Gallium

Gallium ⓘ
Gefahren
	GHS-Kennzeichnung:
Piktogramme
Signalwort	Gefahr
Gefahrenhinweise	H290, H318
Sicherheitshinweise	P280, P305, P310, P338, P351
NFPA 704 (Feuerdiamant)	1 0 0

Gallium, ₃₁Ga ⓘ
Gallium
Aussprache	/ˈɡæliəm/ (GAL-ee-əm)
Erscheinungsbild	silbrig blau
Standard-Atomgewicht Ar°(Ga)	69.723±0.001; 69,723±0,001 (verkürzt);
Gallium im Periodensystem
	Zink ← Gallium → Germanium
Ordnungszahl (Z)	31
Gruppe	Gruppe 13 (Bor-Gruppe)
Periode	Periode 4
Block	p-Block
Elektronen-Konfiguration	[[[Argon\|Ar]]] 3d10 4s2 4p1
Elektronen pro Schale	2, 8, 18, 3
Physikalische Eigenschaften
Phase bei STP	fest
Schmelzpunkt	302,9146 K (29,7646 °C, 85,5763 °F)
Siedepunkt	2673 K (2400 °C, 4352 °F)
Dichte (nahe r.t.)	5,91 g/cm3
in flüssigem Zustand (bei mittlerem Druck)	6,095 g/cm3
Schmelzwärme	5,59 kJ/mol
Verdampfungswärme	256 kJ/mol
Molare Wärmekapazität	25,86 J/(mol-K)
Atomare Eigenschaften
Oxidationsstufen	-5, -4, -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (ein amphoteres Oxid)
Elektronegativität	Pauling-Skala: 1.81
Ionisierungsenergien	Erste: 578,8 kJ/mol ; 2.: 1979,3 kJ/mol ; 3.: 2963 kJ/mol ; (mehr) ;
Atomarer Radius	empirisch: 135 pm
Kovalenter Radius	122±3 pm
Van-der-Waals-Radius	187 pm
	Spektrallinien von Gallium
Andere Eigenschaften
Natürliches Vorkommen	primordial
Kristallstruktur	orthorhombisch
Schallgeschwindigkeit dünner Stab	2740 m/s (bei 20 °C)
Thermische Ausdehnung	18 µm/(m⋅K) (bei 25 °C)
Wärmeleitfähigkeit	40,6 W/(m⋅K)
Elektrischer Widerstand	270 nΩ⋅m (bei 20 °C)
Magnetische Ordnung	diamagnetisch
Molare magnetische Suszeptibilität	-21,6×10-6 cm3/mol (bei 290 K)
Elastizitätsmodul	9,8 GPa
Poissonzahl	0.47
Mohs-Härte	1.5
Brinell-Härte	56,8-68,7 MPa
CAS-Nummer	7440-55-3
Geschichte
Namensgebung	nach Gallia (lateinisch für: Frankreich), dem Heimatland des Entdeckers
Vorhersage	Dmitri Mendelejew (1871)
Entdeckung und erste Isolierung	Lecoq de Boisbaudran (1875)
Hauptisotope von Gallium
ε	70Zn
	Kategorie: Gallium; siehe; sprechen; bearbeiten; \| Referenzen

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 entdeckt. Gallium gehört zur Gruppe 13 des Periodensystems und ist den anderen Metallen dieser Gruppe (Aluminium, Indium und Thallium) ähnlich. ⓘ

Elementares Gallium ist bei normaler Temperatur und normalem Druck ein weiches, silbriges Metall. In flüssigem Zustand wird es silbrig-weiß. Bei zu starker Krafteinwirkung kann das Gallium muschelig brechen. Seit seiner Entdeckung im Jahr 1875 wird Gallium häufig zur Herstellung von Legierungen mit niedrigem Schmelzpunkt verwendet. Es wird auch in Halbleitern als Dotierstoff in Halbleitersubstraten verwendet. ⓘ

Der Schmelzpunkt von Gallium wird als Temperaturreferenzpunkt verwendet. Galliumlegierungen werden in Thermometern als ungiftige und umweltfreundliche Alternative zu Quecksilber verwendet und können höheren Temperaturen standhalten als Quecksilber. Für die Legierung Galinstan (62-95 % Gallium, 5-22 % Indium und 0-16 % Zinn nach Gewicht) wird ein noch niedrigerer Schmelzpunkt von -19 °C (-2 °F) angegeben, der deutlich unter dem Gefrierpunkt von Wasser liegt, aber das ist möglicherweise der Gefrierpunkt mit dem Effekt der Unterkühlung. ⓘ

Gallium kommt in der Natur nicht als freies Element vor, sondern als Gallium(III)-Verbindungen in Spuren in Zinkerzen (wie Sphalerit) und in Bauxit. Elementares Gallium ist bei Temperaturen über 29,76 °C (85,57 °F) flüssig und schmilzt bei einer normalen menschlichen Körpertemperatur von 37,0 °C (98,6 °F) in den Händen des Menschen. ⓘ

Gallium wird vor allem in der Elektronik verwendet. Galliumarsenid, die wichtigste chemische Verbindung von Gallium in der Elektronik, wird in Mikrowellenschaltungen, Hochgeschwindigkeitsschaltungen und Infrarotschaltungen verwendet. Aus halbleitendem Galliumnitrid und Indiumgalliumnitrid werden blaue und violette Leuchtdioden (LEDs) und Diodenlaser hergestellt. Gallium wird auch für die Herstellung von künstlichem Gadoliniumgalliumgranat für Schmuck verwendet. Gallium wird von der United States National Library of Medicine und Frontiers Media als ein technologiekritisches Element eingestuft. ⓘ

Gallium hat keine bekannte natürliche Rolle in der Biologie. Gallium(III) verhält sich in biologischen Systemen ähnlich wie Eisen(III)-Salze und wurde in einigen medizinischen Anwendungen, einschließlich Pharmazeutika und Radiopharmazeutika, eingesetzt. ⓘ

In der Natur kommt Gallium nur in geringem Umfang und meist als Beimischung in Aluminium-, Zink- oder Germaniumerzen vor; Galliumminerale sind sehr selten. Gallium wird auch als Nebenprodukt bei der Produktion von Aluminium oder Zink gewonnen. Der größte Teil des Galliums wird zum III-V-Verbindungshalbleiter Galliumarsenid weiterverarbeitet, der vor allem in der Hochfrequenztechnik, beispielsweise für HF-Transistoren, und in der Optoelektronik, beispielsweise für Leuchtdioden, verwendet wird. ⓘ

