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Stickstoff ( lateinisch Nitrogenium) ist ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 7 und dem Elementsymbol N. Im Periodensystem steht es in der fünften Hauptgruppe bzw. der 15. IUPAC-Gruppe oder Stickstoffgruppe sowie der zweiten Periode. Das Symbol N leitet sich von der lateinischen Bezeichnung nitrogenium ab (von altgriechisch νίτρον nítron „Laugensalz" und -gen, meist als „Salpeterbildner" übersetzt). Die deutsche Bezeichnung Stickstoff erinnert daran, dass molekularer Stickstoff Flammen durch Verdrängen von Sauerstoff löscht („erstickt") und dass in reinem Stickstoff Lebewesen ersticken, weil Sauerstoff fehlt. Ältere Bezeichnungen sind oder Azotum, von denen sich weiterhin der Name einiger Stickstoffverbindungen ableitet, Stickgas und Zoogenium.

Elementar tritt Stickstoff nur in Form zweiatomiger Moleküle auf (molekularer Stickstoff, auch Distickstoff, Summenformel N ₂); er ist mit 78 % der Hauptbestandteil der Luft. In der Erdkruste kommt anorganisch gebundener Stickstoff selten vor; von Bedeutung ist er nur in Salpetervorkommen.

Im Laufe der Evolution hat sich ein Stickstoffkreislauf der Ökosysteme ausgebildet: Als Bestandteil von Proteinen und vielen anderen Naturstoffen ist Stickstoff essentiell für Lebewesen, die ihn in einem energieintensiven Prozess ( Stickstofffixierung) organisch binden und bioverfügbar machen. Dies geschieht zum Beispiel enzymatisch an einem Eisen-Schwefel-Cluster, welcher ein Kofaktor des Enzyms Nitrogenase ist.

Geschichte

Carl Wilhelm Scheele

Natürlich vorkommende chemische Verbindungen des Stickstoffs, wie Nitrate und Ammoniumsalze, wurden schon in der Antike und von den Alchimisten verwendet. Beide Verbindungstypen kann man neben ihrem Vorkommen als Mineralien auch aus Exkrementen herstellen. So stellten die Ägypter beispielsweise Ammoniumchlorid (Salmiak) aus Kamelmist her und Salpeter wurde lange Zeit aus dem Boden von Ställen gewonnen. Carl Wilhelm Scheele wies 1771 Stickstoff als Bestandteil der Luft nach - er bezeichnete ihn als „verdorbene Luft" - und wurde im Jahr 1772 von Daniel Rutherford bestätigt. Antoine de Lavoisier gab dem Gas den Namen azôte (von altgriechisch ἄζωτος ázōtos „das Leben nicht unterstützend, lebensfeindlich", also „erstickender, das Leben nicht unterhaltender Stoff"). Jean-Antoine Chaptal führte den Namen nitrogène ein (von nitrogenium), nachdem man erkannt hatte, dass der Salpeter und die Salpetersäure Stickstoff-Verbindungen sind. Daher stammt die übliche Übersetzung „Salpeterbildner" ( lateinisch nitrogenium ist abgeleitet von νίτρον nítron „Laugensalz", das in der Antike verschiedene Salze im modernen Sinn bezeichnete - vergleiche die anfänglichen Ausführungen zur altgriechisch Geschichte des Natriums -, und -gen, gemeinsam „[Laugen-]Salzbildner"). Reiner Ammoniak wurde erstmals im Jahr 1774 von Joseph Priestley dargestellt. Dass Luft Sauerstoff und Stickstoff in einem konstanten Verhältnis von etwa 1:4 enthält hatte Henry Cavendish 1783 erkannt.

Bis zum Anfang des 20. Jahrhunderts war Salpeter die einzige große Quelle von Stickstoffverbindungen. Durch die Einführung des Frank-Caro-Verfahrens ( Kalkstickstofferzeugung nach Adolph Frank und Nikodem Caro) wurde der Luftstickstoff erstmals nutzbar gemacht. Das Birkeland-Eyde-Verfahren, nach Kristian Birkeland und Sam Eyde, diente der Gewinnung von Salpetersäure. Diese Verfahren wurden bald darauf abgelöst durch das Haber-Bosch-Verfahren, nach Fritz Haber und Carl Bosch, zur Synthese von Ammoniak aus Luftstickstoff und Wasserstoff sowie durch das katalytische Ostwaldverfahren nach Wilhelm Ostwald zur Umsetzung von Ammoniak zu Salpetersäure.

Natürliches Vorkommen und Kreislauf des Stickstoffs

Stickstoffkreislauf

Schon im 19. Jahrhundert erkannte man, dass ein großer Teil der pflanzlichen Materie Stickstoff enthält und er ein wichtiges Bauelement aller Lebewesen ist. Er ist das wesentliche Element der Proteine und Proteide (Eiweiße) und der DNS. Stickstoff ist daher auch Baustein aller Enzyme, die den pflanzlichen, tierischen und menschlichen Stoffwechsel steuern. Stickstoff ist für das Leben auf der Erde unentbehrlich.

Stickstoff in der Luft

Die Lufthülle der Erde besteht zu 78,09 Vol-% (75,53 % Gewichtsanteil) aus molekularem Stickstoff (Distickstoff N ₂). Lediglich eine kleine Anzahl von Mikroorganismen kann ihn nutzen, ihn in ihre Körpersubstanz einbauen oder auch an Pflanzen abgeben. Pflanzen können, soweit bekannt, den gasförmigen Stickstoff der Luft nicht unmittelbar nutzen. Die Überführung in eine Form, die von den Pflanzen verwertbar ist, geschieht durch:

Knöllchenbakterien: Diese Bakterien dringen in die Wurzeln der sogenannten Leguminosen ein. Sie ernähren sich von den Assimilaten der Pflanze. Im Tausch dafür liefern sie der Wirtspflanze Ammonium. Dieses wurde durch ein spezielles Enzym, der Nitrogenase, unter hohem Energieaufwand aus dem Luftstickstoff reduziert. Diese Lebensgemeinschaft ist eine Symbiose. Sie ermöglicht den Leguminosen die Besiedelung auch schlechter Standorte, weshalb der Mensch diese Pflanzen insbesondere im ökologischen Landbau zur Anreicherung des Bodens mit Stickstoff nutzt. Hier stellen Leguminosen die Hauptstickstoffquelle dar.

Freilebende Mikroorganismen: Die nichtsymbiotische Stickstoffbindung beruht auf der Fähigkeit einiger freilebender Mikroorganismen (zum Beispiel Azotobacter und Cyanobakterien), Luftstickstoff zum Aufbau von körpereigenem Eiweiß zu verwenden. Bei ackerbaulicher Nutzung wird die Größenordnung der Bindung von atmosphärischem Stickstoff durch freilebende Mikroorganismen mit 5-15 kg/ha und Jahr angenommen.

Elektrische Entladung bei Gewittern: In niederschlagsreichen Gebieten können jährlich 20-25 kg N pro ha durch Regen dem Boden zugeführt werden. Das geschieht bei elektrischen Entladungen, wenn sich Sauerstoff und Stickstoff zu Stickstoffoxiden verbinden. Letztendlich reagieren diese Oxide mit dem Regenwasser zu Salpetersäure und im Boden können Nitrate entstehen.

Ammoniaksynthese: Die Chemiker Fritz Haber und Carl Bosch haben zu Anfang des 20. Jahrhunderts ein Verfahren entwickelt, mit dem aus Luftstickstoff und Wasserstoff Ammoniak hergestellt werden kann. Die durch das Haber-Bosch-Verfahren möglich gewordene Nutzung des Stickstoff der Atmosphäre hat zur wesentlichen Ertragssteigerung landwirtschaftlicher Produktionen beigetragen. Die Ernährungssicherung konnte damit wesentlich verbessert werden. Die Pflanze baut aus dem aufgenommenen Ammoniak pflanzliches Eiweiß auf, das Mensch und Tier als Nahrung und zum Aufbau des eigenen Körpereiweißes dient. Im menschlichen und tierischen Organismus wird das Eiweiß zum großen Teil wieder abgebaut und mit dem Kot und Harn ausgeschieden. Zum heutigen Zeitpunkt wurde im Schnitt bereits jedes dritte Stickstoffatom in der Biosphäre einmal von der Düngemittelindustrie verarbeitet.

Autoabgase: Durch die Verbrennung fossiler Energieträger (Benzin, Diesel) werden durch den Autoverkehr Stickstoffverbindungen freigesetzt. Bei dem Verbrennungsvorgang entstehen Stickoxide (NOx, vor allem Stickstoffdioxid NO₂, aber auch Stickstoffmonoxid NO und andere NOx-Verbindungen). In der Vergangenheit wurden diese direkt in die Umgebung entlassen. Heutzutage besitzen Autos Katalysatoren, welche diese Verbindungen reduzieren: NOx wird im Katalysator zu Ammoniak reduziert. Dieses wird im Beisein von Wasser in Ammonium umgewandelt (Ammoniak/Ammonium-Gleichgewicht in angesäuerter Lösung: NH₃ + H₃O⁺ ⇔ NH₄⁺ + H₂O). Sowohl die oxidierten als auch die reduzierten Stickstoffverbindungen werden über die Luft verfrachtet und tragen zu einem beträchtlichen Teil zur Eutrophierung benachbarter Ökosysteme bei.

