Arsen

Arsen ist ein chemisches Element, das zum ersten Mal im Mittelalter von Albertus Magnus in reiner Form hergestellt wurde. Im Periodensystem der Elemente ist es unter dem Symbol As und der Ordnungszahl 33 zu finden. Es ist ein Element der 5. Hauptgruppe (Stickstoffgruppe). Arsen kommt selten gediegen, meistens in Form von Sulfiden vor. Man zählt es zu den Halbmetallen: Es gibt Modifikationen, die wie Metalle den elektrischen Strom leiten. Andere verhalten sich wie Nichtleiter.

Arsenverbindungen kennt man schon seit dem Altertum. Sie sind hochgiftig. Trotzdem finden sie Verwendung als Bestandteil einzelner Arzneimittel. Desweiteren wird Arsen zur Dotierung von Halbleitern genutzt.

Eigenschaften

Germanium - Arsen - Selen

P
As
Sb

[Ar]3d¹⁰4s²4p³

74

33

As

Periodensystem

Allgemein

Name, Symbol, Ordnungszahl

Arsen, As, 33

Serie

Halbmetalle

Gruppe, Periode, Block

15 (VA), 4, p

Aussehen

metallisch grau

Massenanteil an der Erdhülle

6 · 10^-4 %

Atomar

Atommasse

74,92159

Atomradius (berechnet)

115 (114) pm

Kovalenter Radius

119 pm

van der Waals-Radius

185 pm

Elektronenkonfiguration

[Ar]3d¹⁰4s²4p³

Elektronen pro Energieniveau

2, 8, 18, 5

Oxidationszustände (Oxide)

-3, 3, 5 (leicht sauer)

Normalpotential

0,234 (0,5As₂O₃ + 3H⁺ + 3e^-
→ As + 1,5H₂O)

Elektronegativität

2,18 (Pauling-Skala)

Kristallstruktur

rhomboedrisch

Physikalisch

Aggregatzustand

fest

Modifikationen

3

Dichte (Mohshärte)

graues As: 5720 kg/m³ (3,5)
gelbes As: 1970 kg/m³ (-)
schwarzes As: 4700-5100 kg/m³ (-)

Magnetismus

-

Schmelzpunkt

1090 K (817 °C) (bei 27,5 bar)

Siedepunkt

887 K (614 °C) (Sublimation)

12,95 · 10^-6 m³/mol

34,76 kJ/mol

27,7 kJ/mol

1,3 · 10^-9 Pa bei 50 °C

Schallgeschwindigkeit

-

Verschiedenes

Spezifische Wärmekapazität

330 J/(kg · K)

Elektrische Leitfähigkeit

3,45 · 10⁶ S/m (graues Arsen)

Wärmeleitfähigkeit

50 W/(m · K)

1. Ionisierungsenergie

947,0 kJ/mol

2. Ionisierungsenergie

1798 kJ/mol

3. Ionisierungsenergie

2735 kJ/mol

4. Ionisierungsenergie

4837 kJ/mol

5. Ionisierungsenergie

6043 kJ/mol

6. Ionisierungsenergie

12310 kJ/mol

Isotope

Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE M eV	ZP
⁷²As	{syn}	26 h	ε	4,356	⁷²Ge
⁷³As	{syn}	80,3 d	ε	0,341	⁷³Ge
⁷⁴As	{syn}	17,77 d	ε β^-	2,562 1,353	⁷⁴Ge ⁷⁴Se
⁷⁵As	100 %	As ist stabil mit 42 Neutronen
⁷⁶As	{syn}	1,0778 d	β^-	2,962	⁷⁶Se
⁷⁷As	{syn}	39 h	β^-	0,683	⁷⁷Se

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt,
gelten die angegebenen Daten bei Normbedingungen.

