veidojot Ga ₂ S ₃ .

Ir ne tikai galija oksīdi un sulfīdi, bet arī fosfīdi (GaP), arsenīdi (GaAs), nitrīdi (GaN) un antimonīdi (GaSb). Šādu savienojumu izcelsme var būt tieša elementu reakcija paaugstinātā temperatūrā vai alternatīvi sintētiski.

Tāpat gallijs var reaģēt ar halogēniem, veidojot to attiecīgos halogenīdus; piemēram, Ga ₂ Cl ₆ , GaF ₃ un Ga ₂ I ₃ .

Šis metāls, tāpat kā alumīnijs un tā radniecīgās vielas (tās pašas grupas 13 locekļi), var kovalenti mijiedarboties ar oglekļa atomiem, veidojot metālorganiskos savienojumus. Tiem, kam ir Ga-C saites, tos sauc par organogaliumiem.

Visinteresantākā lieta gallijā nav neviena no iepriekšējām ķīmiskajām īpašībām, bet gan ar milzīgo vieglumu, ar kuru to var sakausēt (līdzīgi kā ar dzīvsudrabu un tā apvienošanās procesu). Tā Ga atomi ātri "berzē plecus" starp metāliskiem kristāliem, iegūstot gallija sakausējumus.

Struktūra un elektroniskā konfigurācija

Sarežģītība

Gallijs ir ne tikai neparasts ar to, ka tas ir metāls, kas kūst ar plaukstas karstumu, bet arī tā struktūra ir sarežģīta un nenoteikta.

No vienas puses, ir zināms, ka tā kristāli normālos apstākļos pieņem ortorombisku struktūru (Ga-I); Tomēr šī ir tikai viena no daudzajām šī metāla iespējamām fāzēm, no kurām precīza tā atomu secība nav noteikta. Tāpēc tā ir sarežģītāka struktūra, nekā varētu šķist no pirmā acu uzmetiena.

Liekas, ka rezultāti mainās atkarībā no leņķa vai virziena, kurā tiek analizēta tā struktūra (anizotropija). Tāpat šīs struktūras ir ļoti jutīgas pret vismazākajām temperatūras vai spiediena izmaiņām, kas nozīmē, ka datu interpretācijas laikā galliju nevar definēt kā viena veida kristālu.

Dimēri

Ga atomi mijiedarbojas viens ar otru, pateicoties metāliskajai saitei. Tomēr starp diviem blakus esošajiem atomiem ir atrasta zināma kovalences pakāpe, tāpēc tiek pieņemts, ka pastāv Ga ₂ dimērs (Ga-Ga).

Teorētiski šo kovalento saiti vajadzētu veidot ar 4p orbitāles pārklāšanos, ar vienīgo elektronu atbilstoši elektroniskajai konfigurācijai:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ¹

Šim kovalento-metālisko mijiedarbību sajaukumam tiek piedēvēta gallija zemā kušanas temperatūra; tā kā, lai arī no vienas puses var būt "elektronu jūra", kas satur Ga atomus cieši kopā kristālā, no otras puses, struktūrvienības sastāv no Ga ₂ dimēriem , kuru starpmolekulārā mijiedarbība ir vāja.

Fāzes zem augsta spiediena

Kad spiediens palielinās no 4 līdz 6 GPa, gallija kristāli iziet fāzes pārejās; no ortorombijas tas nokļūst kubiskā centrā, kura centrā ir ķermenis (Ga-II), un no tā visbeidzot pāriet uz ķermeņa centrālo tetragonāli (Ga-III). Spiediena diapazonā, iespējams, veidojas kristālu maisījums, kas vēl vairāk apgrūtina struktūru interpretāciju.

Oksidācijas skaitļi

Enerģētiskākie elektroni ir 4s un 4p orbitālēs; tā kā ir trīs no tiem, tāpēc ir sagaidāms, ka gallijs tos var zaudēt, apvienojot ar elementiem, kas ir vairāk elektronegatīvi nekā tas.