Stickstoff im Boden

In der Ackerkrume ( A-Horizont) liegen meist mehr als 95 % des Gesamtstickstoffs als organisch gebundener Stickstoff in lebender Wurzelmasse, abgestorbener Pflanzenmasse, Humusstoffen und Bodenlebewesen vor. Der Rest von weniger als 5 % ist anorganischer Stickstoff in Form von Ammonium oder Nitrat und in sehr geringer Menge in Form von Nitrit. Dieser mineralische Stickstoffgehalt wird im Frühjahr vor der Düngung mit der -Methode bestimmt. Der Gesamtstickstoffgehalt der Böden ist stark von deren Kohlenstoffgehalt abhängig. Er wird durch Klima, Vegetation, Bodenart, Geländegestalt und Maßnahmen des Landwirts, wie Bodenbearbeitung, beeinflusst.

Stickstoff in Pflanzen

Aufgaben in der Pflanze

Stickstoff wird in die Photosyntheseprodukte eingebaut, um unter anderem Eiweiße herzustellen, und fördert so das Wachstum. Eine wichtige Bedeutung kommt dem Stickstoff als essentieller Bestandteil der Desoxyribonukleinsäure und des Chlorophylls zu. Je nach Art liegt der Anteil der Trockensubstanz bei 2-6 %, oder bei durchschnittlich 1,5 %. Die Aufnahme des Stickstoffs erfolgt meist in Form von Ammonium- oder Nitratsalzen.

Mangelsymptome

kümmerlicher Wuchs

blassgrüne Farbe der Blätter. Ältere werden chlorotisch und fallen vorzeitig ab.

zu frühes Blühen (Notblüte)

Vergilbungen

Überschusssymptome

Mastiger Wuchs

Blätter dunkelgrün

Blüte verzögert

Pflanze frost- und krankheitsanfällig

Blattgewebe wirkt schwammig und weich

Gewinnung und Darstellung

Primär wird Stickstoff heute durch die fraktionierte Destillation verflüssigter Luft in Luftzerlegungsanlagen nach dem Linde-Verfahren mit einer Reinheit von bis zu 99,99999 % gewonnen. Stickstoff mit Verunreinigungen unter 1 ppb erfordert zusätzliche Reinigungsschritte. Für das Entfernen des verbliebenen Sauerstoffs existiert eine biologische Methode unter Verwendung von Reiskeimlingen.

Schematischer Aufbau des Membranverfahrens

Stickstoff mit einem Reinheitsgrad von ca. 99 % wird wesentlich kostengünstiger durch mehrstufige Adsorption/Desorption an Zeolithen erhalten. Eine weitere Methode zur dezentralen Gewinnung von Stickstoff ist das Membranverfahren. Hierbei wird Druckluft mit einem Druck von 5 bis 13 bar durch eine Kunststoffmembran gepresst. Die Diffusionsgeschwindigkeit von Stickstoff und Argon durch diese Membran ist deutlich langsamer als jene von Sauerstoff, Wasser und Kohlendioxid, dadurch wird der Gasstrom auf der Innenseite der Membran mit Stickstoff angereichert. Durch Anpassung der Durchströmgeschwindigkeit kann die Reinheit des Stickstoffs gesteuert werden (bis 99,995 % bei Kleinstmengen, 99 % bei industriellen Maßstäben.)

Eine etwas altertümliche Methode ist das Binden des Luftsauerstoffs unter Erhitzen an Kohle und das anschließende Auswaschen des entstandenen Kohlenstoffdioxids. Der Luftsauerstoff kann auch durch das Überleiten der Luft über glühendes Kupfer oder durch eine alkalische Pyrogallol- bzw. Natriumdithionitlösung entfernt werden.

Im Labor kann reiner Stickstoff durch Erhitzen einer wässrigen Ammoniumnitritlösung oder einer Lösung des Gemisches Ammoniumchlorid/ Natriumnitrit auf etwa 70 °C dargestellt werden:

Alternativ ist eine Thermolyse von Natriumazid möglich, die zur Herstellung von spektroskopisch reinem Stickstoff verwendet wird.

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Valenzstrichformel des N₂-Moleküls

Molekularer Stickstoff ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, welches bei tiefen Temperaturen (−196 °C) zu einer farblosen Flüssigkeit kondensiert. Stickstoff ist in Wasser wenig löslich (23,2 ml Stickstoff in 1 l Wasser bei 0 °C) und nicht brennbar. Stickstoff ist das einzige Element der Stickstoffgruppe, das mit sich selbst (p-p)π-Bindungen bildet. Der Atomabstand dieser Dreifachbindung beträgt 109,8 pm.

Spektrum einer Stickstoff-Gasentladung

In einer Gasentladungs-Spektralröhre werden bei einem Restdruck von ca. 5-10 mbar die Molekülorbitale des Stickstoffs beim Betrieb mit 1,8 kV Hochspannung, 18 mA Stromstärke und einer Frequenz von 35 kHz zum Leuchten angeregt. Bei der Rekombination der ionisierten Gasmoleküle wird hierbei das charakteristische Farbspektrum abgestrahlt.

Der kritische Punkt liegt bei: Temperatur 126,19 K (−146,95 °C), Druck 33,9 bar, Dichte 0,314 g/cm ³. Der Tripelpunkt liegt bei: Temperatur: 63,15 K (−210 °C), Druck 0,125 bar.

Stickstoff geht in seinen Verbindungen vorzugsweise kovalente Bindungen ein. In der 2s ²p ³ Elektronenkonfiguration führt die Bildung von drei Kovalenzen zur Oktett-Komplettierung; Beispiele hierfür sind:

Alle diese Verbindungen haben eine trigonale pyramidale Struktur und ein freies Elektronenpaar. Über dieses freie Elektronenpaar können sie als Nukleophile und als Basen reagieren.

Der molekulare Distickstoff N ₂ ist durch die im Stickstoffmolekül vorhandene stabile Dreifachbindung und die damit verbundene hohe Bindungsdissoziationsenergie von 942 kJ/mol sehr reaktionsträge. Deswegen braucht es in der Regel einen hohen Energieaufwand, um diese Verbindung zu trennen und Stickstoff an andere Elemente zu binden. Hoch ist auch die erforderliche Aktivierungsenergie, die gegebenenfalls durch geeignete Katalysatoren verringert werden kann.

Polymerer Stickstoff

In einer Veröffentlichung im August 2004 gaben Forscher vom Max-Planck-Institut für Chemie in Mainz bekannt, dass sie unter Drücken von über 110 G Pa bei einer Temperatur von über 2000 K eine neue kristalline Form, sogenannten polymeren Stickstoff mit Einfachbindungen erzeugt haben. Diese Modifikation besitzt eine einzigartige kubische Struktur, die sogenannte „cubic gauche"-Struktur. Durch die hohe Instabilität sind die Einsatzmöglichkeiten begrenzt, man könnte sich polymeren Stickstoff aber zum Beispiel als Sprengstoff oder Energiespeicher vorstellen. Polystickstoff wäre dann mit Abstand der stärkste nicht-nukleare Sprengstoff.

Eine dem schwarzen Phosphor analoge polymere Form des Stickstoffs, als Schwarzer Stickstoff bezeichnet wurde 2020 beschrieben. Die Struktur enthält zweidimensionale Schichten, in denen die Stickstoffatome über ein einheitliches Zickzack-Muster vernetzt sind. Diese 2D-Schichten ähneln in ihren elektronischen Eigenschaften dem Graphen, so dass das Material für viele technische Anwendungen interessant sein könnte. Die Herstellung erfolgte durch Lasererhitzung von Stickstoff bei einem Druck von 140 GPa in einer Diamantzelle.

Es sind insgesamt 17 Isotope zwischen ⁹N und ²⁵N sowie weitere Isomere des Stickstoffs bekannt. Von diesen sind zwei, die Isotope ¹⁴N und ¹⁵N, stabil und kommen in der Natur vor. Das Isotop mit dem größeren Anteil an der natürlichen Isotopenzusammensetzung ist ¹⁴N mit 99,636 %, ¹⁵N hat einen Anteil von 0,364 %. Die langlebigsten instabilen Isotope sind ¹³N, das mit einer Halbwertszeit von 9,965 Minuten unter β⁺-Strahlung in ¹³ C übergeht, und ¹⁶N, das mit einer Halbwertszeit von 7,13 Sekunden unter Betazerfall zu ¹⁶ O zerfällt. Alle anderen Isotope haben nur kurze Halbwertszeiten von Sekunden oder Millisekunden.

Das ¹⁵N- Isotop wurde von Naude (1929) entdeckt und schon wenige Jahre später von Norman und Werkman (1943) in ersten Feldversuchen eingesetzt. Auch heute noch wird dieses Isotop in ähnlicher Weise für biochemische Untersuchungen des Stickstoffstoffwechsels im Ackerboden oder in Pflanzen, aber auch bei der Umsetzung von Proteinen als Indikator eingesetzt. Der Anteil von ¹⁵ N am Stickstoff der Atmosphäre beträgt 0,3663 %.