Geschichte

Datei:Arsensymbol.png

Symbol der Alchemisten für das Arsen

Der Name Arsen scheint seinen Urspung im Mittelpersischen zarnik (goldfarben) durch semitische Vermittlung zu haben, volksetymologisch vom Griechischen arsenikón (αρσενικόν), welches für männlich/stark steht. Diese Bezeichnung gab Dioskurides im 1. Jahrhundert dem Mineral Auripigment aufgrund seiner starken Giftwirkung. Erst seit dem 19. Jahrhundert ist die Bezeichnung Arsen gebräuchlich. Das Elementsymbol wurde 1814 von Jöns Jakob Berzelius vorgeschlagen.

Arsen war schon im Altertum in Form von Arsen-Sulfiden wie dem Auripigment (As₂S₃) bekannt. Es wurde benutzt, um Silber goldartig und Kupfer weiß zu färben. Deswegen vermuteten die Alchimisten eine Verwandtschaft mit Schwefel und Quecksilber. Arsentrisulfid kam als Malerfarbe und Enthaarungsmittel zum Einsatz sowie zur äußerlichen als auch inneren Behandlung von Lungenkrankheiten.

Im Mittelalter wurde Arsenik (Arsentrioxid) im Hüttenrauch gefunden. Die Herstellung von Arsen durch Reduktion von Arsenik mit Kohle beschrieb erstmals Albertus Magnus um 1250. Ab 1740 wurden Arsenpräparate mit Erfolg als Beizmittel im Pflanzenschutz angewendet. Diese Nutzung verbot man jedoch 1808 wieder. Trotz der unrühmlichen Bedeutung des Arsenik als Mordgift war Arsen im beginnenden 19. Jahrhundert eines der bedeutendsten Asthmamittel. Man berief sich dabei anscheinend auf Berichte, „die Chinesen benützten Arsen in Kombination mit Tabak als Rauchware, um Lungen zu bekommen, die stark wie Blasebälge sind“.

Im ersten Weltkrieg fanden Arsenverbindungen Verwendung in chemischen Kampfstoffen wie Blaukreuz.

Vorkommen

Arsen kommt praktisch überall im Boden in geringen Konzentrationen vor. Es ist ungefähr so häufig wie Beryllium und Germanium. Von 1 Millionen Atomen sind 1,5 dem Arsen zuzuordnen.

Selten ist es gediegen als Scherbenkobalt zu finden. Häufiger sind Intermetallische Verbindungen mit Antimon (Allemontit) und Kupfer (Whitneyit). Meistens trifft man Arsen gebunden in Form von Sulfiden, vermengt mit anderen Metallsulfiden, an. Die verbreitetsten Arsensulfide sind Realgar (As₂S₂), Auripigment (As₂S₃) und das wichtigste Arsenerz Arsenkies (FeSAs). Daneben findet man Cobaltit ((Co,Fe)AsS), Lichtes Rotglüherz (Ag₃AsS₃), Gersdorffit, Arsenkupfer (Cu₃As), Löllingit, Enargit, Rammelsbergit sowie Safflorit und Sperrylit.

Die Hauptvorkommen der verwertbaren Arsenerze liegen heute in Russland, Schweden, Frankreich, Mexiko und Chile. 1986 wurden in der Welt etwa 48000 t Arsen-Erze in Form von As₂O₃ gefördert. Laut Word Mineral Statistics von 1988 nahm Schweden mit einer Förderleistung von 10000 t weltweit die Spitzenposition ein, gefolgt von der ehemaligen UdSSR (8100 t), Frankreich (8000 t), Mexiko und Chile (je 6000 t). Weitere Abbauländer waren Kanada (5100 t), Namibia (2200 t) und Peru (1200 t). Deutschland kam 1988 auf 360 t.

