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Brom

chemisches Element mit dem Symbol Br und der Ordnungszahl 35
(Weitergeleitet von Organobromverbindungen)

Brom [bʁoːm] (altgriechisch βρῶμος brōmos „Gestank“) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Br und der Ordnungszahl 35. Im Periodensystem steht es in der 7. Hauptgruppe, bzw. der 17. IUPAC-Gruppe und gehört damit zusammen mit Fluor, Chlor, Iod, Astat und Tenness zu den Halogenen. Elementares Brom liegt unter Normbedingungen (Temperatur = 0 °C und Druck = 1 atm) in Form des zweiatomigen Moleküls Br2 in flüssiger Form vor. Brom und Quecksilber sind die einzigen natürlichen Elemente, die unter Normbedingungen flüssig sind.

Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Brom, Br, 35
Elementkategorie Halogene
Gruppe, Periode, Block 17, 4, p
Aussehen gasförmig: rotbraun
flüssig: rotbraun
fest: metallisch glänzend
CAS-Nummer

7726-95-6

EG-Nummer 231-778-1
ECHA-InfoCard 100.028.890
Massenanteil an der Erdhülle 6,0 ppm (43. Rang)[1]
Atomar[2]
Atommasse 79,904 (79,901 – 79,907)[3] u
Atomradius (berechnet) 115 (94) pm
Kovalenter Radius 120 pm
Van-der-Waals-Radius 185 pm
Elektronenkonfiguration [Ar] 3d10 4s2 4p5
1. Ionisierungsenergie 11.81381(6) eV[4] ≈ 1139.86 kJ/mol[5]
2. Ionisierungsenergie 21.591 eV[4] ≈ 2083.2 kJ/mol[5]
3. Ionisierungsenergie 34.871(19) eV[4] ≈ 3364.5 kJ/mol[5]
4. Ionisierungsenergie 47.782(12) eV[4] ≈ 4610.3 kJ/mol[5]
5. Ionisierungsenergie 59.595(25) eV[4] ≈ 5750 kJ/mol[5]
6. Ionisierungsenergie 87.390(25) eV[4] ≈ 8431.9 kJ/mol[5]
7. Ionisierungsenergie 103.03(19) eV[4] ≈ 9941 kJ/mol[5]
Physikalisch[2]
Aggregatzustand flüssig
Kristallstruktur orthorhombisch
Dichte 3,12 g·cm−3[6] bei 300 K
Magnetismus diamagnetisch (χm = −2,8 · 10−5)[7]
Schmelzpunkt 265,8 K (−7,3 °C)
Siedepunkt 331,7 K[8] (58,5 °C)
Molares Volumen (fest) 19,78 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie 30 kJ/mol[8]
Schmelzenthalpie 5,8 kJ·mol−1
Dampfdruck 2,2 · 104[6] Pa bei 293 K
Wärmeleitfähigkeit 0,12 W·m−1·K−1
Chemisch[2]
Oxidationszustände ±1, 3, 5, 7
Normalpotential 1,066 V (Br + e− → Br−)
Elektronegativität 2,96 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP
77Br {syn.} 57,036 h ε 1,365 77Se
78Br {syn.} 6,46 min ε 3,574 78Se
79Br 50,69 % Stabil
80Br {syn.} 17,68 min β− 2,004 80Kr
ε 1,871 80Se
81Br 49,31 % Stabil
82Br {syn.} 35,30 h β− 3,093 82Kr
83Br {syn.} 2,40 h β− 0,972 83Kr
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
  Spin-
Quanten-
zahl I 		γ in
rad·T−1·s−1 		Er (1H) fL bei
B = 4,7 T
in MHz
79Br 3/2 6,73 · 107
81Br 3/2 7,25 · 107
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[9] ggf. erweitert[6]
Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahrensymbol

Gefahr

H- und P-Sätze H: 330​‐​314​‐​400
P: 260​‐​273​‐​280​‐​303+361+353​‐​304+340+310​‐​305+351+338[6]
MAK

Schweiz: 0,1 ml·m−3 bzw. 0,7 mg·m−3[10]

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

In der Natur kommt Brom nicht elementar, sondern nur in verschiedenen Verbindungen vor. Die wichtigsten Verbindungen sind die Bromide, in denen Brom in Form des Anions Br− auftritt. Die bekanntesten Bromide sind Natriumbromid und Kaliumbromid. Bromide sind ein Bestandteil des Meerwassers und besitzen einige biologische Funktionen.

