Ķīmija

Gallijs Nr.31

Gallija apakšgrupa. Katra šīs apakšgrupas pārstāvja saturs zemes garozā gar gallija (4-10-4%) - indija (2-10-6) - tallija (8-10-7) sēriju samazinās. Visi trīs "elementi ir ārkārtīgi izkliedēti, un tiem nav raksturīgi atrasties noteiktu minerālu veidā. Gluži pretēji, to savienojumu nelieli piemaisījumi satur daudzu metālu rūdas. Ga, In un Ti tiek iegūti no atkritumiem laikā šādu rūdu pārstrādi.
Brīvā stāvoklī gallijs, indijs un tallijs ir sudrabaini balti metāli. To svarīgākās konstantes ir salīdzinātas zemāk:
Ga In Tl

Gallija fizikālās īpašības

Blīvums, g/cjH3 5,9 7,3 11,9
Kušanas temperatūra, °C. . . 30 157 304
Vārīšanās temperatūra, °C... 2200 2020 1475
Elektrovadītspēja (Hg = 1). . 2 11 6

Pēc cietības gallijs tuvu priekšgalam, In un Ti - vēl mīkstāk 6-13.
Sausā gaisā gallijs un indijs nemainās, un tallijs ir pārklāts ar pelēku oksīda plēvi. Sildot, visi trīs elementi enerģētiski savienojas ar skābekli un sēru. Parastā temperatūrā tie mijiedarbojas ar hloru un bromu, bet ar jodu tikai karsējot. Atrodas sprieguma virknē ap dzelzi, Ga, In un Ti šķīst skābēs.14’ 15
Parastā gallija un indija valence ir trīs. Tallijs dod atvasinājumus, kuros tas ir trīs un vienvērtīgs. 18
Gallija oksīdi un tā analogi - baltais Ga 2 O 3, dzeltenais In203 un brūnais T1203 - nešķīst ūdenī - attiecīgie hidroksīdi E (OH) 3 (kurus var iegūt no sāļiem) ir želejveida nogulsnes, praktiski nešķīst ūdenī, bet šķīst skābēs. Baltais Ga un In hidroksīdi šķīst arī stipru sārmu šķīdumos, veidojot gallātus un indātus, kas līdzīgi aluminātiem. Tāpēc tiem ir amfotērs raksturs, un skābes īpašības ir mazāk izteiktas 1n(OH) 3 un izteiktākas Ga(OH) 3 nekā Al(OH) 3. Tādējādi, papildus stiprajiem sārmiem, Ga(OH) 3 šķīst stipros NH 4 OH šķīdumos. Gluži pretēji, sarkanbrūns Ti(OH) 3 nešķīst sārmos.
Ga" un In" joni ir bezkrāsaini, Ti" jonam ir dzeltenīga krāsa. Lielākajai daļai no tām iegūto skābju sāļi labi šķīst ūdenī, bet ir ļoti hidrolizēti; No vājo skābju šķīstošajiem sāļiem daudzi tiek gandrīz pilnībā hidrolizēti. Ja tiem nav raksturīgi zemākas valences Ga un In atvasinājumi, tad tallijam raksturīgākie ir tie savienojumi, kuros tas ir monovalents. Tāpēc T13+ sāļiem ir manāmi izteiktas oksidējošās īpašības.

Tallija oksīds (T120) veidojas elementu mijiedarbības rezultātā augstā temperatūrā. Tas ir melns higroskopisks pulveris. Ar ūdeni tallija oksīds veido dzelteno slāpekļa hidrātu (T10H), kas, karsējot, viegli atdala ūdeni un atgriežas T120.
Tallija oksīda hidrāts labi šķīst ūdenī un ir spēcīga bāze. Tā veidotie sāļi pārsvarā ir bezkrāsaini un
kristalizēties bez ūdens. Hlorīds, bromīds un jodīds gandrīz nešķīst, bet daži citi sāļi šķīst ūdenī. Patvaļīgs TiOH un vājas skābes hidrolīzes dēļ šķīdumā rada sārmainu reakciju. Spēcīgu oksidētāju (piemēram, hlora ūdens) ietekmē vienvērtīgais tallijs tiek oksidēts par trīsvērtīgo talliju.57-66
Elementu un to savienojumu ķīmisko īpašību ziņā gallija apakšgrupa daudzējādā ziņā ir līdzīga germānija apakšgrupai, tāpēc Ge un Ga lielāka valence ir stabilāka, Pb un T1 - zemāka hidroksīdu ķīmiskā īpašība. ir sērijā Ge-Sn-Pb un Ga-In-Ti mainās vienādi.Dažkārt parādās smalkākas līdzības, piemēram, gan Pb, gan Ti halogenīdu (Cl, Br, I) sāļu zemā šķīdība. Tomēr pastāv arī būtiskas atšķirības starp abu apakšgrupu elementiem (daļēji to atšķirīgās valences dēļ): Ga hidroksīdu un to analogu skābums ir daudz mazāk izteikts nekā atbilstošo germānija apakšgrupas elementu skābums; atšķirībā no PbF 2, tallija fluorīds ir labi šķīstošs utt.