Anreichern kann man ¹⁵N wie andere Isotope gasförmiger Stoffe zum Beispiel durch Thermodiffusionstrennung.

Verwendung

Stickstoffverbindungen

Stickstoff verbindungen finden mannigfaltige Anwendungen im Bereich der organischen Chemie und dienen als Düngemittel.

Viele Sprengstoffe sind Stickstoffverbindungen. Es handelt sich dabei um Nitroverbindungen oder Salpetersäureester. Bei ausreichend vielen Nitrogruppen im Molekül, z. B. bei Pikrinsäure, können die Sauerstoff atome der Nitrogruppen bei Anregung durch Schlag oder Temperaturerhöhung mit den Kohlen- oder Wasserstoffatomen im selben Molekül exotherm reagieren. Somit wird aus dem Feststoff in sehr kurzer Zeit ein Gas hoher Temperatur, das sich mit großer Gewalt ausdehnt. Sprengstoffe befinden sich also in einem metastabilen Zustand. Bei wenigen Nitrogruppen erfolgt lediglich eine schnelle und unvollständige Verbrennung, z. B. bei Nitrocellulose (u. a. Zelluloid).

Stickstoffgas

Stickstoff in einer Entladungsröhre

Stickstoff wird zur Füllung von Flugzeugreifen großer Flugzeuge verwendet. Das Vermeiden von Sauerstoff (etwa zu 21 % in Luft enthalten) bei etwa 10 bar Druck verhindert, dass Flugzeugreifen unter der großen Hitzeentwicklung (durch Reibung und Walken) bei Landung oder beim Startlauf von innen in Brand geraten können. Ein kleiner günstiger Nebeneffekt ist, dass Stickstoff etwa 2,5 % leichter als Luft ist.

Stickstoff findet in Getränkezapfanlagen Verwendung, wenn auf Grund von baulichen Umständen (langer Leitungsweg, großer Höhenunterschied) ein hoher Zapfdruck notwendig wird. Stickstoff wird hier zusammen mit Kohlenstoffdioxid als Mischgas verwendet. Da sich Stickstoff nicht im Getränk löst, kann auch bei höheren Drücken ohne zu viel Schaumbildung bzw. Aufcarbonisierung gezapft werden.

Stickstoff hat bei gleichem erhöhten Druck eine geringere Löslichkeit in - stets wasserbasierten - Getränken als Kohlenstoffdioxid. Durch Entspannen beim Zapfen werden dadurch kleinere Schaumbläschen erreicht. Da Stickstoff im Gegensatz zu CO ₂ den pH-Wert nicht reduziert, also nicht säuernd wirkt, können auch Milchmix- und Kaffeegetränke ohne sauren Geschmack geschäumt werden.

Als Mittel zur Exekution der Todesstrafe hat der US-amerikanische Bundesstaat Oklahoma im April 2015 den Einsatz von Stickstoffgas zum Ersticken gesetzlich zugelassen. Auch in Alabama und Mississippi ist es zugelassen. Im Januar 2024 wurde auf diese Weise erstmals ein Mensch in Alabama hingerichtet. Im Gegensatz zu Behauptungen der Behörden, dies sei „vielleicht die humanste Hinrichtungsmethode", berichteten Zeugen von einem mehrere Minuten andauernden, qualvollen Todeskampf.

Flüssigstickstoff

Siedender Stickstoff in einem Metallbecher (−196 °C), Leder-Handschuh als Kälteschutz

Aufgrund des niedrigen Siedepunkts wird flüssiger Stickstoff als Kältemedium in der Kryotechnik eingesetzt. Der Stickstoff entzieht dabei dem Kühlgut seine Verdampfungsenthalpie und hält dieses solange kalt, bis er verdampft ist. Gegenüber flüssigem Sauerstoff, der bei −183 °C (90 K) siedet, ist der Siedepunkt von flüssigem Stickstoff um weitere 13 K niedriger, er siedet bei −196 °C (77 K) und bringt Luftsauerstoff und andere Gase zur Kondensation, die auf diese Weise getrennt werden können.

Flüssiger Stickstoff ( Dichte 0,8085 kg/L bei −195,8 °C) wird unter anderem dazu verwendet, bei Hochtemperatursupraleitern den supraleitenden Zustand zu erzeugen. Er wird auch zur Lagerung biologischer und medizinischer Proben, Eizellen und Sperma, sowie zum Schockfrieren von biologischem Material verwendet. Ein Beispiel ist auch die Kühlung von Infrarot- Fotoempfängern, um deren thermisches Rauschen zu verringern oder überhaupt erst einen halbleitenden Zustand in ihnen herbeizuführen.

Im Tiefbau dient er der Bodenvereisung. Im Bereich der Werkstofftechnik benutzt man Flüssigstickstoff, um Restaustenit in bestimmten gehärteten Stählen zu beseitigen oder die Werkstoffe durch „Tiefkühlen" künstlich zu altern. Flüssiger Stickstoff wird auch eingesetzt, um zum Beispiel Getriebewellen so weit zu schrumpfen, dass aufgesetzte Zahnräder durch Presspassung auf der Welle halten. Beim Recycling von Kabeln wird der Isolierstoff durch Kühlen mit flüssigem Stickstoff spröde und kann vom Metall ( Aluminium bzw. Kupfer) abgeschlagen werden.

Bei der (in Deutschland nicht zugelassenen) „Stickstoffbestattung" ( Promession) wird der Leichnam in einem Bad aus flüssigem Stickstoff eingefroren und anschließend zu einem Pulver zermahlen.

Stickstoffverbraucher bekommen Stickstoff oft statt in Druckgasflaschen als Flüssigstickstoff in Thermobehältern ähnlich einer Thermosflasche bereitgestellt. Diese Behälter bezeichnet man als Dewargefäß. Der Stickstoff wird dazu flüssig aus ebenfalls doppelwandigen Tankfahrzeugen abgefüllt.

Chemische Reaktionen

Als Azotierung bezeichnet man eine chemische Reaktion, bei der ein Reaktionspartner Stickstoff aufnimmt.

Ein typisches Beispiel für eine Azotierung ist die Darstellung von Kalkstickstoff:

Sicherheit

Obwohl Luft zu über 78 % aus Stickstoff besteht und Stickstoff ein Inertgas und somit ungiftig ist, müssen bei der Handhabung von gasförmigem Stickstoff in größeren Mengen Sicherheitsmaßnahmen getroffen werden. Beispielsweise wenn aufgrund der Menge an Stickstoff die Gefahr besteht, dass Personen Arbeitsbereiche wie Maschinenräume betreten, welche aus Brandschutzgründen mit Stickstoffgas gefüllt sind, und durch Verdrängung kein oder nur eine ungenügende Menge an Sauerstoff für die Atmung vorhanden ist. Betritt eine Person einen solchen Bereich, kommt es zu einer heimtückischen, da durch die betroffene Person nicht bewusst wahrnehmbaren, normobaren Hypoxie durch Stickstoff, welche nach einigen Sekunden zu leichten Bewusstseinsstörungen gefolgt von Bewusstlosigkeit und nach wenigen Minuten zum Tod durch Erstickung führt. So kam es beispielsweise im Vorfeld der ersten Mission des Space Shuttle im März 1981 zum Tod zweier Techniker, welche einen aus Brandschutzgründen mit Stickstoff gefüllten Bereich in der Mobile Launcher Platform betreten hatten.

Der Grund für diese Gefahr liegt darin, dass der menschliche Körper über keine hinreichend schnelle Sensorik im Glomus caroticum zur Erkennung der Unterversorgung mit Sauerstoff verfügt. Das Gefühl von Erstickung tritt bei einem Anstieg des Kohlendioxidgehalts im Blut auf, gefolgt von heftigem Atemreflex und Panik. Kann hingegen das Kohlendioxid in einer reinen Stickstoffatmosphäre problemlos abgeatmet werden, was in größeren mit Stickstoff gefüllten Räumen der Fall ist, kommt es zu keinem wahrnehmbaren Erstickungsgefühl und die Unterversorgung mit Sauerstoff führt zur vom Betroffenen nicht bewusst wahrnehmbaren Hypoxie.

Daher müssen in Bereichen, in denen mit größeren Mengen Stickstoff hantiert wird und die potentielle Gefahr einer Erstickung beispielsweise bei Fehlfunktionen besteht, neben der nötigen Belüftung auch spezielle Warneinrichtungen vorhanden sein, die einen Sauerstoffmangel optisch oder akustisch anzeigen. Zusätzlich kann das Tragen einer persönlichen Schutzausrüstung nötig sein, welche das Unterschreiten des Sauerstoffgehalts unter einen Grenzwert rechtzeitig anzeigt.

