Brom

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Brom
Eigenschaften
   
[Ar] 3d10 4s2 4p5
35
Br
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Brom, Br, 35
Serie Halogene
Gruppe, Periode, Block 17, 4, p
Aussehen Gas: rot-braun
fest: metallisch glänzend
CAS-Nummer 7726-95-6
Massenanteil an der Erdh√ľlle 6,0 ppm[1]
Atomar [2]
Atommasse 79,904 u
Atomradius (berechnet) 115 (94) pm
Kovalenter Radius 120 pm
Van-der-Waals-Radius 185 pm
Elektronenkonfiguration [Ar] 3d10 4s2 4p5
1. Ionisierungsenergie 1139,9 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie 2103 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie 3470 kJ/mol
4. Ionisierungsenergie 4560 kJ/mol
5. Ionisierungsenergie 5760 kJ/mol
6. Ionisierungsenergie 8550 kJ/mol
7. Ionisierungsenergie 9940 kJ/mol
Physikalisch [2]
Aggregatzustand fl√ľssig
Kristallstruktur orthorombisch
Dichte 3,12 g ¬∑ cm‚ąí3[3] bei 300 K
Magnetismus diamagnetisch (Ōám = ‚ąí2,8 ¬∑ 10‚ąí5)[4]
Schmelzpunkt 265,8 K (‚ąí7,3 ¬įC)
Siedepunkt 332 K (59 ¬įC)
Molares Volumen (fest) 19,78 ¬∑ 10‚ąí6 m3/mol
Verdampfungswärme 29,96 kJ/mol
Schmelzwärme 5,8 kJ/mol
Dampfdruck 2,2 · 104[3] Pa bei 293 K
Wärmeleitfähigkeit 0,12 W/(m · K)
Chemisch [2]
Oxidationszust√§nde ¬Ī1, 3, 5, 7
Normalpotential 1,066 V (Br + e‚ąí ‚Üí Br‚ąí)
Elektronegativität 2,96 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE (MeV) ZP
77Br

{syn.}

57,036 h őĶ 1,365 77Se
78Br

{syn.}

6,46 min őĶ 3,574 78Se
79Br

50,69 %

Stabil
80Br

{syn.}

17,68 min ő≤‚ąí 2,004 80Kr
őĶ 1,871 80Se
81Br

49,31 %

Stabil
82Br

{syn.}

35,30 h ő≤‚ąí 3,093 82Kr
83Br

{syn.}

2,40 h ő≤‚ąí 0,972 83Kr
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR-Eigenschaften
  Spin ő≥ in
rad¬∑T‚ąí1¬∑s‚ąí1
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 [3]
05 ‚Äď √Ątzend 06 ‚Äď Giftig oder sehr giftig 09 ‚Äď Umweltgef√§hrlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 330-314-400
EUH: keine EUH-Sätze
P: 210-‚Äč273-‚Äč304+340-‚Äč305+351+338-‚Äč309-‚Äč310-‚Äč403+233Vorlage:P-S√§tze/Wartung/mehr als 5 S√§tze [3]
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [5]
Sehr giftig √Ątzend Umweltgef√§hrlich
Sehr giftig √Ątzend Umwelt-
gefährlich
(T+) (C) (N)
R- und S-Sätze R: 26-35-50
S: (1/2)-7/9-26-45-61
weitere Sicherheitshinweise
LD50
  • 2600 mg¬∑kg‚ąí1 (Ratte, oral)[6][7]
  • 3100 mg¬∑kg‚ąí1 (Maus, oral)[6][7]
  • 14 mg¬∑kg‚ąí1 (LDLo, Mensch, oral)[8][7]
  • 1000 ppm (Mensch, LCLo, Inh.)[8]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Brom [broňźm] ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Br und der Ordnungszahl 35. Im Periodensystem steht es in der 7. Hauptgruppe und geh√∂rt damit zusammen mit Fluor, Chlor, Iod und Astat zu den Halogenen. Der Name des Elements leitet sich vom griech. ő≤ŌĀŠŅ∂őľőŅŌā br√īmos ‚ÄěGestank‚Äú ab. Elementares Brom liegt unter Normbedingungen in Form des zweiatomigen Molek√ľls Br2 in fl√ľssiger Form vor. Brom und Quecksilber sind die einzigen Elemente, die unter Normbedingungen fl√ľssig sind.