Gallija piedevas

1. Visi trīs aplūkojamās apakšgrupas pārstāvji tika atklāti, izmantojot spektroskopu: 1 tallijs - 1861. gadā, indijs - 1863. gadā un gallijs - 1875. gadā. Pēdējo no šiem elementiem paredzēja un aprakstīja D. I. Mendeļejevs 4 gadus pirms tā atklāšanas (VI §. 1). Dabiskais gallijs sastāv no izotopiem ar masas skaitļiem 69 (60,2%) un 71 (39,8); indijs-113 (4,3) un 115 (95,7); tallijs - 203 (29,5) un 205 (70,5%).
2. Pamatstāvoklī gallija apakšgrupas elementu atomiem ir ārējo elektronu apvalku struktūra 4s2 34p (Ga), 5s25p (In), 6s26p (Tl) un tie ir monovalenti, i Trīsvērtīgo stāvokļu ierosināšanai ir nepieciešamas izmaksas 108 (Ga) , 100 (In) vai 129, (Ti ) kcal/g-atom. Secīgās jonizācijas enerģijas ir 6,00; 20.51; 30,70 par Ga; 5,785; 18,86; 28.03 par In: 6.106; 20.42; 29,8 eV T1. Tiek lēsts, ka tallija atoma elektronu afinitāte ir 12 kcal/g-atom.
3. Retais minerāls gallīts (CuGaS 2) ir pazīstams ar galliju. Šī elementa pēdas pastāvīgi atrodamas cinka rūdās. Ievērojami lieli tā daudzumi: E (līdz 1,5%) konstatēti dažu ogļu pelnos. Tomēr gallija rūpnieciskās ražošanas galvenā izejviela ir boksīts, kas parasti satur nelielus piemaisījumus (līdz 0,1%). To ekstrahē ar elektrolīzi no sārmainiem šķidrumiem, kas ir dabīgā boksīta apstrādes starpprodukts tehniskajā alumīnija oksīdā. Gada globālā gallija ražošana pašlaik ir tikai dažas tonnas, taču to var ievērojami palielināt.
4. Indiju iegūst galvenokārt kā blakusproduktu sēra rūdu Zn, Pb un Cu kompleksās apstrādes laikā. Tā ikgadējā globālā produkcija sasniedz vairākus desmitus tonnu.
5. Tallijs ir koncentrēts galvenokārt pirītā (FeS2). Tāpēc sērskābes ražošanas dūņas ir laba izejviela šī elementa iegūšanai. Ikgadējā tallija globālā ražošana ir mazāka nekā indija, taču tā ir arī desmitiem tonnu.
6. Lai izolētu Ga, In un T1 brīvā stāvoklī, tiek izmantota vai nu to sāļu šķīdumu elektrolīze, vai oksīdu uzliesmošana ūdeņraža plūsmā. Metālu saplūšanas un iztvaikošanas siltumiem ir šādas vērtības: 1,3 un 61 (Ga), 0,8 un 54 (In), 1,0 un 39 kcal/g-atom (T1). To sublimācijas siltums (pie 25 °C) ir 65 (Ga), 57 (In) un 43 kcal/g-atom (T1). Pa pāriem visi trīs elementi sastāv gandrīz tikai no monatomiskām molekulām.
7. Gallija kristālisko režģi veido nevis atsevišķi atomi (kā tas parasti ir metāliem), bet gan diatomu molekulas (rf = 2,48A). Tādējādi tas ir interesants molekulāro un metālisko struktūru līdzāspastāvēšanas gadījums (III 8. punkts). Ga2 molekulas saglabājas arī šķidrā gallijā, kura blīvums (6,1 g/cm) ir lielāks par cietā metāla blīvumu (analogs ar ūdeni un bismutu). Spiediena paaugstināšanos pavada gallija kušanas temperatūras pazemināšanās. Pie augsta spiediena papildus parastajai modifikācijai (Gal) ir konstatēta divu citu formu esamība. Trīs punkti (ar šķidro fāzi) atrodas Gal - Gall pie 12 tūkstošiem atm un 3 ° C, un Gall - Gall pie 30 tūkstošiem atm un 45 ° C.
8. Gallijam ir liela nosliece uz hipotermiju, un to ir bijis iespējams saglabāt šķidrā stāvoklī līdz -40 ° C. Atkārtota ātra pārdzesēta kausējuma kristalizācija var kalpot kā metode gallija attīrīšanai. Ļoti tīrā stāvoklī (99,999%) to ieguva elektrolītiski attīrot, kā arī rūpīgi attīrītu GaCl3 reducējot ar ūdeņradi. Tā augstā viršanas temperatūra un diezgan vienmērīga izplešanās karsējot padara galliju par vērtīgu materiālu augstas temperatūras termometru pildīšanai. Neskatoties uz tā ārējo līdzību ar dzīvsudrabu, abu metālu savstarpējā šķīdība ir salīdzinoši zema (diapazonā no 10 līdz 95 ° C tā svārstās no 2,4 līdz 6,1 atomprocentiem Ga (Hg) un no 1,3 līdz 3,8 atomprocentiem Hg (G)). . Atšķirībā no dzīvsudraba, šķidrais gallijs nešķīdina sārmu metālus un labi mitrina daudzas nemetāla virsmas. Jo īpaši tas attiecas uz stiklu, uzklājot galliju, uz kura var iegūt spoguļus, kas spēcīgi atstaro gaismu (tomēr ir pierādījumi, ka ļoti tīrs gallijs, kas nesatur indija piemaisījumus, stiklu nesamitrina). Gallija nogulsnēšana uz plastmasas pamatnes dažreiz tiek izmantota, lai ātri izveidotu radio ķēdes. Zobu plombēšanai ir ierosināts 88% Ga un 12% Sn sakausējums, kas kūst 15 °C temperatūrā, un daži citi galliju saturoši sakausējumi (piemēram, 61,5% Bi, 37,2 - Sn un 1,3 - Ga). Tie nemaina tilpumu atkarībā no temperatūras un labi turas. Galliju var izmantot arī kā hermētiķi vārstiem vakuuma tehnoloģijā. Taču jāņem vērā, ka augstā temperatūrā tas ir agresīvs gan pret stiklu, gan pret daudziem metāliem.
9. Saistībā ar iespēju paplašināt gallija ražošanu, aktuāla kļūst šī elementa un tā savienojumu asimilācijas (t.i., apgūšanas praksē) problēma, kas prasa pētījumus, lai atrastu jomas to racionālai izmantošanai. Ir apskatāms raksts un monogrāfijas par galliju.
10. Indija saspiežamība ir nedaudz augstāka nekā alumīnija (pie 10 tūkstošiem atm tilpums ir 0,84 no oriģināla). Palielinoties spiedienam, tā elektriskā pretestība samazinās (līdz 0,5 no oriģināla pie 70 tūkstošiem atm) un paaugstinās kušanas temperatūra (līdz 400 ° C pie 65 tūkstošiem atm). Indija metāla nūjas kraukšķ, kad tās ir saliektas, tāpat kā alvas. Tas atstāj tumšu zīmi uz papīra. Svarīga indija izmantošana ir saistīta ar germānija maiņstrāvas taisngriežu ražošanu (X 6. pielikums 15). Zemās kausējamības dēļ tas var darboties kā smērviela gultņos.
