Brom

Brom [bʁoːm] (altgriechisch βρῶμος brōmos „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.

Der Titel dieses Artikels ist mehrdeutig. Weitere Bedeutungen sind unter Brom (Begriffsklärung) aufgeführt.

Eigenschaften
[Ar] 3d10 4s2 4p5 35Br Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Brom, Br, 35
Elementkategorie	Halogene
Gruppe, Periode, Block	17, 4, p
Aussehen	gasförmig: rotbraun flüssig: rotbraun fest: metallisch glänzend
CAS-Nummer	7726-95-6
EG-Nummer	231-778-1
ECHA-InfoCard	100.028.890
Massenanteil an der Erdhülle	6,0 ppm (43. Rang)[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	11.81381(6) eV[4] ≈ 1139.86 kJ/mol[5]
2. Ionisierungsenergie	21.591 eV[4] ≈ 2083.2 kJ/mol[5]
3. Ionisierungsenergie	34.871(19) eV[4] ≈ 3364.5 kJ/mol[5]
4. Ionisierungsenergie	47.782(12) eV[4] ≈ 4610.3 kJ/mol[5]
5. Ionisierungsenergie	59.595(25) eV[4] ≈ 5750 kJ/mol[5]
6. Ionisierungsenergie	87.390(25) eV[4] ≈ 8431.9 kJ/mol[5]
7. Ionisierungsenergie	103.03(19) eV[4] ≈ 9941 kJ/mol[5]
Physikalisch[6]
Aggregatzustand	flüssig
Kristallstruktur	orthorhombisch
Dichte	3,12 g·cm−3[7] bei 300 K
Magnetismus	diamagnetisch (χm = −2,8 · 10−5)[8]
Schmelzpunkt	265,8 K (−7,3 °C)
Siedepunkt	331,7 K[9] (58,5 °C)
Molares Volumen	(fest) 19,78 · 10−6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie	30 kJ·mol−1[9]
Schmelzenthalpie	5,8 kJ·mol−1
Dampfdruck	2,2 · 104[7] Pa bei 293 K
Wärmeleitfähigkeit	0,12 W·m−1·K−1
Chemisch[10]
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
Kernspin 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),[11] ggf. erweitert[7] Gefahr H- und P-Sätze H: 330​‐​314​‐​400 P: 260​‐​273​‐​280​‐​303+361+353​‐​304+340+310​‐​305+351+338[7]
MAK	Schweiz: 0,1 ml·m−3 bzw. 0,7 mg·m−3[12]
Toxikologische Daten	2600 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[13] 3100 mg·kg−1 (LD50, Maus, oral)[13] 14 mg·kg−1 (LDLo, Mensch, oral)[14] 1000 ppm (LCLo, Mensch, inh.)[14]
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

In der Natur kommt Brom nicht elementar, sondern nur in 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.

Geschichte

Justus von Liebig isolierte als Erster elementares Brom

Der Erste, der das spätere Brom entdeckte, war 1825 Justus von Liebig bei der Untersuchung von Solewasser aus Bad Kreuznach. Er erkannte jedoch nicht, dass er ein unbekanntes Element vor sich hatte und hielt es für Iodchlorid.^[15][16]

Das Element wurde 1826 durch den französischen Chemiker Antoine-Jérôme Balard aus Meeresalgen der Salzwiesen bei Montpellier gewonnen und von diesem als bisher unbekannter Stoff erkannt. Sein erster Namensvorschlag war muride, wurde dann aber entweder von Balard selbst auf Vorschlag seines Lehrers Joseph Anglada^[17] oder von einer Kommission der Académie des sciences, bestehend aus Joseph Louis Gay-Lussac, Louis-Nicolas Vauquelin und Louis Jacques Thénard in Brom geändert.^[18][19] Dieser leitet sich von βρῶμος „Gestank“ ab, da das Element einen stechenden Geruch besitzt.^[20]

Gleichzeitig mit Balard untersuchte auch Carl Löwig Bad Kreuznacher Solewasser und entdeckte darin Brom. Da er seine Ergebnisse erst 1827 nach Balard publizierte, gilt dieser als Entdecker des Broms.^[21]

