Der Titel dieses Artikels ist mehrdeutig. Weitere Bedeutungen sind unter Brom (Begriffsklärung) aufgeführt. Eigenschaften                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                         Ar 3d10 4s2 4p5 35 Br Periodensystem 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 Erdhülle 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 Elektronen pro Energieniveau 2, 8, 18, 7 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 orthorombisch Dichte 3,12 g · cm−3[3] bei 300 K Magnetismus diamagnetisch (χm = −2,8 · 10−5)[4] Schmelzpunkt 265,8 K (−7,3 °C) Siedepunkt 332 K (59 °C) Molares Volumen (fest) 19,78 · 10−6 m3/mol Verdampfungswärme 14,8 kJ/mol Schmelzwärme 5,8 kJ/mol Dampfdruck 2,2 · 104[3] 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 ZM 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 γ in rad·T−1·s−1 E fL bei B = 4,7 T in MHz 79Br 3/2 6,73 · 107 81Br 3/2 7,25 · 107 Sicherheitshinweise Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I [5] 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)[6][7] 3100 mg·kg−1 (Maus, oral)[6][7] 14 mg·kg−1 (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 broːm 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. Der Name des Elements leitet sich vom griech. βρῶμος brômos „Gestank“ ab. Elementares Brom liegt unter Normbedingungen in Form des zweiatomigen Moleküls Br2 in flüssiger Form vor. Brom und Quecksilber sind die einzigen Elemente, die unter Normbedingungen flüssig 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− auftritt. Die bekanntesten Bromide sind Natriumbromid und Kaliumbromid. Bromide sind ein Bestandteil des Meerwassers und besitzen einige biologische Funktionen. Inhaltsverzeichnis 1 Entdeckung 2 Vorkommen 3 Gewinnung und Darstellung 4 Eigenschaften 4.1 Physikalische Eigenschaften 4.2 Chemische Eigenschaften 5 Verwendung 6 Nachweis 7 Sicherheitshinweise 8 Verbindungen 8.1 Bromwasserstoff und Bromide 8.2 Bromoxide 8.3 Bromsauerstoffsäuren 8.4 Interhalogenverbindungen 8.5 Organische Bromverbindungen 9 Einzelnachweise 10 Weblinks // 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“ (von griech. «Bocksgestank der Tiere» [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 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.“[12][13] 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. Als Bromidquelle nutzt man überwiegend Meerwasser, vereinzelt auch Sole und stark salzhaltiges Wasser aus großer Tiefe. 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. Durch Oxidation von Kaliumbromid durch Chlor entstehen Brom und Kaliumchlorid 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 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). Mit vielen Metallen (z. B. Aluminium) reagiert es exotherm unter Bildung des jeweiligen Bromids. Feuchtem Brom widerstehen nur Tantal und Platin. 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.[14] 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.[15] 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 stellt man sich beim Arbeiten mit Brom meist eine 3%ige Natriumthiosulfatlösung bereit, da es 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® oder Nickel. Verbindungen Kupfer(I)-bromid 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 BrOx (x = 1–4) und Br2Ox (x = 1–7) aufgebaut. Zwei der Bromoxide, Dibromtrioxid (Br2O3) und Dibrompentaoxid (Br2O5) lassen sich als Feststoff isolieren.[16] 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 ↑ 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. ↑ a b 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. ↑ Eintrag zu CAS-Nr. 7726-95-6 im European chemical Substances Information System ESIS ↑ a b Gigiena i Sanitariya. (English translation HYSAAV.), 1970, Vol. 35 (11), S. 11. ↑ a b c Brom bei ChemIDplus. ↑ a b 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. ↑ 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. Weblinks  Wiktionary: Brom – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen  Commons: Brom – Album mit Bildern und/oder Videos und Audiodateien Periodensystem der Elemente H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo Alkalimetalle Erdalkalimetalle Lanthanoide Actinoide Übergangsmetalle Metalle Halbmetalle Nichtmetalle Halogene Edelgase