11. Neliela indija daudzuma ievadīšana vara sakausējumos ievērojami palielina to izturību pret jūras ūdeni, un indija pievienošana sudrabam uzlabo tā spīdumu un novērš aptraipīšanu gaisā. Indija pievienošana palielina zobu plombēšanai paredzēto sakausējumu stiprību. Citu metālu elektrolītiskais pārklājums ar indiju tos labi pasargā no korozijas. Indija sakausējums ar alvu (1:1 pēc svara) labi pielodē stiklu ar stiklu vai metālu, un sakausējums ar 24% In un 76% Ga kūst 16 °C temperatūrā. 18,1% sakausējums, kausējot 47 °C temperatūrā ar 41,0 - Bi, 22,1 - Pb, 10,6 - Sn un 8,2 - Cd medicīniskai lietošanai sarežģītiem kaulu lūzumiem (ģipša vietā). Ir monogrāfija par indija ķīmiju
12. Tallija saspiežamība ir aptuveni tāda pati kā indijam, taču tam ir zināmas divas alotropās modifikācijas (sešstūra un kubiskā), starp kurām pārejas punkts atrodas 235 °C. Zem augstspiediena rodas vēl viens. Visu trīs formu trīskāršais punkts atrodas pie 37 tūkstošiem atm un 110°C. Šis spiediens atbilst pēkšņai metāla elektriskās pretestības samazinājumam aptuveni 1,5 reizes (kas pie 70 tūkstošiem atm ir aptuveni 0,3 no normas). Zem 90 tūkstošu atm spiediena trešā tallija forma kūst 650 °C temperatūrā.
13. Talliju galvenokārt izmanto sakausējumu ar alvu un svinu ražošanai, kuriem ir augsta skābes izturība. Jo īpaši sakausējums ar sastāvu 70% Pb, 20% Sn un 10% T1 labi iztur sērskābes, sālsskābes un slāpekļskābes maisījumu iedarbību. Ir monogrāfija par talliju.
14. Gallijs un kompaktais indijs ir stabili attiecībā pret ūdeni, un gaisa klātbūtnē tallijs lēnām tiek iznīcināts no virsmas. Gallijs ar slāpekļskābi reaģē tikai lēni, bet tallijs reaģē ļoti spēcīgi. Gluži pretēji, sērskābe un jo īpaši sālsskābe viegli izšķīdina Ga un In, savukārt T1 mijiedarbojas ar tiem daudz lēnāk (tā kā uz virsmas veidojas vāji šķīstošu sāļu aizsargplēve). Spēcīgu sārmu šķīdumi viegli izšķīdina galliju, lēnām iedarbojas uz indiju un nereaģē ar talliju. Gallijs arī manāmi izšķīst NH4OH. Visu trīs elementu gaistošie savienojumi iekrāso bezkrāsainu liesmu raksturīgās krāsās: Ga - acij gandrīz neredzama tumši violeta (L = 4171 A), In - tumši zila (L = 4511 A), T1 - smaragda zaļa (A, = 5351). A).
15. Gallijs un indijs, šķiet, nav indīgi. Gluži pretēji, tallijs ir ļoti indīgs, un tā darbība ir līdzīga Pb un As iedarbībai. Tas ietekmē nervu sistēmu, gremošanas traktu un nieres. Akūtas saindēšanās simptomi neparādās uzreiz, bet pēc 12-20 stundām. Lēnām attīstās hroniska saindēšanās (arī caur ādu) galvenokārt tiek novērots uzbudinājums un miega traucējumi. Medicīnā tallija preparātus izmanto matu noņemšanai (ķērpjiem utt.). Tallija sāļi ir izmantoti gaismas kompozīcijās kā vielas, kas palielina mirdzuma ilgumu. Tie izrādījās arī labs līdzeklis pret pelēm un žurkām.
16. Sprieguma sērijās gallijs atrodas starp Zn un Fe, bet indijs un tallijs atrodas starp Fe un Sn. Ga un In pārejas saskaņā ar shēmu E+3 + Ze = E atbilst normāliem potenciāliem: -0,56 un -0,33 V (skābā vidē) vai -1,2 un -1,0 V (sārmainā vidē). Tallijs tiek pārveidots ar skābēm monovalentā stāvoklī (normālais potenciāls -0,34 V). Pāreju T1+3 + 2e = T1+ raksturo normāls potenciāls + 1,28 V skābā vidē vai +0,02 V sārmainā vidē.
17. Gallija un tā analogu oksīdu E2O3 veidošanās siltumi samazinās sērijās 260 (Ga), 221 (In) un 93 kcal/mol (T1). Karsējot gaisā, gallijs praktiski oksidējas tikai līdz GaO. Tāpēc Ga2O3 parasti iegūst, dehidrējot Ga(OH)3. Indijs, karsējot gaisā, veido In2O3, un tallijs veido T12O3 un T120 maisījumu ar augstāku oksīda saturu, jo zemāka ir temperatūra. Tallijs var tikt oksidēts līdz T1203, iedarbojoties ar ozonu.
18. E2O3 oksīdu šķīdība skābēs palielinās gar Ga - In - Tl sēriju. Tajā pašā sērijā elementa saites stiprums ar skābekli samazinās: Ga2O3 kūst 1795 ° C temperatūrā bez sadalīšanās, 1n203 pārvēršas par 1n304 tikai virs 850 ° C, un smalki sasmalcināts T1203 sāk atdalīt skābekli jau aptuveni 90 ° C temperatūrā. C. Tomēr, lai pilnībā pārveidotu T1203 par T120, ir nepieciešama daudz augstāka temperatūra. Pārmērīgā skābekļa spiedienā 1p203 kūst 1910 °C, bet T1203 - 716 °C.
19. Oksīdu hidratācijas siltumi saskaņā ar shēmu E203 + ZH20 = 2E(OH)3 ir +22 kcal (Ga), +1 (In) un -45 (T1). Atbilstoši tam ūdens izvadīšanas vieglums ar hidroksīdiem palielinās no Ga līdz T1: ja Ga(OH)3 ir pilnībā dehidrēts tikai kalcinējot, tad T1(OH)3 pārvēršas par T1203 pat stāvot zem šķidruma, no kura tas tiek izvadīts. bija izolēts.
20. Neitralizējot skābos gallija sāļu šķīdumus, tā hidroksīds izgulsnējas aptuveni pH diapazonā = 3-4. Svaigi nogulsnēts Ga(OH)3 labi šķīst stipros amonjaka šķīdumos, taču, novecojot, šķīdība arvien vairāk samazinās. Tā izoelektriskais punkts atrodas pie pH = 6,8 un PR = 2 10 ~ 37. 1n(OH)3 tika konstatēts, ka PR = 1 10-31, bet T1(OH)3 - 1 10 ~ 45.
21. Ga(OH)3 otrajai un trešajai disociācijas konstantei atbilstoši skābajiem un bāziskajiem tipiem tika noteiktas šādas vērtības:

H3Ga03 /C2 = 5-10_I K3 = 2-10-12
Ga(OH)3 K2“2. S-P/ZR = 4-10 12
Tādējādi gallija hidroksīds ir elektrolīta gadījums, kas ir ļoti tuvu ideālai amfoteritātei.

1. Gallija hidroksīdu un tā analogu skābo īpašību atšķirības skaidri izpaužas, kad tie mijiedarbojas ar spēcīgu sārmu (NaOH, KOH) šķīdumiem. Gallija hidroksīds viegli izšķīst, veidojot M tipa gallātus, kas ir stabili gan šķīdumā, gan cietā stāvoklī. Sildot, tie viegli zaudē ūdeni (Na sāls 120 ° C temperatūrā, K sāls 137 ° C temperatūrā) un pārvēršas par attiecīgajiem bezūdens MGa02 tipa sāļiem. Divvērtīgiem metālu gallātiem (Ca, Sr), kas iegūti no šķīdumiem, ir raksturīgs cits veids - M3 ■ 2H20, kas arī ir gandrīz nešķīstoši. Tie ir pilnībā hidrolizēti ar ūdeni.
   Tallija hidroksīdu viegli peptizē spēcīgi sārmi (veidojot negatīvu solu), taču tas tajos nešķīst un nerada talātus. Ar sauso metodi (kausējot oksīdus ar atbilstošajiem karbonātiem) tika iegūti ME02 tipa atvasinājumi visiem trim gallija apakšgrupas elementiem. Taču tallija gadījumā tie izrādījās oksīdu maisījumi.
   1. Ga3+, In3* un T13* jonu efektīvais rādiuss ir attiecīgi 0,62, 0,92 un 1,05 A. Ūdens vidē tos acīmredzot tieši ieskauj sešas ūdens molekulas. Šādi hidratētie joni ir nedaudz disociēti saskaņā ar shēmu E(OH2)a G * E (OH2)5 OH + H, un to disociācijas konstantes tiek lēstas 3 ■ 10-3° (Ga) un 2 10-4 (In) .
   2. Halogenīdu sāļi Ga3+, In3* un T13*’ parasti ir līdzīgi attiecīgajiem A13* sāļiem. Papildus fluorīdiem tie ir samērā kūstoši un labi šķīst ne tikai ūdenī, bet arī vairākos organiskos šķīdinātājos. Krāsotas tikai dzeltenās Gal3.

   Ķīmiskais elements galiums brīvā formā praktiski nekad nav sastopams dabā. Tas pastāv minerālu piemaisījumos, no kuriem ir diezgan grūti atdalīt. Gallijs tiek uzskatīts par retu vielu, dažas tā īpašības nav pilnībā izpētītas. Tomēr to izmanto medicīnā un elektronikā. Kas ir šis elements? Kādas īpašības tai piemīt?

   Vai gallijs ir metāls vai nemetāls?

   Elements pieder pie ceturtā perioda trīspadsmitās grupas. Tas ir nosaukts vēsturiskā Gallijas reģiona vārdā, kura sastāvdaļa bija elementa atklājēja dzimtene Francija. Simbols Ga tiek izmantots, lai to apzīmētu.

   Galiijs ir iekļauts vieglo metālu grupā kopā ar alumīniju, indiju, germāniju, alvu, antimonu un citiem elementiem. Kā vienkārša viela tā ir trausla un mīksta, un tai ir sudrabaini balta krāsa ar nelielu zilganu nokrāsu.

   Atklājumu vēsture

   Mendeļejevs “paredzēja” galliju, atstājot tam vietu periodiskās tabulas trešajā grupā (pēc novecojušās sistēmas). Viņš aptuveni nosauca tā atommasu un pat paredzēja, ka elements tiks atklāts spektroskopiski.

   Dažus gadus vēlāk metālu atklāja francūzis Pols Emīls Lekoks. 1875. gada augustā zinātnieks pētīja spektru no atradnes Pirenejos un pamanīja jaunas violetas līnijas. Elementu nosauca par galiumu. Tā saturs minerālā bija ārkārtīgi mazs, un Lecoq izdevās izolēt tikai 0,1 gramu. Metāla atklāšana bija viens no Mendeļejeva prognozes pareizības apstiprinājumiem.

   

   Fizikālās īpašības

   Gallija metāls ir ļoti elastīgs un kausējams. Zemā temperatūrā tas paliek cietā stāvoklī. Lai to pārvērstu šķidrumā, pietiek ar temperatūru 29,76 grādi pēc Celsija vai 302,93 Calvin. Jūs varat to izkausēt, turot to rokā vai iemērcot karstā šķidrumā. Pārāk augsta temperatūra padara to ļoti agresīvu: pie 500 grādiem pēc Celsija un augstāk tas spēj korodēt citus metālus.

   Galija kristālisko režģi veido diatomu molekulas. Tie ir ļoti stabili, bet vāji savienoti viens ar otru. Lai pārtrauktu to savienojumu, tas nav nepieciešams vispār liels skaits enerģiju, tāpēc gallijs viegli kļūst šķidrs. Tas ir piecas reizes kausējamāks par indiju.

   Šķidrā stāvoklī metāls ir blīvāks un smagāks nekā cietā stāvoklī. Turklāt tas labāk vada elektrību. Normālos apstākļos tā blīvums ir 5,91 g/cm³. Metāls vārās pie -2230 grādiem pēc Celsija. Sacietējot, tas izplešas par aptuveni 3,2%.

   

   Ķīmiskās īpašības

   Pēc daudzām ķīmiskajām īpašībām gallijs ir līdzīgs alumīnijam, taču ir mazāk aktīvs un reakcijas ar to notiek lēnāk. Tas nereaģē ar gaisu, uzreiz veidojot oksīda plēvi, kas novērš tā oksidēšanos. Tas nereaģē uz ūdeņradi, boru, silīciju, slāpekli un oglekli.

   Metāls labi mijiedarbojas ar gandrīz visiem halogēniem. Ar jodu tas reaģē tikai karsējot, ar hloru un bromu reaģē pat istabas temperatūrā. Karstā ūdenī tas sāk izspiest ūdeņradi, veido sāļus ar minerālskābēm un arī izdala ūdeņradi.

   Galium var veidot amalgamas ar citiem metāliem. Ja šķidrais gallijs tiek nomests uz cieta alumīnija gabala, tas sāks tajā iekļūt. Iekļūstot alumīnija kristāliskajā režģī, šķidrā viela padarīs to trauslu. Jau pēc dažām dienām cietu metāla bloku var sasmalcināt ar rokām bez īpašas piepūles.

   Pieteikums

   Medicīnā galija metālu izmanto audzēju un hiperkalciēmijas apkarošanai, un tas ir piemērots arī kaulu vēža radioizotopu diagnostikai. Tomēr zāles, kas satur šo vielu, var izraisīt blakus efekti, piemēram, slikta dūša un vemšana.

   Gallija metālu izmanto arī mikroviļņu elektronikā. To izmanto pusvadītāju un gaismas diožu ražošanā kā pjezomateriālu. Metāla līmes iegūst no gallija sakausējuma ar skandiju vai niķeli. Leģēts ar plutoniju, tas spēlē stabilizatora lomu un tiek izmantots kodolbumbās.

   Stiklam ar šo metālu ir augsts laušanas koeficients, un tā oksīds Ga 2 O 3 ļauj stiklam pārraidīt infrasarkanos starus. No tīra gallija var izgatavot vienkāršus spoguļus, jo tas labi atstaro gaismu.

   

   Galija pārpilnība un nogulsnes

   Kur es varu dabūt galliju? Metālu var viegli pasūtīt tiešsaistē. Tā izmaksas svārstās no 115 līdz 360 dolāriem par kilogramu. Metāls tiek uzskatīts par retu, tas ir ļoti izkliedēts zemes garozā un praktiski neveido savus minerālus. Kopš 1956. gada visi trīs ir atrasti.

   Gallijs bieži ir atrodams cinkā un dzelzē.Tā piemaisījumi ir atrodami oglēs, berilā, granātā, magnetītā, turmalīnā, laukšpatā, hlorītos un citos minerālos. Vidēji tā saturs dabā ir aptuveni 19 g/t.

   

   Lielākā daļa galija ir atrodama vielās, kas pēc sastāva ir tam tuvas. Šī iemesla dēļ ir grūti un dārgi to iegūt no tiem. Paša metāla minerālu sauc par gallītu ar formulu CuGaS 2 . Tas satur arī varu un sēru.

   Ietekme uz cilvēkiem

   Maz ir zināms par metāla bioloģisko lomu un tā ietekmi uz cilvēka ķermeni. Periodiskajā tabulā tas atrodas blakus elementiem, kas mums ir vitāli svarīgi (alumīnijs, dzelzs, cinks, hroms). Pastāv viedoklis, ka gallijs kā ultramikroelements ir daļa no asinīm, paātrina to plūsmu un novērš asins recekļu veidošanos.

   Tā vai citādi cilvēka organismā atrodas neliels vielas daudzums (10 -6 - 10 -5%). Galium tajā nonāk kopā ar ūdeni un lauksaimniecības pārtikas produktiem. Tas saglabājas kaulu audos un aknās.

   Gallija metāls tiek uzskatīts par zemu toksisku vai nosacīti toksisku. Saskaroties ar ādu, uz tās paliek nelielas daļiņas. Tas izskatās kā pelēks netīrs traips, ko var viegli noņemt ar ūdeni. Viela neatstāj apdegumus, bet dažos gadījumos var izraisīt dermatītu. Ir zināms, ka augsts galija līmenis organismā izraisa traucējumus aknās, nierēs un nervu sistēma, bet tas prasa ļoti lielu metāla daudzumu.

   Gallijs(lat. Gallijs), Ga, D.I.Mendeļejeva periodiskās sistēmas III grupas ķīmiskais elements, kārtas numurs 31, atommasa 69,72; sudrabaini balts mīksts metāls. Sastāv no diviem stabiliem izotopiem ar masas skaitļiem 69 (60,5%) un 71 (39,5%).

   Gallija (“eka-alumīnija”) esamību un tā pamatīpašības 1870. gadā paredzēja D. I. Mendeļejevs. Elementu atklāja ar spektrālo analīzi Pireneju cinka maisījumā, un 1875. gadā to izolēja franču ķīmiķis P. E. Lekoks de Boisbaudrans; nosaukts Francijas vārdā (lat. Gallia). Precīza gallija īpašību sakritība ar prognozētajām bija pirmais periodiskās sistēmas triumfs.

   Vidējais gallija saturs zemes garozā ir salīdzinoši augsts, 1,5·10 -3 masas%, kas ir vienāds ar svina un molibdēna saturu. Gallijs ir tipisks mikroelements. Gallija vienīgais minerāls, gallīts CuGaS 2, ir ļoti reti sastopams. Gallija ģeoķīmija ir cieši saistīta ar alumīnija ģeoķīmiju, kas ir saistīta ar to fizikāli ķīmisko īpašību līdzību. Galvenā gallija daļa litosfērā ir alumīnija minerālos. Gallija saturs boksītos un nefelīnos svārstās no 0,002 līdz 0,01%. Paaugstināta gallija koncentrācija tiek novērota arī sfalerītos (0,01-0,02%), akmeņoglēs (kopā ar germāniju), kā arī dažās dzelzsrūdās.

   Gallija fizikālās īpašības. Gallijam ir ortorombisks (pseido-tetragonāls) režģis ar parametriem a = 4,5197Å, b = 7,6601Å, c = 4,5257Å. Cietā metāla blīvums (g/cm3) ir 5,904 (20°C), šķidrā metāla – 6,095 (29,8°C), tas ir, sacietējot, Gallija tilpums palielinās; kušanas temperatūra 29,8°C, viršanas temperatūra 2230°C. Gallija atšķirīgā iezīme ir liels šķidrā stāvokļa diapazons (2200°C) un zems tvaika spiediens temperatūrā līdz 1100-1200°C. Cietā gallija īpatnējā siltumietilpība ir 376,7 J/(kg K), tas ir, 0,09 cal/(g°) diapazonā no 0 līdz 24°C, šķidrā gallija, attiecīgi 410 J/(kg K). ), tas ir, 0,098 cal/(g°) diapazonā no 29-100°C. Cietā gallija elektriskā pretestība (om cm) ir 53,4·10 -6 (0°C), šķidrā 27,2·10 -6 (30°C). Viskozitāte (poise = 0,1 n sek/m2): 1,612 (98°C), 0,578 (1100°C), virsmas spraigums 0,735 n/m (735 dina/cm) (30°C H2 atmosfērā). Atstarošanas koeficienti viļņu garumiem 4360Å un 5890Å ir attiecīgi 75,6% un 71,3%. Termiskās neitronu uztveršanas šķērsgriezums ir 2,71 šķūnis (2,7·10 -28 m2).