Stickstoff, der in organisch gebundener Form vorliegt, kann qualitativ mittels Lassaignescher Probe und quantitativ mittels der Stickstoffbestimmung nach Will-Varrentrapp, der Kjeldahlschen Stickstoffbestimmung, über ein Azotometer oder die Elementaranalyse erfasst werden. Für anorganisch gebundenen Stickstoff werden als Nachweisreaktion die Kreuzprobe für Ammoniumionen oder die Ringprobe für Nitrationen durchgeführt. Zur Durchführung der Ringprobe wird die Probelösung (schwefelsauer, schwermetallfrei) mit frischer Eisen(II)-sulfat-Lösung versetzt und mit konzentrierter Schwefelsäure unterschichtet. An der Grenzfläche zwischen beiden Flüssigkeiten werden die Nitrationen zu Stickstoffmonoxid (NO) reduziert. Dieses Radikal bildet in wässriger Lösung mit weiteren Eisenionen einen braunen Komplex, der als „Ring" an der Phasengrenze im Reagenzglas sichtbar wird:

Schritt 1:

Redoxreaktion

sowie Schritt 2:

Komplexbildungsreaktion

Verbindungen

Bohrer mit Beschichtung aus Titannitrid

Tripeptid aus Valin, Glycin und Alanin

Stücke aus Trinitrotoluol

Strukturformel von Trinitrotoluol

Strukturformel von Nitroglycerin

Ammoniak ist ein stark stechend riechendes, farbloses, wasserlösliches und giftiges Gas, das zu Tränen reizt und erstickend wirkt. Es ist der Grundstoff zur Herstellung anderer Stickstoffverbindungen, zum Beispiel Harnstoff, Ammoniumsalze wie Ammoniumnitrat und Ammoniumchlorid, Amide und Imide. Die Herstellung von Ammoniak erfolgt fast ausschließlich mit dem Haber-Bosch-Verfahren.

Stickstoff bildet mit anderen Elementen verschiedene Arten von Nitriden:

Titannitrid hat eine Natriumchlorid- Kristallstruktur. Es dient für Beschichtungen, die die Lebensdauer von Produkten, zum Beispiel Werkzeugen, verlängern. Diese goldfarbenen Schichten sind üblicherweise sehr dünn.

Siliciumnitrid tritt in drei Modifikationen (α-Si ₃N ₄, β-Si ₃N ₄ und γ-Si ₃N ₄) auf, die sich in ihrer Kristallstruktur unterscheiden. Es wird in der Halbleitertechnik und für Messspitzen von Rasterkraftmikroskopen verwendet.

Stickoxide

Bei Oxidationsprozessen, zum Beispiel bei der Verbrennung von Benzin, Erdöl und Kohle entstehen Stickoxide. Stickstoffquelle kann die Luft oder der Brennstoff sein. Einige Stickoxide, zum Beispiel Stickstoffdioxid, Stickstoffmonoxid und Distickstofftetroxid, sind giftig, ätzend und gesundheitsschädlich. Stickstoffdioxid und Distickstofftetroxid sind teilweise für den sauren Regen verantwortlich. Distickstoffmonoxid (Lachgas) wird als Narkosemittel eingesetzt. Es schädigt die Ozonschicht und ist ein sehr starkes Treibhausgas.

Halogenide

Stickstofftrifluorid ist ein starkes Oxidationsmittel. Es wird zur Herstellung von Halbleitern, Flachbildschirmen und Solarzellen verwendet. Iodstickstoff (Stickstofftriiodid) ist eine sehr instabile Verbindung, die hochexplosiv ist und bei Reibung, Schlag oder Erschütterung stark exotherm reagiert.

Säuren und deren Salze

Salpetersäure ist eine starke Säure, die unter anderem zur Herstellung von Düngemitteln, Farbstoffen und Sprengstoffen verwendet wird. Die Salze der Salpetersäure sind die Nitrate. Ammoniumnitrat, Natriumnitrat, Kaliumnitrat und Calciumnitrat sind wichtige Düngemittel.

Salpetrige Säure ist eine mittelstarke, instabile Säure, die bei Erwärmung in einer Disproportionierungsreaktion zu Salpetersäure, Stickstoffmonoxid und Wasser zerfällt:

Stickstoffwasserstoffsäure ist eine instabile, hochexplosive, die Schleimhäute reizende, stechend riechende Flüssigkeit. Die Salze der Stickstoffwasserstoffsäure heißen Azide. Bleiazid wird als Initialsprengstoff verwendet.

Weitere anorganische Verbindungen

Cyanwasserstoff (Blausäure) ist eine farblose bis leicht gelbliche, brennbare, sehr flüchtige und wasserlösliche Flüssigkeit. Cyanwasserstoff und seine Salze, die Cyanide, zum Beispiel Kaliumcyanid und Natriumcyanid, sind hochgiftig.

Weitere stickstoffhaltige Säuren sind Cyansäure, Isocyansäure und Knallsäure.

Organische Verbindungen

Stickstoff ist in zahlreichen organischen Verbindungen enthalten, zum Beispiel

In den Niederlanden gibt es in dem seit dem 10. Januar 2022 amtierenden Kabinett Rutte IV erstmals einen Minister für Natur und Stickstoff (er ist Minister ohne Geschäftsbereich).

A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 651-743.

Norman N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 518-607.

Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente - das Periodensystem in Fakten, Zahlen und Daten. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.

Einzelnachweise

1. Harry H. Binder: ↑ Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.

2. Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus ↑ www.webelements.com (Stickstoff) entnommen.

3. Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert; da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für die mittlere Atommasse der in Klammern angegebene Massenbereich. Siehe: Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: ↑ Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report). In: Pure and Applied Chemistry. 2010, S. 1, doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14.

4. ↑ IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013.

5. ↑ Eintrag zu a nitrogen in Kramida, A., Ralchenko, Yu., Reader, J. und NIST ASD Team (2019): NIST Atomic Spectra Database (ver. 5.7.1). Hrsg.: NIST, Gaithersburg, MD. doi:10.18434/T4W30F (physics.nist.gov/asd). Abgerufen am 11. Juni 2020.b c d e

6. ↑ Eintrag zu a nitrogen bei WebElements, www.webelements.com, abgerufen am 11. Juni 2020.b c d e

7. ↑ Eintrag zu a Stickstoff in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 30. April 2017. (JavaScript erforderlich)b c

8. Robert C. Weast (Hrsg.): ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990, ISBN 0-8493-0470-9, S. E-129 bis E-145. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.

9. ↑ Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: a Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328-337, doi:10.1021/je1011086.b

10. ↑ Eintrag zu a Stickstoff. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 5. Juli 2021.b c

11. ↑ Paul Diepgen, Heinz Goerke: Aschoff/Diepgen/Goerke: Kurze Übersichtstabelle zur Geschichte der Medizin. 7., neubearbeitete Auflage. Springer, Berlin/Göttingen/Heidelberg 1960, S. 29.

12. Manfred Schloesser: ↑ Mikroorganismen- die größten Chemiker. Max-Planck-Institut für marine Mikrobiologie, Pressemitteilung vom 3. Februar 2010 beim Informationsdienst Wissenschaft (idw-online.de), abgerufen am 23. Dezember 2014.

13. Markus Bernhardt-Römermann, Jörg Ewald: ↑ Einst zu wenig, heute zuviel: Stickstoff in Waldlebensgemeinschaften. In: Gefahrstoffe - Reinhaltung der Luft. 66 (6), 2006, S. 261-266, Abstract.

14. Lincoln Taiz, Eduardo Zeiger: ↑ Physiologie der Pflanzen. Spektrum, Akad. Verlag, Heidelberg/ Berlin 2000, ISBN 3-8274-0537-8.

15. G. Brauer (Hrsg.): ↑ Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. 2. Auflage. vol. 1, Academic Press, 1963, S. 457-460.

16. LibreTexts: ↑ Oxidation States of Nitrogen

17. Eintrag zu ↑ Stickstoff in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Dezember 2019. (JavaScript erforderlich)

18. E. Riedel, C. Janiak: ↑ Anorganische Chemie. 8. Auflage. de Gruyter, 2011, ISBN 978-3-11-022566-2, S.464.

19. ↑ Bild einer Stickstoff-Spektralröhre (Memento des Originals vom 5. März 2016 im Internet Archive) Info: Der Archivlink wurde automatisch eingesetzt und noch nicht geprüft. Bitte prüfe Original- und Archivlink gemäß Anleitung und entferne dann diesen Hinweis..

20. Roland Span, Eric W. Lemmon, Richard T Jacobsen, Wolfgang Wagner, Akimichi Yokozeki: ↑ A Reference Equation of State for the Thermodynamic Properties of Nitrogen for Temperatures from 63.151 to 1000 K and Pressures to 2200 MPa. In: Journal of Physical and Chemical Reference Data. Band29, Nr.6, November 2000, S.1361-1433, doi:10.1063/1.1349047.

21. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 653.

22. ↑ Pressemitteilung der Max-Planck-Gesellschaft vom 3. August 2004.

23. Dominique Laniel, Bjoern Winkler, Timofey Fedotenko, Anna Pakhomova, Stella Chariton, Victor Milman, Vitali Prakapenka, Leonid Dubrovinsky, Natalia Dubrovinskaia: ↑ High-Pressure Polymeric Nitrogen Allotrope with the Black Phosphorus Structure in Phys. Rev. Lett. 124 (2020) 216001, doi:10.1103/PhysRevLett.124.216001.

24. ↑ Neues Hochdruckmaterial entdeckt - Schwarzer Stickstoff folgt Goldener Regel der Chemie, Laborpraxis-Online, abgerufen am 2. Juni 2020.