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

Inhaltsverzeichnis

Entdeckung

Antoine-J√©r√īme Balard

Brom wurde 1826 erstmals durch den franz√∂sischen Chemiker Antoine-J√©r√īme Balard aus Meeresalgen der Salzwiesen bei Montpellier chemisch hergestellt. Eine industrielle Produktion erfolgte ab 1860. Aufgrund seines stechenden Geruchs schlug Joseph Louis Gay-Lussac den Namen ‚ÄěBrom‚Äú (griech. f√ľr ¬ęBocksgestank der Tiere¬Ľ [9]) vor.

Bereits zwei Jahre vor Balard stellte der deutsche Chemiker Justus von Liebig 1824 unbewusst elementares Brom her. Er hatte den Auftrag, die Salzsolen von Salzhausen[10] zu analysieren, da die Stadt ein Kurbad plante.[11] Bei der Untersuchung dieser Sole fand Liebig eine neue Substanz, die er als Iodchlorid deutete. 13 Jahre sp√§ter gab er zu, dass ihn seine nachl√§ssige Analyse um die Entdeckung eines neuen Elements gebracht habe. Liebig schrieb dazu: ‚ÄěIch kenne einen Chemiker, der, als er in Kreuznach war, die Mutterlaugen der Saline untersuchte.‚Äú Im weiteren beschrieb er dann sein Missgeschick und schloss mit den Worten: ‚ÄěSeit dieser Zeit hat er keine Theorien mehr aufgestellt, wenn sie nicht durch unzweifelhafte Experimente unterst√ľtzt und best√§tigt wurden; und ich kann vermelden, dass er daran nicht schlecht getan hat.‚Äú[12][13]

Vorkommen

Brom kommt in Form von Bromiden, den Salzen der Bromwasserstoffs√§ure, vor. Mengenm√§√üig finden sich die gr√∂√üten Vorkommen als gel√∂ste Bromide im Meerwasser. Auch Vorkommen nat√ľrlicher Salzlagerst√§tten (Stein- und Kalisalze) enthalten geringe Anteile an Kaliumbromid und Kaliumbromat.

Gewinnung und Darstellung

Zeitliche Entwicklung der weltweiten Bromgewinnung

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

\mathrm{2 \ KBr \ + \ Cl_2 \longrightarrow Br_2 \ + \ 2 \ KCl}
Durch Oxidation von Kaliumbromid durch Chlor entstehen Brom und Kaliumchlorid

Als Bromidquelle nutzt man √ľberwiegend Sole und stark salzhaltiges Wasser aus gro√üer Tiefe sowie Salzseen, vereinzelt auch Meerwasser.[14] Eine Gewinnung aus den Restlaugen der Kaligewinnung ist nicht mehr wirtschaftlich. Seit 1961 hat sich die j√§hrlich gewonnene Menge an Brom von rund 100.000 Tonnen auf √ľber eine halbe Million Tonnen mehr als verf√ľnffacht. Die gr√∂√üten Brom-Produzenten sind die Vereinigten Staaten, China, Israel, sowie Jordanien.[15]

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

\mathrm{2 \ NaBr \ + \ MnO_2 \ + \ 2 \ H_2SO_4 \ \xrightarrow{\Delta T}}
\mathrm{ Br_2 \ + \ MnSO_4 \ + \ Na_2SO_4 \ + \ 2 \ H_2O}
Aus Natriumbromid, Mangan(IV)-oxid und Schwefelsäure entstehen Brom, Mangan(II)-sulfat und Natriumsulfat

Eigenschaften

Fl√ľssiges Brom mit Dampf in Ampulle

Physikalische Eigenschaften

Die Dichte von Brom betr√§gt 3,12 g/cm3. Die schwere rotbraune Fl√ľssigkeit bildet chlor√§hnlich riechende D√§mpfe, die giftiger sind als Chlor. Festes Brom ist dunkel, bei weiterer Abk√ľhlung hellt es auf. In Wasser ist es m√§√üig, in organischen L√∂sungsmitteln wie Alkoholen, Kohlenstoffdisulfid oder Tetrachlorkohlenstoff sehr gut l√∂slich. In Wasser gel√∂stes Brom reagiert langsam unter Zwischenbildung von hypobromiger S√§ure (HBrO) und Sauerstoffabgabe zu Bromwasserstoff (HBr). Die kinetisch gehemmte Reaktion wird durch (Sonnen-)Licht beschleunigt, Bromwasser wird daher in braunen, wenig lichtdurchl√§ssigen Flaschen aufbewahrt.

Chemische Eigenschaften

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).