Geschichte

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Justus Liebig isolierte als Erster elementares Brom

Brom wurde 1826 durch den französischen Chemiker Antoine-Jérôme Balard aus Meeresalgen der Salzwiesen bei Montpellier gewonnen und von diesem als bisher unbekannter Stoff erkannt.

Bereits zwei Jahre vor Balard stellte der deutsche Chemiker Justus von Liebig 1824 unwissentlich elementares Brom her. Er hatte den Auftrag, die Salzsolen von Salzhausen[13] zu analysieren, da die Stadt ein Kurbad plante.[14] Bei der Untersuchung dieser Sole fand Liebig eine neue Substanz, die er als Iodchlorid deutete. 13 Jahre später gab er zu, dass ihn seine nachlässige Analyse um die Entdeckung eines neuen Elements gebracht habe. Liebig schrieb dazu: „Ich kenne einen Chemiker, der, als er in Kreuznach war, die Mutterlaugen der Saline untersuchte.“ Im Weiteren beschrieb er dann sein Missgeschick und schloss mit den Worten: „Seit dieser Zeit hat er keine Theorien mehr aufgestellt, wenn sie nicht durch unzweifelhafte Experimente unterstützt und bestätigt wurden; und ich kann vermelden, dass er daran nicht schlecht getan hat.“[15][16]

Auch Karl Löwig hat sich mit Brom befasst, das er bereits vor 1825 durch Einleiten von Chlor in Kreuznacher Solewasser gewann, jedoch kam Balard ihm mit der Publikation seiner Entdeckung zuvor.

Eine industrielle Produktion erfolgte ab 1860. Aufgrund seines stechenden Geruchs schlug Joseph Louis Gay-Lussac den Namen „Brom“ (griech. für „Bocksgestank der Tiere“[17]) vor.

Vorkommen

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Brom kommt in Form von Bromiden, den Salzen der Bromwasserstoffsäure, vor. Mengenmäßig finden sich die größten Vorkommen als gelöste Bromide im Meerwasser. Auch Vorkommen natürlicher Salzlagerstätten (Stein- und Kalisalze) enthalten geringe Anteile an Kaliumbromid und Kaliumbromat. Brom kann auch in der Atmosphäre in der Form von molekularem Brom und Bromoxid vorkommen und kann die atmosphärische Ozonchemie maßgeblich beeinflussen und dabei über weite Distanzen transportiert werden. Während des polaren Frühlings zerstören regelmäßig größere Konzentrationen (>10 ppt) BrO fast das gesamte troposphärische Ozon. Diese Ereignisse sind mittels der DOAS-Methode auch von Satelliten zu beobachten. In tropischen Regionen mit hoher Bioaktivität wurden starke Emissionen halogenierter Kohlenwasserstoffe beobachtet, die letztendlich durch Photolyse zur Bildung von BrO und zur Ozonzerstörung beitragen können.

Brom ist für Tiere in Spuren essenziell. Bromid fungiert als Cofaktor bei einer Stoffwechsel-Reaktion, die notwendig zum Aufbau der Kollagen-IV-Matrix im Bindegewebe ist.[18]

Gewinnung und Darstellung

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Zeitliche Entwicklung der weltweiten Bromgewinnung

Die industrielle Herstellung elementaren Broms erfolgt durch Oxidation von Bromidlösungen mit Chlor.

 
Durch Oxidation von Kaliumbromid durch Chlor entstehen Brom und Kaliumchlorid

Als Bromidquelle nutzt man überwiegend Sole und stark salzhaltiges Wasser aus großer Tiefe sowie Salzseen, vereinzelt auch Meerwasser.[19] Eine Gewinnung aus den Restlaugen der Kaligewinnung ist nicht mehr wirtschaftlich. Seit 1961 hat sich die jährlich gewonnene Menge an Brom von rund 100.000 Tonnen auf über eine halbe Million Tonnen mehr als verfünffacht. Die größten Brom-Produzenten sind die Vereinigten Staaten, China, Israel, sowie Jordanien.[20] Es wird geschätzt, dass alleine das Tote Meer ungefähr 1 Milliarde Tonnen Brom enthält und sämtliche Meere der Erde ungefähr 100 Billionen Tonnen.[21]

Die globalen Abbaumengen verteilen sich, wie folgt:

Land 2006[22] 2019[23] 2020[21]
Abbau (in Tonnen)
Vereinigte Staaten  Vereinigte Staaten 243.000 nicht veröffentlicht nicht veröffentlicht
Aserbaidschan  Aserbaidschan 2.000
China Volksrepublik  Volksrepublik China 43.000 64.000 70.000
Frankreich  Frankreich 2.000
Indien  Indien 1.500 10.000 3.300
Israel  Israel 179.000 180.000 170.000
Japan  Japan 20.000 20.000 20.000
Jordanien  Jordanien 50.000 150.000 84.000
Ukraine  Ukraine 3.000 4.500 4.500
Gesamt (gerundet) 545.000 429.000 352.000

Im Labor kann Brom durch Umsetzung von Natriumbromid mit Schwefelsäure und Braunstein in der Hitze dargestellt werden. Das Brom wird dabei durch Destillation abgetrennt.

