Brom

Brom
Gefahren ⓘ
	GHS-Kennzeichnung:
Piktogramme
Signalwort	Gefahr
Gefahrenhinweise	H314, H330, H400
Sicherheitshinweise	P260, P273, P280, P303+P361+P353, P304+P340+P310, P305+P351+P338
NFPA 704 (Feuerdiamant)	3 0 0

Brom, ₃₅Br
	Flüssiges und gasförmiges Brom in einem transparenten Würfel ⓘ
Brom
Aussprache	/ˈbroʊmiːn, -mɪn, -maɪn/ (BROH-meen, -min, -myne)
Erscheinungsbild	rötlich-braun
Standard-Atomgewicht Ar°(Br)	[79.901, 79.907]; 79,904±0,003 (verkürzt);
Brom im Periodensystem
	Selen ← Brom → Krypton
Ordnungszahl (Z)	35
Gruppe	Gruppe 17 (Halogene)
Periode	Periode 4
Block	p-Block
Elektronen-Konfiguration	[[[Argon\|Ar]]] 3d10 4s2 4p5
Elektronen pro Schale	2, 8, 18, 7
Physikalische Eigenschaften
Phase bei STP	flüssig
Schmelzpunkt	(Br2) 265,8 K (-7,2 °C, 19 °F)
Siedepunkt	(Br2) 332,0 K (58,8 °C, 137,8 °F)
Dichte (nahe r.t.)	Br2, flüssig: 3,1028 g/cm3
Tripelpunkt	265,90 K, 5,8 kPa
Kritischer Punkt	588 K, 10,34 MPa
Schmelzwärme	(Br2) 10.571 kJ/mol
Verdampfungswärme	(Br2) 29,96 kJ/mol
Molare Wärmekapazität	(Br2) 75,69 J/(mol-K)
Atomare Eigenschaften
Oxidationsstufen	-1, +1, +3, +4, +5, +7 (ein stark saures Oxid)
Elektronegativität	Pauling-Skala: 2,96
Ionisierungsenergien	1: 1139,9 kJ/mol; 2.: 2103 kJ/mol; 3.: 3470 kJ/mol; ;
Atomradius	empirisch: 120 pm
Kovalenter Radius	120±3 pm
Van-der-Waals-Radius	185 pm
	Spektrallinien des Broms
Andere Eigenschaften
Natürliches Vorkommen	primordial
Kristallstruktur	orthorhombisch
Schallgeschwindigkeit	206 m/s (bei 20 °C)
Wärmeleitfähigkeit	0,122 W/(m⋅K)
Elektrischer Widerstand	7,8×1010 Ω⋅m (bei 20 °C)
Magnetische Ordnung	diamagnetisch
Molare magnetische Suszeptibilität	-56,4×10-6 cm3/mol
CAS-Nummer	7726-95-6
Geschichte
Entdeckung und erste Isolierung	Antoine Jérôme Balard und Carl Jacob Löwig (1825)
Hauptisotope des Broms
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Brom ist ein chemisches Element mit dem Symbol Br und der Ordnungszahl 35. Es ist das dritthellste Halogen und bei Raumtemperatur eine flüchtige rotbraune Flüssigkeit, die leicht verdampft und einen ähnlich gefärbten Dampf bildet. Seine Eigenschaften liegen zwischen denen des Chlors und des Jods. Es wurde unabhängig voneinander von zwei Chemikern, Carl Jacob Löwig (1825) und Antoine Jérôme Balard (1826), isoliert. Sein Name leitet sich vom altgriechischen βρῶμος ab, was "Gestank" bedeutet und sich auf seinen scharfen und stechenden Geruch bezieht. ⓘ

Elementares Brom ist sehr reaktionsfreudig und kommt daher in der Natur nicht frei vor, sondern in farblosen, löslichen, kristallinen Mineralhalogenidsalzen, die dem Kochsalz ähneln. Während es in der Erdkruste eher selten vorkommt, hat die hohe Löslichkeit des Bromidions (Br-) zu seiner Anreicherung in den Ozeanen geführt. Kommerziell wird das Element leicht aus Soleverdunstungsteichen gewonnen, vor allem in den Vereinigten Staaten, Israel und China. Die Masse des Broms in den Ozeanen beträgt etwa ein Dreihundertstel der Masse von Chlor. ⓘ

Unter Standardbedingungen für Temperatur und Druck ist es flüssig; das einzige andere Element, das unter diesen Bedingungen flüssig ist, ist Quecksilber. Bei hohen Temperaturen dissoziieren Organobromverbindungen leicht unter Bildung freier Bromatome, ein Prozess, der chemische Kettenreaktionen mit freien Radikalen stoppt. Dieser Effekt macht Organobromverbindungen zu nützlichen Feuerschutzmitteln, und mehr als die Hälfte des weltweit jährlich produzierten Broms wird für diesen Zweck verwendet. Dieselbe Eigenschaft bewirkt, dass ultraviolettes Sonnenlicht flüchtige Organobromverbindungen in der Atmosphäre unter Bildung freier Bromatome dissoziiert, was zum Abbau der Ozonschicht führt. Infolgedessen werden viele Organobromverbindungen - wie z. B. das Pestizid Methylbromid - nicht mehr verwendet. Bromverbindungen werden noch immer in Bohrspülungen, in Fotofilmen und als Zwischenprodukt bei der Herstellung von organischen Chemikalien verwendet. ⓘ

Große Mengen von Bromidsalzen sind aufgrund der Wirkung der löslichen Bromidionen giftig und verursachen Bromismus. Kürzlich wurde jedoch eine eindeutige biologische Rolle für Bromidionen und hypobromige Säure aufgeklärt, und es scheint nun, dass Brom ein essentielles Spurenelement für den Menschen ist. Die Rolle der biologischen Organobromverbindungen in Meereslebewesen wie Algen ist schon viel länger bekannt. Als Arzneimittel hat das einfache Bromidion (Br-) eine hemmende Wirkung auf das zentrale Nervensystem, und Bromidsalze waren einst ein wichtiges medizinisches Beruhigungsmittel, bevor sie durch kürzer wirkende Medikamente ersetzt wurden. Sie werden nach wie vor in Nischen als Antiepileptika eingesetzt. ⓘ

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. ⓘ

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. ⓘ

Geschichte

Antoine Balard, einer der Entdecker des Broms ⓘ

Brom wurde unabhängig voneinander von zwei Chemikern, Carl Jacob Löwig und Antoine Balard, in den Jahren 1825 bzw. 1826 entdeckt. ⓘ

Löwig isolierte 1825 Brom aus einer Mineralwasserquelle in seiner Heimatstadt Bad Kreuznach. Löwig verwendete eine mit Chlor gesättigte Lösung des Mineralsalzes und extrahierte das Brom mit Diethylether. Nach dem Verdampfen des Äthers blieb eine braune Flüssigkeit zurück. Mit dieser Flüssigkeit als Probe seiner Arbeit bewarb er sich um eine Stelle im Labor von Leopold Gmelin in Heidelberg. Die Veröffentlichung der Ergebnisse verzögerte sich und Balard veröffentlichte seine Ergebnisse zuerst. ⓘ