In der Luft findet man Arsen in Form von partikulärem Arsentrioxid. Als natürliche Ursache dafür hat man Vulkanausbrüche identifiziert. Aber auch durch die Verbrennung von fossilen Brennstoffen gelangt Arsen in die Atmosphäre. Die geschätzten Emissionen, verursacht durch den Straßenverkehr und stationäre Quellen, betrugen 1990 in der Bundesrepublik Deutschland 120 t (20 t in den alten, 100 t in den neuen Bundesländern). Die Außenluftkonzentration von Arsen liegt zwischen 0,5 bis 1 ng/m³ in wenig belasteten und 15 ng/m³ in belasteten Gebieten.

Gewinnung und Darstellung

Arsen fällt in größeren Mengen als Nebenprodukt bei der Herstellung von Kupfer, Blei, Kobalt und Gold an.

Es kann durch das Erhitzen von Arsenkies (FeAsS) oder Arsenikalkies (FeAs₂) unter Luftabschluss in liegenden Tonröhren gewonnen werden. Dabei sublimiert elementares Arsen, das an kalten Oberflächen wieder in den festen Aggregatzustand zurückkehrt.

$\mathrm {FeAsS\rightarrow FeS+As}$ $\mathrm {FeAs_{2}\rightarrow FeAs+As}$

Für die Halbleitertechnik wird Arsen, dessen Reinheit über 99,99999 Prozent betragen muss, durch Reduktion von mehrfach destilliertem Arsentrichlorid im Wasserstoffstrom hergestellt:

$\mathrm {2AsCl_{3}+3H_{2}\rightarrow 6HCl+2As}$

Früher wurde es auch durch Sublimation aus Lösungen in flüssigem Blei erzeugt. Dabei wird der Schwefel der Arsen-Erze durch das Blei in Form von Bleisulfid gebunden. Die hierbei erzielten Reinheiten von über 99,999 Prozent waren jedoch für Halbleiteranwendungen nicht ausreichend. Eine andere Möglichkeit besteht im Auskristallisieren bei hohen Temperaturen aus geschmolzenem Arsen oder in der Umwandlung in Monoarsan, einer anschließenden Reinigung sowie der Zersetzung bei 600 °C in Arsen und Wasserstoff.

Eigenschaften

Arsen ist ein Halbmetall. Das heißt es leitet den elektrischen Strom nur unter bestimmten Bedingungen.

Modifikationen

Arsen kommt wie andere Elemente der Stickstoff-Gruppe in verschiedenen allotropen Modifikationen vor.

Graues Arsen

Graues oder metallisches Arsen ist die stabilste Form (Dichte = 5720 kg/m³). Seine Kristalle sind stahlgrau, metallisch glänzend und leiten den elektrischen Strom.

Betrachtet man den strukturellen Aufbau des grauen Arsens, dann erkennt man Schichten aus gewellten Arsen-Sechsringen (zur Sesselkonformation siehe Cyclohexan). Darin bilden die Arsen-Atome eine Doppelschicht, wenn man sich den Aufbau der Schicht im Querschnitt ansieht. Die Übereinanderlagerung dieser Doppelschichten ist sehr kompakt. Bestimmte Atome der nächsten darüberliegenden oder darunterliegenden Schicht sind von einem Bezugsatom fast ähnlich weit entfernt wie innerhalb der betracheten Doppelschicht. Dieser Aufbau bewirkt, dass die graue Arsen-Modifikation wie die homologen Elemente Antimon und Bismut sehr spröde ist. Deswegen werden diese drei Elemente häufig auch als Sprödmetalle bezeichnet.

Gelbes Arsen

Datei:Gelbes arsen.png

Tetraeder-Struktur des gelben Arsens

Wird Arsen-Dampf schnell abgekühlt, so bildet sich das metastabile gelbe Arsen (Dichte = 1970 kg/m³). Es besteht aus tetraedrischen As₄-Molekülen. Gelbes Arsen ist ein Nichtmetall und leitet infolge dessen den elektrischen Strom nicht. Es kristallisiert aus Schwefelkohlenstoff und bildet kubische, stark lichtbrechende Kristalle, die nach Knoblauch riechen. Bei Raumtemperatur und besonders schnell unter Lichteinwirkung wandelt sich gelbes Arsen in graues Arsen um.