Physikalische Eigenschaften

Auskristallisieren von Gallium aus der Schmelze ⓘ

Elementares Gallium kommt in der Natur nicht vor, kann aber leicht durch Schmelzen gewonnen werden. Sehr reines Gallium ist ein silbrig-blaues Metall, das wie Glas muschelig bricht. Das flüssige Gallium dehnt sich beim Erstarren um 3,10 % aus und sollte daher nicht in Glas- oder Metallbehältern aufbewahrt werden, da diese bei einer Zustandsänderung des Galliums zerbrechen können. Gallium teilt den flüssigen Zustand mit höherer Dichte mit einer kurzen Liste anderer Materialien, zu denen Wasser, Silizium, Germanium, Wismut und Plutonium gehören. ⓘ

Gallium geht mit den meisten Metallen Legierungen ein. Es diffundiert leicht in Risse oder Korngrenzen einiger Metalle wie Aluminium, Aluminium-Zink-Legierungen und Stahl und verursacht einen extremen Verlust an Festigkeit und Duktilität, der als Flüssigmetallversprödung bezeichnet wird. ⓘ

Der Schmelzpunkt von Gallium liegt mit 302,9146 K (29,7646 °C, 85,5763 °F) knapp über der Raumtemperatur und entspricht in etwa den durchschnittlichen sommerlichen Tagestemperaturen in den mittleren Breitengraden der Erde. Dieser Schmelzpunkt (mp) ist einer der formalen Temperaturbezugspunkte in der Internationalen Temperaturskala von 1990 (ITS-90) des Internationalen Büros für Maß und Gewicht (BIPM). Der Tripelpunkt von Gallium, 302,9166 K (29,7666 °C, 85,5799 °F), wird vom US National Institute of Standards and Technology (NIST) anstelle des Schmelzpunkts verwendet. ⓘ

Der Schmelzpunkt von Gallium ermöglicht es, dass es in der menschlichen Hand schmilzt und dann erstarrt, wenn man es herausnimmt. Das flüssige Metall hat eine starke Tendenz zur Unterkühlung unterhalb seines Schmelzpunkts/Gefrierpunkts: Gallium-Nanopartikel können unter 90 K in flüssigem Zustand gehalten werden. Das Einbringen eines Kristalls hilft, das Gefrieren einzuleiten. Gallium ist eines der vier nicht-radioaktiven Metalle (neben Cäsium, Rubidium und Quecksilber), von denen bekannt ist, dass sie bei oder nahe der normalen Raumtemperatur flüssig sind. Von diesen vier Metallen ist Gallium das einzige, das weder hochreaktiv (wie Rubidium und Cäsium) noch hochgiftig (wie Quecksilber) ist und daher in Metall-in-Glas-Hochtemperaturthermometern verwendet werden kann. Es zeichnet sich auch dadurch aus, dass es einen der größten Flüssigkeitsbereiche für ein Metall aufweist und (im Gegensatz zu Quecksilber) einen niedrigen Dampfdruck bei hohen Temperaturen hat. Der Siedepunkt von Gallium liegt mit 2673 K fast neunmal höher als sein Schmelzpunkt auf der absoluten Skala, was das größte Verhältnis zwischen Schmelz- und Siedepunkt aller Elemente darstellt. Im Gegensatz zu Quecksilber benetzt flüssiges Galliummetall Glas und Haut sowie die meisten anderen Materialien (mit Ausnahme von Quarz, Graphit, Gallium(III)-oxid und PTFE), was seine Handhabung mechanisch erschwert, obwohl es wesentlich weniger giftig ist und weit weniger Vorsichtsmaßnahmen erfordert als Quecksilber. Auf Glas aufgetragenes Gallium ist ein brillanter Spiegel. Aus diesem Grund und wegen der Probleme mit der Verunreinigung des Metalls und der Ausdehnung beim Einfrieren werden Gallium-Metallproben in der Regel in Polyethylen-Paketen in anderen Behältern geliefert. ⓘ

Eigenschaften von Gallium für verschiedene Kristallachsen
Eigenschaft	a	b	c
α (~25 °C, μm/m)	16	11	31
ρ (29,7 °C, nΩ-m)	543	174	81
ρ (0 °C, nΩ-m)	480	154	71.6
ρ (77 K, nΩ-m)	101	30.8	14.3
ρ (4,2 K, pΩ-m)	13.8	6.8	1.6

Gallium kristallisiert in keiner der einfachen Kristallstrukturen. Die stabile Phase unter normalen Bedingungen ist orthorhombisch mit 8 Atomen in der herkömmlichen Einheitszelle. Innerhalb einer Einheitszelle hat jedes Atom nur einen nächsten Nachbarn (mit einem Abstand von 244 pm). Die übrigen sechs Nachbarn der Einheitszelle sind 27, 30 und 39 pm weiter entfernt und paarweise mit dem gleichen Abstand gruppiert. Viele stabile und metastabile Phasen werden in Abhängigkeit von Temperatur und Druck gefunden. ⓘ

Die Bindung zwischen den beiden nächstgelegenen Nachbarn ist kovalent; daher werden Ga₂-Dimere als die Grundbausteine des Kristalls angesehen. Dies erklärt den niedrigen Schmelzpunkt im Vergleich zu den benachbarten Elementen Aluminium und Indium. Diese Struktur ähnelt auffallend der des Jods und entsteht möglicherweise aufgrund von Wechselwirkungen zwischen den einzelnen 4p-Elektronen der Galliumatome, die weiter vom Kern entfernt sind als die 4s-Elektronen und dem [Ar]3d¹⁰-Kern. Dieses Phänomen tritt auch bei Quecksilber mit seiner "Pseudo-Noble-Gas"-Elektronenkonfiguration [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s² auf, die bei Raumtemperatur flüssig ist. Die 3d¹⁰-Elektronen schirmen die Außenelektronen nicht sehr gut vom Kern ab, so dass die erste Ionisierungsenergie von Gallium größer ist als die von Aluminium. Ga₂-Dimere bleiben im flüssigen Zustand nicht bestehen, und flüssiges Gallium weist eine komplexe, niedrig koordinierte Struktur auf, in der jedes Galliumatom von 10 anderen umgeben ist, anstatt von 11-12 Nachbarn, wie sie für die meisten flüssigen Metalle typisch sind. ⓘ

Die physikalischen Eigenschaften von Gallium sind stark anisotrop, d. h. sie weisen entlang der drei großen kristallographischen Achsen a, b und c unterschiedliche Werte auf (siehe Tabelle), was zu einem erheblichen Unterschied zwischen dem linearen (α) und dem thermischen Volumenexpansionskoeffizienten führt. Die Eigenschaften von Gallium sind stark temperaturabhängig, insbesondere in der Nähe des Schmelzpunkts. So steigt beispielsweise der Wärmeausdehnungskoeffizient beim Schmelzen um mehrere hundert Prozent an. ⓘ