 
 
Aus Natriumbromid, Mangan(IV)-oxid und Schwefelsäure entstehen Brom, Mangan(II)-sulfat, Natriumsulfat und Wasser.

Eigenschaften

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Flüssiges Brom mit Dampf in einer Ampulle

Physikalische Eigenschaften

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Die Dichte von Brom beträgt 3,12 g/cm3. Die schwere rotbraune Flüssigkeit bildet chlorähnlich riechende Dämpfe, die giftiger sind als Chlor. Festes Brom ist dunkel, bei weiterer Abkühlung hellt es auf. In Wasser ist es mäßig, in organischen Lösungsmitteln wie Alkoholen, Kohlenstoffdisulfid oder Tetrachlorkohlenstoff sehr gut löslich. In Wasser gelöstes Brom reagiert langsam unter Zwischenbildung von Hypobromiger Säure (HBrO) und Sauerstoffabgabe zu Bromwasserstoff (HBr).

 
Das schwerere Brom (als dunkler Fleck) am Boden, nur z. T. im (roten) Wasser gelöst.

Die kinetisch gehemmte Reaktion wird durch (Sonnen-)Licht beschleunigt, Bromwasser wird daher kurzfristig in braunen, wenig lichtdurchlässigen Flaschen aufbewahrt. Es kann aber nur kurzfristig in Flaschen mit Gewinde (auch solchen mit Dichtung) aufbewahrt werden, da es andernfalls (aufgrund des hohen Dampfdrucks des Bromgases) aus diesen verdampft. Eine Tiefkühlung des Broms bei −18 °C ändert an diesem Verhalten nichts.

Sein Bestreben, schon unter eigentlicher Siedetemperatur stark zu verdampfen (wie Wasserdampf aus einer Tasse Kaffee), ermöglicht nur eine versiegelt-geschlossene Lagerung – etwa in einer Ampulle oder inerten Gaskartusche.

Chemische Eigenschaften

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Brom verhält sich chemisch wie das leichtere Chlor, reagiert aber im gasförmigen Zustand weniger energisch. Feuchtigkeit erhöht die Reaktivität des Broms stark. Mit Wasserstoff reagiert es im Gegensatz zum Chlor erst bei höheren Temperaturen unter Bildung von Bromwasserstoff (farbloses Gas).

 

Mit vielen Metallen (z. B. Aluminium) reagiert es exotherm unter Bildung des jeweiligen Bromids. Feuchtem Brom widerstehen nur Tantal und Platin.[24] Bei der Wechselwirkung mit vielen Metallen bildet Brom im Überschuss Bromide in höheren Oxidationsstufen, zum Beispiel AlBr3, CuBr2, MgBr2 usw. Bei einem Mangel an Brom können sich unter den gleichen Bedingungen Metallbromide in mittleren Oxidationsstufen bilden. zum Beispiel Technetiumbromid(IV) TcBr4 [25] und TcBr3 und sogar Na[Tc6Br12]2Br.[26]

Verwendung

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Brom, Anschauungsprobe für Lehrzwecke, sicher aufbewahrt

Nachweis

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Bromidionen können qualitativ mit Hilfe von Chlorwasser und Hexan nachgewiesen werden.

Zum nasschemischen Nachweis der Bromidionen kann man sich auch wie bei den anderen Nachweisreaktionen für Halogenide die Schwerlöslichkeit des Silbersalzes von Bromid zu Nutze machen. Das Gleiche gilt für die volumetrische Bestimmung der Halogenide durch Titration.

Zur Spurenbestimmung und Speziierung von Bromid und Bromat wird die Ionenchromatografie eingesetzt. In der Polarografie ergibt Bromat eine kathodische Stufe bei −1,78 V (gegen SCE, in 0,1 mol/l KCl), wobei es zum Bromid reduziert wird. Mittels Differenzpulspolarografie können auch Bromatspuren erfasst werden.