   Gallija ķīmiskās īpašības. Gallijs ir stabils gaisā parastā temperatūrā. Virs 260°C sausā skābeklī tiek novērota lēna oksidēšanās (oksīda plēve aizsargā metālu). Gallijs lēnām šķīst sērskābē un sālsskābē, ātri fluorūdeņražskābē un ir stabils aukstumā slāpekļskābē. Gallijs lēni izšķīst karstos sārmu šķīdumos. Hlors un broms reaģē ar Galliju aukstumā, jods - sildot. Izkausēts gallijs temperatūrā virs 300°C mijiedarbojas ar visiem strukturālajiem metāliem un sakausējumiem.

   Visstabilākie ir trīsvērtīgie Gallija savienojumi, kas daudzējādā ziņā ir līdzīgi alumīnija ķīmiskajiem savienojumiem. Turklāt ir zināmi vienvērtīgi un divvērtīgi savienojumi. Augstāks oksīds Ga 2 O 3 ir balta viela, nešķīst ūdenī. Atbilstošais hidroksīds izgulsnējas no gallija sāļu šķīdumiem baltu želatīna nogulšņu veidā. Tam ir izteikts amfoterisks raksturs. Izšķīdinot sārmos, veidojas gallāti (piemēram, Na), šķīdinot skābēs, veidojas Gallija sāļi: Ga 2 (SO 4) 3, GaCl 3 utt. Gallija hidroksīda skābās īpašības ir izteiktākas nekā alumīnija hidroksīds [Al izdalīšanās diapazons (OH) 3 atrodas pH diapazonā = 10,6-4,1 un Ga(OH) 3 pH diapazonā = 9,7-3,4].

   Atšķirībā no Al(OH) 3, gallija hidroksīds šķīst ne tikai stipros sārmos, bet arī amonjaka šķīdumos. Vārot, no amonjaka šķīduma atkal izgulsnējas gallija hidroksīds.

   No gallija sāļiem svarīgākie ir GaCl 3 hlorīds (kušanas temperatūra 78°C, vārīšanās temperatūra 200°C) un Ga 2 (SO 4) 3 sulfāts. Pēdējais ar sārmu metālu un amonija sulfātiem veido alauna tipa dubultsāļus, piemēram, (NH 4)Ga(SO 4) 2 12H 2 O. Gallijs veido ferocianīdu Ga 4 3, kas slikti šķīst ūdenī un atšķaidīts. skābes, ko var izmantot, lai to atdalītu no Al un vairākiem citiem elementiem.

   Gallija iegūšana. Galvenais gallija iegūšanas avots ir alumīnija ražošana. Apstrādājot boksītu, izmantojot Bayer metodi, pēc Al(OH) 3 atdalīšanas gallijs tiek koncentrēts cirkulējošajos mātes šķidrumos. Galliju no šādiem šķīdumiem izolē ar elektrolīzi uz dzīvsudraba katoda. No sārma šķīduma, kas iegūts pēc amalgamas apstrādes ar ūdeni, tiek izgulsnēts Ga(OH) 3, kas tiek izšķīdināts sārmā un ar elektrolīzi tiek izolēts gallijs.

   Boksīta vai nefelīna rūdas apstrādes nātrija kaļķa metodē gallijs tiek koncentrēts pēdējās nogulumu frakcijās, kas izdalās karbonizācijas procesā. Papildu bagātināšanai hidroksīda nogulsnes apstrādā ar kaļķa pienu. Šajā gadījumā lielākā daļa Al paliek nogulumos, un gallijs nonāk šķīdumā, no kura, izlaižot CO 2, tiek izolēts gallija koncentrāts (6-8% Ga 2 O 3); pēdējo izšķīdina sārmā un galliju izolē elektrolītiski.

   Gallija avots var būt arī atlikušais anoda sakausējums no Al rafinēšanas procesa, izmantojot trīsslāņu elektrolīzes metodi. Cinka ražošanā gallija avoti ir sublimāti (Velca oksīdi), kas veidojas cinka plēnes izskalošanās atkritumu pārstrādes laikā.

   Šķidrais gallijs, kas iegūts sārma šķīduma elektrolīzē, mazgāts ar ūdeni un skābēm (HCl, HNO 3), satur 99,9-99,95% Ga. Tīrāku metālu iegūst, kausējot vakuumā, zonu kausējot vai izvelkot no kausējuma monokristālu.

   Gallija pielietojums. Visdaudzsološākais gallija pielietojums ir ķīmisko savienojumu veidā, piemēram, GaAs, GaP, GaSb, kam piemīt pusvadītāju īpašības. Tos var izmantot augstas temperatūras taisngriežos un tranzistoros, saules paneļos un citās ierīcēs, kur var izmantot fotoelektrisko efektu bloķēšanas slānī, kā arī infrasarkanā starojuma uztvērējos. Galliju var izmantot, lai izgatavotu optiskus spoguļus, kas ļoti atstaro. Dzīvsudraba vietā kā medicīnā izmantoto ultravioleto staru spuldžu katodu ir ierosināts alumīnija sakausējums ar galliju. Augstas temperatūras termometru (600-1300°C) un manometru ražošanā tiek ierosināts izmantot šķidro galliju un tā sakausējumus. Interesanta ir gallija un tā sakausējumu izmantošana kā šķidrs dzesēšanas šķidrums jaudas kodolreaktoros (to kavē aktīvā Gallija mijiedarbība darba temperatūrā ar strukturālajiem materiāliem; eitektiskajam Ga-Zn-Sn sakausējumam ir mazāk kodīga iedarbība nekā tīram sakausējumam). Gallijs).

   Gallijs ir periodiskās tabulas ceturtā perioda trešās grupas galvenās apakšgrupas elements ķīmiskie elementi D.I.Mendeļejevs, ar atomskaitli 31. Apzīmē ar simbolu Ga (lat. Gallium). Pieder vieglo metālu grupai. Vienkāršā viela gallijs ir mīksts, kaļams metāls sudrabbaltā (saskaņā ar citiem avotiem gaiši pelēkā krāsā) ar zilganu nokrāsu.
   Vidējais gallija saturs zemes garozā ir 19 g/t. Gallijs ir tipisks mikroelements ar divkāršu ģeoķīmisku raksturu. Pateicoties kristāla ķīmisko īpašību līdzībai ar galvenajiem iežu veidojošajiem elementiem (Al, Fe u.c.) un plašajai izomorfisma iespējai ar tiem, gallijs neveido lielus uzkrājumus, neskatoties uz ievērojamo klarka vērtību.
   

   Izšķir šādus minerālus ar augstu gallija saturu: sfalerīts (0 - 0,1%), magnetīts (0 - 0,003%), kasiterīts (0 - 0,005%), granāts (0 - 0,003%), berils (0 - 0,003%). , turmalīns (0 - 0,01%), spodumēns (0,001 - 0,07%), flogopīts (0,001 - 0,005%), biotīts (0 - 0,1%), muskovīts (0 - 0,01%), sericīts (0 - 0,005%), lepidolīts (0,001 - 0,03%), hlorīts (0 - 0,001%), laukšpats (0 - 0,01%), nefelīns (0 - 0,1%), hekmanīts (0,01 - 0,07%), natrolīts (0 - 0,1%). Gallija koncentrācija jūras ūdenī ir 3·10-5 mg/l.
   Gallija atradnes ir zināmas Dienvidrietumu Āfrikā, Krievijā un NVS valstīs. Tiek lēsts, ka pasaules gallija resursi boksītā ir vairāk nekā viens miljards kilogramu. Turklāt ievērojams daudzums gallija ir atrodams pasaules cinka rūdas rezervēs. Tomēr tikai neliela daļa no boksītā un cinka rūdā esošā gallija ir ekonomiski atgūstama.
   Gallija var būt deficīts, taču to nevar saukt par retumu. Tas ir bagātāks par daudziem zināmiem metāliem, piemēram, antimonu, molibdēnu, sudrabu un volframu, taču atšķirībā no šiem elementiem gallijs ir reti sastopams, ja vispār ir sastopams ekonomiskā koncentrācijā dabā sastopamajos minerālos. Divi galvenie komerciālā gallija avoti ir tā atgūšana no boksīta alumīnija oksīda ražošanas laikā un tā atgūšana no atliekām, kas rodas cinka oksīda izskalošanās rezultātā pirms elektrolīzes.
   Gallijs nepastāv zemes garozā elementārā formā, bet visbiežāk sastopams kā gallija (III) sāls. To ražo galvenokārt no boksīta. 2010.gadā ar globālo ražošanas jaudu 256-261 tonna šādā veidā tika saražotas 78 tonnas metāla. Tiek lēsts, ka 2010. gadā visā pasaulē tika saražots aptuveni 201–212 tonnas gallija. Šis apstāklis ​​skaidri parāda metāla augsto otrreizējās atgūšanas pakāpi, kā arī ražošanas/pārstrādes jaudas pārpalikumu šobrīd. Gallija patēriņš 2010.gadā bija 280 tonnu līmenī, kas liecināja par deficītu pasaules tirgū un daļēju metāla patēriņu no rezervēm. 2011. gadā gallija patēriņš samazinājās līdz 218 tonnām, kas, gluži pretēji, radīja metāla pārpalikumu tirgū (pasaulē primārās gallija ražošanas apjoms sasniedza 292 tonnas).
   Gallija sekundārā reģenerācija (pārstrāde). No rūdas iegūtā gallija trūkums ir radījis ievērojamus tā otrreizējās ražošanas apjomus. Japānā 2010. gadā aptuveni 90 tonnas gallija metāla tika saražotas, pārstrādājot no atkritumiem, un vēl 60 tonnas gallija, iespējams, ir ietvertas šķidrās fāzes epitaksijas ražošanas "cilpā", kas nebija uzreiz pieejama patēriņam vai patērējama citiem mērķiem.
   Svarīgs avots ir arī gallija sekundārā samazināšana pusvadītāju ražošanas procesā. Sakarā ar pusvadītāju izgatavošanas daudzpakāpju raksturu un prasību pēc ārkārtīgi augstas kvalitātes kontroles katrā posmā, ir nepieciešams daudz lielāks gallija daudzums, nekā tas faktiski ir ietverts pusvadītājos. ASV Enerģētikas departaments ziņoja, ka 2010. gadā globālā gallija pārstrādes jauda veidoja aptuveni 42% (daļēji iepriekšminētā pusvadītāju ražošanas procesa rezultāts) no kopējās pasaules gallija ražošanas jaudas.
   Tiek uzskatīts, ka Ķīna ir vadošā primārā gallija ražotāja, kam seko Vācija, Kazahstāna, Ukraina, Dienvidkoreja un Krievija. Galliju ražo arī Ungārijā un Japānā. Tiek lēsts, ka pasaules rafinētā gallija ražošana, ieskaitot reģenerāciju no atkritumiem, ir 378 tonnas (2011. gadā).
   Ķīna, Japāna, Apvienotā Karaliste un ASV bija galvenie rafinētā gallija ražotāji 2010. gadā. Gallijs tiek ražots no atkritumu pārstrādes Kanādā, Vācijā, Japānā, Apvienotajā Karalistē un ASV. Neo Material aplēsa, ka 50% no gallija, kas visā pasaulē tika patērēts 2010. gadā, ir iegūti no pārstrādātiem avotiem.
   Galvenie gallija ražotāji Ķīnā ir Aluminum Corporation China Ltd, Beijing Jia Semiconductor Material Co. Ltd, Chinese Crystal Technologies Ltd, East Gallium Hope Mianchi Industry Co. un Zhuhai Fangyuan. Ķīnas kopējā gallija ražošanas jauda 2010. gadā tika lēsta 141 tonnas apmērā.
   Lielākā daļa primārās gallija ražošanas jaudas tagad atrodas Ķīnā, Vācijā un Kazahstānā, jo Krievijā tika samazināts gallija pārstrādes uzņēmumu skaits un rūpnīca Francijā tika slēgta. Ķīna palielināja savu primārās gallija ražošanas jaudu no 141 tonnas gadā 2010. gadā līdz 280 tonnām gadā līdz 2011. gada beigām.
   Ievērojamu daļu gallija iegūst otrreizējā ražošanā, jo īpaši no GaAs un šķidrās fāzes epitaksijas atkritumu pārstrādes. Galvenie otrreizējās ražošanas centri ir Japāna un Ziemeļamerika. Tajā pašā laikā nav pietiekami daudz datu par efektīvu galliju saturošu atkritumu pārstrādi Ķīnā, neskatoties uz to, ka valsts kļūst par vienu no galvenajiem šī metāla patērētājiem.
   Gallijs ir elektronikas nozares pamats. Gallijs ir tādu savienojumu bāze kā gallija arsenīds (GaAs) un gallija nitrīds (GaN), pusvadītāji, ko izmanto elektronikas rūpniecībā. To izmanto arī atmiņas šūnu ražošanā.
   Optoelektroniskās ierīces, piemēram, gaismas diodes, lāzerdiodes, fotosensori un saules baterijas, kas ražotas no GaA, joprojām ir galvenā gallija patēriņa joma visā pasaulē. Tuvākajā nākotnē gaidāms GaAs izmantošanas pieaugums, īpaši sakaru tirgos. Palielināta mobilo sakaru un satelīta izmantošana navigācijas ierīces Paredzams, ka palielināsies pieprasījums pēc gallija.
   Galliju izmanto GaN formā lāzerdiodēs un gaismas diodēs (LED). Jaunās GaN ierīces tiek izmantotas augsta blīvuma glabāšanā (CD atskaņotāji un digitālie video atskaņotāji), augstas kvalitātes lāzerdrukā, sakaros un apgaismojumā. GaN tranzistori darbojas ar augstāku spriegumu un lielāku enerģijas blīvumu nekā GaAs ierīces. Dažos augstas temperatūras termometros izmanto galliju, un šādos termometros plaši izmanto gallija, indija un alvas eitektisko sakausējumu, aizstājot dzīvsudrabu. Galliju izmanto arī kā sastāvdaļu zemas kausējamības sakausējumos un spīdīgu spoguļu radīšanā. Gallija sāļus, piemēram, gallija citrātu un gallija nitrātu, izmanto medicīnā.
   Pasaules pieprasījums pēc gallija pēdējos gados ir bijis vislielākais optoelektronikas nozarē, jo īpaši gaismas diodes. Pateicoties tā izcilajām īpašībām, GaAs arvien vairāk tiek izmantots silīcija vietā integrētajās shēmās daudzos aizsardzības lietojumos. Mobilo tālruņu tirgus pēdējos gados ir bijis galvenokārt atbildīgs par gallija patēriņa pieaugumu.
   Gallija tirgus ir piedzīvojis izaugsmi: 2010. gadā pieprasījums pēc metāla bija spēcīgs gan elektronikas, gan optoelektronikas nozarē. Gallija patēriņa pieaugumu ir veicinājis pieaugošais pieprasījums pēc viedtālruņiem un daudzjoslu, daudzrežīmu tālruņiem, kā arī palielināta gaismas diožu izmantošana apgaismojumā un displeju ekrānos. Ķīnā aptuveni puse no identificētā patēriņa ir NdFeB magnētiskajos materiālos — modelis nav atkārtots citur pasaulē, bet kam ir izaugsmes potenciāls Japānā.
   Pusvadītāju ražošanā galliju var aizstāt ar indiju, bet saules bateriju plānās kārtiņas tehnoloģijā ar tehnoloģijām, kuru pamatā ir silīcijs, cita starpā dažas plānas kārtiņas kadmija selenīda vai vara indija selenīda bāzes fotoelementu formas. Šo dažādo saules bateriju tehnoloģiju veidu attīstība nozīmē, ka globālā gallija tirgus perspektīvas joprojām ir neskaidras. Arī gallija kā saules bateriju ražošanas tehnoloģiju sastāvdaļas priekšrocības nešķiet nepārprotami pārākas salīdzinājumā ar konkurējošiem materiāliem un kompozīcijām.
   Galvenais gallija lietojums ir optoelektronikas un pusvadītāju ražošanā. Papildu pieprasījumu pēc gallija rada tā izmantošana kā caurspīdīgs anods liela laukuma displejos un cietvielu apgaismojumā, plānslāņa tranzistori, neodīma dzelzs bora magnēti un baterijas, litija baterijas un vara indija gallija selenīda fotoelementi. Kopumā gallija izmantošana dažās elektronikas ierīcēs ir ierobežota tā ierobežotās pieejamības dēļ. Metāls tiek aizstāts kā ekonomiski mazāk svarīgs, un kopējais pasaules ražošanas apjoms ir tikai aptuveni viena desmitā daļa no indija ražošanas apjoma.