Gallium ist im festen Zustand diamagnetisch, wird jedoch im flüssigen Zustand paramagnetisch (χ_m = 2,4 · 10⁻⁶ bei 40 °C) ⓘ

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

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

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

Modifikation	α-Ga	β-Ga	γ-Ga	δ-Ga	Gallium-II	Gallium-III	Gallium-IV ⓘ
Struktur
Kristallsystem	orthorhombisch	monoklin	orthorhombisch	trigonal	kubisch	tetragonal	kubisch
Koordinationszahl	1+6	8 (2+2+2+2)	3, 6–9	6–10	8	4+8	12
Raumgruppe	Cmce (Nr. 64)	C2/c (Nr. 15)	Cmcm (Nr. 63)	R3m (Nr. 166)	I43d (Nr. 220)	I4/mmm (Nr. 139)	Fm3m (Nr. 225)
Gitterparameter	a = 452,0 pm b = 766,3 pm c = 452,6 pm	a = 276,6 pm b = 805,3 pm c = 333,2 pm β = 92°	a = 1060 pm b = 1356 pm c = 519 pm	a = 907,8 pm c = 1702 pm	a = 459,51 pm	a = 280,13 pm c = 445,2 pm	a = 408 pm
Atome pro Elementarzelle	8	8	40	66	12	2	4

Flüssiges Gallium beginnt zu kristallisieren ⓘ

Isotope

Gallium hat 31 bekannte Isotope, deren Massenzahl zwischen 56 und 86 liegt. Nur zwei Isotope sind stabil und kommen natürlich vor: Gallium-69 und Gallium-71. Gallium-69 ist das häufigere Isotop: 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 das langlebigste ist (Halbwertszeit 3,261 Tage). Isotope, die leichter sind als Gallium-69, zerfallen in der Regel durch Beta-Plus-Zerfall (Positronenemission) oder Elektroneneinfang in Zinkisotope, die leichtesten (Massenzahl 56-59) zerfallen jedoch durch prompte Protonenemission. Isotope, die schwerer sind als Gallium-71, zerfallen durch Beta-Minus-Zerfall (Elektronenemission), möglicherweise mit verzögerter Neutronenemission, zu Isotopen von Germanium, während Gallium-70 sowohl durch Beta-Minus-Zerfall als auch durch Elektroneneinfang zerfallen kann. Gallium-67 ist unter den leichten Isotopen einzigartig, da es nur durch Elektroneneinfang zerfallen kann, da seine Zerfallsenergie nicht ausreicht, um Positronenemission zu ermöglichen. Gallium-67 und Gallium-68 (Halbwertszeit 67,7 Minuten) werden beide in der Nuklearmedizin verwendet. ⓘ

Chemische Eigenschaften

Gallium liegt hauptsächlich in der Oxidationsstufe +3 vor. Die Oxidationsstufe +1 ist ebenfalls in einigen Verbindungen zu finden, wenn auch seltener als bei den schwereren Galliumverwandten Indium und Thallium. Das sehr stabile GaCl₂ enthält beispielsweise sowohl Gallium(I) als auch Gallium(III) und kann als GaIGa^IIICl₄ formuliert werden; im Gegensatz dazu ist das Monochlorid oberhalb von 0 °C instabil und zerfällt in elementares Gallium und Gallium(III)chlorid. Verbindungen, die Ga-Ga-Bindungen enthalten, sind echte Gallium(II)-Verbindungen, wie z. B. GaS (das als Ga₂⁴⁺(S2-)₂ formuliert werden kann) und der Dioxan-Komplex Ga₂Cl₄(C₄H₈O₂)₂. ⓘ

Wässrige Chemie

Starke Säuren lösen Gallium auf und bilden Gallium(III)-Salze wie Ga(NO
₃)
₃ (Galliumnitrat). Wässrige Lösungen von Gallium(III)-Salzen enthalten das hydratisierte Gallium-Ion, [Ga(H
₂O)
₆]³⁺
. Gallium(III)-hydroxid, Ga(OH)
₃, kann aus Gallium(III)-Lösungen durch Zugabe von Ammoniak ausgefällt werden. Durch Dehydratisierung von Ga(OH)
₃ bei 100 °C bildet Galliumoxidhydroxid, GaO(OH). ⓘ

Alkalische Hydroxidlösungen lösen Gallium auf und bilden Gallatsalze (nicht zu verwechseln mit den gleichnamigen Salzen der Gallussäure), die das Anion Ga(OH)-
₄ Anion. Galliumhydroxid, das amphoter ist, löst sich auch in Alkali und bildet Gallatsalze. Obwohl frühere Arbeiten auf Ga(OH)3-
₆ als ein weiteres mögliches Gallatanion vorgeschlagen wurde, wurde es in späteren Arbeiten nicht mehr gefunden. ⓘ

Oxide und Chalkogenide

Gallium reagiert mit den Chalkogenen nur bei relativ hohen Temperaturen. Bei Raumtemperatur reagiert Galliummetall nicht mit Luft und Wasser, da es eine passive, schützende Oxidschicht bildet. Bei höheren Temperaturen reagiert es jedoch mit Luftsauerstoff und bildet Gallium(III)-oxid, Ga
₂O
₃. Die Reduktion von Ga
₂O
₃ mit elementarem Gallium im Vakuum bei 500 °C bis 700 °C ergibt das dunkelbraune Gallium(I)-oxid, Ga
₂O. Ga
₂O ist ein sehr starkes Reduktionsmittel, das in der Lage ist, H
₂SO
₄ zu H
₂S. Es disproportioniert bei 800 °C zurück zu Gallium und Ga
₂O
₃. ⓘ

Gallium(III)-sulfid, Ga
₂S
₃, hat 3 mögliche Kristallmodifikationen. Es kann durch die Reaktion von Gallium mit Schwefelwasserstoff (H
₂S) bei 950 °C hergestellt werden. Alternativ kann auch Ga(OH)
₃ bei 747 °C verwendet werden:

2 Ga(OH)
₃ + 3 H
₂S → Ga
₂S
₃ + 6 H
₂O ⓘ

Reaktion einer Mischung aus Alkalimetallcarbonaten und Ga
₂O
₃ mit H
₂S führt zur Bildung von Thiogallaten, die das [Ga
₂S
₄]²⁻
Anion enthalten. Starke Säuren zersetzen diese Salze unter Freisetzung von H
₂S in das Verfahren einbezogen werden. Das Quecksilbersalz, HgGa
₂S
₄, kann als Leuchtstoff verwendet werden. ⓘ