Kad tas notiek, tiek pieņemts , ka Ga ³⁺ katjons pastāv , un tā skaits vai oksidācijas stāvoklis tiek uzskatīts par +3 vai Ga (III). Faktiski tas ir visizplatītākais no visiem tā oksidācijas numuriem. Piemēram, šādiem savienojumiem ir gallijs kā +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- ) un Ga ₂ Te ₃ (Ga ₂³⁺ Te ₃ ^2- ).

Galliju var atrast arī ar oksidācijas skaitļiem +1 un +2; lai gan tie ir daudz retāk nekā +3 (līdzīgi kā ar alumīniju). Piemēri savienojumi ir GaCl (Ga ⁺ Cl ^- ), Ga ₂ O (Ga ₂ ⁺ O ^2- ) un gāzes (Ga ²⁺ S ^2- ).

Ņemiet vērā, ka vienmēr tiek pieņemts, ka ir joni ar lādiņa lielumu, kas ir identisks attiecīgajam oksidācijas skaitam (pareizi vai nē).

Kur atrast un iegūt

Minerālgallīta paraugs, kas ir reti, bet vienīgais ar ievērojamu gallija koncentrāciju. Avots: Robs Lavinskis, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Gallijs ir atrodams zemes garozā ar pārmērīgu daudzumu metālu kobalta, svina un niobija. Tas parādās kā hidratēts sulfīds vai oksīds, plaši izplatās kā piemaisījumi, kas satur citus minerālus.

Tā oksīdi un sulfīdi slikti šķīst ūdenī, tāpēc gallija koncentrācija jūrās un upēs ir zema. Turklāt vienīgais minerāls, kas ir bagāts ar galliju, ir gallita (CuGaS ₂ , augšējais attēls). Tomēr nav praktiski izmantot vistu, lai iegūtu šo metālu. Mazāk pazīstams ir minerālgallija plumbogumīts.

Tāpēc šim metālam nav ideālu rūdu (kuru koncentrācija pārsniedz 0,1 masas%).

Tā vietā galliju iegūst kā citu metālu rūdu metalurģiskās apstrādes blakusproduktu. Piemēram, to var iegūt no boksītiem, cinka maisītājiem, alumīniem, oglēm, galēnām, pirātiem, germanītiem utt .; tas ir, tas parasti ir saistīts ar alumīniju, cinku, oglekli, svinu, dzelzi un germāniju dažādos minerālu ķermeņos.

Jonu apmaiņas hromatogrāfija un elektrolīze

Kad minerālvielu izejvielas tiek sagremotas vai izšķīdinātas stipri skābā vai bāziskā vidē, iegūst metālu jonu maisījumu, kas izšķīdināts ūdenī. Tā kā gallijs ir sekundārs produkts, tā Ga ³⁺ joni paliek izšķīdināti maisījumā, kad ir izgulsnējušies interesējošie metāli.

Tādējādi ir vēlams šos Ga ³⁺ atdalīt no citiem joniem, ar vienīgo mērķi palielināt to koncentrāciju un iegūtā metāla tīrību.

Šim nolūkam papildus parastajām izgulsnēšanas metodēm, izmantojot sveķus, izmanto jonu apmaiņas hromatogrāfiju. Pateicoties šai metodei, ir iespējams atdalīt (piemēram) Ga ³⁺ no Ca ²⁺ vai Fe ³⁺ .

Kad ir iegūts ļoti koncentrēts Ga ³⁺ jonu šķīdums , to pakļauj elektrolīzei; tas ir, Ga ³⁺ saņem elektronus, lai varētu veidoties kā metāls.

Izotopi

Gallijs dabā ir sastopams galvenokārt kā divi izotopi: ⁶⁹ Ga, ar pārpilnību 60,11%; un ⁷¹ Ga, ar pārpilnību 39,89%. Tieši šī iemesla dēļ gallija atomu masa ir 69,723 u. Pārējie gallija izotopi ir sintētiski un radioaktīvi ar atomu masu no ⁵⁶ Ga līdz ⁸⁶ Ga.