   Gallija patēriņš pasaulē, tonnas*

   gadā	2008	2009	2010	2011	2012
   Japāna	122.3	111.3	116.0	114.0	110.0
   ASV	28.7	24.9	33.5	35.3	35.0
   Citas valstis	39.2	40.6	130.5	68.7	75.0
   Kopā	190.2	176.8	280.0	218.0	220.0

   * Kopsavilkuma dati

   Gallija cenas (turpmāk cenas ASV importētajam gallijam, ASV Ģeoloģijas dienesta dati) pieauga no 2004. līdz 2011. gadam, izņemot 2005., 2006. un 2009. gadu, ko noteica viedtālruņu tirgus izaugsme, palielināta Gaismas diodes apgaismojumā un pieprasījums pēc optoelektroniskajām ierīcēm (Blu-ray, DVD utt.). No 2003. līdz 2011. gadam gallija cenas pasaules tirgū pieauga vairāk nekā 1,5 reizes no aptuveni 411 USD/kg līdz 688 USD/kg. 2012. gadā gallija cenas nedaudz pazeminājās – līdz vidēji 556 USD/kg, taču saglabājās ļoti augstā līmenī.
   

   Ar milzīgiem boksīta resursiem Indijai ir potenciāls palielināt alumīnija oksīda ražošanu no uz eksportu orientētām kausēšanas iekārtām, kas varētu palīdzēt palielināt metāla piegādi vietējam patēriņam un pasaules tirgum. Pieprasījums pēc gallija, visticamāk, palielināsies, pateicoties elektronikas nozares izaugsmei valstī. Stratēģiska nozīme ir vietējo tehnoloģiju attīstībai, kā arī sadarbībai ar ārvalstīm metālu pārstrādē un ražošanā. Cinka nogulsnes kā alternatīvs avots kļūs ekonomiski dzīvotspējīgas, kad tiks izlietoti viegli pieejamie gallija avoti.
   Tiek prognozēts, ka pieprasījums pēc gallija pieaugs par 15% gadā līdz 2015. gadam, un šis pieaugošais pieprasījums tiks nodrošināts gan no esošās jaudas pārpalikuma, jo īpaši otrreizējā pārstrādē, gan no jaunām kodolu jaudas, kas plānotas Ķīnai un, iespējams, V. Ziemeļamerika. Ķīnā uzkrāsies neizmantots otrreizējo izejvielu krājums, savukārt pārstrādes apjoms joprojām būs zems.