Eine erste kommerzielle Fabrik zur Herstellung von Brom aus Salzsole wurde 1846 von David Alter in Freeport (Pennsylvania) errichtet.^[22] Es wurde unter anderem für Daguerreotypien verwendet. 1853 zeigte er größere Mengen Brom auf der Exhibition of the Industry of All Nations in New York.^[23]

Vorkommen

Gelblichgrauer Bromargyrit auf Akanthit

Brom ist auf der Erde ein seltenes Element, dessen größte Menge in Meerwasser enthalten ist. In Gesteinen und Mineralen der Erdkruste wie Amphibol, Biotit oder Serpentin kommt es dagegen nur in Spuren vor. Über die Geochemie des Broms im Erdmantel ist wenig bekannt, wahrscheinlich ist es ein inkompatibles Element, das sich in Lava löst. Brom wird bei Vulkanausbrüchen in größeren Mengen ausgestoßen. Als gut wasserlösliches Element reichert es sich im Porenwasser von Gesteinen an.^[24]

Bromid zählt neben Chlorid, Sulfat, Hydrogencarbonat und Borat zu den wichtigsten anionischen Nebenbestandteilen im Meerwasser. Der Gehalt von Bromid im Meerwasser der offenen Ozeane beträgt 67 ppm (Chlorid 19.353 ppm) mit einem sehr konstanten Verhältnis der beiden Ionen. Verdunstet Meerwasser in aridem Klima an geeigneten Stellen, bilden sich Evaporite. Diese sind stark bromidhaltig, jedoch bildet Brom bei der Kristallisation keine eigenen Minerale, stattdessen ist das Element in die Strukturen verschiedener Chlorid-Minerale eingebaut. Halit enthält dabei verhältnismäßig wenig Bromid, dagegen ist die Konzentration in den Kalium- und Magnesiumchloriden Sylvin, Carnallit und Kainit erhöht.^[25][26] Eine besonders hohe Konzentration an Bromid findet sich im Toten Meer. Dieses enthält Bromidgehalte von 5200 ppm und ein ungewöhnlich niedriges Chlorid-Bromid-Verhältnis von 42 (Meerwasser etwa 300). Auch die Bromidkonzentration des Jordans und des Grundwassers in der Umgebung des Toten Meers sind deutlich erhöht. Verantwortlich hierfür sind wahrscheinlich bromidhaltige Ölschiefervorkommen in Jordanien.^[27]

Es kommen nur wenige sehr seltene Bromminerale in der Natur vor. Einzige Ausnahme ist Bromargyrit, AgBr, das häufiger als Sekundärmineral in Silbervorkommen zu finden ist.^[28] Dies liegt daran, dass Silberbromid eines der wenigen schwerlöslichen Bromidsalze ist. Insgesamt sind 10 Bromminerale bekannt.^[29]

In der Atmosphäre sind geringe Mengen Bromverbindungen enthalten, wobei Methylbromid die häufigste ist. Die wichtigste Quelle und Senke für Methylbromid sind die Ozeane.^[30] Andere Quellen sind die Verbrennung von Biomasse und Biokraftstoffen sowie die Landwirtschaft. Es wurden auch größere Mengen Methylbromid durch die Verbrennung von verbleitem Benzin und die Begasung von Containern zur Schädlingsbekämpfung freigesetzt.^[31][32] Auch in den Gasen von Vulkanausbrüchen sind größere Mengen Bromverbindungen wie Bromwasserstoff enthalten.^[33] Aus den verschiedenen Bromverbindungen entstehen photolytisch Brom-Radikale. Diese sind in der Atmosphärenchemie relevant, da sie katalytisch Ozon abbauen.^[34] Dabei wirkt Brom beim Ozonabbau Berechnungen zufolge etwa 45 mal stärker als Chlor.^[35]

Der Ozonabbau durch Brom findet nicht nur in höheren Luftschichten, sondern auch am Boden statt. Frieren die arktischen und antarktischen Meere schnell zu, bildet sich stark bromhaltiges Meereis und insbesondere Meereisblumen. Sobald im Frühjahr Sonnenlicht auf diese fällt, entstehen große Mengen Bromradikale, die das bodennahe Ozon praktisch vollständig abbauen. Dieses Phänomen wird auch Brom-Explosion genannt.^[36][37]