Sicherheitshinweise

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Elementares Brom ist sehr giftig und stark ätzend, Hautkontakt führt zu schwer heilenden Verätzungen. Inhalierte Bromdämpfe führen zu Atemnot, Lungenentzündung und Lungenödem. Auch auf Wasserorganismen wirkt Brom giftig.

Im Labor wird beim Arbeiten mit Brom meist eine dreiprozentige Natriumthiosulfatlösung bereitgestellt, da sie verschüttetes Brom oder Bromwasserstoff sehr gut binden kann. Hierbei bilden sich Natriumbromid, elementarer Schwefel und Schwefelsäure. Durch die entstehende Säure kann weiteres Thiosulfat zu Schwefel und Schwefeldioxid zerfallen:

 
 

Die Aufbewahrung von Brom erfolgt in Behältern aus Glas, Blei, Monel, Nickel oder Teflon.[6]

Verbindungen

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Spongiadioxin A, eine natürliche Organobromverbindung

→ Kategorie: Bromverbindung

Brom bildet Verbindungen in verschiedenen Oxidationsstufen von −1 bis +7. Die stabilste und häufigste Oxidationsstufe ist dabei −1, die höheren werden nur in Verbindungen mit den elektronegativeren Elementen Sauerstoff, Fluor und Chlor gebildet. Dabei sind die ungeraden Oxidationsstufen +1, +3, +5 und +7 stabiler als die geraden.

Bromwasserstoff und Bromide

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Anorganische Verbindungen, in denen das Brom in der Oxidationsstufe −1 und damit als Anion vorliegt, werden Bromide genannt. Diese leiten sich von der gasförmigen Wasserstoffverbindung Bromwasserstoff (HBr) ab. Diese ist eine starke Säure und gibt in wässrigen Lösungen leicht das Proton ab. Bromide sind in der Regel gut wasserlöslich, Ausnahmen sind Silberbromid, Quecksilber(I)-bromid und Blei(II)-bromid.

Besonders bekannt sind die Bromide der Alkalimetalle, vor allem das Natriumbromid. Auch Kaliumbromid wird in großen Mengen, vor allem als Dünger und zur Gewinnung anderer Kaliumverbindungen, verwendet.

Bleibromid wurde früher in großen Mengen bei der Verbrennung von verbleitem Kraftstoff freigesetzt (wenn dem Benzin Dibrom-Ethan zugesetzt war um das Blei flüchtig zu machen, siehe Tetraethylblei#Antiklopfmittel für Motorenbenzin).

Bromoxide

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Es ist eine größere Anzahl Verbindungen von Brom und Sauerstoff bekannt. Diese sind nach den allgemeinen Formeln BrOx (x = 1–4) und Br2Ox (x = 1–7) aufgebaut. Zwei der Bromoxide, Dibromtrioxid (Br2O3) und Dibrompentaoxid (Br2O5) lassen sich als Feststoff isolieren.[31]

Bromsauerstoffsäuren

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Neben den Bromoxiden bilden Brom und Sauerstoff auch mehrere Säuren, bei denen ein Bromatom von einem bis vier Sauerstoffatomen umgeben ist. Dies sind die Hypobromige Säure, die Bromige Säure, die Bromsäure und die Perbromsäure. Sie sind als Reinstoff instabil und nur in wässriger Lösung oder in Form ihrer Salze bekannt.

Interhalogenverbindungen

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Brom bildet vorwiegend mit Fluor, zum Teil auch mit den anderen Halogenen eine Reihe von Interhalogenverbindungen. Bromfluoride wie Bromfluorid und Bromtrifluorid wirken stark oxidierend und fluoriend. Während Brom in den Fluor-Brom- und Chlor-Brom-Verbindungen als elektropositiveres Element in Oxidationsstufen +1 im Bromchlorid bis +5 im Brompentafluorid vorliegt, ist es in Verbindungen mit Iod der elektronegativere Bestandteil. Mit diesem Element sind die Verbindungen Iodbromid und Iodtribromid bekannt.

Organische Bromverbindungen

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Eine Vielzahl von organischen Bromverbindungen (auch Organobromverbindungen) wird synthetisch hergestellt. Wichtig sind die Bromalkane, die Bromalkene sowie die Bromaromaten. Eingesetzt werden sie unter anderem als Lösungsmittel, Kältemittel, Hydrauliköle, Pflanzenschutzmittel, Flammschutzmittel oder Arzneistoffe.

Zu den Organobromverbindungen gehören auch die polybromierten Dibenzodioxine und Dibenzofurane.