Riski

Vides un fizikālā

Raugoties no vides viedokļa, metāliskais gallijs nav ļoti reaģējošs un šķīst ūdenī, tāpēc teorētiski tā izliešana nerada nopietnu piesārņojuma risku. Turklāt nav zināms, kāda tā bioloģiskā loma var būt organismiem, jo ​​lielākā daļa tā atomu izdalās ar urīnu un bez uzkrāšanās pazīmēm nevienā no tā audiem.

Atšķirībā no dzīvsudraba, ar galliju var rīkoties ar kailām rokām. Faktiski eksperiments, mēģinot to izkausēt ar roku karstumu, ir diezgan izplatīts. Cilvēks var pieskarties iegūtajam sudraba šķidrumam, nebaidoties sabojāt vai savainot viņu ādu; kaut arī tas uz tā atstāj sudraba traipu.

Tomēr tā uzņemšana var būt toksiska, jo teorētiski tā izšķīst kuņģī, veidojot GaCl ₃ ; gallija sāls, kura iedarbība uz ķermeni nav atkarīga no metāla.

Bojājumi metāliem

Galliju raksturo ļoti iekrāsojas vai pielipušas virsmām; un, ja tie ir metāliski, tas cauri tiem iziet un uzreiz veido sakausējumus. Šī īpašība, ka to var sakausēt ar gandrīz visiem metāliem, padara nederīgu šķidrā gallija izliešanu uz jebkura metāla priekšmeta.

Tāpēc metāliski priekšmeti riskē sadalīties gabalos gallija klātbūtnē. Tā darbība var būt tik lēna un nepamanīta, ka rada nevēlamus pārsteigumus; it īpaši, ja tas ir izlijis uz metāla krēsla, kas varētu sabrukt, kad kāds uz tā sēdēs.

Tāpēc tie, kas vēlas rīkoties ar galliju, nekad nedrīkst to saskarties ar citiem metāliem. Piemēram, tā šķidrums spēj izšķīdināt alumīnija foliju, kā arī ielīst indija, dzelzs un alvas kristālos, lai tie būtu trausli.

Kopumā, neraugoties uz iepriekšminēto, un uz to, ka istabas temperatūrā tā tvaiku gandrīz nav, galliju parasti uzskata par drošu elementu ar nulles toksicitāti.

Lietojumprogrammas

Termometri

Galinstānas termometri. Avots: Gelegenheitsautor

Gallijs ir aizstājis dzīvsudrabu kā šķidrumu, lai nolasītu temperatūru, kuru atzīmē termometrs. Tomēr tā kušanas temperatūra 29,7 ºC šim lietojumam joprojām ir augsta, tāpēc metāla stāvoklī to nebūtu iespējams izmantot termometros; tā vietā tiek izmantots sakausējums ar nosaukumu Galinstan (Ga-In-Sn).

Galinstāna sakausējuma kušanas temperatūra ir ap -18ºC, un tā pievienotā nulles toksicitāte padara to par ideālu vielu no dzīvsudraba neatkarīgu medicīnisko termometru projektēšanai. Tādā veidā, ja tas sabojātos, būtu droši iztīrīt putru; kaut arī tas netīro grīdu, pateicoties tā spējai mitrināt virsmas.

Spoguļu izgatavošana

Atkal tiek pieminēta gallija un tā sakausējumu samitrināšanas spēja. Kad tas pieskaras porcelāna virsmai vai stiklam, tas izplatās pa visu virsmu, līdz tas ir pilnībā pārklāts sudraba spogulī.

Visu veidu priekšmetu radīšanai papildus spoguļiem ir izmantoti arī gallija sakausējumi, jo pēc atdzišanas tie sacietē. Tam varētu būt liels nanotehnoloģiskais potenciāls: veidot ļoti mazu izmēru objektus, kas loģiski darbotos zemā temperatūrā un parādītu unikālas īpašības, kuru pamatā ir gallijs.