25. ↑ National Nuclear Data Center, Brookhaven National Laboratory: Nudat 2. Abgerufen am 9. Januar 2019.

26. G. Audi, F. G. Kondev, Meng Wang, W.J. Huang, S. Naimi: ↑ The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties. In: Chinese Physics C. 41, 2017, S. 030001, doi:10.1088/1674-1137/41/3/030001 (Volltext).

27. ↑ Zusatzstoff-Zulassungsverordnung: Anlage 3 (zu § 5 Abs. 1 und § 7) Allgemein zugelassene Zusatzstoffe.

28. ↑ Der ORF - Cremig und süffig wie Guinness vom 18. Juli 2016, abgerufen am 12. Dezember 2018.

29. ↑ by States Fell in 2015, Report says. The New York Times Dec. 16, 2015 (abgerufen am 16. Dezember 2015)

30. czl/AP: ↑ Todesstrafe in den USA: Oberstes Gericht in Alabama erlaubt Hinrichtung mit Stickstoff. In: Der Spiegel. 3. November 2023, abgerufen am 3. November 2023.

31. Ed Pilkington: ↑ Alabama executes Kenneth Smith using untested method of nitrogen gas. In: The Guardian, 26. Januar 2024, abgerufen am 26. Januar 2024 (englisch).

32. ↑ Space Shuttle Columbia Fast Facts. 28. Januar 2018, abgerufen am 20. Juli 2018.

33. ↑ Cryogenic materials - The risks posed by using them. University of Bath, Department of Biology & Biochemistry, 6. Februar 2007, archiviert vom Original am 6. Februar 2007 ; abgerufen am 20. Juli 2018.

34. ↑ Bedrohte Ozonschicht: Lachgas ist größeres Problem als FCKW. In: Spiegel Online. 28. August 2009, abgerufen am 13. April 2015.

35. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 695.

36. Eintrag zu ↑ Iodstickstoff. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 15. Juli 2014.

37. ↑ a A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9.b

38. ↑ Verordnung (EG) Nr. 1333/2008 in der konsolidierten Fassung vom 31. Oktober 2022

39. Eintrag zu ↑ Bleiazid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016. (JavaScript erforderlich)

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Stickstoff ( lateinisch Nitrogenium) ist ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 7 und dem Elementsymbol N. Im Periodensystem steht es in der fünften Hauptgruppe bzw. der 15. IUPAC-Gruppe oder Stickstoffgruppe sowie der zweiten Periode. Das Symbol N leitet sich von der lateinischen Bezeichnung nitrogenium ab (von altgriechisch νίτρον nítron „Laugensalz" und -gen, meist als „Salpeterbildner" übersetzt).

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Germanium (von lateinisch Germania ‚ Deutschland', nach dem Land, in dem es zuerst gefunden wurde) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Ge und der Ordnungszahl 32. Im Periodensystem steht es in der 4. Periode und in der 4. Hauptgruppe (14. IUPAC-Gruppe, p- Block und Kohlenstoffgruppe). Es wurde erstmals 1886 im Mineral Argyrodit nachgewiesen.

Als 1871 Dmitri Mendelejew das Periodensystem entwarf, stieß er auf eine Lücke unterhalb des Siliciums und postulierte ein bis dahin unbekanntes Element, das er als Eka-Silicium bezeichnete. Mendelejew machte Vorhersagen über die Eigenschaften des Eka-Siliciums und dessen Verbindungen, die von der Wissenschaft jedoch abgelehnt wurden.

1885 fand Clemens Winkler (1838-1904), ein Chemiker an der Bergakademie Freiberg, als er mit dem neu entdeckten Mineral Argyrodit arbeitete, dass dessen quantitative Analyse stets einen Fehlbetrag von rund sieben Prozent lieferte. So oft die Analyse wiederholt wurde, blieb der Fehlbetrag etwa konstant und Winkler vermutete schließlich, dass das Mineral ein bis dahin unbekanntes Element enthielt. Nach vier Monaten Arbeit gelang ihm schließlich am 6. Februar 1886 die Isolierung eines weißen Sulfid-Niederschlages, der sich im Wasserstoffstrom zu einem metallischen Pulver reduzieren ließ. In Anlehnung an den zuvor entdeckten Planeten Neptun wollte Winkler das neue Element zunächst Neptunium nennen. Da dieser Name jedoch bereits für ein anderes vermutetes Element verwendet worden war, nannte er es nach dem Entdeckungsort Germanium. Winkler vermutete zunächst, dass es sich beim Germanium um das von Mendelejew postulierte Eka-Stibium handelte, während Mendelejew es zunächst eher als Eka-Cadmium und nicht als Eka-Silicium einstufen wollte. Nachdem weitere Eigenschaften ermittelt worden waren, bestätigte sich, dass es sich wohl um das vorhergesagte Element Eka-Silicium handelte. Mendelejew hatte dessen Eigenschaften aus seinem Periodensystem abgeleitet, so dass dieser Fund zur Anerkennung des Periodensystems beitrug:

Die Herkunft und Etymologie des Namens Germanium könnte auch aus einem semantischen Missverständnis in Zusammenhang mit seinem Vorgängerelement Gallium herrühren, denn für die Namensgebung von Gallium gibt es zwei Theorien. Nach der Ersten benannte der französische Chemiker Paul Émile Lecoq de Boisbaudran das Element nach Gallien, der lateinischen Bezeichnung seines Heimatlandes Frankreich. Die Zweite gibt das ebenfalls lateinische Wort (Hahn) als Quelle des Namens an, das im Französischen („der Hahn") heißt. Paul Émile Lecoq de Boisbaudran hätte das neue Element demnach nach seinem eigenen Namen benannt. Winkler nahm an, dass das vorherige Element Gallium nach der Staatsangehörigkeit des französischen Entdeckers benannt wurde. So nannte er das neue chemische Element „Germanium" zu Ehren seines Landes (lateinisch für Deutschland).

Germanium ist weit verbreitet, kommt aber nur in sehr geringen Konzentrationen vor. Der Clarke-Wert, also der Durchschnittsgehalt in der Erdkruste beträgt etwa 1,5 g/ t. In der Natur kommt es meist in Form von Sulfiden bzw. Thiogermanaten vor und wird oft als Begleiter in Kupfer- und Zinkerzen gefunden, unter anderem im Mansfelder Kupferschiefer. Die wichtigsten Minerale sind Argyrodit (Ag ₈GeS ₆), Canfieldit, Germanit (Cu ₆FeGe ₂S ₈) und Renierit. Einige Pflanzen reichern Germanium an. Diese Eigenschaft führt zu höchst umstrittenen Thesen bezüglich der Physiologie von Pflanzen („pflanzlicher Abwehrstoff gegen Viren"), mit denen auch Anwendungen in der Homöopathie begründet werden.

Laut USGS lag die Jahresproduktion 2014 bei geschätzten 165 t, davon 120 t in China. Der Preis für 1 kg Germanium betrug 2014 ca. 1.900 USD. Laut EU lag der Preis 2003 bei 300 USD je kg und stieg bis 2009 auf 1.000 USD.

Zur Darstellung von Germanium sind insbesondere die Germaniumoxid (GeO ₂) enthaltenden Rauchgase der Zinkerzaufbereitung geeignet. Angereichert wird das Germanium aus dem Rauchgas durch das Lösen des Flugstaubs in Schwefelsäure. Nach Fällung des gelösten GeO ₂ und ZnO erfolgt die weitere Aufarbeitung durch Destillation der Metallchloride. Die Hydrolyse führt dann wieder zum Oxid, welches mit Wasserstoff zum Germanium reduziert wird. Die Darstellung von hochreinem Germanium kann z. B. durch das Zonenschmelzverfahren erfolgen.

Germanium steht im Periodensystem in der Serie der Halbmetalle, wird aber nach neuerer Definition als Halbleiter klassifiziert. Elementares Germanium ist sehr spröde und an der Luft bei Raumtemperatur sehr beständig. Erst bei starkem Glühen in einer Sauerstoff-Atmosphäre wird es zu Germanium(IV)-oxid (GeO ₂) oxidiert. GeO ₂ ist dimorph und wird bei 1033 °C von der Rutil-Modifikation (CN = 6) in die β-Quarz-Struktur (CN = 4) überführt. In Pulverform kann es leicht entzündet werden und brennt nach Entfernen der Zündquelle weiter. In kompakter Form ist es nicht brennbar.

Germanium ist zwei- und vierwertig. Germanium(IV)-Verbindungen sind am beständigsten. Von Salzsäure, Kalilauge und verdünnter Schwefelsäure wird Germanium nicht angegriffen. In alkalischen Wasserstoffperoxid-Lösungen, konzentrierter heißer Schwefelsäure und konzentrierter Salpetersäure wird es dagegen unter Bildung von Germaniumdioxidhydrat aufgelöst. Gemäß seiner Stellung im Periodensystem steht es in seinen chemischen Eigenschaften zwischen Silicium und Zinn.

Germanium zeigt als einer von wenigen Stoffen eine Dichteanomalie. Seine Dichte in festem Zustand ist niedriger als in flüssigem. Seine Bandlücke beträgt bei Zimmertemperatur ca. 0,67 eV.