Gewinnung und Darstellung

Zeitliche Entwicklung der weltweiten Bromgewinnung

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

${\displaystyle \mathrm {2\ KBr\ +\ Cl_{2}\longrightarrow Br_{2}\ +\ 2\ KCl} }$

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.^[38] 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.^[39] Es wird geschätzt, dass alleine das Tote Meer ungefähr 1 Milliarde Tonnen Brom enthält und sämtliche Meere der Erde ungefähr 100 Billionen Tonnen.^[40]

Die globalen Abbaumengen verteilen sich, wie folgt:

Land	2006[41]	2019[42]	2020[40]
	Abbau (in Tonnen)
Vereinigte Staaten Vereinigte Staaten	243.000	nicht veröffentlicht	nicht veröffentlicht
Aserbaidschan Aserbaidschan	2.000
China Volksrepublik Volksrepublik China	43.000	64.000	70.000
Frankreich Frankreich	2.000
Indien Indien	1.500	10.000	3.300
Israel Israel	179.000	180.000	170.000
Japan Japan	20.000	20.000	20.000
Jordanien Jordanien	50.000	150.000	84.000
Ukraine Ukraine	3.000	4.500	4.500
Gesamt (gerundet)	545.000	429.000	352.000

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

${\displaystyle \mathrm {2\ NaBr\ +\ MnO_{2}\ +\ 2\ H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\Delta T}}} }$

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

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

Eigenschaften

Flüssiges Brom mit Dampf in einer 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).

Das schwerere Brom (als dunkler Fleck) am Boden, nur z. T. im (roten) Wasser gelöst.

Die kinetisch gehemmte Reaktion wird durch (Sonnen-)Licht beschleunigt, Bromwasser wird daher kurzfristig in braunen, wenig lichtdurchlässigen Flaschen aufbewahrt. Es kann aber nur kurzfristig in Flaschen mit Gewinde (auch solchen mit Dichtung) aufbewahrt werden, da es andernfalls (aufgrund des hohen Dampfdrucks des Bromgases) aus diesen verdampft. Eine Tiefkühlung des Broms bei −18 °C ändert an diesem Verhalten nichts.

Sein Bestreben, schon unter eigentlicher Siedetemperatur stark zu verdunsten (wie Wasserdampf aus einer Tasse Kaffee), erlaubt nur eine versiegelt-geschlossene Lagerung – etwa in einer Ampulle oder inerten Gaskartusche.

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).

${\displaystyle \mathrm {Br_{2}+H_{2}\longrightarrow 2\ HBr} }$

Mit vielen Metallen (z. B. Aluminium) reagiert es exotherm unter Bildung des jeweiligen Bromids. Feuchtem Brom widerstehen nur Tantal und Platin.^[43] Bei der Wechselwirkung mit vielen Metallen bildet Brom im Überschuss Bromide in höheren Oxidationsstufen, zum Beispiel AlBr₃, CuBr₂, MgBr₂ usw. Bei einem Mangel an Brom können sich unter den gleichen Bedingungen Metallbromide in mittleren Oxidationsstufen bilden. zum Beispiel Technetiumbromid(IV) TcBr₄ ^[44] und TcBr₃ und sogar Na[Tc₆Br₁₂]₂Br.^[45]

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.^[46]
• 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“^[47] – sehr beliebt; heute obsolet). 1928 wurde eins von fünf Rezepten in den USA für bromhaltige Medikamente ausgestellt.^[48]
• Fotoindustrie (Silberbromid als Bestandteil der lichtempfindlichen Suspension)
• Alkali-Hypobromite als Bleichmittel
• im Labor als Indikator (ungesättigte Kohlenstoffverbindungen entfärben Bromwasser, d. h. Addition von Brom)
• im Chemieunterricht zur experimentellen Veranschaulichung von Additionsreaktionen und Substitutionsreaktionen^[49]
• 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

Biologische Bedeutung

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.^[50]

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:

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

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

Die Aufbewahrung von Brom erfolgt in Behältern aus Glas, Blei, Monel, Nickel oder Teflon.^[7]

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#Antiklopfmittel für Motorenbenzin).

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.^[51]

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

→ Hauptartikel: Organobromverbindungen

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. Walter 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

• T. Seilnacht, E. Täuscher, D. Weiß: Pro und Contra-Brom an Schulen. Nachrichten aus der Chemie, September 2015