Schwarzes Arsen

Schwarzes Arsen selbst kann seinerseits in zwei verschiedenen Modifikationen vorkommen. Amorphes schwarzes Arsen entsteht durch Abkühlung von Arsen-Dampf an 100-200 °C warmen Oberflächen. Es besitzt keine geordnete Struktur, sondern liegt in einer amorphen, glasartigen Form vor, analog zum roten Phosphor. Die Dichte ist 4700-5100 kg/m³. Oberhalb 270 °C wandelt sich das schwarze Arsen in die graue Modifikation um. Wird glasartiges, amorphes schwarzes Arsen bei Anwesenheit von metallischem Quecksilber auf 100-175 °C erhitzt, so entsteht das metastabile orthorhombische schwarze Arsen, das mit dem schwarzen Phosphor vergleichbar ist.

Braunes Arsen

Bei der Reduktion von Arsenverbindungen in wässriger Lösung entstehen ähnlich wie beim Phosphor Mischpolymerisate. Bei diesen bindet ein Teil der freien Valenzen des Arsens Hydroxylguppen (-OH). Man nennt diese Form des Arsens braunes Arsen.

Reaktionen

Arsen reagiert häftig mit Oxidationsmitteln und Halogenen. So verbrennt Arsen an der Luft mit bläulicher Flamme zu einem weißen Rauch von Arsentrioxid:

$\mathrm {4As+3O_{2}\rightarrow 2As_{2}O_{3}}$

Ohne äußere Wärmezufuhr findet die Reaktion mit Chlor unter Feuererscheinung zu Arsentrichlorid statt:

$\mathrm {2As+3Cl_{2}\rightarrow 2AsCl_{3}}$

Stark oxidierende Säuren, wie konzentrierte Salpetersäure oder Königswasser, wandeln Arsen in Arsensäure um:

$\mathrm {As+5HNO_{3}\rightarrow 5NO_{2}+H_{2}O+H_{3}AsO_{4}}$

Ist die Oxidationsstärke weniger groß - bei Verwendung von verdünnter Salpetersäure oder Schwefelsäure etwa - entsteht Arsenige Säure:

$\mathrm {2As+3H_{2}SO_{4}\rightarrow 3SO_{2}+2H_{3}AsO_{3}}$

Unter sauren Bedingungen und bei Anwesenheit von Metallen bzw. Leichtmetallen (z. B. Zink) reagiert Arsen mit dem gebildeten Wasserstoff zu Monoarsan:

$\mathrm {Zn+2H^{+}\rightarrow Zn^{2+}+H_{2}}$

$\mathrm {2As+3H_{2}\rightarrow 2AsH_{3}}$

Isotope

Vom Arsen sind künstlich hergestellte, radioaktive Isotope mit Massenzahlen zwischen 65 und 87 bekannt. Die Halbwertszeiten liegen zwischen 96 Millisekunden (⁶⁶As) und 80,3 Tagen (⁷³As). Natürlich vorkommendes Arsen besteht zu 100 % aus dem Isotop ⁷⁵As. Deswegen zählt es auch zu den anisotopen Elementen.

Verwendung

Arsen wird zu Bleilegierungen dazu gegeben, um deren Festigkeit zu verbessern und das Blei gießbar zu machen. Vor allem die fein strukturierten Platten von Akkumulatoren können ohne Arsenzusatz nicht gegossen werden.

Metallisches Arsen wurde früher gelegentlich zur Erzeugung mattgrauer Oberflächen auf Metallteilen verwendet, um eine Alterung vorzutäuschen.