Gallium bildet auch Sulfide in niedrigeren Oxidationsstufen, z. B. Gallium(II)-sulfid und das grüne Gallium(I)-sulfid, das durch Erhitzen auf 1000 °C im Stickstoffstrom aus Gallium(II) hergestellt wird. ⓘ

Die anderen binären Chalkogenide, Ga
₂Se
₃ und Ga
₂Te
₃, haben die Zinkblende-Struktur. Sie sind alle Halbleiter, lassen sich aber leicht hydrolysieren und sind nur begrenzt verwendbar. ⓘ

Nitride und Pniktide

Wafer aus Galliumnitrid (links) und Galliumarsenid (rechts)

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

Gallium bildet ternäre Nitride, zum Beispiel:

Li
₃Ga + N
₂ → Li
₃GaN
_{2 ⓘ}

Ähnliche Verbindungen sind auch mit Phosphor und Arsen möglich: Li
₃GaP
₂ und Li
₃GaAs
₂. Diese Verbindungen lassen sich leicht durch verdünnte Säuren und Wasser hydrolysieren. ⓘ

Halogenide

Gallium(III)-oxid reagiert mit Fluorierungsmitteln wie HF oder F
₂ unter Bildung von Gallium(III)-fluorid, GaF
₃. Es ist eine stark wasserunlösliche ionische Verbindung. Es löst sich jedoch in Flusssäure, in der es ein Addukt mit Wasser bildet, GaF
₃-3H
₂O. Versucht man, dieses Addukt zu dehydratisieren, entsteht GaF
₂OH-nH
₂O. Das Addukt reagiert mit Ammoniak und bildet GaF
₃-3NH
₃, das dann erhitzt werden kann, um wasserfreies GaF zu bilden.
₃. ⓘ

Galliumtrichlorid wird durch die Reaktion von Galliummetall mit Chlorgas gebildet. Im Gegensatz zum Trifluorid liegt Gallium(III)-chlorid in Form dimerer Moleküle vor, Ga
₂Cl
₆, mit einem Schmelzpunkt von 78 °C. Äquivalente Verbindungen werden mit Brom und Jod gebildet, Ga
₂Br
₆ und Ga
₂I
₆. ⓘ

Wie die anderen Trihalogenide der Gruppe 13 sind Gallium(III)-halogenide Lewis-Säuren, die als Halogenidakzeptoren mit Alkalimetallhalogeniden reagieren und Salze bilden, die GaX-
₄-Anionen, wobei X ein Halogen ist. Sie reagieren auch mit Alkylhalogeniden unter Bildung von Carbokationen und GaX-
₄. ⓘ

Beim Erhitzen auf eine hohe Temperatur reagieren Gallium(III)-Halogenide mit elementarem Gallium und bilden die entsprechenden Gallium(I)-Halogenide. Zum Beispiel reagiert GaCl
₃ mit Ga unter Bildung von GaCl:

2 Ga + GaCl
₃ ⇌ 3 GaCl (g) ⓘ

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

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

GaCl + AlCl
₃ → Ga⁺
[AlCl
₄]⁻ ⓘ

Die so genannten "Gallium(II)-Halogenide", GaX
₂, sind eigentlich Addukte von Gallium(I)-Halogeniden mit den entsprechenden Gallium(III)-Halogeniden und haben die Struktur Ga⁺
[GaX
₄]⁻
. Zum Beispiel:

GaCl + GaCl
₃ → Ga⁺
[GaCl
₄]⁻ ⓘ

Hydride

Wie Aluminium bildet auch Gallium ein Hydrid, GaH
₃, bekannt als Gallan, das durch Reaktion von Lithiumgallanat (LiGaH
₄) mit Gallium(III)-chlorid bei -30 °C:

3 LiGaH
₄ + GaCl
₃ → 3 LiCl + 4 GaH
_{3 ⓘ}

In Gegenwart von Dimethylether als Lösungsmittel polymerisiert GaH
₃ polymerisiert zu (GaH
₃)
n. Wird kein Lösungsmittel verwendet, entsteht das Dimer Ga
₂H
Es bildet sich ₆ (Digallan) als Gas. Seine Struktur ähnelt der des Diborans mit zwei Wasserstoffatomen, die die beiden Galliumzentren überbrücken, im Gegensatz zu α-AlH
₃, bei dem das Aluminium eine Koordinationszahl von 6 hat. ⓘ

Gallan ist oberhalb von -10 °C instabil und zerfällt zu elementarem Gallium und Wasserstoff. ⓘ

Organogallium-Verbindungen

Organogalliumverbindungen sind ähnlich reaktiv wie Organoindiumverbindungen, weniger reaktiv als Organoaluminiumverbindungen, aber reaktiver als Organothalliumverbindungen. Alkylgalliumverbindungen sind monomer. Die Lewis-Azidität nimmt in der Reihenfolge Al > Ga > In ab, so dass Organogalliumverbindungen keine verbrückten Dimere bilden wie Organoaluminiumverbindungen. Organogalliumverbindungen sind auch weniger reaktiv als Organoaluminiumverbindungen. Sie bilden jedoch stabile Peroxide. Diese Alkylgalliumverbindungen sind bei Raumtemperatur flüssig, haben einen niedrigen Schmelzpunkt und sind recht mobil und brennbar. Triphenylgallium ist in Lösung monomer, seine Kristalle bilden jedoch aufgrund schwacher intermolekularer Ga---C-Wechselwirkungen Kettenstrukturen. ⓘ

Galliumtrichlorid ist ein gängiges Ausgangsreagenz für die Bildung von Organogalliumverbindungen, z. B. bei Carbogallierungsreaktionen. Galliumtrichlorid reagiert mit Lithiumcyclopentadienid in Diethylether unter Bildung des trigonalplanaren Galliumcyclopentadienylkomplexes GaCp₃. Gallium(I) bildet Komplexe mit Aren-Liganden wie Hexamethylbenzol. Da dieser Ligand recht sperrig ist, ist die Struktur von [Ga(η⁶-C₆Me₆)]⁺ die eines halben Sandwiches. Bei weniger sperrigen Liganden wie Mesitylen können zwei Liganden in einer gebogenen Sandwich-Struktur an das zentrale Galliumatom gebunden werden. Benzol ist noch weniger sperrig und ermöglicht die Bildung von Dimeren: ein Beispiel ist [Ga(η⁶-C₆H₆)₂] [GaCl₄]-3C₆H₆. ⓘ