Balard fand Bromchemikalien in der Asche von Seetang aus den Salzwiesen von Montpellier. Die Algen wurden zur Herstellung von Jod verwendet, enthielten aber auch Brom. Balard destillierte das Brom aus einer mit Chlor gesättigten Lösung von Algenasche. Die Eigenschaften der resultierenden Substanz lagen zwischen denen von Chlor und Jod; so versuchte er zu beweisen, dass es sich um Jodmonochlorid (ICl) handelte, aber nachdem ihm dies nicht gelungen war, war er sicher, ein neues Element gefunden zu haben, und nannte es Murid, abgeleitet vom lateinischen Wort muria ("Salzsole"). ⓘ

Nachdem die französischen Chemiker Louis Nicolas Vauquelin, Louis Jacques Thénard und Joseph-Louis Gay-Lussac die Experimente des jungen Pharmazeuten Balard anerkannt hatten, wurden die Ergebnisse in einer Vorlesung der Académie des Sciences vorgestellt und in den Annales de Chimie et Physique veröffentlicht. In seiner Veröffentlichung gibt Balard an, dass er den Namen von muride in brôme auf Vorschlag von M. Anglada geändert hat. Der Name brôme (Brom) leitet sich vom griechischen βρῶμος (brômos, "Gestank") ab. Andere Quellen behaupten, dass der französische Chemiker und Physiker Joseph-Louis Gay-Lussac den Namen brôme wegen des charakteristischen Geruchs der Dämpfe vorgeschlagen hat. Brom wurde erst 1858 in großen Mengen hergestellt, als die Entdeckung von Salzvorkommen in Stassfurt seine Produktion als Nebenprodukt der Pottasche ermöglichte. ⓘ

Abgesehen von einigen kleineren medizinischen Anwendungen, war die erste kommerzielle Nutzung die Daguerreotypie. Im Jahr 1840 entdeckte man, dass Brom einige Vorteile gegenüber dem bis dahin verwendeten Joddampf hatte, um die lichtempfindliche Silberhalogenidschicht in der Daguerreotypie zu erzeugen. ⓘ

Kalium- und Natriumbromid wurden im späten 19. und frühen 20. Jahrhundert als Antikonvulsiva und Beruhigungsmittel eingesetzt, wurden aber nach und nach durch Chloralhydrat und später durch die Barbiturate verdrängt. In den ersten Jahren des Ersten Weltkriegs wurden Bromverbindungen wie Xylylbromid als Giftgas eingesetzt. ⓘ

Justus Liebig isolierte als Erster elementares Brom ⓘ

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 zu analysieren, da die Stadt ein Kurbad plante. 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.“ ⓘ

Auch Karl Löwig hat sich mit Brom befasst, das er bereits vor 1825 durch Einleiten von Chlor in Kreuznacher Solewasser gewann, jedoch kam Balard ihm mit der Publikation seiner Entdeckung zuvor. ⓘ

Eigenschaften

Brom ist das dritte Halogen und gehört als Nichtmetall zur Gruppe 17 des Periodensystems. Seine Eigenschaften ähneln daher denen von Fluor, Chlor und Jod und liegen in der Regel zwischen denen der beiden benachbarten Halogene Chlor und Jod. Brom hat die Elektronenkonfiguration [Ar]4s²3d¹⁰4p⁵, wobei die sieben Elektronen in der vierten und äußersten Schale als Valenzelektronen fungieren. Wie alle Halogene hat es also ein Elektron weniger als ein volles Oktett und ist daher ein starkes Oxidationsmittel, das mit vielen Elementen reagiert, um seine äußere Schale zu vervollständigen. Entsprechend dem Periodensystem liegt es in der Elektronegativität zwischen Chlor und Iod (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66) und ist weniger reaktiv als Chlor und reaktiver als Iod. Außerdem ist es ein schwächeres Oxidationsmittel als Chlor, aber ein stärkeres als Jod. Umgekehrt ist das Bromidion ein schwächeres Reduktionsmittel als Jodid, aber ein stärkeres als Chlorid. Diese Ähnlichkeiten führten dazu, dass Chlor, Brom und Jod zusammen als eine der ursprünglichen Triaden von Johann Wolfgang Döbereiner klassifiziert wurden, dessen Arbeiten das Periodengesetz für chemische Elemente vorwegnahmen. Der Atomradius des Broms liegt zwischen dem von Chlor und Jod, was dazu führt, dass viele seiner atomaren Eigenschaften ebenfalls zwischen Chlor und Jod liegen, wie z. B. die erste Ionisierungsenergie, die Elektronenaffinität, die Dissoziationsenthalpie des X₂-Moleküls (X = Cl, Br, I), der Ionenradius und die X-X-Bindungslänge. Die Flüchtigkeit des Broms unterstreicht seinen sehr durchdringenden, würgenden und unangenehmen Geruch. ⓘ

Alle vier stabilen Halogene unterliegen zwischenmolekularen van-der-Waals-Anziehungskräften, deren Stärke mit der Anzahl der Elektronen in allen homonuklearen zweiatomigen Halogenmolekülen zunimmt. Daher liegen die Schmelz- und Siedepunkte von Brom zwischen denen von Chlor und Jod. Infolge des zunehmenden Molekulargewichts der Halogene in der Gruppe liegen die Dichte und die Schmelz- und Verdampfungswärmen von Brom ebenfalls zwischen denen von Chlor und Jod, obwohl alle ihre Verdampfungswärmen dank ihrer zweiatomigen Molekülstruktur recht niedrig sind (was zu einer hohen Flüchtigkeit führt). Die Farbe der Halogene wird dunkler, je weiter man von der Gruppe absteigt: Fluor ist ein sehr blassgelbes Gas, Chlor ist grünlich-gelb und Brom ist eine rötlich-braune flüchtige Flüssigkeit, die bei -7,2 °C schmilzt und bei 58,8 °C siedet. (Jod ist ein glänzender schwarzer Feststoff.) Diese Tendenz ist darauf zurückzuführen, dass die Wellenlängen des sichtbaren Lichts, die von den Halogenen absorbiert werden, mit zunehmender Gruppengröße ansteigen. Die Farbe eines Halogens, wie z. B. Brom, resultiert aus dem Elektronenübergang zwischen dem höchsten besetzten antibindenden πg-Molekülorbital und dem niedrigsten freien antibindenden σu-Molekülorbital. Die Farbe verblasst bei niedrigen Temperaturen, so dass festes Brom bei -195 °C blassgelb ist. ⓘ

