Berylliumsulfat

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Strukturformel
Berylliumion Sulfation
Allgemeines
Name Berylliumsulfat
Summenformel
  • BeSO4 (wasserfrei)
  • BeSO4·4 H2O (Tetrahydrat)
CAS-Nummer
  • 13510-49-1 (wasserfrei)
  • 7787-56-6 (Tetrahydrat)
Kurzbeschreibung

weißer geruchloser Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 105,08 g·mol−1 (wasserfrei)
177,14 g·mol−1 (Tetrahydrat)
Aggregatzustand

fest

Dichte

1,71 g·cm−3 (Tetrahydrat)[2]

Schmelzpunkt

580 °C (Zersetzung)[3]

Löslichkeit

sehr gut löslich in Wasser, unlöslich in Ethanol[4]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP)[5], ggf. erweitert[2]
06 – Giftig oder sehr giftig 08 – Gesundheitsgefährdend 09 – Umweltgefährlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 350i​‐​330​‐​301​‐​372​‐​319​‐​335​‐​315​‐​317​‐​411
P: 201​‐​260​‐​273​‐​280​‐​284​‐​301+310 [2]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [6] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [7]
Sehr giftig Umweltgefährlich
Sehr giftig Umwelt-
gefährlich
(T+) (N)
R- und S-Sätze R: 49​‐​25​‐​26​‐​36/37/38​‐​43​‐​48/23Vorlage:R-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze​‐​51/53
S: 45​‐​53​‐​61
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−1205,2 kJ/mol[8]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

Berylliumsulfat ist ein weißes Beryllium-Salz der Schwefelsäure mit der Summenformel BeSO4. Es wurde erstmals 1815 von Berzelius isoliert.[9]

Herstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Berylliumsulfat kann durch Auflösung von Berylliumcarbonat oder Berylliumhydroxid in verdünnter Schwefelsäure gewonnen werden.[10]

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Vom Berylliumsulfat existieren mehrere Hydrate: Im Handel erhält man die Verbindung als Tetrahydrat mit der Summenformel BeSO4 · 4 H2O, welches bei 111,5 °C in das Dihydrat BeSO4 · 2 H2O, und bei 158 °C in das Monohydrat BeSO4 · H2O übergeht.[10] Dieses kann dann bei ca. 400 °C zu wasserfreiem Berylliumsulfat entwässert werden. Das wasserfreie Sulfat selbst ist bis ca. 580 °C stabil.[11] Ferner existiert ein Hexahydrat BeSO4 · 6 H2O, das bei ca. 76 °C in das Dihydrat übergeht.[10] Wasserfreies Berylliumsulfat ist nur langsam und schlecht wasserlöslich. Dagegen ist das Tetrahydrat gut wasserlöslich.

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Im Salz liegt das Berylliumion als [Be(H2O)4]2+ vor, da die Koordinationszahl 4 für Berylliumionen typisch sind (Hauptgruppenelement).[12] Es bildet mit Alkalimetallsulfaten schlecht kristallisierende blumenkohlartige Krusten die als Doppelsalze mit der Summenformel Me2Be(SO4)2 · 2 H2O aufgefasst werden, z. B.: K2Be(SO4)2 · 2 H2O.[11]

Biologische Bedeutung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Berylliumsulfat ist äußerst giftig. Bei Ratten konnte auch eine stark karzinogene Wirkung beobachtet werden.[13] Beim Menschen hingegen sind nur wenige Fälle bekannt.

Vergiftung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Es sind verschiedene Formen von Berylliumvergiftungen bekannt, die zumeist von den Stäuben der Substanzen ausgehen:[14]

Toxische Pneumonie:

  • nach wiederholter oder seltener einmaliger Inhalation mit wechselnder Latenzzeit von wenigen Tagen bis mehreren Jahren ohne erkennbaren Anlass
  • Symptome sind Atemnot, Husten und Fieber
  • Die Krankheit verläuft schleppend und Tod kann nach Monaten des Siechtums eintreten

Berylliose:

  • eine sich langsam entwickelnde granulomatöse Reaktion des Lungengewebes ("Sandsturmlunge")

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Eine Mischung aus Berylliumsulfat und Radiumsulfat diente bei der Entdeckung der Kernspaltung als Neutronenquelle. Äußerst selten wird Berylliumsulfat auch in der Homöopathie eingesetzt.

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. Datenblatt Berylliumsulfat bei AlfaAesar, abgerufen am 11. März 2010 (JavaScript erforderlich).
  2. a b c Datenblatt Berylliumsulfat bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 11. März 2010 (PDF).Vorlage:Sigma-Aldrich/Name nicht angegeben
  3. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 91.–100., verbesserte und stark erweiterte Auflage. de Gruyter, Berlin 1985, ISBN 3-11-007511-3, S. 903.
  4. Susan Budavari (Hrsg.): The Merck Index. 12. Auflage. Merck & Co., Whitehouse Station, New Jersey, USA 1996, ISBN 0-911910-12-3.
  5. Nicht explizit in EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) gelistet, fällt aber mit der angegebenen Kennzeichnung unter den Sammelbegriff beryllium compounds with the exception of aluminium beryllium silicates, and with those specified elsewhere in this Annex im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  6. Für Stoffe ist seit dem 1. Dezember 2012, für Gemische seit dem 1. Juni 2015 nur noch die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung gültig. Die EU-Gefahrstoffkennzeichnung ist daher nur noch auf Gebinden zulässig, welche vor diesen Daten in Verkehr gebracht wurden.
  7. Nicht explizit in EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) gelistet, fällt aber dort mit der angegebenen Kennzeichnung unter den Sammelbegriff „Berylliumverbindungen“; Eintrag aus der CLP-Verordnung zu Berylliumverbindungen in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 31. März 2009 (JavaScript erforderlich).
  8. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Standard Thermodynamic Properties of Chemical Substances, S. 5-6.
  9. Ch. L. Parsons: The Chemistry and Literature of Beryllium. London 1909, S. 33 ff.
  10. a b c M. Levi-Malvano: Die Hydrate des Berylliumsulfats. In: Zeitschr. f. anorg. Chem. 1906, 48, S. 446ff. (Volltext)
  11. a b Gmelins Handbuch der Anorganischen Chemie. BERYLLIUM, System Nummer 26, Achte Auflage. Verlag Chemie, Berlin 1930.
  12. M. Binnewies: Allgemeine und Anorganische Chemie. 1. Auflage. 2004, ISBN 3-8274-0208-5, S. 355 f.
  13. umwelt-online.de
  14. W. Forth: Allgemeine und spezielle Toxikologie und Pharmakologie. 6. Auflage. 1992, ISBN 3-411-15026-2, S. 781.