\mathrm{Br_2 + H_2 \longrightarrow 2\ HBr}

Mit vielen Metallen (z. B. Aluminium) reagiert es exotherm unter Bildung des jeweiligen Bromids. Feuchtem Brom widerstehen nur Tantal und Platin.

Verwendung

Brom, Anschauungsprobe f√ľr Lehrzwecke, sicher aufbewahrt
  • Chemisches Polieren von Galliumarsenid (als L√∂sung in Methanol)
  • mehrfach bromierte Biphenyle bzw. Diphenylether als Flammschutzmittel f√ľr Leiterplatten. Im Jahr 2000 wurden 38 % des Broms f√ľr die Herstellung von bromierten Flammschutzmitteln verwendet.[16]
  • Methylbromid als Sch√§dlingsbek√§mpfungsmittel
  • Desinfektionsmittel (milder als Chlor)
  • in Form von Bromiden, beispielsweise Kaliumbromid, als Arzneimittel (Narkose-, Beruhigungs- und Schlafmittel; Behandlung therapieresistenter Epilepsien mit generalisiert tonisch-klonischen Anf√§llen, fr√ľher sehr beliebt ‚Äď heute obsolet). 1928 wurde eins von f√ľnf Rezepten in den USA f√ľr bromhaltige Medikamente ausgestellt.[17]
  • Fotoindustrie (Silberbromid als Bestandteil der lichtempfindlichen Suspension)
  • Alkalihypobromite als Bleichmittel
  • im Labor als Indikator (unges√§ttigte Kohlenstoffverbindungen entf√§rben Bromwasser, d. h. Addition von Brom)
  • Bromate als Oxidationsmittel
  • Bromhaltiger Kautschuk zur Herstellung ‚Äěluftdichter‚Äú Reifen
  • Tr√§nengas, z. B. in Form von Monobromaceton
  • in Mitteln zum Schutz gegen das Nervengas Soman bei US-Soldaten im Irak-Krieg
  • Fr√ľher in Form von Alkylbromiden als Scavenger zum Entfernen des Bleis aus Zylindern bei der Nutzung von verbleitem Benzin

Nachweis

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 f√ľr Halogenide die Schwerl√∂slichkeit des Silbersalzes von Bromid zu Nutze machen. Das Gleiche gilt f√ľr 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 ‚ąí1,78 V (gegen SCE, in 0,1 mol/l KCl), wobei es zum Bromid reduziert wird. Mittels Differenzpulspolarografie k√∂nnen auch Bromatspuren erfasst werden.

Sicherheitshinweise

Elementares Brom ist sehr giftig und stark √§tzend, Hautkontakt f√ľhrt zu schwer heilenden Ver√§tzungen. Inhalierte Bromd√§mpfe f√ľhren zu Atemnot, Lungenentz√ľndung und Lungen√∂dem. Auch auf Wasserorganismen wirkt Brom giftig.

Im Labor stellt man sich beim Arbeiten mit Brom meist eine 3%ige Natriumthiosulfatl√∂sung bereit, da es versch√ľttetes Brom oder Bromwasserstoff sehr gut binden kann. Hierbei bilden sich Natriumbromid, elementarer Schwefel und Schwefels√§ure. Durch die entstehende S√§ure kann weiteres Thiosulfat zu Schwefel und Schwefeldioxid zerfallen:

\mathrm{Br_2\ +\ Na_2S_2O_3\ +\ H_2O \longrightarrow 2\ NaBr\ +\ S \downarrow\ +\ H_2SO_4}
\mathrm{S_2O_3^{2-}\ +\ 2\ H^+ \longrightarrow H_2O\ +\ S \downarrow\ +\ SO_2 \uparrow}

Die Aufbewahrung von Brom erfolgt in Behältern aus Glas, Blei, Monel oder Nickel.

Verbindungen

Spongiadioxin A, eine nat√ľrliche Organobromverbindung

‚Üí Kategorie: Bromverbindung

Brom bildet Verbindungen in verschiedenen Oxidationsstufen von ‚ąí1 bis +7. Die stabilste und h√§ufigste Oxidationsstufe ist dabei ‚ąí1, die h√∂heren 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

Anorganische Verbindungen, in denen das Brom in der Oxidationsstufe ‚ąí1 und damit als Anion vorliegt, werden Bromide genannt. Diese leiten sich von der gasf√∂rmigen Wasserstoffverbindung Bromwasserstoff (HBr) ab. Diese ist eine starke S√§ure und gibt in w√§ssrigen L√∂sungen leicht das Proton ab. Bromide sind in der Regel gut wasserl√∂slich, 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 gro√üen Mengen, vor allem als D√ľnger und zur Gewinnung anderer Kaliumverbindungen, verwendet.