Wie festes Chlor und Jod kristallisiert auch festes Brom im orthorhombischen Kristallsystem, in einer geschichteten Anordnung von Br₂-Molekülen. Der Br-Br-Abstand beträgt 227 pm (nahe dem gasförmigen Br-Br-Abstand von 228 pm) und der Br-Br-Abstand zwischen den Molekülen beträgt 331 pm innerhalb einer Schicht und 399 pm zwischen den Schichten (zum Vergleich: der van der Waals-Radius von Brom beträgt 195 pm). Aufgrund dieser Struktur ist Brom ein sehr schlechter elektrischer Leiter mit einer Leitfähigkeit von etwa 5 × 10-13 Ω-1 cm-1 knapp unterhalb des Schmelzpunktes, die allerdings höher ist als die praktisch nicht nachweisbare Leitfähigkeit von Chlor. ⓘ

Bei einem Druck von 55 GPa (etwa dem 540.000-fachen des Atmosphärendrucks) geht Brom vom Isolator zum Metall über. Bei 75 GPa geht es in eine flächenzentrierte orthorhombische Struktur über. Bei 100 GPa geht es in eine körperzentrierte orthorhombische einatomige Form über. ⓘ

Flüssiges Brom mit Dampf in Ampulle ⓘ

Isotope

Brom hat zwei stabile Isotope, ⁷⁹Br und ⁸¹Br. Dies sind die einzigen beiden natürlichen Isotope, wobei ⁷⁹Br 51 % des natürlichen Broms ausmacht und ⁸¹Br die restlichen 49 %. Beide haben den Kernspin 3/2- und können daher für die kernmagnetische Resonanz verwendet werden, obwohl ⁸¹Br günstiger ist. Die relativ 1:1-Verteilung der beiden Isotope in der Natur ist hilfreich bei der Identifizierung von bromhaltigen Verbindungen mit Hilfe der Massenspektroskopie. Die anderen Bromisotope sind alle radioaktiv und haben eine zu kurze Halbwertszeit, um in der Natur vorkommen zu können. Die wichtigsten davon sind ⁸⁰Br (t_1/2 = 17,7 min), ^80mBr (t_1/2 = 4,421 h) und ⁸²Br (t_1/2 = 35,28 h), die durch Neutronenaktivierung von natürlichem Brom entstehen können. Das stabilste Brom-Radioisotop ist ⁷⁷Br (t_1/2 = 57,04 h). Der primäre Zerfallsmodus der Isotope, die leichter als ⁷⁹Br sind, ist der Elektroneneinfang zu Selenisotopen; derjenige der Isotope, die schwerer als ⁸¹Br sind, ist der Betazerfall zu Kryptonisotopen; und ⁸⁰Br kann in beiden Modi zu stabilem ⁸⁰Se oder ⁸⁰Kr zerfallen. ⓘ

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. ⓘ

Chemie und Verbindungen

Energien der Halogenbindungen (kJ/mol)
X	XX	HX	BX₃	AlX₃	CX_{4 ⓘ}
F	159	574	645	582	456

Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239

Brom liegt in seiner Reaktivität zwischen Chlor und Jod und ist eines der reaktionsfreudigsten Elemente. Die Bindungsenergien zu Brom sind tendenziell niedriger als die zu Chlor, aber höher als die zu Iod, und Brom ist ein schwächeres Oxidationsmittel als Chlor, aber ein stärkeres als Iod. Dies geht aus den Standardelektrodenpotentialen der X₂/X--Paare hervor (F, +2,866 V; Cl, +1,395 V; Br, +1,087 V; I, +0,615 V; At, etwa +0,3 V). Die Bromierung führt oft zu höheren Oxidationsstufen als die Jodierung, aber zu niedrigeren oder gleichen Oxidationsstufen wie die Chlorierung. Brom neigt dazu, mit Verbindungen mit M-M-, M-H- oder M-C-Bindungen unter Bildung von M-Br-Bindungen zu reagieren. ⓘ

Bromwasserstoff

Die einfachste Verbindung von Brom ist Bromwasserstoff, HBr. Es wird hauptsächlich für die Herstellung von anorganischen Bromiden und Alkylbromiden sowie als Katalysator für viele Reaktionen in der organischen Chemie verwendet. Industriell wird es hauptsächlich durch die Reaktion von Wasserstoffgas mit Bromgas bei 200-400 °C mit einem Platinkatalysator hergestellt. Eine praktischere Methode zur Herstellung von Bromwasserstoff im Labor ist jedoch die Reduktion von Brom mit rotem Phosphor:

2 P + 6 H₂O + 3 Br₂ → 6 HBr + 2 H₃PO₃

H₃PO₃ + H₂O + Br₂ → 2 HBr + H₃PO_{4 ⓘ}

Bei Raumtemperatur ist Bromwasserstoff, wie alle Halogenwasserstoffe außer Fluorwasserstoff, ein farbloses Gas, da Wasserstoff keine starken Wasserstoffbrückenbindungen mit dem großen und nur schwach elektronegativen Bromatom eingehen kann; in festem kristallinem Bromwasserstoff sind jedoch bei niedrigen Temperaturen schwache Wasserstoffbrückenbindungen vorhanden, ähnlich wie bei Fluorwasserstoff, bevor mit zunehmender Temperatur die Unordnung überwiegt. Wässriger Bromwasserstoff ist als Bromwasserstoffsäure bekannt, die eine starke Säure ist (pKa = -9), weil die Wasserstoffbrückenbindungen zum Brom zu schwach sind, um die Dissoziation zu verhindern. Zum System HBr/H₂O gehören auch zahlreiche Hydrate HBr-nH₂O für n = 1, 2, 3, 4 und 6, die im Wesentlichen Salze von Bromanionen und Hydroniumkationen sind. Bromwasserstoffsäure bildet ein Azeotrop mit einem Siedepunkt von 124,3 °C bei 47,63 g HBr pro 100 g Lösung; daher kann Bromwasserstoffsäure nicht über diesen Punkt hinaus durch Destillation konzentriert werden. ⓘ

Im Gegensatz zu Fluorwasserstoff ist wasserfreier, flüssiger Bromwasserstoff als Lösungsmittel schwierig zu handhaben, da sein Siedepunkt niedrig ist, er einen kleinen Flüssigkeitsbereich hat, seine Dielektrizitätskonstante niedrig ist und er nicht nennenswert in H₂Br⁺ und HBr-
₂-Ionen dissoziiert - letztere sind aufgrund des sehr schwachen Wasserstoffs ohnehin viel weniger stabil als die Bifluorid-Ionen (HF-
₂), da die Wasserstoffbrückenbindung zwischen Wasserstoff und Brom sehr schwach ist. Seine Salze mit sehr großen und schwach polarisierenden Kationen wie Cs⁺ und NR⁺
₄ (R = Me, Et, Bun) noch isoliert werden können. Wasserfreier Bromwasserstoff ist ein schlechtes Lösungsmittel, das nur in der Lage ist, kleinmolekulare Verbindungen wie Nitrosylchlorid und Phenol oder Salze mit sehr niedrigen Gitterenergien wie Tetraalkylammoniumhalogenide zu lösen. ⓘ