Wafer aus Germanium sind erheblich zerbrechlicher als Wafer aus Silicium.

Als Halbleiter war Germanium in Einkristall-Form das führende Material in der Elektronik Mitte des 20. Jahrhunderts, vor allem zur Herstellung der ersten am Markt erhältlichen Dioden und Bipolartransistoren, bis es von Silicium in diesen Bereichen verdrängt wurde. Anwendungen finden sich heute in der Hochfrequenztechnik (z. B. als Siliciumgermanium-Verbindungshalbleiter) und Detektortechnologie (z. B. als Röntgendetektor). Für Solarzellen aus Galliumarsenid (GaAs) werden zum Teil Wafer aus Germanium als Trägermaterial verwendet. Die Gitterkonstante von Germanium ist der von Galliumarsenid sehr ähnlich, so dass GaAs epitaktisch auf Germanium-Einkristallen aufwachsen kann.

Seine zweite Hauptanwendung findet es in der Infrarotoptik in Form von Fenstern und Linsen-Systemen aus poly- oder monokristallinem Germanium sowie optischen Gläsern mit Infrarotdurchlässigkeit, so genannten Chalkogenidgläsern. Einsatzgebiete hierfür sind unter anderem militärische und zivile Nachtsichtgeräte sowie Wärmebildkameras.

Weitere wesentliche Verwendungen liegen in der Herstellung von Lichtwellenleitern und Polyesterfasern: In modernen Glasfasern für die Telekommunikation wird mit Hilfe von Germaniumtetrachlorid bei der chemischen Gasphasenabscheidung eine Anreicherung von Germaniumdioxid im inneren Faserkern erzeugt. Dadurch entsteht im Vergleich zum Fasermantel ein höherer Brechungsindex im Kern, wodurch die Führung der Lichtwellen gewährleistet wird. In der Polyesterchemie kommt Germaniumdioxid als Katalysator bei der Herstellung von bestimmten Polyesterfasern und -granulaten zum Einsatz, speziell für recyclingfähige PET-Flaschen (PET = Polyethylenterephthalat).

⁶⁸Ge wird beim Gallium-68-Generator als Mutternuklid zur Herstellung von Gallium-68 verwendet. Ebenso findet ⁶⁸Ge als Quelle zur Detektorkalibration bei der Positronen-Emissions-Tomographie Anwendung.

Als hochreiner Einkristall wird Germanium als Strahlendetektor eingesetzt.

Die Substanz Bis(carboxyethyl)germaniumsesquioxid ( Ge-132) ist als Nahrungsergänzungsmittel zur Anwendung bei einer Reihe von Erkrankungen einschließlich Krebs, chronischem Müdigkeitssyndrom, Immunschwäche, AIDS, Bluthochdruck, Arthritis und Lebensmittelallergien angepriesen worden. Positive Wirkungen auf den Krankheitsverlauf wurden bisher wissenschaftlich nicht nachgewiesen.

Gemäß der europäischen Richtlinie 2002/46/EG zur Angleichung der Rechtsvorschriften der Mitgliedstaaten über Nahrungsergänzungsmittel soll Germanium nicht in Nahrungsergänzungsmitteln verwendet werden. In vielen Ländern der EU, die ihre nationalen Rechtsvorschriften bereits angeglichen haben, so auch Deutschland und Österreich, ist daher der Zusatz von Germanium als Mineralstoffquelle in Nahrungsergänzungsmitteln nicht erlaubt.

Die zuständigen Behörden warnen ausdrücklich vor dem Verzehr von Ge-132, da schwere Gesundheitsschäden und Todesfälle nicht auszuschließen sind.

Eine therapeutische Wirksamkeit der anti neoplastischen Substanz Spirogermanium bei Krebserkrankungen wurde nicht nachgewiesen. Zugelassene Fertigarzneimittel mit dem Wirkstoff Spirogermanium gibt es nicht. In Deutschland gelten germaniumhaltige Arzneimittelanfertigungen (Rezepturen), abgesehen von homöopathischen Verdünnungen ab D4, als bedenklich. Ihre Herstellung und ihre Abgabe sind daher verboten. Germanium metallicum gibt es in Form homöopathischer Arzneimittel. Als Bestandteil homöopathischer Zubereitungen wird di-Kalium-Germanium-citrat-lactat beschrieben.

Germanium und seine Verbindungen weisen eine relative geringe akute Toxizität auf. Spuren von Germanium sind in den folgenden Nahrungsmitteln enthalten: Bohnen, Tomatensaft, Austern, Thunfisch und Knoblauch. Es ist nach dem Stand der Wissenschaft kein essentielles Spurenelement. Es ist keine biologische Funktion für Germanium bekannt. Es sind keine Germanium-Mangelerkrankungen bekannt.

Gesundheitsschäden durch Germanium traten bei Menschen mehrfach nach längerer Einnahme von Germaniumverbindungen als Nahrungsergänzungsmittel auf. Dabei kommt es zu Funktionsstörungen der Niere bis hin zum (irreversiblen) Nierenversagen, das für den Patienten letal sein kann. Periphere Neuropathie und andere neurologische Schäden als Folgeerkrankung sind ebenfalls berichtet.

Aus Tierversuchen ist bekannt, dass Germanium eine geringe akute orale Toxizität hat. Bei Ratten liegt der -Wert (die Dosis, bei der die Hälfte der Versuchstiere sterben) bei 3700 mg pro Kilogramm Körpergewicht.

Nach derzeit vorliegenden Daten aus Tierversuchen ist Germanium nicht fruchtschädigend oder kanzerogen.

Der Mechanismus der Toxizität von Germanium ist noch nicht vollständig geklärt. Spezifische pathologische Effekte an den Mitochondrien von verschiedenen Zellen wurden jedoch beobachtet.

Es wird ebenfalls diskutiert, ob Germanium evtl. Wechselwirkungen mit Silicium im Knochen-Metabolismus zeigt. Es kann die Wirkung von Diuretika blockieren und die Aktivität einer Reihe von Enzymen herabsetzen bzw. blockieren, wie beispielsweise Dehydrogenasen. Im Tierversuch zeigen Mäuse eine erhöhte Hexabarbital-induzierte Schlafdauer, wenn sie zusätzlich mit Germaniumverbindungen behandelt wurden. Dies lässt darauf schließen, dass die Cytochrom-P450-Aktivität ebenfalls eingeschränkt wird. Es gibt Berichte über organische Germaniumverbindungen, welche das Entgiftungsenzym Glutathion-S-Transferase blockieren.

Germanium wird bei oraler Aufnahme sehr leicht vom Körper aufgenommen. Es verteilt sich dabei über das gesamte Körpergewebe, vornehmlich in den Nieren und der Schilddrüse. Organogermane akkumulieren dabei im Gegensatz zu anorganischen Germaniumverbindungen nicht im menschlichen Körper. Allerdings gibt es nur wenige Studien über den Germanium-Metabolismus.

Es wird im Wesentlichen über den Urin ausgeschieden. Ausscheidung über Galle und Fäzes findet ebenso statt.

Germanium bildet Ge(II)- u. beständigere Ge(IV)-Verbindungen, nur wenige besitzen technische Bedeutung.

Von den Germaniumhalogeniden sind ebenfalls Ge(II)- u. Ge(IV)-Vertreter bekannt. Germaniumtetrachlorid, (GeCl ₄), eine Flüssigkeit mit einem Siedepunkt von 83 °C, bildet sich bei Einwirkung von Chlorwasserstoff auf Germaniumoxide und ist ein wichtiges Zwischenprodukt bei der Germanium-Gewinnung. Hochreines GeCl ₄ wird bei der Herstellung von Lichtwellenleitern aus Quarzglas eingesetzt, um auf der Innenseite der Quarzfasern eine hochreine Germanium(IV)-oxid Schicht zu erzeugen. Zur Erzeugung von hochreinen Germaniumschichten kann auch die Disproportionierung von Germanium(II)-iodid unter Bildung von Germanium und Germanium(IV)-iodid eingesetzt werden:

Germanate sind Verbindungen des Germaniums, die sich von dessen Oxid ableiten. In fast allen Germanium-haltigen Mineralien liegt das Germanium als Germanat vor.

Germane werden die Wasserstoffverbindungen des Germaniums genannt, die eine homologe Reihe verschieden langer Kettenmoleküle bilden. Monogerman oder Germaniumhydrid (GeH ₄) ist ein Gas und wird in der Halbleiterindustrie zur Epitaxie und zum Dotieren verwendet.

Mike Haustein: Die Lücke im Periodensystem: Germanium. In: Chemie in unserer Zeit. Band 45, Heft 6 (2011), S. 398-405 (doi:10.1002/ciuz.201100549).

1. Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.

2. Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus ↑ www.webelements.com (Germanium) entnommen.

3. ↑ IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013.

4. Manjeera Mantina, Adam C. Chamberlin, Rosendo Valero, Christopher J. Cramer, Donald G. Truhlar: ↑ Consistent van der Waals Radii for the Whole Main Group. In: J. Phys. Chem. A. 113, 2009, S. 5806-5812, doi:10.1021/jp8111556.