In der Elektronik spielt es als mindestens 99,9999 Prozent reines Element für Gallium-Arsenid-Halbleiter (so genannte III-V-Halbleiter, aufgrund der Kombination von Elementen aus der 3. und 5. Hauptgruppe des Periodensystems) sowie für Epitaxieschichten auf Wafern in Form von Indiumarsenidphosphid und Galliumarsenidphosphid eine wesentliche Rolle in der Herstellung von Hochfrequenzbauelementen wie Integrierter Schaltkreise (ICs), Leuchtdioden (LEDs) beziehungsweise Laserdioden (LDs). Es gibt Anfang 2004 weltweit nur drei Hersteller von hochreinem Arsen, zwei in Deutschland und einen in Japan.

Arsen wird in Form seiner Verbindungen in einigen Ländern als Schädlingsbekämpfungsmittel im Weinbau, als Antipilzmittel in der Holzwirtschaft, als Rattengift und Entfärbungsmittel in der Glasherstellung verwendet. Der Einsatz ist sehr umstritten.

Arsen in Arzneimitteln

Die Verwendung arsenhaltiger Mineralien als Heilmittel ist seit dem 1. Jahrhundert beschrieben. Sie wurden als Fiebermittel, als Stärkungsmittel und zur Therapie der Migräne eingesetzt. Als Bestandteil der Fowler'schen Lösung war Kaliumarsenit bis in die 1960er Jahre in Deutschland als Mittel zur Behandlung der Psoriasis im Einsatz.

Einen Boom erlebten arsenhaltige Arzneimittel anfangs des 20. Jahrhunderts. Thomas und Breinl konnten 1905 beobachten, dass das arsenhaltige Präparat Atoxyl Trypanosomen, die Erreger der Schlafkrankheit, abtötet. 1920 wurde eine Weiterentwicklung, das Tryparsamid, im tropischen Afrika kurzzeitig zur Therapie der Schlafkrankheit eingesetzt. Es erwies sich aber als zu toxisch. Das besser verträgliche, in den 1950er Jahren entwickelte Melarsoprol war hingegen über mehrere Jahrzehnte das Mittel der ersten Wahl zur Behandlung der Schlafkrankheit und wird heute noch zur Behandlung therapieresistenter Formen eingesetzt.

Ebenfalls angeregt durch die Trypanosomen-toxische Wirkung von Atoxyl entwickelte Paul Ehrlich das arsenhaltige Salvarsan. Das 1910 in die Therapie der Syphillis eingeführte Salvarsan stellte die erste antibiotisch wirksame Substanz dar und war Vorbild für die Entwicklung der bis heute verwendeten Sulfonamiden.

Im Jahr 2000 wurde ein arsenikhaltiges Präparat in den USA zur Behandlung der promyelozytären Leukämie zugelassen. Seine Wirksamkeit bei der Krebstherapie wird auch auf die antiangioneogenetischen Wirkung zurückgeführt.

Physiologie

Lösliche Arsenverbindungen werden leicht über den Magen-Darm-Trakt aufgenommen und rasch innerhalb von 24 Stunden im Körper verteilt. Man findet den größten Teil des aufgenommenen Arsens in den Muskeln, Knochen, Nieren und Lunge. Im Menschen wurde es zusammen mit Thallium in fast jedem Organ nachgewiesen. Blut enthält bis zu 8 ppm Arsen.

Organische Arsenverbindungen wie z. B. die aus Fischen und Meeresfrüchten stammende Dimethylarsinsäure, Trimethylarsenoxid, Trimethylarsin sowie Arsenobetain verlassen den menschlichen Körper fast unverändert innerhalb von zwei bis drei Tagen über die Nieren. Anorganische Arsenverbindungen werden in der Leber zu Monomethylarsonsäure (MMAA) und Dimethylarsinsäure (DMAA) umgewandelt und anschließend ebenso über die Nieren ausgeschieden.