Andere binäre Bromide

Silberbromid (AgBr) ⓘ

Nahezu alle Elemente im Periodensystem bilden binäre Bromide. Die Ausnahmen sind deutlich in der Minderheit und haben jeweils eine von drei Ursachen: extreme Trägheit und mangelnde Bereitschaft, an chemischen Reaktionen teilzunehmen (die Edelgase, mit Ausnahme von Xenon im sehr instabilen XeBr₂); extreme nukleare Instabilität, die die chemische Untersuchung vor dem Zerfall und der Transmutation erschwert (viele der schwersten Elemente jenseits von Bismut); und sie haben eine höhere Elektronegativität als Brom (Sauerstoff, Stickstoff, Fluor und Chlor), so dass es sich bei den entstehenden binären Verbindungen formal nicht um Bromide, sondern um Oxide, Nitride, Fluoride oder Chloride von Brom handelt. (Nichtsdestotrotz wird Stickstofftribromid als Bromid bezeichnet, da es den anderen Stickstofftrihalogeniden ähnlich ist.) ⓘ

Die Bromierung von Metallen mit Br₂ führt in der Regel zu niedrigeren Oxidationsstufen als die Chlorierung mit Cl₂, wenn eine Vielzahl von Oxidationsstufen vorhanden ist. Bromide können durch Reaktion eines Elements oder seines Oxids, Hydroxids oder Karbonats mit Bromwasserstoffsäure hergestellt werden, die dann bei mäßig hohen Temperaturen in Verbindung mit Niederdruck oder wasserfreiem Bromwasserstoffgas dehydriert wird. Diese Methoden funktionieren am besten, wenn das Bromidprodukt hydrolysestabil ist; andernfalls kommen die oxidative Hochtemperaturbromierung des Elements mit Brom oder Bromwasserstoff, die Hochtemperaturbromierung eines Metalloxids oder eines anderen Halogenids durch Brom, ein flüchtiges Metallbromid, Kohlenstofftetrabromid oder ein organisches Bromid in Frage. Zum Beispiel reagiert Niob(V)-oxid mit Tetrabromkohlenstoff bei 370 °C zu Niob(V)-bromid. Eine andere Methode ist der Halogenaustausch in Gegenwart eines Überschusses an "Halogenierungsreagenz", zum Beispiel:

FeCl₃ + BBr₃ (Überschuss) → FeBr₃ + BCl_{3 ⓘ}

Wenn ein niedrigeres Bromid gewünscht wird, kann entweder ein höheres Halogenid mit Wasserstoff oder einem Metall als Reduktionsmittel reduziert werden, oder es kann eine thermische Zersetzung oder Disproportionierung wie folgt durchgeführt werden:

3 WBr₅ + Al 3 WBr₄ + AlBr₃

EuBr₃ + 12 H₂ → EuBr₂ + HBr

2 TaBr₄ TaBr₃ + TaBr_{5 ⓘ}

Die meisten Bromide der Metalle vor dem Übergang (Gruppen 1, 2 und 3 sowie die Lanthanide und Actinide in den Oxidationsstufen +2 und +3) sind meist ionisch, während Nichtmetalle eher kovalente Molekülbromide bilden, ebenso wie Metalle in hohen Oxidationsstufen ab +3. Silberbromid ist in Wasser sehr unlöslich und wird daher häufig als qualitativer Test für Brom verwendet. ⓘ

Spongiadioxin A, eine natürliche Organobromverbindung ⓘ

→ Kategorie: Bromverbindung ⓘ

Bromhalogenide

Die Halogene bilden zahlreiche binäre, diamagnetische Interhalogenverbindungen mit den Stöchiometrien XY, XY₃, XY₅ und XY₇ (wobei X schwerer als Y ist), und Brom ist keine Ausnahme. Brom bildet ein Monofluorid und Monochlorid sowie ein Trifluorid und Pentafluorid. Einige kationische und anionische Derivate sind ebenfalls charakterisiert, wie z. B. BrF-
₂, BrCl-
₂, BrF⁺
₂, BrF⁺
₄ und BrF⁺
₆. Darüber hinaus sind auch einige Pseudohalogenide bekannt, wie Bromcyan (BrCN), Bromthiocyanat (BrSCN) und Bromazid (BrN₃). ⓘ

Das blassbraune Brommonofluorid (BrF) ist bei Raumtemperatur instabil und disproportioniert schnell und irreversibel in Brom, Bromtrifluorid und Brompentafluorid. Es kann daher nicht in reiner Form gewonnen werden. Es kann durch die direkte Reaktion der Elemente oder durch die Komproportionierung von Brom und Bromtrifluorid bei hohen Temperaturen synthetisiert werden. Brommonochlorid (BrCl), ein rotbraunes Gas, dissoziiert bei Raumtemperatur recht leicht in Brom und Chlor und kann daher ebenfalls nicht in reiner Form gewonnen werden, obwohl es durch die reversible direkte Reaktion seiner Elemente in der Gasphase oder in Tetrachlorkohlenstoff hergestellt werden kann. Brommonofluorid in Ethanol führt leicht zur Monobromierung der aromatischen Verbindungen PhX (para-Bromierung erfolgt für X = Me, But, OMe, Br; meta-Bromierung erfolgt für die deaktivierenden X = -CO₂Et, -CHO, -NO₂); dies ist auf die heterolytische Spaltung der Br-F-Bindung zurückzuführen, die zu einer schnellen elektrophilen Bromierung durch Br⁺ führt. ⓘ

Bei Raumtemperatur ist Bromtrifluorid (BrF₃) eine strohfarbene Flüssigkeit. Es kann durch direkte Fluorierung von Brom bei Raumtemperatur gebildet werden und wird durch Destillation gereinigt. Es reagiert heftig mit Wasser und explodiert bei Kontakt mit brennbaren Stoffen, ist aber ein weniger starkes Fluorierungsreagenz als Chlortrifluorid. Es reagiert heftig mit Bor, Kohlenstoff, Silizium, Arsen, Antimon, Jod und Schwefel zu Fluoriden und wandelt auch die meisten Metalle und viele Metallverbindungen in Fluoride um; so wird es in der Kernkraftindustrie zur Oxidation von Uran zu Uranhexafluorid verwendet. Feuerfeste Oxide sind in der Regel nur teilweise fluoriert, aber hier bleiben die Derivate KBrF₄ und BrF₂SbF₆ reaktiv. Bromtrifluorid ist ein nützliches nichtwässriges ionisierendes Lösungsmittel, da es leicht dissoziiert und dabei BrF⁺
₂ und BrF-
₄ dissoziiert und somit Elektrizität leitet. ⓘ

Brompentafluorid (BrF₅) wurde erstmals 1930 synthetisiert. Es wird in großem Maßstab durch direkte Reaktion von Brom mit überschüssigem Fluor bei Temperaturen von über 150 °C und in kleinem Maßstab durch Fluorierung von Kaliumbromid bei 25 °C hergestellt. Es reagiert auch heftig mit Wasser und ist ein sehr starkes Fluorierungsmittel, obwohl Chlortrifluorid noch stärker ist. ⓘ

Polybromine Verbindungen

Obwohl Dibrom ein starkes Oxidationsmittel mit einer hohen ersten Ionisierungsenergie ist, kann es von sehr starken Oxidationsmitteln wie Peroxydisulfurylfluorid (S₂O₆F₂) unter Bildung des kirschroten Br⁺
₂-Kation. Es sind noch einige andere Bromkationen bekannt, nämlich das braune Br⁺
₃ und das dunkelbraune Br⁺
₅. Das Tribromid-Anion, Br-
₃, ist ebenfalls charakterisiert worden; es ist dem Triiodid ähnlich. ⓘ

Bromoxide und Oxosäuren

Standardreduktionspotentiale für wässrige Br-Spezies
E°(Paar)	a(H⁺) = 1 (Säure)	E°(Paar)	a(OH-) = 1 (Base) ⓘ
Br₂/Br-	+1.052	Br₂/Br-	+1.065
HOBr/Br-	+1.341	BrO-/Br-	+0.760
BrO- ₃/Br-	+1.399	BrO- ₃/Br-	+0.584
HOBr/Br₂	+1.604	BrO-/Br₂	+0.455
BrO- ₃/Br₂	+1.478	BrO- ₃/Br₂	+0.485
BrO- ₃/HOBr	+1.447	BrO- ₃/BrO-	+0.492
BrO- ₄/BrO- ₃	+1.853	BrO- ₄/BrO- ₃	+1.025

Bromoxide sind nicht so gut charakterisiert wie Chlor- oder Jodoxide, da sie alle ziemlich instabil sind: Früher dachte man, dass sie überhaupt nicht existieren könnten. Dibrommonoxid ist ein dunkelbrauner Feststoff, der zwar bei -60 °C recht stabil ist, sich aber bei seinem Schmelzpunkt von -17,5 °C zersetzt; es ist bei Bromierungsreaktionen nützlich und kann durch Zersetzung von Bromdioxid bei niedriger Temperatur im Vakuum hergestellt werden. Es oxidiert Iod zu Iodpentoxid und Benzol zu 1,4-Benzochinon; in alkalischen Lösungen bildet es das Hypobromit-Anion. ⓘ

Das so genannte "Bromdioxid", ein blassgelber kristalliner Feststoff, kann besser als Bromperbromat, BrOBrO₃, bezeichnet werden. Es ist oberhalb von -40 °C thermisch instabil und zerfällt bei 0 °C gewaltsam in seine Bestandteile. Dibromtrioxid, syn-BrOBrO₂, ist ebenfalls bekannt; es ist das Anhydrid von hypobromiger Säure und Bromsäure. Es ist ein orangefarbener kristalliner Feststoff, der sich oberhalb von -40 °C zersetzt; bei zu schneller Erwärmung explodiert es bei 0 °C. Einige andere instabile Radikaloxide sind ebenfalls bekannt, ebenso wie einige schlecht charakterisierte Oxide, wie Dibrompentoxid, Tribromoktoxid und Bromtrioxid. ⓘ

Die vier Oxosäuren, hypobromige Säure (HOBr), bromige Säure (HOBrO), Bromsäure (HOBrO₂) und Perbromsäure (HOBrO₃), sind aufgrund ihrer größeren Stabilität besser untersucht, allerdings nur in wässriger Lösung. Wenn sich Brom in wässriger Lösung löst, laufen die folgenden Reaktionen ab:

Br₂ + H₂O	⇌ HOBr + H⁺ + Br-	K_ac = 7,2 × 10-9 mol² l-2
Br₂ + 2 OH-	⇌ OBr- + H₂O + Br-	K_alk = 2 × 10⁸ mol-1 l

ⓘ

Hypobromige Säure ist instabil gegenüber Disproportionierung. Die so gebildeten Hypobromit-Ionen disproportionieren leicht zu Bromid und Bromat:

3 BrO- ⇌ 2 Br- + BrO-
₃

K = 10¹⁵

ⓘ

Bromsäuren und Bromite sind sehr instabil, obwohl die Strontium- und Bariumbromite bekannt sind. Wichtiger sind die Bromate, die in kleinem Maßstab durch Oxidation von Bromid mit wässrigem Hypochlorit hergestellt werden und starke Oxidationsmittel sind. Im Gegensatz zu den Chloraten, die nur sehr langsam zu Chlorid und Perchlorat disproportionieren, ist das Bromat-Anion sowohl in sauren als auch in wässrigen Lösungen stabil gegenüber Disproportionierung. Bromsäure ist eine starke Säure. Bromide und Bromate können wie folgt zu Brom komproportionieren:

BrO-
₃ + 5 Br- + 6 H⁺ → 3 Br₂ + 3 H₂O ⓘ

Es gab viele fehlgeschlagene Versuche, Perbromate und Perbromsäure zu erhalten, was zu einigen Begründungen führte, warum es sie nicht geben sollte, bis 1968 das Anion erstmals aus dem radioaktiven Betazerfall von instabilem ⁸³
SeO2-
₄. Heute werden Perbromate durch die Oxidation von alkalischen Bromatlösungen mit Fluorgas hergestellt. Überschüssiges Bromat und Fluorid werden als Silberbromat und Calciumfluorid ausgefällt, und die Perbromsäurelösung kann gereinigt werden. Das Perbromat-Ion ist bei Raumtemperatur ziemlich inert, aber thermodynamisch extrem oxidierend, so dass zu seiner Bildung extrem starke Oxidationsmittel wie Fluor oder Xenondifluorid erforderlich sind. Die Br-O-Bindung in BrO-
₄ ist relativ schwach, was dem allgemeinen Widerwillen der 4p-Elemente Arsen, Selen und Brom entspricht, ihre Gruppenoxidationsstufe zu erreichen, da sie nach der Scandid-Kontraktion entstehen, die durch die schlechte Abschirmung durch die radialknotenlosen 3d-Orbitale gekennzeichnet ist. ⓘ

Organobromverbindungen

Struktur von N-Bromsuccinimid, einem häufigen Bromierungsreagenz in der organischen Chemie ⓘ

Wie die anderen Kohlenstoff-Halogen-Bindungen ist auch die C-Br-Bindung eine häufige funktionelle Gruppe, die zum Kernbereich der organischen Chemie gehört. Formal können Verbindungen mit dieser funktionellen Gruppe als organische Derivate des Bromidanions betrachtet werden. Aufgrund der unterschiedlichen Elektronegativität von Brom (2,96) und Kohlenstoff (2,55) ist das Kohlenstoffatom in einer C-Br-Bindung elektronenarm und damit elektrophil. Die Reaktivität von Organobromverbindungen ähnelt der Reaktivität von Organochlor- und Organojodverbindungen, liegt aber zwischen ihnen. Für viele Anwendungen stellen die Organobromide einen Kompromiss aus Reaktivität und Kosten dar. ⓘ

Organobromide werden in der Regel durch additive oder substitutive Bromierung anderer organischer Ausgangsstoffe hergestellt. Brom selbst kann verwendet werden, aber aufgrund seiner Toxizität und Flüchtigkeit werden normalerweise sicherere Bromierungsreagenzien verwendet, wie z. B. N-Bromsuccinimid. Zu den wichtigsten Reaktionen für Organobromide gehören Dehydrobromierung, Grignard-Reaktionen, reduktive Kopplung und nukleophile Substitution. ⓘ

Die Organobromide sind die in der Natur am häufigsten vorkommenden Organohalogenide, obwohl die Bromidkonzentration im Meerwasser nur 0,3 % der Chloridkonzentration beträgt, da Bromid leicht zum Äquivalent von Br⁺, einem starken Elektrophil, oxidiert wird. Das Enzym Bromoperoxidase katalysiert diese Reaktion. Es wird geschätzt, dass die Ozeane jährlich 1-2 Millionen Tonnen Bromoform und 56.000 Tonnen Brommethan freisetzen. ⓘ

Reaktionsmechanismus der Bromaddition an Alken ⓘ

Ein alter qualitativer Test für das Vorhandensein der funktionellen Alkengruppe besteht darin, dass Alkene braune wässrige Bromlösungen farblos färben und ein Bromhydrin bilden, wobei auch ein Teil des Dibromalkans entsteht. Die Reaktion verläuft über ein kurzlebiges, stark elektrophiles Bromonium-Zwischenprodukt. Dies ist ein Beispiel für eine Halogenadditionsreaktion. ⓘ

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. 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. Es wird geschätzt, dass alleine das Tote Meer ungefähr 1 Milliarde Tonnen Brom enthält und sämtliche Meere der Erde ungefähr 100 Billionen Tonnen. ⓘ

Die globalen Abbaumengen verteilen sich, wie folgt: ⓘ

Land	2006	2019	2020 ⓘ
	Abbau (in Tonnen)
Vereinigte Staaten	243.000	nicht veröffentlicht	nicht veröffentlicht
Aserbaidschan	2.000
Volksrepublik China	43.000	64.000	70.000
Frankreich	2.000
Indien	1.500	10.000	3.300
Israel	179.000	180.000	170.000
Japan	20.000	20.000	20.000
Jordanien	50.000	150.000	84.000
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. ⓘ

\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, Natriumsulfat und Wasser. ⓘ

Blick auf Salzverdunstungspfannen am Toten Meer, wo Jordanien (rechts) und Israel (links) Salz und Brom produzieren ⓘ

Brom kommt in der Erdkruste wesentlich seltener vor als Fluor oder Chlor und ist nur zu 2,5 Teilen pro Million in den Gesteinen der Erdkruste enthalten, und auch das nur in Form von Bromidsalzen. Es ist das sechsundvierzigsthäufigste Element in der Erdkruste. In den Ozeanen ist es aufgrund der langfristigen Auslaugung wesentlich häufiger. Dort macht es 65 Teile pro Million aus, was einem Verhältnis von etwa einem Bromatom zu 660 Chloratomen entspricht. Salzseen und Solequellen können höhere Bromkonzentrationen aufweisen: Das Tote Meer enthält zum Beispiel 0,4 % Bromidionen. Aus diesen Quellen ist die Gewinnung von Brom meist wirtschaftlich möglich. ⓘ

Die Hauptquellen für Brom befinden sich in den Vereinigten Staaten und Israel. Das Element wird durch Halogenaustausch freigesetzt, wobei Chlorgas zur Oxidation von Br- zu Br₂ verwendet wird. Dieses wird dann mit einem Dampf- oder Luftstoß entfernt und anschließend kondensiert und gereinigt. Heute wird Brom in großen Metallfässern oder mit Blei ausgekleideten Tanks transportiert, die Hunderte von Kilogramm oder sogar Tonnen von Brom fassen können. Die Bromindustrie ist nur etwa ein Hundertstel so groß wie die Chlorindustrie. Eine Laborproduktion ist nicht erforderlich, da Brom im Handel erhältlich ist und eine lange Haltbarkeit aufweist. ⓘ

Anwendungen

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.
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“ – sehr beliebt; heute obsolet). 1928 wurde eins von fünf Rezepten in den USA für bromhaltige Medikamente ausgestellt.
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
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 ⓘ

In der Industrie wird eine Vielzahl von Organobromverbindungen verwendet. Einige werden aus Brom hergestellt, andere aus Bromwasserstoff, der durch Verbrennen von Wasserstoff in Brom gewonnen wird. ⓘ

Flammenhemmende Stoffe

Tetrabrombisphenol A ⓘ

Bromierte Flammschutzmittel sind ein Rohstoff von wachsender Bedeutung und stellen die größte kommerzielle Verwendung von Brom dar. Wenn das bromierte Material brennt, produziert das Flammschutzmittel Bromwasserstoffsäure, die in die radikalische Kettenreaktion der Oxidationsreaktion des Brandes eingreift. Der Mechanismus besteht darin, dass die hochreaktiven Wasserstoffradikale, Sauerstoffradikale und Hydroxyradikale mit der Bromwasserstoffsäure reagieren und weniger reaktive Bromradikale (d. h. freie Bromatome) bilden. Bromatome können auch direkt mit anderen Radikalen reagieren, um die Kettenreaktionen freier Radikale zu beenden, die für die Verbrennung charakteristisch sind. ⓘ

Um bromierte Polymere und Kunststoffe herzustellen, können bromhaltige Verbindungen während der Polymerisation in das Polymer eingebaut werden. Eine Methode besteht darin, während des Polymerisationsprozesses eine relativ kleine Menge bromhaltiger Monomere einzubringen. So kann beispielsweise Vinylbromid bei der Herstellung von Polyethylen, Polyvinylchlorid oder Polypropylen verwendet werden. Es können auch bestimmte hochbromierte Moleküle zugesetzt werden, die am Polymerisationsprozess beteiligt sind. So kann beispielsweise Tetrabrombisphenol A Polyestern oder Epoxidharzen zugesetzt werden, wo es Teil des Polymers wird. Epoxidharze, die in gedruckten Schaltungen verwendet werden, bestehen in der Regel aus solchen flammhemmenden Harzen, was durch das FR in der Abkürzung der Produkte (FR-4 und FR-2) angezeigt wird. In einigen Fällen kann die bromhaltige Verbindung nach der Polymerisation hinzugefügt werden. So kann beispielsweise Decabromdiphenylether den Endpolymeren zugesetzt werden. ⓘ