5. ↑ Eintrag zu a germanium in Kramida, A., Ralchenko, Yu., Reader, J. und NIST ASD Team (2019): NIST Atomic Spectra Database (ver. 5.7.1). Hrsg.: NIST, Gaithersburg, MD. doi:10.18434/T4W30F (https://physics.nist.gov/asd). Abgerufen am 11. Juni 2020.b c d e

6. ↑ Eintrag zu a germanium bei WebElements, https://www.webelements.com, abgerufen am 11. Juni 2020.b c d e

7. N. N. Greenwood, A. Earnshaw: ↑ Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH, Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 482.

8. David R. Lide (Hrsg.): ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Properties of the Elements and Inorganic Compounds, S. 4-142 - 4-147. Die Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.

9. Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328-337, doi:10.1021/je1011086.

10. Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: ↑ Lehrbuch der Experimentalphysik. Band 6: Festkörper. 2. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2005, ISBN 3-11-017485-5, S. 361.

11. J. Phys. G: Nucl. Part. Phys. 40 (2013) 035110 ↑ doi:10.1088/0954-3899/40/3/035110

12. Eintrag zu Germanium, Pulver in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 30. April 2017 (JavaScript erforderlich).

13. ↑ a b c

14. ↑

15. ↑

16. Bei Eka-Cadmium und Eka-Stibium handelt es sich um zwei von Mendelejew postulierte Elemente zwischen Cadmium und Quecksilber und zwischen Antimon und Bismut, die man heutzutage als not-so-famous blanks meistens unter den Tisch fallen lässt.

17. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9.

18. ↑ Wiberg, Egon., Wiberg, Nils,: a Lehrbuch der anorganischen Chemie. 102., stark umgearbeitete und verb. Aufl. De Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S.1003.b c d

19. ↑ MINERAL COMMODITY SUMMARIES 2015. (PDF 2,3 MB, S. 68(65)) USGS, abgerufen am 5. September 2015 (englisch).

20. ↑ Germanium. (Nicht mehr online verfügbar.) setis.ec.europa.eu, archiviert vom Original am 5. März 2016 ; abgerufen am 5. September 2015 (englisch). Info: Der Archivlink wurde automatisch eingesetzt und noch nicht geprüft. Bitte prüfe Original- und Archivlink gemäß Anleitung und entferne dann diesen Hinweis.

21. Produktkatalog der Fa. Eckert & Ziegler ↑ S. 15. (Memento des Originals vom 3. Januar 2007 im Internet Archive) Info: Der Archivlink wurde automatisch eingesetzt und noch nicht geprüft. Bitte prüfe Original- und Archivlink gemäß Anleitung und entferne dann diesen Hinweis.

22. Bundesamt für Sicherheit im Gesundheitswesen, AGES PharmMed: ↑ „Nahrungsergänzungsmittel" mit toxischer Wirkung. (Memento vom 20. Juli 2012 im Webarchiv archive.today)

23. ↑ Richtlinie 2002/46/EG des Europäischen Parlaments und des Rates vom 10. Juni 2002 (PDF).

24. ↑ Bundesinstitut für Risikobewertung: BgVV warnt vor dem Verzehr von ‚Germanium-132-Kapseln' der österreichischen Firma Ökopharm. 8. September 2000.

25. Österreichische Agentur für Gesundheit und Ernährungssicherheit (AGES) warnt: ↑ Produkt enthält gesundheitsschädliche Konzentration an Germanium (Memento vom 28. Juli 2013 im Internet Archive) 17. Oktober 2008.

26. Arzneimittelkommission der deutschen Apotheker: ↑ Bedenkliche Rezepturarzneimittel (PDF; 423 kB).

27. ↑ Germanium-Citrate-Lactat bei DailyMed, abgerufen am 16. September 2012.

28. ↑ a Nephrotoxicity and neurotoxicity in humans from organogermanium compounds and germanium dioxide. PMID 1726409.b c d

29. Tubulointerstitial nephropathy persisting 20 months after discontinuation of chronic intake of germanium lactate citrate. PMID 8488824.

30. Germanium poisoning: clinical symptoms and renal damage caused by long-term intake of germanium. PMID 1650857.

31. ↑ Hazard assessment of germanium supplements. doi:10.1006/rtph.1997.1098.

32. Bundesanstalt für Arbeitsschutz und Arbeitsmedizin (Hrsg.): ↑ Germanium und Germaniumdioxid. Mai 2018, S.7ff. (baua.de [PDF; 447kB; abgerufen am 4. August 2019]).

33. Bundesanstalt für Arbeitsschutz und Arbeitsmedizin (Hrsg.): ↑ Germanium und Germaniumdioxid. Mai 2018, S.7 (baua.de [PDF; 447kB; abgerufen am 4. August 2019]).

34. Bundesanstalt für Arbeitsschutz und Arbeitsmedizin (Hrsg.): ↑ Germanium und Germaniumdioxid. Mai 2018, S.14ff. (baua.de [PDF; 447kB; abgerufen am 4. August 2019]).

35. ↑ Germanium dioxide induces mitochondria-mediated apoptosis in Neuro-2A cells. doi:10.1016/j.neuro.2006.05.018.

36. ↑ The pathogenesis of experimental model of mitochondrial myopathy induced by germanium dioxide. PMID 12899328.

37. Roy A. Henry, Keith H. Byington: ↑ Inhibition of glutathione-S- aryltransferase from rat liver by organogermanium, lead and tin compounds. In: Biochemical Pharmacology. Band25, Nr.20, 1976, S.2291-2295, doi:10.1016/0006-2952(76)90012-5.

38. ↑ BgVV warnt vor dem Verzehr von ‚Germanium-132-Kapseln' der österreichischen Firma Ökopharm. In: Bundesinstitut für Risikobewertung. 8. September 2000, abgerufen am 18. Januar 2020.

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Germanium (von lateinisch Germania ‚ Deutschland', nach dem Land, in dem es zuerst gefunden wurde) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Ge und der Ordnungszahl 32. Im Periodensystem steht es in der 4. Periode und in der 4. Hauptgruppe (14. IUPAC-Gruppe, p- Block und Kohlenstoffgruppe). Es wurde erstmals 1886 im Mineral Argyrodit nachgewiesen.

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https://de.wikipedia.org/wiki/Helium

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Steckbrief: Aluminium
Chemisches Element: Aluminium
Symbol: Al

Häufigstes Vorkommen in der Natur

kommt elementar nicht vor

in Verbindung: Alumosilikaten SiO2 und Al2O3
Massenanteil an der Erdhülle: 7,6%

Wichtige Eigenschaften

Aggregatzustand bei Raumtemperatur: fest
Aussehen: siehe unten

Verformbarkeit: kann leicht verformt werden

Dichte: 2,7 g/cm³
Wärmeleitfähigkeit: z.B. bei 200°C -> 205 (W/(m*K)

Extremtemperaturen:
Schmelzpunkt 660,6°C                  Siedepunkt 2.470 °C
Löslichkeit in Wasser: unlöslich

Reaktionsverhalten
mit Wasser: Bildung eines hochentzündliches Wasserstoffgases
mit Sauerstoffgas: Oxidation
industrielle Nutzung: Autoindustrie,
Getränkedosen oder Verpackungsmaterial

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Steckbrief Chlor

·        Häufigste Vorkommen in der Natur

-         kommt elementar nicht vor

-         in Verbindungen: Natriumchlorid=(Koch-)Salz

-         Massenanteil an der Erdhülle: 0,19%

·        Wichtigste Eigenschaften

-         Aggregatszustand bei Raumtemperatur: gasförmig

-         Aussehen: gelblich-grün

-         Verformbarkeit/ Sprödigkeit: hart->nicht verformbar

-         Dichte: 3,214 g/l

-         Wärmeleitfähigkeit: eher schlecht

-         Elektrische Leitfähigkeit: ist nicht leitfähig

-         Schmelz- Siedetemperatur (Sublimationstemperatur):  Schmelzpunkt: -100.98 °C; Siedepunkt: -34.6 °C

-         Löslichkeit in Wasser: sehr gut

·        Reaktionsverhalten

-         Mit Wasser: reagiert zu Chlorwasser

-         Mit Sauerstoff-Gas: keine direkte Reaktion

·        Häufigste alltagsrelevante/industriell genutzte Verbindungen

-         Schwimmbad: Chlorwasser zur Desinfektion

-         Chlor zum Bleichen

-         (Koch-)Salz

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Chemisches Element: | Bromine
Symbol: | Br
Ordnungszahl: | 35
Gruppe: | Halogengruppe
Periode: | 4
Serie: | Halogene
Aussehen: | bräunlich-rot
Entdecker: | Antoine-Jérôme Balard
Jahr der Entdeckung: | 1826
Atomare Eigenschaften
Atommasse: | 79,904 u
Atomradius: | 115 pm
Kovalenter Radius: | 120 pm
Van-der-Waals-Radius: | 185 pm
Elektronenkonfiguration: | [Ar] 3d10 4s2 4p5
Ionisierungsenergie: | 1139,9 kJ/mol
Physikalische Eigenschaften
Aggregatzustand: | flüssig
Dichte: | ???
Kristallstruktur: | orthorhombisch
Magnetismus: | diamagnetisch
Molvolumen: | 19,78 · 10⁻⁶ m³/mol
Mohshärte: | /
Schmelzpunkt: | -7,3 °C
Siedepunkt: | 58,5 °C
Schmelzwärme: | 5,8 kJ/mol
Verdampfungswärme: | 30 kJ/mol
Wärmeleitfähigkeit: | 0,12 W
Chemische Eigenschaften
Elektronegativität: | 2,96