Geschichte

Kleine Galliumtröpfchen, die miteinander verschmelzen ⓘ

1871 wurde die Existenz von Gallium erstmals vom russischen Chemiker Dmitri Mendelejew vorhergesagt, der es aufgrund seiner Position im Periodensystem "Eka-Aluminium" nannte. Er sagte auch mehrere Eigenschaften des Eka-Aluminiums voraus, die den realen Eigenschaften von Gallium sehr nahe kommen, z. B. seine Dichte, seinen Schmelzpunkt, seinen Oxidcharakter und seine Bindung in Chlorid. ⓘ

Vergleich zwischen den Vorhersagen von Mendelejew aus dem Jahr 1871 und den bekannten Eigenschaften von Gallium
Eigenschaft	Mendelejews Vorhersagen	Tatsächliche Eigenschaften
Atommasse	~68	69.723
Dichte	5,9 g/cm³	5.904 g/cm³
Schmelzpunkt	Niedrig	29.767 °C
Formel des Oxids	M₂O₃	Ga₂O₃
Dichte des Oxids	5,5 g/cm³	5,88 g/cm³
Art des Hydroxids	amphoter	amphoter

ⓘ

Mendelejew sagte ferner voraus, dass Eka-Aluminium mit Hilfe des Spektroskops entdeckt werden würde und dass sich metallisches Eka-Aluminium sowohl in Säuren als auch in Laugen langsam auflösen und nicht mit Luft reagieren würde. Er sagte auch voraus, dass sich M₂O₃ in Säuren auflöst und MX₃-Salze bildet, dass Eka-Aluminiumsalze basische Salze bilden, dass Eka-Aluminiumsulfat Alaune bildet und dass wasserfreies MCl₃ flüchtiger ist als ZnCl₂: Alle diese Vorhersagen haben sich bewahrheitet. ⓘ

Der französische Chemiker Paul Emile Lecoq de Boisbaudran entdeckte Gallium 1875 mit Hilfe der Spektroskopie anhand seines charakteristischen Spektrums (zwei violette Linien) in einer Probe von Sphalerit. Später im selben Jahr gewann Lecoq das freie Metall durch Elektrolyse des Hydroxids in Kalilauge. ⓘ

Er nannte das Element "Gallia", von lateinisch Gallia für Gallien, nach seinem Heimatland Frankreich. Später wurde behauptet, dass er in einem mehrsprachigen Wortspiel, wie es im 19. Jahrhundert bei Wissenschaftlern beliebt war, auch Gallium nach sich selbst benannt hatte: "Le coq" ist französisch für "der Hahn" und das lateinische Wort für "Hahn" ist "gallus". In einem Artikel von 1877 dementierte Lecoq diese Vermutung. ⓘ

Ursprünglich hatte de Boisbaudran die Dichte von Gallium mit 4,7 g/cm³ bestimmt, die einzige Eigenschaft, die nicht mit Mendelejews Vorhersagen übereinstimmte; Mendelejew schrieb ihm daraufhin und schlug vor, die Dichte erneut zu messen, woraufhin de Boisbaudran den korrekten Wert von 5,9 g/cm³ erhielt, den Mendelejew exakt vorhergesagt hatte. ⓘ

Seit seiner Entdeckung im Jahr 1875 bis zur Ära der Halbleiter wurde Gallium vor allem in der Hochtemperatur-Thermometrie und in Metalllegierungen mit ungewöhnlichen Stabilitäts- oder Schmelzeigenschaften (einige davon sind bei Raumtemperatur flüssig) verwendet. ⓘ

Die Entwicklung von Galliumarsenid als Halbleiter mit direkter Bandlücke in den 1960er Jahren läutete die wichtigste Phase in der Anwendung von Gallium ein. Im Jahr 1978 verwendete die Elektronikindustrie Gallium zur Herstellung von Leuchtdioden, Photovoltaik und Halbleitern, während die Metallindustrie es zur Senkung des Schmelzpunkts von Legierungen einsetzte. ⓘ

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

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

Vorkommen

Gallium kommt in der Erdkruste nicht als freies Element vor, und die wenigen Mineralien mit hohem Gehalt, wie z. B. Gallit (CuGaS₂), sind zu selten, um als Primärquelle zu dienen. Die Häufigkeit in der Erdkruste beträgt etwa 16,9 ppm. Dies ist vergleichbar mit den Häufigkeiten von Blei, Kobalt und Niob in der Erdkruste. Im Gegensatz zu diesen Elementen bildet Gallium jedoch keine eigenen Erzlagerstätten mit Konzentrationen von > 0,1 Gew.-% im Erz. Vielmehr kommt es in Spurenkonzentrationen ähnlich dem Krustenwert in Zinkerzen und in etwas höheren Werten (~ 50 ppm) in Aluminiumerzen vor, aus denen es jeweils als Nebenprodukt gewonnen wird. Das Fehlen unabhängiger Vorkommen ist auf das geochemische Verhalten von Gallium zurückzuführen, das bei den Prozessen, die für die Bildung der meisten Erzlagerstätten relevant sind, keine starke Anreicherung aufweist. ⓘ

Der United States Geological Survey (USGS) schätzt, dass mehr als 1 Million Tonnen Gallium in den bekannten Reserven von Bauxit und Zinkerzen enthalten sind. Einige Kohlenstaubpartikel enthalten geringe Mengen Gallium, in der Regel weniger als 1 Gewichtsprozent. Diese Mengen können jedoch nicht ohne Abbau der Wirtsmaterialien gewonnen werden (siehe unten). Die Verfügbarkeit von Gallium hängt also im Wesentlichen von der Geschwindigkeit ab, mit der Bauxit und Zinkerze (und Kohle) abgebaut werden. ⓘ

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

Gewinnung und Darstellung

Kristalle aus 99,999 % Gallium ⓘ

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

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

Mit Hilfe spezieller Hydroxychinoline als Chelatliganden ist es möglich, Gallium aus der Natronlauge mit Kerosin zu extrahieren und so vom Aluminium zu trennen. Weitere Elemente, die dabei ebenfalls extrahiert werden, können mit verdünnten Säuren abgetrennt werden. Anschließend wird die verbliebene Galliumverbindung in konzentrierter Salz- oder Schwefelsäure gelöst und elektrolytisch zum Metall reduziert. Im Labormaßstab lässt sich Gallium durch Elektrolyse einer Lösung von Galliumhydroxid in Natronlauge an Platin- oder Wolfram-Elektroden darstellen. ⓘ