Eine Reihe gasförmiger oder leicht flüchtiger bromierter Halomethanverbindungen sind ungiftig und eignen sich aufgrund desselben Mechanismus hervorragend als Brandbekämpfungsmittel, die in geschlossenen Räumen wie U-Booten, Flugzeugen und Raumfahrzeugen besonders wirksam sind. Sie sind jedoch teuer, und ihre Herstellung und Verwendung wurde aufgrund ihrer ozonabbauenden Wirkung stark eingeschränkt. Sie werden nicht mehr in normalen Feuerlöschern verwendet, haben sich aber eine Nische in der Luft- und Raumfahrt und im militärischen Bereich zur automatischen Brandbekämpfung bewahrt. Dazu gehören Bromchlormethan (Halon 1011, CH₂BrCl), Bromchlordifluormethan (Halon 1211, CBrClF₂) und Bromtrifluormethan (Halon 1301, CBrF₃). ⓘ

Andere Verwendungen

Der Emerson Bromo-Seltzer Tower in Baltimore, ursprünglich Teil des Hauptsitzes der Emerson Drug Company, die Bromo-Seltzer herstellte ⓘ

Silberbromid wird entweder allein oder in Kombination mit Silberchlorid und Silberjodid als lichtempfindlicher Bestandteil von fotografischen Emulsionen verwendet. ⓘ

Ethylenbromid war ein Zusatzstoff in Benzin, das bleihaltige Klopfschutzmittel enthielt. Es spült Blei ab, indem es flüchtiges Bleibromid bildet, das aus dem Motor abgesaugt wird. Auf diese Anwendung entfielen 1966 in den USA 77 % des Bromverbrauchs. Diese Anwendung ist seit den 1970er Jahren aufgrund von Umweltvorschriften zurückgegangen (siehe unten). ⓘ

Bromiertes Pflanzenöl (BVO), ein komplexes Gemisch aus pflanzlichen Triglyceriden, die so umgesetzt wurden, dass sie an die Moleküle gebundene Bromatome enthalten, wird in erster Linie zur Emulgierung von Erfrischungsgetränken mit Zitrusgeschmack verwendet, um zu verhindern, dass sie sich beim Vertrieb trennen. ⓘ

Das giftige Brommethan wurde in großem Umfang als Schädlingsbekämpfungsmittel zur Ausräucherung des Bodens und zur Ausräucherung von Wohnungen nach der Zeltmethode verwendet. Ähnlich wurde auch Ethylenbromid verwendet. Diese flüchtigen Organobromverbindungen sind nun alle als ozonabbauende Stoffe reguliert. Das Montrealer Protokoll über Stoffe, die zum Abbau der Ozonschicht führen, sieht den Ausstieg aus der Verwendung dieser ozonabbauenden Chemikalien bis 2005 vor, und Organobromid-Pestizide werden nicht mehr verwendet (bei der Begasung von Wohnungen wurden sie durch Verbindungen wie Sulfurylfluorid ersetzt, die weder die ozonschädigenden Chlor- noch Bromverbindungen enthalten). Vor dem Montrealer Protokoll von 1991 wurden beispielsweise schätzungsweise 35.000 Tonnen dieser Chemikalie zur Bekämpfung von Nematoden, Pilzen, Unkräutern und anderen Bodenkrankheiten eingesetzt. ⓘ

In der Pharmakologie wurden anorganische Bromidverbindungen, insbesondere Kaliumbromid, im 19. und frühen 20. Jahrhundert häufig als allgemeine Beruhigungsmittel eingesetzt. Jahrhunderts häufig als allgemeine Beruhigungsmittel eingesetzt. Bromide in Form einfacher Salze werden auch heute noch in der Veterinär- und Humanmedizin als Antikonvulsiva verwendet, wobei letztere Verwendung von Land zu Land unterschiedlich ist. Die US-amerikanische Food and Drug Administration (FDA) beispielsweise lässt Bromid nicht für die Behandlung von Krankheiten zu, und es wurde 1975 aus rezeptfreien Beruhigungsmitteln wie Bromo-Seltzer entfernt. Zu den kommerziell erhältlichen Organobromin-Arzneimitteln gehören das gefäßerweiternde Nicergolin, das Beruhigungsmittel Bortizolam, das Krebsmittel Pipobroman und das Antiseptikum Merbromin. Ansonsten sind bromorganische Verbindungen im Gegensatz zu den fluororganischen Verbindungen selten pharmazeutisch nutzbar. Einige Arzneimittel werden als Bromid- (oder äquivalente Bromwasserstoff-) Salze hergestellt, aber in diesen Fällen dient Bromid als unschädliches Gegenion ohne biologische Bedeutung. ⓘ

Weitere Verwendungszwecke von Organobromverbindungen sind Bohrspülungen mit hoher Dichte, Farbstoffe (wie Tyrianpurpur und der Indikator Bromthymolblau) und Arzneimittel. Brom selbst sowie einige seiner Verbindungen werden in der Wasseraufbereitung verwendet und sind der Vorläufer einer Vielzahl anorganischer Verbindungen mit einer enormen Anzahl von Anwendungen (z. B. Silberbromid für die Fotografie). Zink-Brom-Batterien sind hybride Durchflussbatterien, die für die stationäre Notstromversorgung und -speicherung verwendet werden, sowohl im Haushalts- als auch im Industriemaßstab. ⓘ

Brom wird in Kühltürmen (anstelle von Chlor) zur Bekämpfung von Bakterien, Algen, Pilzen und Zebramuscheln eingesetzt. ⓘ

Da es ähnliche antiseptische Eigenschaften wie Chlor hat, kann Brom in gleicher Weise wie Chlor als Desinfektionsmittel oder antimikrobielles Mittel in Anwendungen wie Schwimmbädern eingesetzt werden. Allerdings wird Brom in der Regel nicht im Freien verwendet, da es relativ teurer als Chlor ist und kein Stabilisator zum Schutz vor der Sonne vorhanden ist. Für Hallenbäder kann es eine gute Option sein, da es in einem breiteren pH-Bereich wirksam ist. Außerdem ist es in einem beheizten Schwimmbecken oder Whirlpool stabiler. ⓘ

Biologische Rolle und Toxizität

Eine Studie aus dem Jahr 2014 deutet darauf hin, dass Brom (in Form von Bromidionen) ein notwendiger Cofaktor bei der Biosynthese von Kollagen IV ist, wodurch das Element für die Architektur der Basalmembran und die Gewebeentwicklung bei Tieren unerlässlich ist. Es sind jedoch keine eindeutigen Mangelerscheinungen oder Syndrome dokumentiert worden. Bei anderen biologischen Funktionen kann Brom zwar nicht essentiell, aber dennoch nützlich sein, wenn es den Platz von Chlor einnimmt. In Gegenwart von Wasserstoffperoxid (H₂O₂), das von den Eosinophilen gebildet wird, und Chlorid- oder Bromidionen stellt die eosinophile Peroxidase beispielsweise einen wirksamen Mechanismus dar, mit dem die Eosinophilen mehrzellige Parasiten (wie z. B. die an der Filariose beteiligten Fadenwürmer) und einige Bakterien (wie Tuberkulosebakterien) abtöten. Die eosinophile Peroxidase ist eine Haloperoxidase, die zu diesem Zweck vorzugsweise Bromid statt Chlorid verwendet und Hypobromit (hypobromige Säure) erzeugt, obwohl auch die Verwendung von Chlorid möglich ist. ⓘ