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Häufigstes Vorkommen in der Natur

-kommt nie Elementar vor
-in Verbindungen:
Natriumchlorid(Kochsalz)
Natriumsulfid
-Massenanteil der Erde:2,41%

Wichtige Eigenschaften

-Aggregatszustand bei Raumtemperatur: fest
-Dichte:0,968g
-Schmelztemperatur:98 Grad

Reaktionsverhalten

-mit Wasser: sehr starke Reaktion

Häufigste alltagsrelevante Verbindungen:

-Natriumchlorid(Kochsalz)
-Natriumcarbonat(Flussmittel bei der Glasherstellung)
-Natriumnitrat(Düngermittel)

https://de.wikipedia.org/wiki/Natrium

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-Häufigstes Vorkommen in der Natur:

-kein elementares Vorkommen in der Natur
-Erdkruste: Vorkommen ausschließlich in gebundener Form
-Gehalt in der Erdkruste: ca. 0,09 %, etwa 1,2 Kilogramm pro Tonne

Wichtige Eigenschaften:

-Aggregatszustand bei Raumtemperatur: fest

-Dichte: 1,82 g/cm 3
-Schmelz-/Siedetemperatur: 44,20°C (111,56°F) / 280 °C
-Löslichkeit in Wasser: gar nicht

-Häufigste alltagsrelevante/ industriell genetzte Verbindungen:

-Phosphorsäure ist eine mittelstarke Säure und wird in der Getränkeindustrie als Konservierungsmittel eingesetzt

-Phosphorverbindungen sind im Organismus in der Knochensubstanz, in der DNA und im ATP enthalten und somit biologisch von großer Bedeutung

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Häufigstes Vorkommen in der Natur:

- Carbonat (Strontianit (SrCO3))

- Massenanteil in der Erdhülle: 0.01%

- kommt nur in Verbindungen vor

Wichtige Eigenschaften

- Fest

- Metallisch, Silber

- Weich und Verformbar

- 2,63 g/cm³

- 35,3 W/(m°K)

- 3,3 Sm/mm²

- 769°/1384°

- gar nicht

Reaktionsverhalten

- Strontium reagiert langsam mit Wasser unter der Bildung von Strontiumhydroxid

- Reagiert gering mit Sauerstoff

Alltagsverwendung

- Wird vorwiegend als Bestandteil des Leuchtstoffes in Fernsehschirmen verwendet

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Kalium:

Vorkommen in der Natur:

·         Elementar: K

·         In Verbindungen: Nur als Kation

·         Im Meerwasser liegt die durchschnittliche Konzentration bei 399,1 mg K⁺/kg = 408,4 mg K⁺/l.

Wichtigste Eigenschaften

·         Aggregatszustand: Fest

·         Verformbar

·         Dichte: 0,856

·         Kann Wärme Leiten

·         Kann Strom leiten

·         Schmelztemperatur: 63 C

·         Nicht in Wasser löslich

·         Alltags Nutzung: In der Medizin

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Steckbrief zu Magnesium

Ø eine der meist vorkommenden Elemente in der Erdkruste

Ø ist nicht radioaktiv und befindet sich bei Raumtemperatur in einem festen Aggregatszustand

Ø aufgrund der geringen härte kann man Magnesium leicht verformen

Ø Magnesium ist aber noch 30% leichter als Aluminium und ist somit mit einer Dichte von 1,7 g/cm³ das leichteste Gusskonstruktionsmaterial

Ø Die Wärmeleitfähigkeit bei 20ºC liegt bei 143 W/mK

Ø  die elektrische Leitfähigkeit ist 22,4 m Ω-1mm-2. Silberweiß, sehr leicht, weich und dehnbar, schlecht gieß- und schweißbar, nicht lötbar, durch Legierungen mechanisch beständiger

Ø Siedepunkt 1105° C Schmelzwärme 268 kJ/kg

Ø Die Wasserlöslichkeit von Magnesiumhydroxid beträgt 12 mg/L

Ø Brennendes Magnesium darf nicht mit Wasser gelöscht werden

Ø Magnesium findet man heutzutage in fast jedem Lebensmittel, am meisten z.B: Lebensmittel wie Walnüsse, Haferflocken und Bananen stecken voller Magnesium.

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Elementar: H

Massenanteil

·         0,01 Prozent Wolken, Regen Schnee und Hagel

·         0,3 Prozent Flüsse, Bäche, Seen

·         30,8 Prozent Grundwasser

·         68,9 Prozent Gletscher

Wichtige eigenschaften

Bei Raumtemperatur: flüssig

Verformbarkeit: man kann dieses Element verformen

Dichte 1g/cm³

Bei 20° leitet wasser 0,60 W

Siedetemperatur: 100°

Löslichkeit in Wasser: Garnicht

Reaktionsverhalten

Mit Wasser: Nichts

Mit Sauerstoffgas: Nichts

Trinken, Waschen, Kochen

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Häufigste Vorkommen in der Natur:

- Elementar: tritt nicht elementar auf (Iodverbindungen)

- In Verbindungen: z.B. Kaliumiodid (Medizin); Diiodpentaoxid (I2O5)

- Massenanteil an der Erdhülle: 0,66 ppm

Wichtige Eigenschaften:

- Aggregatzustand bei Raumtemperatur: Feststoff

- Aussehen: grau-schwarz; glänzend

- Verformbarkeit/ Sprödigkeit: kann durch Hitze in lila Dampf umgewandelt werden

- Dichte: 4,94 (bei 25°C)

- Wärmeleitfähigkeit: 0,449 (bei 27°C)

- Elektrische Leitfähigkeit: 0,77*10 –9 Ohm –1 cm –1

- Schmelztemperatur: 113,70°C

- Siedetemperatur: 183°C

- Löslichkeit in Wasser: fast unlöslich (1l Wasser lösen sich 0,29g Iod)

Reaktionsverhalten:

- mit Wasser: reagiert zu Iodwasserstoff (zerfällt bei erwärmen schnell)

- mit Sauerstoff-Gas: reagiert nicht

Häufigste alltagsrelevante/ industriell genutzte Verbindungen:

- Herstellung von Medikamenten, Desinfektionsmitteln

- Herstellung von Röntgenkontrastmitteln

- Füllung von Halogenlampen

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Germanium              Häufigstes Vorkommen in der Natur: Germanium kommt in der Natur in Form von Sulfiden vorElementar: Ge Als Germaniumdioxid ist es in Wasser löslich (4,1 g/L). Dennoch sind keine besonderen Abwasserprobleme zu Germanium bekannt. Germanium spielt besonders in der Halbleitertechnik eine Rolle und wird zur Herstellung von Transistoren und Dioden benötigt.

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Germanium              Häufigstes Vorkommen in der Natur: Germanium kommt in der Natur in Form von Sulfiden vorElementar: Ge Als Germaniumdioxid ist es in Wasser löslich (4,1 g/L). Dennoch sind keine besonderen Abwasserprobleme zu Germanium bekannt. Germanium spielt besonders in der Halbleitertechnik eine Rolle und wird zur Herstellung von Transistoren und Dioden benötigt.

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| Aggregatzustand | fest

| Dichte | 5,323 g/cm3 (20 °C)

| Elektrische Leitfähigkeit | 1,45 S/m
| Wärmeleitfähigkeit | 59,9 W/(m · K)

| Schmelzpunkt | 1211,4 K (938,3 °C)
| Siedepunkt | 3093 K (2820 °C)

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Häufigstes Vorkommen in der Natur

- Elementar: Ga; selten vorkommend

- In Verbindungen: Galliumarseneid,  Galliumoxid

- Massenanteil an der Erdhülle: 14ppm

Wichtige Eigenschaften

- Aggregatzustand: Fest

- Aussehen: Silbern

- Verformbarkeit/Sprödigkeit: leicht zu verflüssigen

- Dichte: 5,904 g/cm

- Wärmeleitfähigkeit: 29 W

- Elektrische Leitfähigkeit: 7,14•10*-6 A•V*-1•m*-1

- Schmelztemperatur: 29* C

- Siedetemperatur: 2400* C

- Löslichkeit in Wasser: gar nicht (kaltes Wasser), relativ langsam und wenig (warmes/heißes Wasser)

Reaktionsverhalten

- mit Wasser: Bei heißem Wasser langsames lösen, bei kaltem Wasser keine Reaktion

- mit Sauerstoff-Gas: bei niedriger Konzentration: keine Reaktion, bei hohem Druck und reinen Sauerstoff: Verbrennen in heller Flamme unter Bildung eines Oxides

Häufigste alltagsrelevante/industriell genutzte Verbindungen

-  Beschichtung für Spiegel

-  Solarzellen & Leuchtioden

-  Ersatz für Quecksilber in Lampen