갈륨

3. 성질

갈륨은 상온(20°C)에서 고체이지만, 녹는점이 약 29.7646°C로 낮아 사람의 체온으로도 녹일 수 있다. 순수한 갈륨은 은청색을 띠며, 유리처럼 조가비 모양으로 부서진다. 액체에서 고체로 변할 때 부피가 3.10% 증가하므로, 상태 변화 시 파손될 수 있는 용기에 보관할 때는 주의해야 한다. 갈륨은 물, 실리콘, 저마늄, 비스무트, 플루토늄과 같이 액체 상태의 밀도가 더 높은 몇 안 되는 물질 중 하나이다.^[9]

갈륨의 결정 다형

다형	α-Ga[126]	β-Ga[127]	γ-Ga[128]	δ-Ga[129]	Ga-II[130]	Ga-III[130]	Ga-IV[131]
구조
결정계 명칭	사방정계	단사정계	사방정계	삼방정계	입방정계	정방정계	입방정계
배위수	1+6	8 (2+2+2+2)	3, 6–9	6–10	8	4+8	12
공간군	Cmca	C2/c	Cmcm		I3d	I4/mmm	m
격자 상수	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
격자당 원자수	8	8	40	66	12	3	4
생성 방법					30 kbar 이상의 고압 조건	140 kbar 이상의 고압 조건	1200 kbar 이상의 고압 조건

3. 1. 물리적 성질

3. 2. 화학적 성질

갈륨은 간단한 결정 구조 중 어느 것에도 결정화되지 않는다. 일반적인 조건에서 안정적인 상은 종래의 단위 세포에 8개의 원자가 있는 사방정계이다. 단위 세포 내에서 각 원자는 가장 가까운 이웃 하나(244 pm 거리)만 가지고 있다. 나머지 6개의 단위 세포 이웃은 27, 30 및 39 pm 더 멀리 떨어져 있으며, 같은 거리로 쌍으로 그룹화되어 있다.^[18] 온도와 압력의 함수로 많은 안정적이고 준안정적인 상이 발견된다.^[19]

가장 가까운 두 이웃 사이의 결합은 공유 결합이므로, Ga₂ 이합체는 결정의 기본 구성 요소로 간주된다. 이것은 이웃 원소인 알루미늄과 인듐에 비해 녹는점이 낮은 것을 설명한다. 이 구조는 요오드의 구조와 매우 유사하며, 갈륨 원자의 단일 4p 전자(원자핵보다 더 멀리 떨어져 있고 4s 전자와 [Ar]3d¹⁰ 코어보다 멀리 떨어져 있음) 사이의 상호 작용으로 인해 형성될 수 있다. 이 현상은 "유사-비활성 기체" [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s² 전자 배열을 가진 수은에서도 반복되며, 실온에서 액체이다.^[9] 3d¹⁰ 전자는 바깥쪽 전자를 원자핵으로부터 잘 차폐하지 않으므로, 갈륨의 첫 번째 이온화 에너지는 알루미늄보다 크다.^[9] Ga₂ 이합체는 액체 상태에서는 지속되지 않으며, 액체 갈륨은 각 갈륨 원자가 다른 10개의 원자로 둘러싸여 있는 복잡한 저배위 구조를 나타내는데, 이는 대부분의 액체 금속에서 일반적인 11~12개의 이웃과는 다르다.^[20][21]

갈륨의 물리적 특성은 매우 이방성적이다. 즉, 세 가지 주요 결정축 ''a'', ''b'', ''c''를 따라 다른 값을 가지며(표 참조), 선형(α) 및 부피 열팽창 계수 사이에 상당한 차이를 만든다. 갈륨의 특성은 특히 녹는점 근처에서 온도에 따라 크게 달라진다. 예를 들어, 열팽창 계수는 용융 시 수백 퍼센트 증가한다.^[22]

갈륨은 주로 +3 산화 상태로 존재한다. +1 산화 상태도 일부 화합물에서 발견되지만, 갈륨보다 무거운 동족원소인 인듐과 탈륨에서보다 덜 일반적이다. 예를 들어, 매우 안정적인 GaCl₂는 갈륨(I)과 갈륨(III) 모두를 포함하며 Ga^IGa^IIICl₄로 나타낼 수 있다. 반대로, 일염화물은 0 °C 이상에서 불안정하며, 원소 갈륨과 갈륨(III) 염화물로 불균일화된다. Ga–Ga 결합을 포함하는 화합물은 GaS(Ga₂⁴⁺(S²⁻)₂로 나타낼 수 있음) 및 디옥산 착물 Ga₂Cl₄(C₄H₈O₂)₂와 같이 진정한 갈륨(II) 화합물이다.^[9]

갈륨을 강산에 녹이면 질산갈륨(III)과 같은 갈륨(III)염을 생성한다. 갈륨(III)염의 수용액에는 수화된 갈륨 이온()이 포함되어 있다.^[24][134] 수산화갈륨(III)()은 갈륨(III) 수용액에 암모니아를 첨가하여 얻을 수 있으며, 100 °C에서 탈수시키면 산화수산화갈륨 GaO(OH)가 생성된다.^[25][135]

알칼리성 수산화물 용액은 갈륨을 용해시켜 음이온을 포함하는 '갈레이트'(gallate) 염을 형성한다(같은 이름의 갈산 염과 혼동해서는 안 된다).^[28][24][27] 수산화갈륨(III) 또한 양쪽성 화합물이며, 알칼리에 용해되어 갈륨산염을 만든다.^[137] 초기 연구에서는 이 또 다른 가능한 갈레이트 음이온으로 제시되었지만,^[26] 후속 연구에서는 발견되지 않았다.^[136]

금속 갈륨은 상온에서 산화 피막을 형성하기 때문에 공기와 물에 대해 불활성이다. 하지만 더 높은 온도에서는 공기 중의 산소와 반응하여 산화갈륨(III)()를 생성합니다.^[28][133] 이 산화 갈륨(III)은 반도체 소자나 가스 센서 등에 사용된다. 또한, 산화 갈륨(III)을 금속 갈륨과 함께 진공 속에서 500 ℃에서 700 ℃로 가열하면, 암갈색의 산화갈륨(I) Ga₂O가 얻어진다.^[139]는 매우 강력한 환원제로, 을 로 환원시킬 수 있다.^[25][140] 산화 갈륨(I)은 800 ℃에서 불균등화을 일으켜 금속 갈륨과 산화 갈륨(III)이 된다.^[141]

황화갈륨(III)()는 950 °C에서 갈륨과 황화수소()의 반응으로 생성할 수 있으며,^[25][142] 3가지 결정 변형이 가능합니다.^[29][143] 747 °C에서 를 사용할 수 있다.^[30]

:2 + 3 → + 6

알칼리 금속의 탄산염과 의 혼합물에 황화수소를 반응시키면 음이온을 포함하는 ''티오갈레이트''가 생성된다. 강산은 이러한 염을 분해하여 를 방출합니다.^[29][145] 티오갈륨산의 수은염 HgGa₂S₄는 형광체로 사용된다.^[146]

녹색의 황화 갈륨(I)이나 황화 갈륨(II)과 같은 저황화물도 생성되며, 황화 갈륨(I)은 황화 갈륨(II)을 질소 기류하에서 1000 ℃로 가열함으로써 만들어진다.^[147]

다른 이원 화합물로는 셀렌화 갈륨 Ga₂Se₃나 텔루르화 갈륨 Ga₂Te₃가 있으며, 섬아연광형 구조를 취한다. 이러한 화합물은 반도체이지만, 쉽게 가수분해되기 때문에 용도에는 제한이 있다.^[143]

3. 3. 동위 원소

4. 화합물

갈륨은 주로 +3 산화 상태로 존재한다. +1 산화 상태도 일부 화합물에서 발견되지만, 갈륨보다 무거운 동족원소인 인듐과 탈륨에서보다 덜 일반적이다. 매우 안정적인 GaCl₂는 갈륨(I)과 갈륨(III) 모두를 포함하며 Ga^IGa^IIICl₄로 나타낼 수 있다. 반대로, 일염화물은 0 °C 이상에서 불안정하며, 원소 갈륨과 갈륨(III) 염화물로 불균일화된다. Ga–Ga 결합을 포함하는 화합물은 GaS(Ga₂⁴⁺(S²⁻)₂로 나타낼 수 있음) 및 디옥산 착물 Ga₂Cl₄(C₄H₈O₂)₂와 같이 진정한 갈륨(II) 화합물이다.^[9]

강산은 갈륨을 용해시켜 Ga(NO₃)₃(질산갈륨(III))과 같은 갈륨(III) 염을 형성한다. 갈륨(III) 염의 수용액에는 수화된 갈륨 이온 [Ga(H₂O)₆]³⁺이 포함되어 있다.^[24] 수산화갈륨(III) Ga(OH)₃은 암모니아를 첨가하여 갈륨(III) 용액에서 침전될 수 있다. 100 °C에서 Ga(OH)₃를 탈수시키면 산화수산화갈륨 GaO(OH)가 생성된다.^[25]

알칼리성 수산화물 용액은 갈륨을 용해시켜 [Ga(OH)₄]^- 음이온을 포함하는 '갈레이트'(gallate) 염을 형성한다(같은 이름의 갈산 염과 혼동해서는 안 된다).^[28][24][27] 양쪽성인 수산화갈륨도 알칼리에 용해되어 갈레이트 염을 형성한다.^[25] 초기 연구에서는 [Ga(OH)₆]^3-이 또 다른 가능한 갈레이트 음이온으로 제시되었지만,^[26] 후속 연구에서는 발견되지 않았다.^[27]

갈륨은 비교적 높은 온도에서만 칼코겐과 반응한다. 상온에서 갈륨 금속은 부동태성 보호 산화물 층을 형성하기 때문에 공기와 물과 반응하지 않는다. 그러나 고온에서는 대기 중 산소와 반응하여 산화갈륨(III) Ga₂O₃를 생성한다.^[28] 진공 상태에서 500 °C~700 °C의 온도로 원소 갈륨을 사용하여 Ga₂O₃를 환원시키면 암갈색의 산화갈륨(I) Ga₂O가 생성된다.^[25] Ga₂O는 매우 강력한 환원제로, H₂SO₄을 H₂S로 환원시킬 수 있다.^[25] 800 °C에서 갈륨과 Ga₂O₃로 다시 불균등화된다.^[29]

황화갈륨(III) Ga₂S₃는 3가지 결정 변형이 가능하며,^[29] 950 °C에서 갈륨과 황화수소(H₂S)의 반응으로 생성할 수 있다.^[25] 또는 747 °C에서 Ga(OH)₃를 사용할 수 있다.^[30]

:2 Ga(OH)₃ + 3 H₂S → Ga₂S₃ + 6 H₂O

알칼리 금속 탄산염과 Ga₂O₃의 혼합물을 H₂S와 반응시키면 [Ga₂S₄]^2- 음이온을 포함하는 '티오갈레이트'가 생성된다. 강산은 이러한 염을 분해하여 H₂S를 방출한다.^[29] 수은염인 HgGa₂S₄는 형광체로 사용될 수 있다.^[31]

갈륨은 또한 황화갈륨(II) 및 녹색의 황화갈륨(I)과 같이 낮은 산화 상태의 황화물을 형성한다. 후자는 전자를 질소 기류 하에서 1000 °C로 가열하여 생성된다.^[29]

다른 이원 칼코겐화물인 Ga₂Se₃ 및 Ga₂Te₃는 섬아연석 구조를 가지고 있다. 모두 반도체이지만 쉽게 가수분해되며 활용도가 제한적이다.^[29]

갈륨은 1050 °C에서 암모니아와 반응하여 질화갈륨(GaN)을 형성한다. 갈륨은 인, 비소, 안티몬과도 이원 화합물을 형성하며, 인화갈륨(GaP), 비소갈륨(GaAs), 안티몬갈륨(GaSb) 등이 있다. 이러한 화합물들은 ZnS과 같은 구조를 가지며 중요한 반도체 특성을 지닌다.^[24] GaP, GaAs, GaSb는 갈륨과 원소 인, 비소 또는 안티몬의 직접 반응을 통해 합성될 수 있다.^[29] 이들은 GaN보다 더 높은 전기 전도도를 나타낸다.^[29] GaP는 저온에서 Ga₂O와 인을 반응시켜서도 합성할 수 있다.^[32]

갈륨은 삼원 질화물을 형성한다. 예를 들면:^[29]

:Li₃Ga + N₂ → Li₃GaN₂

인과 비소를 포함하는 유사한 화합물도 가능하며, Li₃GaP₂ 및 Li₃GaAs₂가 있다. 이러한 화합물은 묽은 산과 물에 의해 쉽게 가수분해된다.^[29]

갈륨(III) 산화물은 불화제(예: HF 또는 F₂)와 반응하여 GaF₃)을 형성한다. 이것은 물에 대한 용해도가 매우 낮은 이온성 화합물이다. 하지만 불화수소산에 녹으며, 물과 첨가물 GaF₃·3H₂O을 형성한다. 이 첨가물을 탈수시키려고 하면 GaF₂OH·nH₂O가 생성된다. 이 첨가물은 암모니아와 반응하여 GaF₃·3NH₃을 형성하며, 이는 가열하여 무수 GaF₃를 생성할 수 있다.^[25]

삼염화갈륨(III)은 금속 갈륨과 염소 기체의 반응으로 생성된다.^[28] 삼불화물과 달리, 염화갈륨(III)는 78 °C의 녹는점을 갖는 이합체 분자 Ga₂Cl₆로 존재한다. 브롬과 요오드와도 동등한 화합물인 Ga₂Br₆ 및 Ga₂I₆이 형성된다.^[25]

다른 13족 삼할로겐화물과 마찬가지로, 갈륨(III) 할로겐화물은 루이스 산이며, 할로겐화물 수용체로서 알칼리 금속 할로겐화물과 반응하여 GaX₄^- 음이온(여기서 X는 할로겐임)을 포함하는 염을 형성한다. 또한 알킬 할로겐화물과 반응하여 카르보양이온과 GaX₄^-를 형성한다.^[25]

고온으로 가열하면 갈륨(III) 할로겐화물은 원소 갈륨과 반응하여 해당 갈륨(I) 할로겐화물을 형성한다. 예를 들어, GaCl₃은 Ga와 반응하여 GaCl을 형성한다.

:2 Ga + GaCl₃ 3 GaCl (g)

저온에서는 평형이 왼쪽으로 이동하고 GaCl은 원소 갈륨과 GaCl₃로 다시 불균등화된다. GaCl은 950 °C에서 Ga와 HCl을 반응시켜서도 생성할 수 있으며, 생성물은 붉은색 고체로 응축될 수 있다.^[24]

갈륨(I) 화합물은 루이스 산과 첨가물을 형성함으로써 안정화될 수 있다. 예를 들어:

:GaCl + AlCl₃ → Ga⁺[AlCl₄]^-

소위 "갈륨(II) 할로겐화물" GaX₂는 실제로는 해당 갈륨(III) 할로겐화물과 갈륨(I) 할로겐화물의 첨가물이며, Ga⁺[GaX₄]^- 구조를 갖는다.^[28][24][33]

:GaCl + GaCl₃ → Ga⁺[GaCl₄]^-

5. 생산

갈륨은 다른 금속의 광석을 처리하는 과정에서 부산물로만 생산된다. 주요 원료는 알루미늄의 주요 광석인 보크사이트이지만, 소량은 황화 아연 광석(주요 매개 광물은 섬아연석)에서도 추출된다.^[55][54]

6. 용도

갈륨은 다양한 용도로 사용되는 흥미로운 금속이다. 주요 용도는 다음과 같다.

• 반도체: 반도체 응용 분야는 갈륨의 상업적 수요의 98%를 차지한다.^[63] 비소 갈륨(GaAs)과 질화 갈륨(GaN)과 같은 화합물은 집적 회로, 광전자 장치 등 다양한 전자기기에 사용된다.
• 합금: 갈륨은 다른 금속과 쉽게 합금을 이루며, 특히 갈린스탄과 같은 저융점 합금은 의료용 온도계, 컴퓨터 칩 냉각, 써멀 그리스 대체제 등으로 사용된다.
• 기타:
• 밝은 거울 제작: 갈륨은 유리나 자기를 적시는 성질을 이용하여 밝은 거울을 만드는 데 사용될 수 있다.
• 액추에이터: 높은 표면 장력과 변형성을 가진 갈륨 기반 액체 금속은 액추에이터 제작에 사용될 수 있다.
• 핵무기 안정화: 핵무기 피트에 사용되는 플루토늄은 갈륨과 합금하여 안정화된다.
• 의약품: 갈륨 염은 의약품 및 방사성의약품으로 사용되거나 개발 중이다.
• 중성미자 검출: 러시아의 SAGE 실험과 이탈리아의 GALLEX 실험에서 중성미자 검출에 사용되었다.
• 이온원: 액체 금속 이온원으로 사용되어 집속 이온 빔을 생성한다.
• 윤활제: 스키와 기타 저마찰 표면 재료의 글라이드 왁스에 첨가제로 사용된다.
• 플렉서블 전자기기: 플렉서블하고 웨어러블한 기기 개발에 적합한 소재로 연구되고 있다.
• 수소 생성: 알루미늄의 보호 산화층을 파괴하여 수소 가스를 생성하는 데 사용될 수 있다.
• 장난: 갈륨 수저를 이용한 장난에 사용될 수 있다.
• 1990년 국제 온도 눈금(ITS-90)의 공식적인 온도 기준점 중 하나이다.^[12][13][14]
• 광전지: 태양전지에 사용되는 광전지 화합물의 구성요소이다.