Literatur

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Wiktionary: Brom – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
Commons: Brom – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise

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  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 webelements.com (Brom) entnommen.
  3. ↑ Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert, da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für das mittlere Atomgewicht der in Klammern angegebene Massenbereich. IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013 (ciaaw.org).
  4. ↑ a b c d e f g Eintrag zu bromine 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.
  5. ↑ a b c d e f g Eintrag zu bromine bei WebElements, www.webelements.com, abgerufen am 11. Juni 2020.
  6. ↑ a b c d e Eintrag zu Brom in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 3. Januar 2023. (JavaScript erforderlich)
  7. ↑ 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.
  8. ↑ a b 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).
  9. ↑ Eintrag zu Bromine im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. August 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  10. ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 7726-95-6 bzw. Brom), abgerufen am 2. November 2015.
  11. ↑ a b Gigiena i Sanitariya. (engl.: HYSAAV.), Vol. 35 (11), 1970, S. 11.
  12. ↑ a b W. B. Deichmann: Toxicology of Drugs and Chemicals. Academic Press, New York 1969, S. 645.
  13. ↑ Sehenswürdigkeiten in Bad Salzhausen (Memento vom 18. Februar 2008 im Internet Archive).
  14. ↑ W. H. Brock: Justus von Liebig: eine Biografie des großen Wissenschaftlers und Europäers. Vieweg Verlag, Braunschweig 1999.
  15. ↑ J. Liebig: Über Laurent's Theorie der organischen Verbindungen. 1838, S. 554.
  16. ↑ T. K. Langebner: Justus von Liebig und das »Handbuch der Chemie«, II. (Memento vom 2. Dezember 2008 im Internet Archive) In: ÖAZ aktuell. Hauptartikel 17/2001.
  17. ↑ Wilhelm Gemoll, Karl Vretska: Griechisch-Deutsches Schul- und Handwörterbuch. 9. Auflage. Verlag Hölder-Pichler-Tempsky, ISBN 3-209-00108-1
  18. ↑ A. Scott McCall u. a.: Bromine Is an Essential Trace Element for Assembly of Collagen IV Scaffolds in Tissue Development and Architecture. In: Cell. 157(6), 2014, S. 1380–1392; doi:10.1016/j.cell.2014.05.009.
  19. ↑ Stephen M. Jasinski: 2006 Minerals Yearbook. (PDF; 56 kB) United States Geological Survey, November 2007, abgerufen am 17. September 2011 (englisch).
  20. ↑ Mineral Commodity Summaries 2011. (PDF; 27 kB) United States Geological Survey, 24. Januar 2011, abgerufen am 17. September 2011 (englisch).
  21. ↑ a b U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries 2022: Bromine.
  22. ↑ U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries 2008: Bromine.
  23. ↑ U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries 2021: Bromine.
  24. ↑ 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. 440.
  25. ↑ Frederic Poineau, Efrain E. Rodriguez, Paul M. Forster, Alfred P. Sattelberger, Anthony K. Cheetham, Kenneth R. Czerwinski: Preparation of the Binary Technetium Bromides: TcBr 3 and TcBr 4. In: Journal of the American Chemical Society. Band 131, Nr. 3, 28. Januar 2009, S. 910–911, doi:10.1021/ja808597r.
  26. ↑ Erik V. Johnstone, Daniel J. Grant, Frederic Poineau, Laura Fox, Paul M. Forster, Longzou Ma, Laura Gagliardi, Kenneth R. Czerwinski, Alfred P. Sattelberger: A Trigonal-Prismatic Hexanuclear Technetium(II) Bromide Cluster: Solid-State Synthesis and Crystallographic and Electronic Structure. In: Inorganic Chemistry. Band 52, Nr. 10, 20. Mai 2013, S. 5660–5662, doi:10.1021/ic400967k.
  27. ↑ Linda S. Birnbaum, Daniele F. Staskal: Brominated Flame Retardants: Cause for Concern? In: Environ Health Perspect. 112, 2004, S. 9–17. doi:10.1289/ehp.6559. PMC 1241790 (freier Volltext)
  28. ↑ Ann Dally: Women under the knife. A history of surgery. New York 1991, S. 187.
  29. ↑ Hans Bangen: Geschichte der medikamentösen Therapie der Schizophrenie. Berlin 1992, ISBN 3-927408-82-4, S. 22.
  30. ↑ Klaus Ruppersberg: Brom in der Schule. In: Nachrichten aus der Chemie. Band 63, Nr. 5. Wiley, Weinheim 29. April 2015, S. 540–542, doi:10.1002/nadc.201590166, urn:nbn:de:0111-pedocs-122991.
  31. ↑ 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. 487–488.
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