Vryjdfkk

Eigenschaften
[Ar] 3d10 4s2 4p5 35Br Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Brom, Br, 35
Serie	Halogene
Gruppe, Periode, Block	17, 4, p
Aussehen	gasförmig: rotbraun flüssig: rotbraun fest: metallisch glänzend
CAS-Nummer	7726-95-6
Massenanteil an der Erdhülle	6,0 ppm[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	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	flüssig
Kristallstruktur	orthorhombisch
Dichte	3,12 g · cm−3[4] bei 300 K
Magnetismus	diamagnetisch (Χm = −2,8 · 10−5)[5]
Schmelzpunkt	265,8 K (−7,3 °C)
Siedepunkt	331,7 K[6] (58,5 °C)
Molares Volumen	(fest) 19,78 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme	30 kJ/mol[6]
Schmelzwärme	5,8 kJ/mol
Dampfdruck	2,2 · 104[4]Pa bei 293 K
Wärmeleitfähigkeit	0,12 W/(m · K)
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),[7] ggf. erweitert[4] Gefahr H- und P-Sätze H: 330​‐​314​‐​400 P: 210​‐​273​‐​304+340​‐​305+351+338​‐​309+310​‐​403+233 [4]
MAK	Schweiz: 0,1 ml·m−3 bzw. 0,7 mg·m−3[8]
Toxikologische Daten	2600 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[9][10] 3100 mg·kg−1 (LD50, Maus, oral)[9][10] 14 mg·kg−1 (LDLo, Mensch, oral)[10][11] 1000 ppm (LCLo, Mensch, inh.)[11]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Brom [.mw-parser-output .IPA a{text-decoration:none}bʁoːm] (griech. βρῶμος brômos ‚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.

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 |

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^[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]

Eine industrielle Produktion erfolgte ab 1860. Aufgrund seines stechenden Geruchs schlug Joseph Louis Gay-Lussac den Namen „Brom“ (griech. für «Bocksgestank der Tiere»^[16]) vor.

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.
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 (>10ppt) 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.^[17]

Gewinnung und Darstellung |

Zeitliche Entwicklung der weltweiten Bromgewinnung

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

2 KBr + Cl2⟶Br2 + 2 KCl{displaystyle 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.^[18] 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.^[19]

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

2 NaBr + MnO2 + 2 H2SO4 →ΔT{displaystyle mathrm {2 NaBr + MnO_{2} + 2 H_{2}SO_{4} {xrightarrow {Delta T}}} }

Br2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2 H2O{displaystyle 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, Natriumsulfat und Wasser.

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).

Br2+H2⟶2 HBr{displaystyle 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.^[20]

Verwendung |

Brom, Anschauungsprobe für Lehrzwecke, sicher aufbewahrt

• Chemisches Polieren von Galliumarsenid (als Lösung in Methanol)


• mehrfach bromierte Biphenyle bzw. Diphenylether als Flammschutzmittel in Verbundwerkstoffen wie FR-4, wie sie bei Leiterplatten eingesetzt werden. Im Jahr 2000 wurden 38 % des Broms für die Herstellung von bromierten Flammschutzmitteln verwendet.^[21]
  


• 
  Methylbromid als Schädlingsbekämpfungsmittel


• Desinfektionsmittel (milder als Chlor)


• in Form von Bromiden, beispielsweise Kaliumbromid, als nebenwirkungsreiches Arzneimittel (Narkose-, Beruhigungs- und Schlafmittel; Behandlung therapieresistenter Epilepsien mit generalisiert tonisch-klonischen Anfällen, früher – etwa auch zur Behandlung der „Hysterie“^[22] – sehr beliebt – heute obsolet). 1928 wurde eins von fünf Rezepten in den USA für bromhaltige Medikamente ausgestellt.^[23]
  


• 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:

Br2 + Na2S2O3 + H2O⟶2 NaBr + S↓ + H2SO4{displaystyle mathrm {Br_{2} + Na_{2}S_{2}O_{3} + H_{2}Olongrightarrow 2 NaBr + Sdownarrow + H_{2}SO_{4}} }

S2O32− + 2 H+⟶H2O + S↓ + SO2↑{displaystyle mathrm {S_{2}O_{3}^{2-} + 2 H^{+}longrightarrow H_{2}O + Sdownarrow + SO_{2}uparrow } }

Die Aufbewahrung von Brom erfolgt in Behältern aus Glas, Blei, Monel, Nickel oder Teflon.^[4]

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.

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#Die Verbrennung im Motor).

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.^[24]

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.

Literatur |

• 
  A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 438–440.
  

Weblinks |

 Wiktionary: Brom – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

 Commons: Brom – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

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 (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.
   


4. 
   ↑ ^abcde Eintrag zu Brom in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 9. August 2016 (JavaScript erforderlich).
   


5. 
   ↑ 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.
   


6. 
   ↑ ^ab 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).
   


7. 
   ↑ 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.
   


8. 
   ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (SUVA): Grenzwerte am Arbeitsplatz 2015 – MAK-Werte, BAT-Werte, Grenzwerte für physikalische Einwirkungen, abgerufen am 2. November 2015.
   


9. 
   ↑ ^ab Gigiena i Sanitariya. (English translation HYSAAV.), Vol. 35 (11), 1970, S. 11.
   


10. 
    ↑ ^abc Eintrag zu Brom in der ChemIDplus-Datenbank der United States National Library of Medicine (NLM).
    


11. 
    ↑ ^ab W. B. Deichmann: Toxicology of Drugs and Chemicals. Academic Press, New York 1969, S. 645.
    


12. 
    ↑ Sehenswürdigkeiten in Bad Salzhausen (Memento des Originals vom 18. Februar 2008 im Internet Archive)  Info: Der Archivlink wurde automatisch eingesetzt und noch nicht geprüft. Bitte prüfe den Link gemäß Anleitung und entferne dann diesen Hinweis.@1@2Vorlage:Webachiv/IABot/www.bad-salzhausen.de.
    


13. 
    ↑ W. H. Brock: Justus von Liebig: eine Biografie des großen Wissenschaftlers und Europäers. Vieweg Verlag, Braunschweig 1999.
    


14. 
    ↑ J. Liebig: Über Laurent's Theorie der organischen Verbindungen. 1838, S. 554.
    


15. 
    ↑ 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.
    


16. 
    ↑ Wilhelm Gemoll, Karl Vretska: Griechisch-Deutsches Schul- und Handwörterbuch. 9. Auflage. Verlag Hölder-Pichler-Tempsky, ISBN 3-209-00108-1.
    


17. 
    ↑ 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.
    


18. 
    ↑ Stephen M. Jasinski: 2006 Minerals Yearbook. United States Geological Survey, November 2007, abgerufen am 17. September 2011 (PDF; 56 kB, englisch). 
    


19. 
    ↑ Mineral Commodity Summaries 2011. United States Geological Survey, 24. Januar 2011, abgerufen am 17. September 2011 (PDF; 27 kB, englisch). 
    


20. 
    ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 440.
    


21. 
    ↑ 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)
    


22. 
    ↑ Ann Dally: Women under the knife. A history of surgery. New York 1991, S. 187.
    


23. 
    ↑ Hans Bangen: Geschichte der medikamentösen Therapie der Schizophrenie. Berlin 1992, ISBN 3-927408-82-4, S. 22.
    


24. 
    ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 487–488.