Brom

Isotop	NH	t_1/2	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
⁸⁰Br	{syn.}	17,68 min	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	γ in rad·T⁻¹·s⁻¹	E_r(¹H)	f_L bei B = 4,7 T in MHz
⁷⁹Br	3/2	6,73 · 10⁷
⁸¹Br	3/2	7,25 · 10⁷

Sicherheitshinweise

GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) ^[6]

Gefahr

H- und P-Sätze

H: 330-314-400

P: 210-273-304+340-305+351+338-309-310-403+233 ^[3]

EU-Gefahrstoffkennzeichnung ^[7] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) ^[6]


Sehr giftig	Ätzend	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⁻¹ (Ratte, oral)^[8]^[9]
3100 mg·kg⁻¹ (Maus, oral)^[8]^[9]
14 mg·kg⁻¹ (LD_Lo, Mensch, oral)^[9]^[10]
1000 ppm (Mensch, LC_Lo, Inh.)^[10]

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

Brom [broːm] (griech. βρῶμος brômos ‚Gestank‘) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Br und der Ordnungszahl 35. Im Periodensystem steht es in der 7. Hauptgruppe und gehört damit zusammen mit Fluor, Chlor, Iod und Astat 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 bekannten Elemente, die unter Normbedingungen flüssig sind.

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.

Entdeckung

Antoine-Jérôme Balard

Brom wurde 1826 erstmals durch den französischen Chemiker Antoine-Jérôme 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 „Brom“ (griech. für «Bocksgestank der Tiere» ^[11]) 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^[12] zu analysieren, da die Stadt ein Kurbad plante.^[13] 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.“^[14]^[15]

Vorkommen

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.

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 überwiegend Sole und stark salzhaltiges Wasser aus großer Tiefe sowie Salzseen, vereinzelt auch Meerwasser.^[16] 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.^[17]

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_{2}SO_{4}\ \xrightarrow {\Delta T} }

\mathrm {Br_{2}\ +\ MnSO_{4}\ +\ Na_{2}SO_{4}\ +\ 2\ H_{2}O}

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

Eigenschaften

Flüssiges Brom mit Dampf in Ampulle

Physikalische Eigenschaften

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). Die kinetisch gehemmte Reaktion wird durch (Sonnen-)Licht beschleunigt, Bromwasser wird daher in braunen, wenig lichtdurchlässigen 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.^[18]

Verwendung

Brom, Anschauungsprobe für Lehrzwecke, sicher aufbewahrt

Chemisches Polieren von Galliumarsenid (als Lösung in Methanol)
mehrfach bromierte Biphenyle bzw. Diphenylether als Flammschutzmittel für Leiterplatten. Im Jahr 2000 wurden 38 % des Broms für die Herstellung von bromierten Flammschutzmitteln verwendet.^[19]
Methylbromid als Schädlingsbekämpfungsmittel
Desinfektionsmittel (milder als Chlor)
in Form von Bromiden, beispielsweise Kaliumbromid, als Arzneimittel (Narkose-, Beruhigungs- und Schlafmittel; Behandlung therapieresistenter Epilepsien mit generalisiert tonisch-klonischen Anfällen, früher sehr beliebt – heute obsolet). 1928 wurde eins von fünf Rezepten in den USA für bromhaltige Medikamente ausgestellt.^[20]
Fotoindustrie (Silberbromid als Bestandteil der lichtempfindlichen Suspension)
Alkalihypobromite als Bleichmittel
im Labor als Indikator (ungesättigte Kohlenstoffverbindungen entfärben Bromwasser, d. h. Addition von Brom)
Bromate als Oxidationsmittel
Bromhaltiger Kautschuk zur Herstellung „luftdichter“ Reifen
Tränengas, z. B. in Form von Monobromaceton
in Mitteln zum Schutz gegen das Nervengas Soman bei US-Soldaten im Irak-Krieg
Früher 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 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

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:

\mathrm {Br_{2}\ +\ Na_{2}S_{2}O_{3}\ +\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaBr\ +\ S\downarrow \ +\ H_{2}SO_{4}}

\mathrm {S_{2}O_{3}^{2-}\ +\ 2\ H^{+}\longrightarrow H_{2}O\ +\ S\downarrow \ +\ SO_{2}\uparrow }

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

Verbindungen

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

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.

Bromoxide

Es ist eine größere Anzahl Verbindungen von Brom und Sauerstoff bekannt. Diese sind nach den allgemeinen Formeln BrO_x (x = 1–4) und Br₂O_x (x = 1–7) aufgebaut. Zwei der Bromoxide, Dibromtrioxid (Br₂O₃) und Dibrompentaoxid (Br₂O₅) lassen sich als Feststoff isolieren.^[21]

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.

Weblinks

Wiktionary: Brom – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Commons: Brom – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise

↑ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Brom) entnommen.
↑ ^3,0 ^3,1 ^3,2 Eintrag zu Brom in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 4. Januar 2010 (JavaScript erforderlich).
↑ 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 maßeinheitslose SI-Wert.
↑ ^5,0 ^5,1 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.
↑ ^6,0 ^6,1 Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 7726-95-6 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
↑ Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
↑ ^8,0 ^8,1 Gigiena i Sanitariya. (English translation HYSAAV.), 1970, Vol. 35 (11), S. 11.
↑ ^9,0 ^9,1 ^9,2 Brom bei ChemIDplus.
↑ ^10,0 ^10,1 W. B. Deichmann: Toxicology of Drugs and Chemicals, Academic Press, Inc., New York, 1969, S. 645.
↑ Wilhelm Gemoll, Karl Vretska: „Griechisch-Deutsches Schul- und Handwörterbuch“, Verlag Hölder-Pichler-Tempsky, 9. Auflage, ISBN 3-209-00108-1.
↑ Sehenswürdigkeiten in Bad Salzhausen.
↑ W. H. Brock: Justus von Liebig: eine Biografie des großen Wissenschaftlers und Europäers., Vieweg Verlag, Braunschweig 1999.
↑ J. Liebig: Über Laurent's Theorie der organischen Verbindungen., 1838, S. 554.
↑ T. K. Langebner: Justus von Liebig und das »Handbuch der Chemie«, II, in ÖAZ aktuell, Hauptartikel 17/2001.
↑ Stephen M. Jasinski: 2006 Minerals Yearbook. United States Geological Survey, November 2007, abgerufen am 17. September 2011 (PDF, englisch).
↑ Mineral Commodity Summaries 2011. United States Geological Survey, 24. Januar 2011, abgerufen am 17. September 2011 (PDF, englisch).
↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 440.
↑ Linda S. Birnbaum, Daniele F. Staskal: Brominated Flame Retardants: Cause for Concern?, Environ Health Perspect 2004, 112, S. 9–17; doi:10.1289/ehp.6559.
↑ Hans Bangen: Geschichte der medikamentösen Therapie der Schizophrenie, Berlin 1992, ISBN 3-927408-82-4, S. 22.
↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 487–488.