Biologische Bedeutung

Die biologische Bedeutung des Arsens als Spurenelement ist noch nicht vollständig geklärt. Vermutlich agiert es als Inhibitor durch die Bindung an freien Thiolgruppen in Enzymen. Bei Pflanzen und Tieren soll es den Kohlenhydrat-Umsatz erhöhen, Ursache vielleicht des früher in einigen Alpengegenden verbreitete Arsenikessen.

Sicherheitshinweise

Arsen-Stäube sind leicht entzündbar.

Toxizität

Dreiwertige lösliche Verbindungen des Arsens sind hoch toxisch, weil sie biochemische Prozesse wie die Desoxyribonukleinsäure-Reparatur, den zellulären Energiestoffwechsel, rezeptorvermittelte Transportvorgänge und die Signaltransduktion stören. Eine akute Arsenvergiftung führt zu Krämpfen, Übelkeit, Erbrechen, inneren Blutungen, Durchfall und Kolliken, bishin zu Nieren- und Kreislaufversagen. Die Einnahme von 60 bis 170 mg Arsen kann tödlich wirken. Eine chronische Arsenbelastung kann Krankheiten der Haut und Schäden an den Blutgefäßen hervorrufen, was zum Absterben der betroffenen Regionen (Black Foot Disease), sowie zu bösartigen Tumoren der Haut, Lunge, Leber und Harnblase führt.

Metallisches Arsen dagegen zeigt wegen seiner Unlöslichkeit nur eine geringe Giftigkeit, da es vom Körper kaum aufgenommen wird. Es sollte aber, da es sich an der Luft leicht mit seinen sehr giftigen Oxiden wie dem Arsenik überzieht, stets mit größter Vorsicht behandelt werden.

Grenzwerte

Kationisches Arsen tritt in vielen Ländern im Grundwasser in hohen Konzentrationen auf. Durch Auswaschungen aus Arsen-haltigen Erzen in Form von drei- und fünfwertigen Ionen trinken weltweit über 100 Millionen Menschen belastetes Wasser.

Die Weltgesundheitsorganisation (WHO) empfiehlt seit 1992, einen Grenzwert für Arsen im Trinkwasser von 10 µg/l einzuhalten. Der Wert wird in vielen Staaten Europas und in den USA immer noch überschritten. In Deutschland wird der Grenzwert dagegen seit 1996 eingehalten. Eine Richtlinie der Europäischen Union (EU) von 1998 schreibt 10 µg/l EU-weit vor. Die USA haben sich 2001 verpflichtet, diesen Grenzwert ab 2006 einzuhalten.

Abreicherung

Für die Entfernung von ionischem Arsen aus dem Trinkwasser gibt es Verfahren, die auf Adsorption an Aktivkohle, aktiviertem Aluminiumoxid oder Eisenhydroxidoxid-Granulat beruht. Ebenso werden Ionenaustauscher verwendet. Darüber hinaus ist es möglich, mittels gentechnisch veränderter Pflanzen, Arsen aus dem Boden zu entfernen und in den Blättern zu speichern. Organische Arsenverbindungen in belasteten Böden können enzymatisch mit Hilfe von Pilzen abgebaut werden.

Antidote

Als Antidote ("Gegengifte") bei akuten Arsenvergiftungen stehen die schwefelhaltigen Komplexbildner Dimercaprol, Unithiol und Succimer zur Verfügung. Ihr Stellenwert bei der Behandlung chronischer Arsenvergiftungen ist hingegen umstritten.

Nachweis

Arsenverbindungen zeigen beim Verbrennen eine fahlblaue Flammenfärbung, die jedoch wenig charakteristisch ist. Die Vorprobe auf Arsen mittels einer Phosphorsalzperle ergibt keine Färbung. Bei der so genannten Glühröhrchenprobe erhitzt man Arsenverbindungen, welche dabei teilweise sublimieren und sich an kalten Oberflächen in Form von schwarzem Arsen, weißem Arsentrioxid oder gelbem Arsentrisulfid wieder niederschlagen.

