Brom

Eigenschaften
[Ar]3d104s24p5 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
Massenanteil an der Erdhülle	6 · 10−4 %
Atomar
Atommasse	79,904 u
Atomradius (berechnet)	115 (94) pm
Kovalenter Radius	114 pm
Van-der-Waals-Radius	185 pm
Elektronenkonfiguration	[Ar]3d104s24p5
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
Aggregatzustand	flüssig
Modifikationen
Kristallstruktur	orthorombisch
Dichte	3,119 g · cm−3 bei 300 K
Magnetismus	diamagnetisch
Schmelzpunkt	265,8 K (−7,3 °C)
Siedepunkt	332 K (59 °C)
Molares Volumen	19,78 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme	15,438 kJ/mol
Schmelzwärme	5,286 kJ/mol
Dampfdruck	ca. 5800 Pa bei 280,1 K
Schallgeschwindigkeit	135 m/s
Spezifische Wärmekapazität	480 J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit	0 S/m
Wärmeleitfähigkeit	0,122 W/(m · K)
Chemisch
Oxidationszustände	±1, 3, 5, 7
Oxide (Basizität)	(stark sauer)
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 m ε 3,574 78Se 79Br 50,69 % Stabil 80Br {syn.} 17,68 m 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
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I
T+ Sehr giftig C Ätzend N Umwelt- gefährlich
R- und S-Sätze	R: 26-35-50
	S: (1/2-)7/9-26-45-61
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Brom [brˈoːm] ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente aus der Gruppe der Halogene (7. Hauptgruppe, Symbol Br, Ordnungszahl 35). Es ist neben Quecksilber das einzige bei Raumtemperaturen und Normaldrücken flüssige Element. Es wurde 1826 erstmals durch den französischen Chemiker Antoine-Jérôme Balard aus Meeresalgen isoliert. Eine industrielle Herstellung erfolgte erst ab 1860. Auf Grund seines stechenden Geruchs schlug Joseph Louis Gay-Lussac den Namen „Brom“ (von grch. βρῶμος (brômos) «Bocksgestank der Tiere» ^[1]) vor.

Brom ist sehr giftig, seine Dämpfe sollten daher nicht eingeatmet werden. Da es außerdem ätzend ist, sollte es keinesfalls mit der Haut in Kontakt kommen.

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Vorkommen

  Brom kommt natürlich in Salzen der Bromwasserstoffsäure, den Bromiden, vor. Der größte Teil liegt als gelöstes Bromid im Meerwasser vor. Einige Kalisalze (Kaliumbromid, Kaliumbromat) enthalten ebenfalls geringe Mengen Brom.

Gewinnung und Darstellung

Die Herstellung elementaren Broms erfolgt durch Oxidation von Bromidlösungen durch Chlor. Als Bromidquelle nutzt man überwiegend Meerwasser, vereinzelt auch Sole, 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.

Eigenschaften

  Die schwere rotbraune Flüssigkeit bildet unangenehm stark stechend 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 Alkohol, 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. Brom verhält sich chemisch wie das leichtere Chlor, reagiert aber in 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.

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

Verwendung

• Scavenger zum Entfernen des Bleis aus Zylindern bei Nutzung von verbleitem Benzin (Scavenger sind Radikale, die in Antiklopfmitteln entstehen, siehe auch Tetraethylblei)
• Chemisches Polieren von Galliumarsenid (als Lösung in Methanol)
• Flammschutzmittel für (Elektronik-)Platinen (als mehrfach bromierte Biphenyle bzw. Diphenylether). Im Jahr 2000 wurden 38 % des Broms für die Herstellung von bromierten Flammschutzmitteln verwendet.^[2]
• Schädlingsbekämpfung (als Methylbromid)
• Wurmmittel
• Desinfektionsmittel (milder als Chlor)
• Arzneimittel (Narkose-, Beruhigungs- und Schlafmittel; Behandlung therapieresistenter Epilepsien mit generalisiert tonisch-klonischen Anfällen, früher sehr beliebt – heute obsolet)
• Fotoindustrie (Silberbromid als Bestandteil der lichtempfindlichen Suspension)
• Bleichmittel (Alkalihypobromite)
• Farben
• Indikatoren (beispielsweise: Nichtgesättigte Verbindungen entfärben Bromwasser)
• Feuerlöschmittel
• Lösungsmittel
• Bromate als Oxidationsmittel
• Bromhaltiger Kautschuk zur Herstellung „luftdichter“ Reifen
• Tränengas z.B. in Form von Monobromaceton, und NICHT Tribromaceton, wie immer wieder behauptet
• in Mitteln zum Schutz gegen das Nervengas Soman bei US-Soldaten im Irak-Krieg

Nachweis

Bromidionen weist man mit Hilfe von Chlorwasser und Hexan nach. Elementares Chlor setzt bei dieser Nachweisreaktion z. B. aus Natriumbromid analog elementares Brom frei (und es bildet sich Natriumchlorid). Das Brom färbt beim Schütteln die Hexanphase orangebraun (Extraktion):

(Redoxreaktion)

Sicherheitshinweise

Elementares Brom ist hochgiftig und stark ätzend, Hautkontakt führt zu schwer heilenden Verätzungen. Inhalierte Bromdämpfe führen nach einer Latenzzeit 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 bildet sich Natriumbromid, Wasser, elementarer Schwefel und Schwefeldioxid. Aufbewahrung in Behältern aus Glas, Blei, Monel® oder Nickel.

Verbindungen

• Bromargyrit
• Bromcyanid
• Bromphenolblau
• Bromstyrol (Riechstoff)
• Bromthymolblau
• Bromwasserstoff
• Silberbromid
• Salze wie Bromide, Bromite, Bromate
• Interhalogenverbindungen des Broms (BrF_x, BrCl und IBr)
• Bromoxide
• Phosphortribromid
• Bortribromid

Einzelnachweise

1. ↑ Wilhelm Gemoll, Karl Vretska: „Griechisch-Deutsches Schul- und Handwörterbuch“, Verlag Hölder-Pichler-Tempsky, 9. Auflage, ISBN 3-209-00108-1
2. ↑ Linda S. Birnbaum, Daniele F. Staskal: Brominated Flame Retardants: Cause for Concern?, Environ Health Perspect 112:9–17 (2004). doi:10.1289/ehp.6559