Bromoxide

Es ist eine gr√∂√üere Anzahl Verbindungen von Brom und Sauerstoff bekannt. Diese sind nach den allgemeinen Formeln BrOx (x = 1‚Äď4) und Br2Ox (x = 1‚Äď7) aufgebaut. Zwei der Bromoxide, Dibromtrioxid (Br2O3) und Dibrompentaoxid (Br2O5) lassen sich als Feststoff isolieren.[18]

Bromsauerstoffsäuren

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

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

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.

Einzelnachweise

  1. ‚ÜĎ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ‚ÜĎ Die Werte f√ľr die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Brom) entnommen.
  3. ‚ÜĎ a b c d Eintrag zu Brom in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 4. Januar 2010 (JavaScript erforderlich).
  4. ‚ÜĎ Weast, Robert C. (ed. in chief): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. Seiten E-129 bis E-145. ISBN 0-8493-0470-9. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete ma√üeinheitslose SI-Wert.
  5. ‚ÜĎ Eintrag zu CAS-Nr. 7726-95-6 im European chemical Substances Information System ESIS
  6. ‚ÜĎ a b Gigiena i Sanitariya. (English translation HYSAAV.), 1970, Vol. 35 (11), S. 11.
  7. ‚ÜĎ a b c Brom bei ChemIDplus.
  8. ‚ÜĎ a b W. B. Deichmann: Toxicology of Drugs and Chemicals, Academic Press, Inc., New York, 1969, S. 645.
  9. ‚ÜĎ Wilhelm Gemoll, Karl Vretska: ‚ÄěGriechisch-Deutsches Schul- und Handw√∂rterbuch‚Äú, Verlag H√∂lder-Pichler-Tempsky, 9. Auflage, ISBN 3-209-00108-1.
  10. ‚ÜĎ Sehensw√ľrdigkeiten in Bad Salzhausen.
  11. ‚ÜĎ W. H. Brock: Justus von Liebig: eine Biografie des gro√üen Wissenschaftlers und Europ√§ers., Vieweg Verlag, Braunschweig 1999.
  12. ‚ÜĎ J. Liebig: √úber Laurent's Theorie der organischen Verbindungen., 1838, S. 554.
  13. ‚ÜĎ T. K. Langebner: Justus von Liebig und das ¬ĽHandbuch der Chemie¬ę, II, in √ĖAZ aktuell, Hauptartikel 17/2001.
  14. ‚ÜĎ Lyday, Phyllis A.: 2006 Minerals Yearbook. United States Geological Survey, November 2007, abgerufen am 17. September 2011 (PDF, englisch).
  15. ‚ÜĎ Mineral Commodity Summaries 2011. United States Geological Survey, 24. Januar 2011, abgerufen am 17. September 2011 (PDF, englisch).
  16. ‚ÜĎ Linda S. Birnbaum, Daniele F. Staskal: Brominated Flame Retardants: Cause for Concern?, Environ Health Perspect 2004, 112, S. 9‚Äď17; doi:10.1289/ehp.6559.
  17. ‚ÜĎ Hans Bangen: Geschichte der medikament√∂sen Therapie der Schizophrenie, Berlin 1992, ISBN 3-927408-82-4, S. 22.
  18. ‚ÜĎ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 487‚Äď488.

Weblinks

Wiktionary Wiktionary: Brom ‚Äď Bedeutungserkl√§rungen, Wortherkunft, Synonyme, √úbersetzungen
 Commons: Brom ‚Äď Album mit Bildern und/oder Videos und Audiodateien

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Synonyme:

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  • brom ‚ÄĒ s.n. Element chimic lichid, metaloid de culoare roŇüu √ģnchis, toxic, cu miros neplńÉcut, pńÉtrunzńÉtor, √ģntrebuinŇ£at √ģn industria chimicńÉ, farmaceuticńÉ etc. ‚Äď Din fr. brome. Trimis de valeriu, 21.03.2003. Sursa: DEX 98 ÔĽŅ brom s. n.; simb. Br Trimis… ‚Ķ   Dic»õionar Rom√Ęn

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  • Brom- ‚ÄĒ Pr√§fix f√ľr Brom als Substituent in den Namen von org. Verb.; Br oder Br‚Äí als Ligand in Koordinationsverb. wird Bromo genannt ‚Ķ   Universal-Lexikon

  • brom- ‚ÄĒ [brŇćm] combining form BROMO : used before a vowel ‚Ķ   English World dictionary


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