Die so genannte Marshsche Probe ist der klassische Nachweis in der Chemie und Gerichtsmedizin für Arsen. Bei der Bettendorfschen Probe oxidiert Arsen in konzentrierter Salzsäure unabhängig von der Oxidationstufe zweiwertige Zinn-Ionen. Dabei fällt elementares Arsen aus:

$\mathrm {2As^{3+}+3Sn^{2+}\rightarrow 3Sn^{4+}+2As}$

Gibt man zu einer ammoniakalischen, ammoniumchloridhaltigen Lösung von Arsenat Magnesium-Ionen, so erhält man einen kristallinen Niederschlag von Magnesiumammoniumarsenat-Hexahydrat:

$\mathrm {AsO_{4}^{3-}+Mg^{2+}+NH_{4}^{+}+6H_{2}O\rightarrow MgNH_{4}AsO_{4}\cdot 6H_{2}O}$

Des weiteren ist eine Nachweisreaktion von Arsen in wässriger Lösung die Fällung mit Ammoniummolybdat. Der gelbe Niederschlag ist schwerlöslich in Säuren, aber gut löslich in Basen:

$\mathrm {H_{2}AsO_{4}^{-}+22H^{+}+3NH_{4}^{+}+12MoO_{4}^{2-}\rightarrow (NH_{4})_{3}[As(Mo_{3}O_{10})_{4}\cdot aq]+12H_{2}O}$

Arsenionen können mit Hilfe von Ionenaustauscherchromatographie und Atomabsorptionsspektroskopie (AAS) nachgewiesen werden. Das Linienspektrum zeigt im UV-Bereich bei einer Wellenlänge von 230 nm einige intensive Spektrallinien.

Verbindungen

Arsenwasserstoffe

Chemische Verbindungen von Arsen und Wasserstoff (→ Arsane) sind im Vergleich zu den entsprechenden Verbindungen der Hauptgruppennachbarn Stickstoff und Phosphor nicht sehr zahlreich und sehr instabil. Es sind zur Zeit drei Arsane bekannt:

Arsenwasserstoff (auch Monoarsan oder Arsin genannt) mit der Summenformel AsH₃
Diarsan (As₂H₄)
Triarsan (As₃H₅)

Halogenverbindungen

Arsen bildet mit Halogenen binäre Verbindungen vom Typ AsX₃, AsX₅ und As₂X₄ (X bezeichnet das entsprechende Halogen):

Arsentrifluorid (AsF₃)
Arsenpentafluorid (AsF₅)
Arsentrichlorid (AsCl₃)
Arsenpentachlorid (AsCl₅)
Arsentribromid (AsBr₃)
Diarsentetraiodid (As₂I₄)

Sauerstoffverbindungen

Arsentrioxid (Arsenik, As₂O₃)
Arsenige Säure (H₃AsO₃)
Arsensäure (2 H₃AsO₄ * H₂O)

Kalziumarsenat (Ca₃(AsO₄)₂ * 3 H₂O) ist ein Bestandteil von Pflanzenschutzmitteln.

Schwefelverbindungen

Arsentrisulfid (Auripigment, As₂S₃)

Literatur

A. F. Holleman, Egon Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie. de Gruyter, Berlin, 1995, ISBN 3-11-012641-9
Erwin Riedel, Anorganische Chemie. de Gruyter, Berlin, 2002, ISBN 3-11-017439-1
Dietmar Ritter: Charakterisierung und Einsatz alternativer Arsen- und Phosphor-Quellen für die Metallorganische Molekularstrahlepitaxie von InP und GaInAs, Shaker Verlag 1998, ISBN 3826544897
Giulio Morteani, Lorenz Eichinger: Arsen im Trinkwasser und Dearsenierung. Gesetzliche Vorschriften, Toxikologie, Hydrochemie. Wasser, Luft, Boden 48(6), S. 24 - 26 (2004), ISSN 0938-8303

Weblinks