6. 1. 반도체

6. 2. 합금

6. 3. 기타 용도

• 중성미자 검출: 러시아 바크산 중성미자 천문대의 SAGE 실험에서 사용된 갈륨-저마늄 중성미자 망원경에 55~57톤의 액체 갈륨이 사용되었다.^[91]
• 이온원: 액체 금속 이온원으로 사용되어 집속 이온 빔을 생성한다. 예를 들어, 집속 갈륨 이온 빔은 세계에서 가장 작은 책인 ''턴업 타운의 티니 테드''를 만드는 데 사용되었다.^[93]
• 윤활제: 스키와 기타 저마찰 표면 재료의 글라이드 왁스에 첨가제로 사용된다.^[94]
• 플렉서블 전자기기: 갈륨의 특성은 플렉서블하고 웨어러블한 기기를 개발하는 데 적합할 수 있다고 추측된다.^[95][96]
• 수소 생성: 갈륨은 알루미늄의 보호 산화층을 파괴하여 물이 AlGa의 알루미늄과 반응하여 수소 가스를 생성할 수 있게 한다.^[97]
• 장난: 갈륨 수저를 만들어 차를 제공하면 뜨거운 차에서 녹는 장난에 사용될 수 있다.^[98]

7. 생체 내 이용

갈륨은 생물학적으로 자연적인 기능을 가지고 있지 않지만, 갈륨 이온은 철(III)(iron(III))과 유사한 방식으로 체내 과정에 관여한다. 이러한 과정에는 많은 질병 상태의 지표인 염증이 포함되므로, 여러 갈륨 염이 의학에서 의약품 및 방사성의약품으로 사용되거나 개발 중이다.^[83] 종양을 가진 동물에 ⁶⁷Ga(III) 시트르산염을 주사했을 때 종양 부위에 국한됨이 발견되면서 갈륨의 항암 특성에 대한 관심이 생겨났다. 임상 시험 결과, 질산갈륨(gallium nitrate)이 비호지킨 림프종과 요로 상피암에 대한 항종양 활성을 가지는 것으로 나타났다. 트리스(8-퀴놀리놀라토)갈륨(III)(KP46) 및 말톨산갈륨(gallium maltolate)과 같은 새로운 세대의 갈륨-리간드 복합체가 등장했다.^[83] 질산갈륨(상표명 Ganite)는 뼈로의 종양 전이와 관련된 고칼슘혈증을 치료하기 위한 정맥 주사용 의약품으로 사용되어 왔다. 갈륨은 파골세포 기능을 방해하는 것으로 생각되며, 다른 치료법이 실패했을 때 효과적일 수 있다.^[84] 경구용으로 흡수율이 높은 갈륨(III) 이온 형태인 말톨산갈륨은 병리적으로 증식하는 세포, 특히 암세포와 철(III)(Fe³⁺) 대신 이를 받아들이는 일부 박테리아에 대한 항증식 효과를 나타낸다. 연구자들은 이 화합물을 다양한 암, 감염성 질환 및 염증성 질환의 잠재적 치료제로 임상 및 전임상 시험을 수행하고 있다.^[85]

''슈도모나스속''과 같은 박테리아가 철(III) 대신 갈륨 이온을 잘못 흡수하면 이온은 호흡을 방해하고 박테리아는 죽는다. 이는 철은 산화환원 활성을 가지고 있어 호흡 중 전자 전달을 허용하지만 갈륨은 산화환원 비활성이기 때문이다.^[86][87]

복합 아민-페놀 Ga(III) 화합물 MR045는 클로로퀸(말라리아 치료에 사용되는 일반적인 약물)에 내성이 있는 기생충에 대해 선택적으로 독성을 나타낸다. Ga(III) 복합체와 클로로퀸 모두 기생충이 혈액을 소화하여 형성되는 폐기물인 헤모조인의 결정화를 억제하여 작용한다.^[88][89]

갈륨-67 (Gallium-67)의 염, 예를 들어 구연산갈륨(citrate)과 질산갈륨(nitrate)은 핵의학 영상 기법인 갈륨 스캔에서 방사성의약품으로 사용된다. ⁶⁷Ga라는 방사성 동위원소가 사용되며, 갈륨의 화합물이나 염의 종류는 중요하지 않다. 신체는 Ga³⁺를 Fe³⁺와 거의 같은 방식으로 처리하며, 이온은 염증 부위(예: 감염 부위)와 세포 분열이 빠른 부위에 결합하여(그리고 농축되어) 축적된다. 이를 통해 핵 스캔 기법으로 이러한 부위를 영상화할 수 있다.^[106]

갈륨-68은 반감기가 68분인 양전자 방출체로, 현재 DOTATOC(신경내분비 종양 조사에 사용되는 소마토스타틴 유사체)나 신경내분비 전이 및 폐 신경내분비암(특정 유형의 ''미세세포종'' 등)에 사용되는 보다 새로운 유사체인 DOTA-TATE와 같은 의약품에 결합하여 PET-CT에서 진단용 방사성핵종으로 사용된다. 갈륨-68의 의약품으로서의 제조는 화학적이며, 이 방사성핵종은 갈륨-68 발생기에서 저마늄의 합성 방사성 동위원소인 저마늄-68로부터 용출에 의해 추출된다.^[90] 갈륨(III) 이온은 생체 내에서 철(III) 이온과 마찬가지로 행동하기 때문에, 철(III) 이온이 관여하는 생체 반응에 상호 작용하여 국재화된다. 이러한 성질을 이용하여 질병 추정 검사인 신티그램에 갈륨염이 사용되고 있다. 또한 갈륨의 생물학적 역할은 알려져 있지 않지만, 대사 촉진을 돕는다는 것이 제시되었다.^[168]

8. 해양에서의 갈륨

미량 원소 분석 기술이 발전하면서 과학자들은 대서양과 태평양에서 용존 갈륨의 흔적을 발견할 수 있었다.^[99] 최근에는 보퍼트해에서도 용존 갈륨 농도가 나타났다.^[99][100] 이러한 결과는 태평양과 대서양 해수가 가진 특성을 반영한다.^[100] 태평양의 경우, 일반적인 용존 갈륨 농도는 수심 150m 미만에서 4~6 pmol/kg이다. 반면 대서양 해수는 수심 350m 초과에서 25~28 pmol/kg이다.^[100]

갈륨은 주로 대기 중 침강을 통해 해양으로 유입되지만, 해양에서 알루미늄의 분포를 밝히는 데 사용될 수 있다.^[101] 갈륨은 알루미늄과 지구화학적으로 유사하지만 반응성이 낮기 때문이다. 갈륨은 알루미늄보다 표층수 체류 시간이 약간 더 길다.^[101] 갈륨은 알루미늄과 유사한 용존 프로파일을 가지고 있어 알루미늄의 추적자로 사용될 수 있다.^[101] 갈륨은 대기 중 철 유입의 추적자로도 사용될 수 있다.^[102] 갈륨은 북서 태평양, 남대서양 및 중앙 대서양에서 철의 추적자로 사용된다.^[102] 예를 들어, 북서 태평양의 아극지역에서는 표층수의 갈륨 농도가 낮은데, 이는 먼지 유입량이 적다는 것을 보여주며, 영양염이 풍부하고 클로로필이 부족한 환경적 특성을 설명할 수 있다.^[102]

9. 주의 사항

갈륨 금속 자체는 독성이 없다. 그러나 여러 갈륨 화합물은 독성이 있다.

갈륨 할로겐화물 착물은 독성이 있을 수 있다.^[105] 수용성 갈륨 염의 Ga³⁺ 이온은 대량으로 주입될 경우 불용성 수산화물을 형성하는 경향이 있다. 이 수산화물의 침전은 동물에서 신장 독성을 유발했다. 소량의 수용성 갈륨은 잘 견디며 독으로 축적되지 않고 주로 소변을 통해 배설된다. 갈륨의 배설은 두 단계로 진행되는데, 첫 번째 단계는 생물학적 반감기가 1시간이고, 두 번째 단계는 생물학적 반감기가 25시간이다.^[106]

흡입된 Ga₂O₃ 입자는 아마도 독성이 있을 것이다.^[107]

인간의 손바닥에 고체 갈륨을 올려놓으면 체온으로 녹고, 녹은 갈륨을 다른 용기 등으로 옮기면 서서히 고체로 돌아오기 때문에, 융점에 관한 교육 자료로 활용할 수 있다. 다만, 액체 갈륨은 젖음성이 강하여 손이나 유리에 묻으면 잘 떨어지지 않으므로 취급에 주의해야 한다.

참조

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