α-Haloester gelten im Allgemeinen als hochreaktive und folglich toxische Zwischenprodukte in der organischen Synthese. Dennoch scheinen Säugetiere, einschließlich Menschen, Katzen und Ratten, Spuren eines α-Bromoesters, 2-Octyl-4-brom-3-oxobutanoat, zu biosynthetisieren, der in ihrer Zerebrospinalflüssigkeit gefunden wird und eine noch ungeklärte Rolle bei der Induktion des REM-Schlafs zu spielen scheint. Die Myeloperoxidase der Neutrophilen kann H₂O₂ und Br- verwenden, um Desoxycytidin zu bromieren, was zu DNA-Mutationen führen kann. Meeresorganismen sind die Hauptquelle für Organobromverbindungen, und in diesen Organismen ist Brom nachweislich essenziell. Bis 1999 wurden mehr als 1600 solcher Organobromverbindungen identifiziert. Die am häufigsten vorkommende ist Methylbromid (CH₃Br), von dem schätzungsweise 56.000 Tonnen pro Jahr von Meeresalgen produziert werden. Das ätherische Öl der hawaiianischen Alge Asparagopsis taxiformis besteht zu 80 % aus Bromoform. Die meisten dieser Organobromverbindungen im Meer werden durch die Wirkung eines einzigartigen Algenenzyms, der Vanadium-Bromoperoxidase, hergestellt. ⓘ

Das Bromidanion ist nicht sehr giftig: eine normale tägliche Aufnahme liegt bei 2 bis 8 Milligramm. Hohe Bromidkonzentrationen führen jedoch zu einer chronischen Schädigung der Neuronenmembran, wodurch die neuronale Übertragung zunehmend beeinträchtigt wird, was zu einer Toxizität führt, die als Bromismus bezeichnet wird. Bromid hat eine Eliminationshalbwertszeit von 9 bis 12 Tagen, was zu einer übermäßigen Akkumulation führen kann. Dosen von 0,5 bis 1 Gramm Bromid pro Tag können zu Bromismus führen. Historisch gesehen liegt die therapeutische Dosis von Bromid bei etwa 3 bis 5 Gramm Bromid, was erklärt, warum die chronische Toxizität (Bromismus) früher so verbreitet war. Obwohl es zu erheblichen und manchmal schwerwiegenden Störungen der neurologischen, psychiatrischen, dermatologischen und gastrointestinalen Funktionen kommt, ist der Tod durch Bromismus selten. Bromismus wird durch eine neurotoxische Wirkung auf das Gehirn verursacht, die zu Schläfrigkeit, Psychosen, Krampfanfällen und Delirium führt. ⓘ

Elementares Brom ist giftig und verursacht chemische Verbrennungen am menschlichen Körper. Das Einatmen von Bromgas führt zu einer ähnlichen Reizung der Atemwege, die Husten, Ersticken, Kurzatmigkeit und bei Einatmung großer Mengen den Tod zur Folge haben kann. Chronische Exposition kann zu häufigen Bronchialinfektionen und einer allgemeinen Verschlechterung des Gesundheitszustands führen. Als starkes Oxidationsmittel ist Brom mit den meisten organischen und anorganischen Verbindungen unverträglich. Beim Transport von Brom ist Vorsicht geboten; es wird in der Regel in mit Blei ausgekleideten Stahltanks transportiert, die von stabilen Metallrahmen getragen werden. Die Occupational Safety and Health Administration (OSHA) der Vereinigten Staaten hat einen zulässigen Expositionsgrenzwert (PEL) für Brom auf einen zeitlich gewichteten Durchschnitt (TWA) von 0,1 ppm festgelegt. Das National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH) hat einen empfohlenen Expositionsgrenzwert (REL) von 0,1 ppm TWA und einen Kurzzeitgrenzwert von 0,3 ppm festgelegt. Die unmittelbar lebens- und gesundheitsgefährdende Exposition gegenüber Brom (IDLH) beträgt 3 ppm. Brom ist in den Vereinigten Staaten als extrem gefährlicher Stoff gemäß Abschnitt 302 des U.S. Emergency Planning and Community Right-to-Know Act (42 U.S.C. 11002) eingestuft und unterliegt strengen Meldepflichten für Einrichtungen, die es in erheblichen Mengen herstellen, lagern oder verwenden. ⓘ

2-Octyl-4-brom-3-oxobutanoat, eine Organobromverbindung, die in der Zerebrospinalflüssigkeit von Säugetieren gefunden wird ⓘ

Allgemeine und zitierte Referenzen

Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie der Elemente (2. Aufl.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8. ⓘ

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. ⓘ

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, Nickel oder Teflon. ⓘ

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. ⓘ

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. ⓘ

v t e Bromhaltige Verbindungen
Br(-I)	Br- CH₃Br CH₂Br₂ CHBr₃ CBr₄ HBr
Br(-I,I)	Br₃-
Br(I)	BrCl BrF BrN₃ BrNO₃ Br₂O BrO- NBr₃
Br(I,V)	Br₂O₃
Br(III)	BrF₃ BrO₂-
Br(IV)	BrO₂
Br(V)	BrF₅ Br₂O₅ BrO₃-
Br(VII)	BrO₄-
Chemische Formeln

v t e Zweiatomige chemische Elemente
Normale	H ₂ N ₂ O ₂ F ₂ Cl ₂ Br ₂ I ₂
Andere	He ₂ Ar ₂ C ₂ P ₂ S ₂ Li ₂ Rb ₂

X	XX	HX	BX₃	AlX₃	CX_{4 ⓘ}
F	159	574	645	582	456

Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239

Gefahren ⓘ
GHS-Kennzeichnung:
Piktogramme
Signalwort	Gefahr
Gefahrenhinweise	H314, H330, H400
Sicherheitshinweise	P260, P273, P280, P303+P361+P353, P304+P340+P310, P305+P351+P338
NFPA 704 (Feuerdiamant)	3 0 0

X	XX	HX	BX₃	AlX₃	CX_{4 ⓘ}
F	159	574	645	582	456

Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239

X	XX	HX	BX₃	AlX₃	CX_{4 ⓘ}
F	159	574	645	582	456

Cl	243	428	444	427	327
Br	193	363	368	360	272
I	151	294	272	285	239