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

Die Menge an produziertem Gallium ist gering, aber aufgrund der zunehmenden Verwendung in der Halbleiterindustrie stark steigend. 2008 betrug die Weltprimärproduktion 95 Tonnen, im Jahr 2021 schon geschätzt 430 Tonnen, davon 225 t hochreines Gallium. Hauptproduktionsland von primärem Gallium mit fast 97 % Weltmarktanteil im Jahr 2020 war China. Da es nach 2012 zu einem Überschuss an Gallium und damit Preisverfall kam, stellten damals viele Länder die Primärproduktion von Gallium ein. Kasachstan z. B. 2013, Ungarn 2015, Deutschland 2016, Großbritannien 2018 und die Ukraine 2019. Wegen steigender Preise 2020 und 2021 kündigte Deutschland eine Wiederaufnahme der Primärproduktion von Gallium für Ende 2021 an. Eine weitere wichtige Quelle ist das Wiederaufbereiten von galliumhaltigen Abfällen, daraus wurden 2008 weitere 135 Tonnen Gallium gewonnen. Galliumrecycling findet in den Vereinigten Staaten, Japan, der Slowakei, Deutschland, China und Kanada statt. Die weltweiten Reserven an Gallium sind unbekannt, durchschnittlich enthalten jedoch Bauxit und manche Zinkerze ca. 50 ppm Gallium. Somit ergibt sich aus den weltweit bekannten Bauxitreserven eine rechnerische Menge von ca. 1 Mio. Tonnen Gallium, wovon aber nur 10 % als gewinnbar gelten. ⓘ

Land	2019	2020 ⓘ
	(Primärproduktion in Tonnen)
Volksrepublik China	338	317
Japan	3	3
Russland	8	5
Südkorea	2	2
Gesamt (gerundet)	351	327

99,9999% (6N) Gallium in einer Vakuumampulle versiegelt ⓘ

Gallium wird ausschließlich als Nebenprodukt bei der Verarbeitung von Erzen anderer Metalle gewonnen. Sein wichtigstes Ausgangsmaterial ist Bauxit, das Haupterz des Aluminiums, aber geringe Mengen werden auch aus sulfidischen Zinkerzen gewonnen (Sphalerit ist das wichtigste Wirtsmineral). In der Vergangenheit waren auch bestimmte Kohlen eine wichtige Quelle. ⓘ

Bauxit-Mine in Jamaika (1984) ⓘ

Da Gallium als Nebenprodukt anfällt, ist die Produktion von Gallium durch die Menge an Bauxit, sulfidischen Zinkerzen (und Kohle) begrenzt, die pro Jahr gefördert wird. Daher muss die Verfügbarkeit von Gallium im Hinblick auf das Angebotspotenzial erörtert werden. Das Angebotspotenzial eines Nebenprodukts ist definiert als die Menge, die unter den derzeitigen Marktbedingungen (d. h. Technologie und Preis) pro Jahr wirtschaftlich aus dem Ausgangsmaterial gewonnen werden kann. Reserven und Ressourcen sind für Nebenprodukte nicht relevant, da sie nicht unabhängig von den Hauptprodukten abgebaut werden können. Jüngsten Schätzungen zufolge beläuft sich das Angebotspotenzial von Gallium auf mindestens 2.100 t/Jahr aus Bauxit, 85 t/Jahr aus sulfidischen Zinkerzen und möglicherweise 590 t/Jahr aus Kohle. Diese Zahlen liegen deutlich über der derzeitigen Produktion (375 t im Jahr 2016). Künftig ist also eine erhebliche Steigerung der Produktion von Gallium als Nebenprodukt möglich, ohne dass die Produktionskosten oder der Preis wesentlich steigen. Der Durchschnittspreis für minderwertiges Gallium lag 2016 bei 120 US-Dollar pro Kilogramm und 2017 bei 135 bis 140 US-Dollar pro Kilogramm. ⓘ

Anwendungen

Die kommerzielle Nachfrage nach Gallium wird von Halbleiteranwendungen dominiert, die 98 % der Gesamtnachfrage ausmachen. Die nächste wichtige Anwendung sind Gadolinium-Gallium-Granate. ⓘ

Halbleiter

Blaue LEDs auf Galliumbasis ⓘ

Gallium mit extrem hohem Reinheitsgrad (>99,9999 %) ist für die Halbleiterindustrie kommerziell verfügbar. Galliumarsenid (GaAs) und Galliumnitrid (GaN), die in elektronischen Bauteilen verwendet werden, machten 2007 etwa 98 % des Galliumverbrauchs in den Vereinigten Staaten aus. Etwa 66 % des Halbleitergalliums wird in den USA in integrierten Schaltkreisen (hauptsächlich Galliumarsenid) verwendet, z. B. für die Herstellung von Ultrahochgeschwindigkeits-Logikchips und MESFETs für rauscharme Mikrowellenvorverstärker in Mobiltelefonen. Etwa 20 % des Galliums werden in der Optoelektronik verwendet. ⓘ

Weltweit macht Galliumarsenid 95 % des jährlichen Galliumverbrauchs aus. Er belief sich 2016 auf 7,5 Milliarden US-Dollar, wobei 53 % auf Mobiltelefone, 27 % auf drahtlose Kommunikation und der Rest auf Automobil-, Verbraucher-, Glasfaser- und Militäranwendungen entfielen. Der jüngste Anstieg des GaAs-Verbrauchs ist vor allem auf das Aufkommen von 3G- und 4G-Smartphones zurückzuführen, die zehnmal mehr GaAs verbrauchen als ältere Modelle. ⓘ

Galliumarsenid und Galliumnitrid sind auch in einer Reihe von optoelektronischen Geräten zu finden, die 2015 einen Marktanteil von 15,3 Mrd. USD und 2016 von 18,5 Mrd. USD hatten. Aluminiumgalliumarsenid (AlGaAs) wird in Hochleistungs-Infrarot-Laserdioden verwendet. Die Halbleiter Galliumnitrid und Indiumgalliumnitrid werden in blauen und violetten optoelektronischen Geräten verwendet, vor allem in Laserdioden und Leuchtdioden. Galliumnitrid-Diodenlaser mit einer Wellenlänge von 405 nm werden beispielsweise als violette Lichtquelle für Blu-ray-Disc-Laufwerke mit höherer Datendichte verwendet. ⓘ

Andere wichtige Anwendungen von Galliumnitrid sind Kabelfernsehübertragungen, kommerzielle drahtlose Infrastrukturen, Leistungselektronik und Satelliten. Allein der Markt für GaN-Hochfrequenzgeräte wurde 2016 auf 370 Millionen Dollar und 2016 auf 420 Millionen Dollar geschätzt. ⓘ