Datori

Datorprocesoros izmantotās termiskās pastas ir izgatavotas no gallija sakausējumiem.

Narkotikas

Ga ³⁺ joni nedaudz līdzinās Fe ³⁺ tā, kā tie iedarbojas uz vielmaiņas procesiem. Tāpēc, ja ir kāda funkcija, parazīts vai baktērijas, kuru veikšanai ir nepieciešams dzelzs, tos var apturēt, sajaucot to ar galliju; tāds ir pseidomonu baktēriju gadījums.

Tātad šajā vietā parādās gallija zāles, kas var vienkārši sastāvēt no tā neorganiskajiem sāļiem vai organogalium. La Ganita, gallija nitrāta tirdzniecības nosaukums Ga (NO ₃ ) ₃ , tiek izmantots, lai regulētu augsto kalcija koncentrāciju (hiperkalciēmiju), kas saistīta ar kaulu vēzi.

Tehnoloģiskā

Gallija arsenīdu un nitrīdu raksturo pusvadītāji, kas ir nomainījuši silīciju dažos optoelektroniskos lietojumos. Kopā ar tiem ir ražoti tranzistori, lāzera diodes un gaismas diodes (zilas un violetas), mikroshēmas, saules baterijas utt. Piemēram, pateicoties GaN lāzeriem, var lasīt Blu-Ray diskus.

Katalizatori

Gallija oksīdi ir izmantoti, lai izpētītu to katalīzi dažādās organiskās reakcijās, kurām ir liela rūpnieciska interese. Viens no jaunākajiem gallija katalizatoriem sastāv no paša šķidruma, virs kura tiek izkliedēti citu metālu atomi, kas darbojas kā aktīvie centri vai vietas.

Piemēram, gallija-pallādija katalizators ir pētīts butāna dehidrogenēšanas reakcijā; tas ir, pārveidojot butānu vairāk reaģējošās nepiesātinātās daļās, kas vajadzīgas citiem rūpnieciskiem procesiem. Šis katalizators sastāv no šķidra gallija, kas darbojas kā palādija atomu balsts.

Atsauces

1. Sella Andrea. (2009. gada 23. septembris). Gallijs. Ķīmijas pasaule. Atgūts no: chemistryworld.com
2. Wikipedia. (2019. gads). Gallijs. Atgūts no: en.wikipedia.org
3. Li, R., Wang, L., Li, L., Yu, T., Zhao, H., Chapman, KW Liu, H. (2017). Vietējā šķidruma gallija struktūra zem spiediena. Zinātniskie ziņojumi, 7 (1), 5666. doi: 10.1038 / s41598-017-05985-8
4. Brahama D. Šarma un Džerijs Donohjū. (1962). Galija kristāla struktūras uzlabojums. Zeitschrift fiir Kristallographie, Bd. 117, S. 293-300.
5. Wang, W., Qin, Y., Liu, X. et al. (2011). Gallija izplatība, rašanās un bagātināšanās cēloņi oglēs no Jungara ogļu lauka, Iekšējās Mongolijas. Sci. China Earth Sci. 54: 1053. doi.org/10.1007/s11430-010-4147-0
6. Markess Migels. (sf). Gallijs. Atgūts no: nautilus.fis.uc.pt
7. Enciklopēdijas Britannica redaktori. (2018. gada 5. aprīlis). Gallijs. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
8. Zied Džošs. (2017. gada 3. aprīlis). Gallijs: kūst mutē, nevis rokās! Amerikas Zinātnes un veselības padome. Atgūts no: acsh.org
9. Dr Doug Stewart. (2019. gads). Gallija elementa fakti. Chemicool. Atgūts no: chemicool.com
10. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Gallijs. PubChem datu bāze. CID = 5360835. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov