Die Elemente der fünften Hauptgruppe: Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon, Bismut

Zur fünften Hauptgruppe des Periodensystems gehören die Elemente Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon und Bismut. Sie unterscheiden sich stärker untereinander als die Elemente der 6. und 7. Hauptgruppe.

Allgemeine Eigenschaften

Den Elementen fehlen drei Elektronen, um die Edelgaskonfiguration zu erreichen. Man kann deshalb die Bildung von dreifach negativ geladenen Ionen erwarten. Stickstoff (N) bildet mit bestimmten reaktiven Metallen Ionenverbindungen, die das Nitrid-Ion, N^3-, enthalten. Phosphor (P) bildet weniger bereitwillig das Phosphid-Ion, P^3- . Die übrigen Elemente zeigen keine besondere Neigung, vergleichbare Ionen zu bilden, obwohl eine Vielzahl von Arseniden, Antimoniden und Bismutiden bekannt ist; diese Verbindungen haben jedoch metallische Eigenschaften oder sie sind Halbleiter mit erheblichen kovalenten Bindungsanteilen.

	Stickstoff	Phosphor	Arsen	Antimon	Bismut
Farbe	farblos	weiß,rot,sch	grau,gelb	grau	rötlich
Molekülformel	N2	P4, Pn	As4, Asn	Sbn	Bin
Schmelpunkt °C	-210	44	814	630,5	271
Siedepunkt °C	-196	280	633	1325	1560
Kovalenzradius	74 pm	110	121	141	152
Ionenradius	146 pm	185	n.b.	76	103
1. Ionis.-Energie	1399	1061	965	830	772
Elektroneg.	3,0	2,2	2,2	2,1	2,0

Die Elementstruktur von Phosphor, Arsen, Antimon und Bismut

Weisser Phosphor ist ein wachsartiger Festkörper, der bei der Kondensation von Phosphor-Dampf entsteht. Er besteht aus P₄-Molekülen mit einer Tetraeder-Struktur; jedes Atom hat ein nichtbindendes Elektronenpaar (freies Elektronenpaar) und kommt zu einem Elektronenoktett durch Ausbildung von je drei kovalenten Bindungen.

Weisser Phosphor ist in einigen unpolaren Lösungsmitteln löslich (z.B.: Benzol). In der Lösung liegen P₄-Moleküle vor. Die gleichen P₄-Moleküle treten auch im Dampf auf. Bei Temperaturen über 800°C zerfallen die Moleküle teilweise zu P₂-Molekülen, die den gleichen Aufbau wie N₂-Moleküle haben.

Weisser Phosphor ist die reaktionsfähigste Modifikation des Elementes. Er ist sehr giftig. In feiner verteilter Form oder bei gelindem Erwärmen entzündet er sich (Brandbomben); um eine spontane Entzündung zu verhindern, wird er unter Wasser aufbewahrt.

Roter Phsphor entsteht, wenn weisser Phosphor unter Luftausschluss auf etwa 250°C erhitzt wird. Dabei brechen Bindungen der P₄-Moleküle auf und neue Bindungen werden geknüpft, wobei ein unregelmässiges Netzwerk von Atomen entsteht. Roter Phosphor ist somit polymer und amorph. Er ist unlöslich in allen gängigen Lösungsmitteln, ist nicht giftig und wesentlich weniger reaktiv als weisser Phosphor.
Wenn roter Phosphor längere Zeit (1 - 2 Wochen) auf über 550°C gehalten wird, so ordnen sich seine Atome allmählich zu einem Kristallverband. Es entsteht der violette Phosphor, der eine komplizierte, polymere Struktur hat. Jedes Phosphoratom ist darin an drei andere Phosphoratome kovalent gebunden.

Schwarzer Phosphor ist weniger leicht zugänglich. Er entsteht aus weissem Phosphor unter hohem Druck oder wenn flüssiger Phophor in Anwesenheit von Quecksilber (Hg) als Katalysator langsam kristallisiert. Im schwarzen Phosphor sind die Atome zu gewellten Schichten verbunden, die parallel übereinander gestapelt sind.

Die Abstände zwischen benachbarten Phosphoratomen aus verschiedenen Schichten sind erheblich grösser als diejenigen zwischen Phosphoratomen innerhalb der Schicht. Innerhalb der Schicht sind die Atome durch kovalente Bindungen miteinander verbunden, während der Zusammenhalt zwischen den Schichten nur durch relativ schwache Londonsche Kräfte bewirkt wird. Dadurch bedingen sich die Eigenschaften des schwarzen Phosphors, der eine schuppige Konsistenz aufweist. Schwarzer Phosphor ist unlöslich und die am wenigsten reaktive Modifikation des Elementes.

Vom Arsen kann man durch abschrecken von Arsen-Dampf mit flüssigem Stickstoff eine gelbe Modifkation erhalten, die wie der weisse Phosphor aus As₄-Molekülen besteht und in Schwefelkohlenstoff (unpolares Lsgm.) löslich ist. Es handelt sich um eine instabile Modifikation, die sich schnell in das stabile, graue Arsen umwandelt. Graues Arsen hat eine Schichtenstruktur, wobei der Aufbau der Schicht anders als im schwarzen Phosphor ist. Die gleiche Art von Schichten findet man auch in den Strukturen von Antimon und Bismut. Die kürzesten Abstände zwischen Atomen in einer Schicht und zwischen Atomen verschiedener Schichten werden vom Arsen zum Bismut immer ähnlicher; ein Bismutatom ist von sechs nächsten Atomen umgeben, drei innerhalb der Schicht, und drei aus der nächsten Schicht, die nur 15% weiter entfernt sind. Die Bindungsverhältnisse kann man als Zwischenzustand zwischen kovalenter und metallischer Bindung ansehen. Graues Arsen, Antimon und Bismut sind spröde, haben metallischen Glanz und leiten den elektrischen Strom.

Der Stickstoffzyklus

Die Salpetersäure gelangt mit dem Regenwasser in das Erdreich, wo sie nach Neutralistion, zum Beispiel mit Kalk (CaCO₃), in Nitrate überführt wird. Diese können von Pflanzen aufgenommen werden.

Manche Bodenbakterien, sowie die „Stickstoffbakterien", die in den Wurzelknollen der Leguminosen leben, fixieren Luftstickstoff zu Verbindungen, die von Pflanzen genutzt werden können.
Zur Erhöhung des verwertbaren Stickstoffs im Boden dienen Düngemittel. Stickstoffhaltige Düngemittel werden aus Ammoniak hergestellt, der seinerseits durch einen technischen Prozess aus Stickstoff und Wasserstoff hergestellt wird (Haber- Bosch-Verfahren s.u.)
Pflanzen nehmen die wasserlöslichen Stickstoffverbindungen (Ammoniumsalze, Nitrate) aus dem Boden auf und verwenden sie zur Synthese von pflanzlichen eiweissstoffen. Tiere nehmen das pflanzliche Eiweiss mit der Nahrung auf und wandeln es in tierische Eiweissstoffe um.
Eiweissstoffe werden im tierischen Organismus auch abgebaut, der Stickstoff wird dann in Form von Harnstoff, OC(NH₂)₂, ausgeschieden. Dieser kann als Dünger genutzt werden. Bei der Verwesung von toten Tieren und Pflanzen entsteht unter anderem N₂, der in die Luft entweicht.

Vorkommen und Darstellung der Elemente der fünften Hauptgruppe

Die Tabelle gibt eine Übersicht über die wichtigsten Vorkommen der Elemente der fünften Hauptgruppe in der Natur.
Stickstoff wird zusammen mit Sauerstoff und den Edelgasen bei der fraktionierten Destillation von flüssiger Luft erhalten. Er kommt in flüssiger Form (zu Kühlzwecken) oder als komprimiertes Gas in grünen S
tahlflaschen in den Handel. Sehr reiner Stickstoff entsteht bei der thermischen Zersetzung von Natriumazid (NaN₃) oder Bariumazid (Ba(N₃)₂).

Für den Laborbedarf kann Stickstoff durch Erwärmen einer gesättigten Lsg. von Ammoniumchlorid und Natriumnitrit hergestellt werden.

Phosphor wird technisch aus Phosphatmineralien hergestellt. Diese werden in einem elektrisch beheizten Ofen mit Sand (SiO₂) und Koks bei etwa 1500°C umgesetzt. Bei der stark endothermen Reaktion entsteht Calciumsilicat und gasförmiger Phosphor und Kohlenmonoxid.

Arsen, Antimon und Bismut werden durch Reduktion ihrer Oxide mit Kohlenstoff bei höheren Temperaturen erhalten

Die Oxide erhält man durch Rösten der sulfidischen Erze an der Luft.

Arsen, Antimon und Bismut kommen in der Natur gelegentlich elementar („gediegen") vor, aber nur im Falle des Bismuts sind solche Erze abbauwürdig.

Nitride und Phosphide

Zahlreiche Metalle reagieren mit Phosphor unter Bildung von Phosphiden, die das Phosphidion P₃^- enthalten.
Metalle reagieren auch mit Arsen, Antimon und, in geringem Maße, mit Bismut; auch hierbei entstehen dreifach negativ geladene Ionen des jeweiligen Elementes (Arsenid, Antimonid, Bismutid). Galliumarsenid,Z.B., ist ein Halbleiter der bei der Herstellung von Solarzellen zum Einsatz kommt (kam).

Wasserstoffverbindungen der fünften Hauptgruppe

Dieses theoretisch einfache Verfahren wird in der Industrie durch einen komplizierten Großprozeß verwirklicht. Die Ausgangsstoffe H₂ und N₂ werden durch technisch aufwendige Prozesse unmittelbar vor der NH₃-Synthese gewonnen. Bei einer Synthesemethode wird Wassergas (H₂ + CO) und Generatorgas (2N₂ + CO) verwendet; beide Gase werden abwechselnd im gleichen Reaktionsbehälter hergestellt. Beim Durchleiten von Luft durch Koks verbrennt dieser zu CO und heizt sich auf, Generatorgas entsteht; dann wird Wassersdampf durchgeleitet und in endothermer Reaktion entsteht Wassergas, der Koks kühlt sich ab. Das CO wird durch Konvertierung mit Wasserdampf zu H₂ und CO₂ umgesetzt, das CO₂ wird dann herausgelöst.

Ammoniak ist ein farbloses Gas mit einem stechenden, charakteristischen Geruch, das beim Einatmen die Schleimhäute angreift. Beim Abkühlen auf -33,4°C kondensiert das Gas zu einer wasserähnlichen Flüssigkeit, die ein gutes Lösungsmittel ist

. In Wasser ist Ammoniak sehr gut löslich; bei 20°C und Normaldruck lösen sich etwa 700 Liter NH₃-Gas in einem Liter Wasser. Die Lösung ist schwach basisch

Sowohl in Lösung wie auch als Gas reagiert Ammoniak mit Säuren, wobei Ammonium-Salze entstehen. (Ammoniak + Salzsäure <--> Ammoniumchlorid)

Weitere Wasserstoffverbindungen des Stickstoffs

Stickstoffwasserstoffsäure, HN₃, ist eine schwache Säure, die in wässriger Lösung aus ihren Salzen, den Aziden, durch Zusatz von Schwefelsäure gewonnen wird. reine HN₃ ist eine flüchtige, sehr giftige und explosive Flüssigkeit. Schwermetallazide sind sehr brisant, Bleiazid, Pb(N₃)₂, wird als Initialzünder verwendet, d.h. zur Einleitung der Explosion von Sprengstoffen und Munition.

Phosphan (PH₃, Phosphorwasserstoff) ist ein sehr giftiges, unangenehm riechendes, farbloses Gas, das bei der Hydrolyse von Phosphiden entsteht. Es bildet sich auch bei der Reaktion von weissem Phosphor mit konzentrierten Alkalihydroxidlösungen.

Arsan (AsH₃, Arsenwasserstoff), Stiban (SbH₃, Antimonwasserstoff) und Bismutan (BiH₃, Bismutwasserstoff) sind sehr giftige Gase, die bei der Hydrolyse von Arseniden, Antimoniden oder Bismutiden entstehen. Sie haben keine basischen Eigenschaften und bilden keine Salze mit Säuren. AsH₃ und SbH₃ bilden sich auch bei der Einwirkung von „naszierendem Wasserstoff" auf Arsen bzw. Antimon.

Halogenverbindungen

Trihalogenide sind von allen Elementen der fünften Hauptgruppe bekannt (ausser Astat).
Stickstofftrifluorid (NF₃) ist ein farbloses, reaktionsträges Gas, das anders als Ammoniak nicht wasserlöslich ist und keine basischen Eigenschaften hat. Im Gegensatz zum NF₃ sind die übrigen Stickstofftrihalogenide instabile, explosive Substanzen. Da sowohl Ammoniak wie die Halogene gängige Laborchemikalien sind, muß man sich der Gefahr bewußt sein, die bei deren Vermischung lauert. NI₃ * NH₃ (Ammoniakat des Stickstofftriiodid) fällt zum Beispiel als schwerlösliche, braun-schwarze Verbindung aus wässrigen NH₃-Lösungen bei Zusatz von Iod aus; im trockenen Zustand explodiert es bei der geringsten Berührung.

Pentahalogenide sind nicht von allen Elementen der fünften Hauptgruppe herstellbar. Bekannte Pentahalogenide sind: PF₅, PCl₅, PBr₅, AsF₅, AsCl₅, SbF₅, SbCl₅, BiF₅. Im flüssigen und gasförmigen Zustand bestehen die Pentahalogenide trigonal- bipyramidalen Molekülen. Festes PCl₅ und PBr₅ bilden dagegen Ionengitter. Alle Pentahalogenide sind Lewis-Säuren. Sie lagern leicht Halogenidionen an, wobei Hexahalogeno-Anionen entstehen.

Oxide und Oxosäuren der Elemente der fünften Hauptgruppe

Ox.Z.: +I. Distickstoffoxid,

auch Lachgas genannt, N₂O wird durch vorsichtiges Erhitzen von geschmolzenem Ammoniumnitrat bei 200°C dargestellt. Bei Temperaturen von über 300°C kann die Zersetzung des Ammoniumnitrats explosionsartig ablaufen.

N₂O ist ein farbloses, wenig reaktives Gas. Bei etwa 500°C zersetzt es sich in die Elemente. In geringen Mengen eingeatmet erzeugt es einen Rauschzustand. Medizinisch wird es im Gemisch mit Sauerstoff als Narkosemittel verwendet, außerdem dient es als Treibgas in Sprühflaschen von Schlagsahne.

Ox.Z.: +II. Stickstoffmonoxid, NO,

entsteht bei sehr hohen Temperaturen aus den Elementen (künstlich [Lichtbogen], natürlich [Blitz]).

Im NO-Molekül ist eine ungerade Zahl von Elektronen vorhanden, ein Elektron muß somit ungepaart sein; aus diesem Grund ist NO paramagnetisch.

In Kontakt mit Sauerstoff reagiert NO bei Raumtemperatur sofort zu braunem NO₂.

Stickstoffoxid (NO) spielt eine Schlüsselrolle beim Sauerstofftransport im Blut, haben Forscher der Duke-Universität in Durham herausgefunden. Das Gas reguliert nicht nur das Öffnen und Schließen der Blutgefäße, es wirkt auch auf die roten Blutkörperchen ein, die den Sauerstoff von der Lunge ins Gewebe bringen. Das schreiben die Wissenschaftler um Jonathan Stamler in einer Studie, die in der Juliausgabe 2002 des Fachblatts "Nature Medicine" erscheint. Die Ergebnisse könnten die bisher ungelöste Frage klären helfen, weshalb bei vielen Patienten ein hoher Sauerstoffgehalt im Blut keineswegs immer zu einer guten Sauerstoffversorgung des Gewebes führt. Ursache könnten Störungen im Stickstoffoxid-Haushalt sein – in den feinen Verästelungen der Blutgefäße kann dann nicht mehr genug Sauerstoff abgegeben werden. Neben Sauerstoff und Kohlendioxid sollten daher bei Intensivpatienten auch die Werte des Stickstoffoxids kontrolliert werden, empfehlen die Wissenschaftler. Die Entdeckung soll zudem helfen, Gefäßkrankheiten besser zu verstehen.

Ox.Z.: +III. Distickstofftrioxid, N₂O₃,

bildet sich als blaue Flüssigkeit wenn ein äquimolares Gemisch von NO und NO₂ auf -20°C abgekühlt wird.

Die Verbindung ist unter normalen Bedingungen instabil und zerfällt wieder in seine Edukte.

Ox-Z.: +IV: Das monomere Stickstoffdioxid, NO₂,

existiert in einem Gleichgewicht mit seinem Dimeren, dem Distickstofftetroxid, N₂O₄.

Stickstoffdioxid ist ein braunes, sehr giftiges und korrodierend wirkendes Gas. Es hat eine ungerade Elektronenzahl und ist paramagnetisch. Das Dimer, bei dem die Elektronen wieder gepaart sind, ist diamagnetisch und farblos. Je höher die Temperatur, desto mehr liegt das Gleichgewicht auf der Seite des NO₂. Bei 135°C besteht das Gas zu etwa 99% aus NO₂. Beim Abkühlen kondensiert es bei 21°C zu einer braunen Flüssigkeit, deren Farbe sich bei weiterer Abkühlung immer mehr aufhellt. Beim Schmelzpunkt (-11°C) liegt der Großteil als N₂O₄ vor. Stickstoffdioxid wird durch die Reaktion von Stickstoffmonoxid mit Sauerstoff hergestellt.

Ox.Z.: +V. Distickstoffpentoxid, N₂O₅,

ist das Anhydrid der Salpetersäure; aus ihr wird es durch Dehydratisierung mittels Phosphor(V)-oxid dargestellt.
N₂O₅ ist eine farblose, kristalline Substanz, die bei 32,5°C sublimiert. Der Dampf besteht aus N₂O₅-Molekülen, die jedoch nicht sehr stabil sind und zu NO₂ und O₂ zerfallen. Im festen Zustand ist die Verbindung dagegen ionisch aus Nitryl-Ionen NO₂⁺ und Nitrat-Ionen NO₃^- aufgebaut.

Salpetersäure (HNO₃)

ist die wichtigste Oxosäure des Stickstoffs; in ihr hat der Stickstoff die Oxidationszahl +V. Salpetersäure wird techisch über das Ostwald-Verfahren hergestellt. Das durch die Ammoniak-Verbrennung gewonnene NO verbindet sich während der Abkühlung mit Sauerstoff zu NO₂. Dieses Gas wird zusammen mit überschüssigem Sauerstoff durch Rieseltürme geleitet, in denen es mit Wasser reagiert. Dabei disproportioniert das NO₂ zu Salpetersäure und NO; der überschüssige Sauerstoff oxidiert das NO sofort wieder zu NO₂, das wie zuvor mit dem Wasser reagiert.

Reine Salpetersäure ist eine farblose Flüssigkeit, die bei 83°C siedet. Beim Stehen in Licht zersetzt sie sich teilweise unter Bildung von NO₂. Reine Salpetersäure kann auch durch Erhitzen von Natriumnitrat mit konzentrierter Schwefelsäure hergestellt werden.

Salpetersäure ist nicht nur eine starke Säure, sondern auch ein kräftiges Oxidationsmittel. Sie oxidiert die Mehrzahl der NIchtmetalle, wobei vielfach die Oxide oder Oxosäuren in den höchsten Oxidationszuständen entstehen. Alle Metalle mit Ausnahme von einigen Edelmetallen wie Gold und Platin werden oxidiert. Auch Kupfer , Silber und Quecksilber, die von anderen Säuren nicht angegriffen werden, lösen sich in Salpetersäure. Bei Oxidationsreaktionen mit Salpetersäure entsteht in der Regel kein Wasserstoff. Die Salpetersäure wird vielmehr zu verschiedenen Stickstoffverbindungen reduziert, in denen der Stickstoff eine niedrigere Oxidationszahl hat.
Königswasser wirkt noch stärker oxidierend als Salpetersäure und greift auch Gold und Platin an. Es handelt sich um ein Gemisch aus konzentrierter Salpetersäure und konzentrierter Salzsäure im Molverhältniss 1 : 3. Seine Oxidationskraft ist auf die Entwicklung von naszierendem Chlor zurückzuführen, das neben Nitrosylchlorid (NOCl), entsteht.

Salpetrige Säure, HNO₂,

ist die Oxosäure, in der Stickstoff die Oxidationszahl +III hat. Sie disproportioniert sehr schnell, insbesondere in der Wärme. Aus diesem Grund läßt sich reine HNO₂ nicht isolieren. Wässrige Lösungen werden durch den Zusatz einer einer starken Säure (z.B. Salzsäure) zu einer kalten wässrigen Lösung eines Nitrits (z.B. NaNO₂) hergestellt. Die Lösungen werden unmittelbar verwendet, ohne dass man versucht, die Salpetrige Säure abzutrennen. Salpetrige Säure ist eine schwache Säure, die sowohl als Reduktions- wie auch als Oxidationsmittel verwendet werden kann.

Oxide und Oxosäuren des Phosphors

(Ortho-)Phosphorsäure

ist eine farblose, kristalline Verbindung, sie kommt aber in der Regel als 85%ige Lösung in den Handel. H₃PO₄ ist eine dreiprotonige Säure, die von ihr gebildeten Salze heissen Phosphate.

Phosphate sind wichtige Bestandteile in Düngemitteln. Phosphatmineralien sind zu schwer löslich in Wasser und können nicht direkt zu diesem Zweck verwendet werden. Das besser lösliche Calciumhydrogenphosphat [Ca(H₂PO₄)₂] ist für Düngezwecke geeignet; es wird aus Phosphatmineralien durch Reaktion mit Säuren erhalten. Die Mischung aus Ca(H₂PO₄)₂ und CaSO₄ (Calciumsulfat) wird „Superphosphat" genannt. Ein besseres Düngemittel ist das calciumfreie „Tripelsuperphosphat", das durch Reaktion mit Phosphorsäure hergestellt wird

Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ <--> Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄
Superphosphat

Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ <--> 3Ca(H₂PO₄)₂
Tripelsuperphosphat

Da auch Nitate wichtige Bestandteile von Düngemitteln sind, erhält man ein sehr wirkungsvolles Düngemittel bei der Behandlung von Phosphatmineralien mit Salpetersäure („Nitrophosphate"). Wirkungsvoll sind auch Monoammoniumphosphat, NH₄H₂PO₄, und Diammoniumphosphat (NH₄)₂HPO₄, die aus Phosphorsäure und Ammoniak hergestellt werden.

H₃PO₄ + NH₃ <--> NH₄H₂PO₄ + NH₃ <--> (NH₄)₂HPO₄
Monoammoniumphosphat --> Diammoniumphosphat

Kondensierte Phosphorsäuren (Polyphosphorsäuren)

Phosphorige Säure, H₃PO₃,

ist eine Oxosäure, in der Phosphor mit der Oxidationszahl +II vorliegt. Sie kann aus P₄O₆ und kaltem Wasser oder durch Hydrolyse von PCl₃ dargestellt werden.

Obwohl das H₃PO₃-Molekül über drei Wasserstoffatome vefügt handelt es sich um eine zweiprotonige Säure.

In der Unterphosphorigen Säure, H₃PO₂,

hat Phosphor die Oxidationszahl +I. Sie bildet weisse, farblose Kristalle und ist nur eine einprotonige Säure.

Die Zahl der Protonen, die von der Phosphorsäure, Phosphoriger Säure und Unterphosphoriger Säure abgegeben werden können, hängen mit ihrer Molekularstruktur zusammen. Nur H-Atome, die an O-Atome gebunden sind, haben sauren Charakter; diejenigen, die an das Phosphor-Atom gebunden sind, dissoziieren nicht in wässriger Lösung.

Oxide und Oxosäuren von Arsen, Antimon und Bismut spielen nur eine untergeordnete Rolle. Die Oxide biden sich beim Erhitzen von AS, Sb und Bi an der Luft. Die Oxide verbinden sich mit Wasser zu den entsprechenden Säuren.

Verwendung der Elemente der fünften Hauptgruppe

Phosphor. Elementearer Phosphor wird überwiegend zur Herstellung von Phosphor(V)-oxid, von reiner Phosphorsäure und von Phosphaten verwendet. In kleineren Mengen dient es zur Herstellung von Streichhölzern und Feuerwerkskörpern.
Die bedeutendste Produktklasse, die aus Phosphorsäure hergestellt wird, sind Düngemittel.

Arsen, Antimon und Bismut und ihre Verbindungen werden heutzutage in der modernen Kommunikationstechnologie eingesetzt. Wohl fast alle wichtigen Telekommunikationslaser zur Datenübertragung bestehen hauptsächlich aus Arseniden (AlGaAs). Und Internet in seiner heutigen Form wäre ohne Arsenide auch undenkbar.
Sb und Bi dehnen sich beim Erstarren einer Schmelze aus und dringen in alle Ritzen einer Form. Niedrigschmelzende Antimon- und Bismut-Legierungen dienen als Verschlüsse für Sprinkleranlagen und von Sicherheitsventilen für Kessel, als Lötmetall und für elektrische Sicherungen. Arsenverbindungen werden in Giften zur Bekämpfung von Ratten und Insekten eingesetzt.

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