Photovoltaikzellen mit Mehrfachübergängen, die für die Stromversorgung von Satelliten entwickelt wurden, werden durch Molekularstrahlepitaxie oder metallorganische Gasphasenepitaxie aus dünnen Schichten von Galliumarsenid, Indiumgalliumphosphid oder Indiumgalliumarsenid hergestellt. Die Mars Exploration Rover und mehrere Satelliten verwenden Galliumarsenid-Germanium-Zellen mit Dreifachübergang. Gallium ist auch Bestandteil von photovoltaischen Verbindungen (wie Kupfer-Indium-Gallium-Selen-Sulfid Cu(In,Ga)(Se,S)₂), die in Solarzellen als kostengünstige Alternative zu kristallinem Silizium verwendet werden. ⓘ

Galinstan und andere Legierungen

Galinstan benetzt leicht ein Stück gewöhnliches Glas ⓘ

Aufgrund ihres niedrigen Schmelzpunkts können Gallium und seine Legierungen durch 3D-Druck und additive Fertigung in verschiedene 3D-Formen gebracht werden. ⓘ

Gallium lässt sich leicht mit den meisten Metallen legieren und wird als Bestandteil niedrig schmelzender Legierungen verwendet. Die nahezu eutektische Legierung aus Gallium, Indium und Zinn ist eine Flüssigkeit mit Raumtemperatur, die in medizinischen Thermometern verwendet wird. Diese Legierung mit dem Handelsnamen Galinstan (wobei sich das "-stan" auf das Zinn, lateinisch stannum, bezieht) hat einen niedrigen Gefrierpunkt von -19 °C (-2,2 °F). Es wurde vorgeschlagen, dass diese Legierungsfamilie auch zur Kühlung von Computerchips anstelle von Wasser verwendet werden könnte, und wird häufig als Ersatz für Wärmeleitpaste in Hochleistungscomputern eingesetzt. Galliumlegierungen wurden als Ersatz für Quecksilberzahnamalgam geprüft, aber diese Materialien haben sich noch nicht durchgesetzt. ⓘ

Da Gallium Glas oder Porzellan benetzt, kann es zur Herstellung von brillanten Spiegeln verwendet werden. Wenn die Benetzungswirkung von Galliumlegierungen nicht erwünscht ist (wie bei Galinstan-Glasthermometern), muss das Glas mit einer transparenten Schicht aus Gallium(III)-oxid geschützt werden. ⓘ

Das in Kernwaffengruben verwendete Plutonium wird durch Legierung mit Gallium in der δ-Phase stabilisiert und bearbeitbar gemacht. ⓘ

Biomedizinische Anwendungen

Obwohl Gallium keine natürliche Funktion in der Biologie hat, interagieren Galliumionen mit Prozessen im Körper auf eine ähnliche Weise wie Eisen(III). Da zu diesen Prozessen auch Entzündungen gehören, die ein Marker für viele Krankheiten sind, werden mehrere Galliumsalze als Arzneimittel und Radiopharmazeutika in der Medizin eingesetzt (oder befinden sich in der Entwicklung). Das Interesse an den krebsbekämpfenden Eigenschaften von Gallium wurde geweckt, als man entdeckte, dass ⁶⁷Ga(III)-Zitrat, das in Tiere mit Tumoren injiziert wurde, an den Tumorherden lokalisiert wurde. Klinische Versuche haben gezeigt, dass Galliumnitrat eine antineoplastische Wirkung gegen Non-Hodgkin-Lymphome und Urothelkarzinome hat. Eine neue Generation von Gallium-Ligand-Komplexen wie Tris(8-chinolinolato)gallium(III) (KP46) und Galliummaltolat ist auf den Markt gekommen. Galliumnitrat (Markenname Ganite) wurde als intravenöses Arzneimittel zur Behandlung von Hyperkalzämie im Zusammenhang mit Tumormetastasen in den Knochen eingesetzt. Es wird angenommen, dass Gallium die Osteoklastenfunktion beeinträchtigt, und die Therapie kann wirksam sein, wenn andere Behandlungen versagt haben. Galliummaltolat, eine orale, gut resorbierbare Form von Gallium(III)-Ionen, ist ein Proliferationshemmer für pathologisch wuchernde Zellen, insbesondere Krebszellen und einige Bakterien, die es anstelle von Eisen(III)-Eisen (Fe³⁺) aufnehmen. Forscher führen klinische und präklinische Versuche mit dieser Verbindung als potenzielle Behandlung für eine Reihe von Krebsarten, Infektions- und Entzündungskrankheiten durch. ⓘ

Wenn Galliumionen fälschlicherweise anstelle von Eisen(III) von Bakterien wie Pseudomonas aufgenommen werden, stören die Ionen die Atmung, und die Bakterien sterben. Dies geschieht, weil Eisen redox-aktiv ist und die Übertragung von Elektronen während der Atmung ermöglicht, während Gallium redox-inaktiv ist. ⓘ

Eine komplexe Amin-Phenol-Ga(III)-Verbindung MR045 ist selektiv giftig für Parasiten, die gegen Chloroquin, ein gängiges Medikament gegen Malaria, resistent sind. Sowohl der Ga(III)-Komplex als auch Chloroquin wirken, indem sie die Kristallisation von Hämozoin hemmen, einem Abfallprodukt, das bei der Verdauung von Blut durch die Parasiten entsteht. ⓘ

Radiogallium-Salze

Gallium-67-Salze wie Galliumcitrat und Galliumnitrat werden als Radiopharmazeutika in der nuklearmedizinischen Bildgebung, dem so genannten Gallium-Scan, verwendet. Es wird das radioaktive Isotop ⁶⁷Ga verwendet, wobei die Verbindung oder das Salz des Galliums keine Rolle spielt. Der Körper geht mit Ga³⁺ in vielerlei Hinsicht so um, als wäre es Fe³⁺, und das Ion wird in Bereichen mit Entzündungen, z. B. bei Infektionen, und in Bereichen mit schneller Zellteilung gebunden (und konzentriert). Dadurch können solche Bereiche mit Hilfe von Nuklear-Scan-Techniken abgebildet werden. ⓘ

Gallium-68, ein Positronenstrahler mit einer Halbwertszeit von 68 Minuten, wird heute als diagnostisches Radionuklid in der PET-CT eingesetzt, wenn es mit pharmazeutischen Präparaten wie DOTATOC, einem Somatostatin-Analogon, das zur Untersuchung neuroendokriner Tumoren verwendet wird, und DOTA-TATE, einem neueren Präparat, das bei neuroendokrinen Metastasen und neuroendokrinem Lungenkrebs, wie bestimmten Arten von Mikrozytomen, eingesetzt wird, verbunden ist. Die Herstellung von Gallium-68 als Arzneimittel erfolgt auf chemischem Wege, wobei das Radionuklid durch Elution aus Germanium-68, einem synthetischen Radioisotop des Germaniums, in Gallium-68-Generatoren gewonnen wird. ⓘ

Andere Verwendungen

Nachweis von Neutrinos: Gallium wird für den Neutrinonachweis verwendet. Die wahrscheinlich größte Menge reinen Galliums, die jemals an einem einzigen Ort gesammelt wurde, ist das Gallium-Germanium-Neutrino-Teleskop, das vom SAGE-Experiment am Baksan-Neutrino-Observatorium in Russland verwendet wird. Dieser Detektor enthält 55-57 Tonnen (~9 Kubikmeter) flüssiges Gallium. Ein weiteres Experiment war der GALLEX-Neutrino-Detektor, der in den frühen 1990er Jahren in einem italienischen Bergtunnel betrieben wurde. Der Detektor enthielt 12,2 Tonnen gewässertes Gallium-71. Solare Neutrinos verwandelten einige Atome von ⁷¹Ga in radioaktives ⁷¹Ge, das nachgewiesen werden konnte. Dieses Experiment zeigte, dass der solare Neutrinostrom 40 % geringer ist als in der Theorie vorhergesagt. Dieses Defizit konnte nicht erklärt werden, bis bessere solare Neutrinodetektoren und Theorien entwickelt wurden (siehe SNO). ⓘ

Ionenquelle: Gallium wird auch als Flüssigmetall-Ionenquelle für einen fokussierten Ionenstrahl verwendet. Mit einem fokussierten Gallium-Ionenstrahl wurde zum Beispiel das kleinste Buch der Welt, Teeny Ted from Turnip Town, hergestellt. ⓘ

Schmiermittel: Gallium dient als Zusatzstoff in Gleitwachs für Skier und anderen reibungsarmen Oberflächenmaterialien. ⓘ

Flexible Elektronik: Materialwissenschaftler spekulieren, dass sich Gallium aufgrund seiner Eigenschaften für die Entwicklung von flexiblen und tragbaren Geräten eignen könnte. ⓘ

Wasserstofferzeugung: Gallium unterbricht die schützende Oxidschicht auf Aluminium, so dass Wasser mit dem Aluminium in AlGa reagieren kann, um Wasserstoffgas zu erzeugen. ⓘ

Humor: Ein bekannter Scherz unter Chemikern besteht darin, Galliumlöffel zu basteln und damit ahnungslosen Gästen Tee zu servieren, da Gallium seinem leichteren Homologen Aluminium ähnlich sieht. Die Löffel schmelzen dann im heißen Tee. ⓘ

Gallium im Ozean

Dank der Fortschritte bei der Untersuchung von Spurenelementen konnten Wissenschaftler Spuren von gelöstem Gallium im Atlantik und im Pazifik entdecken. In den letzten Jahren wurden in der Beaufortsee Konzentrationen von gelöstem Gallium festgestellt. Diese Berichte spiegeln die möglichen Profile in den Gewässern des Pazifiks und des Atlantiks wider. Für den Pazifik liegen die typischen Konzentrationen von gelöstem Gallium zwischen 4-6 pmol/kg in Tiefen von <~150 m. Im Vergleich dazu betragen sie für atlantische Gewässer 25-28 pmol/kg in Tiefen von >~350 m. ⓘ

Gallium ist vor allem durch äolischen Eintrag in unsere Ozeane gelangt, aber die Anwesenheit von Gallium in unseren Ozeanen kann genutzt werden, um die Aluminiumverteilung in den Ozeanen zu bestimmen. Der Grund dafür ist, dass Gallium geochemisch ähnlich wie Aluminium ist, nur weniger reaktiv. Außerdem hat Gallium eine etwas längere Verweilzeit im Oberflächenwasser als Aluminium. Gallium hat ein ähnliches Löslichkeitsprofil wie Aluminium, daher kann es als Tracer für Aluminium verwendet werden. Gallium kann auch als Tracer für den äolischen Eintrag von Eisen verwendet werden. Gallium wird im nordwestlichen Pazifik sowie im südlichen und mittleren Atlantik als Indikator für Eisen verwendet. Im nordwestlichen Pazifik beispielsweise deuten niedrige Galliumwerte im Oberflächenwasser der subpolaren Region auf einen geringen Staubeintrag hin, was wiederum das folgende nährstoffreiche und chlorophyllarme Umweltverhalten erklären kann. ⓘ

Vorsichtsmaßnahmen

Metallisches Gallium ist nicht giftig. Die Exposition gegenüber Galliumhalogenidkomplexen kann jedoch zu akuter Toxizität führen. Das Ga³⁺-Ion der löslichen Galliumsalze neigt dazu, das unlösliche Hydroxid zu bilden, wenn es in hohen Dosen injiziert wird; 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 Ausscheidung von Gallium erfolgt in zwei Phasen: Die erste Phase hat eine biologische Halbwertszeit von 1 Stunde, während die zweite Phase eine biologische Halbwertszeit von 25 Stunden hat. ⓘ

Isotope

Es sind insgesamt 31 Galliumisotope zwischen ⁵⁶Ga und ⁸⁷Ga und weitere elf Kernisomere bekannt. Von diesen sind zwei, ⁶⁹Ga und ⁷¹Ga stabil und kommen auch in der Natur vor. In der natürlichen Isotopenzusammensetzung überwiegt ⁶⁹Ga mit 60,12 %, 39,88 % sind ⁷¹Ga. Von den instabilen Isotopen besitzt ⁶⁷Ga mit 3,26 Tagen die längste Halbwertszeit, die übrigen Halbwertszeiten reichen von Sekunden bis maximal 14,1 Stunden bei ⁷²Ga. ⓘ

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

→ Liste der Gallium-Isotope ⓘ

Nachweis

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

Quantitative Nachweise können über komplexometrische Titrationen, beispielsweise mit Ethylendiamintetraessigsäure oder über die Atomabsorptionsspektrometrie, erfolgen. ⓘ

Toxikologie und biologische Bedeutung

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

Halogenide

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

Weitere Verbindungen

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

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

Einen Überblick über Galliumverbindungen gibt die :Kategorie:Galliumverbindung. ⓘ

Gefahren
GHS-Kennzeichnung:
Piktogramme
Signalwort	Gefahr
Gefahrenhinweise	H290, H318
Sicherheitshinweise	P280, P305, P310, P338, P351
NFPA 704 (Feuerdiamant)	1 0 0