Brom

Isotop	NH	t_1/2	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
⁸⁰Br	{syn.}	17,68 min	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 ^[1]


Sehr giftig	Ätzend	Umwelt- gefährlich
(T+)	(C)	(N)

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] (von griech. βρῶμος brômos „Gestank“; wegen des beißenden Geruchs von Bromdämpfen) ist ein chemisches Element mit dem Symbol Br und der Ordnungszahl 35. Im Periodensystem der Elemente steht es in der 7. Hauptgruppe und gehört damit zu den Halogenen. Brom und Quecksilber sind die einzigen Elemente, die unter Normalbedingungen flüssig sind.

[Bearbeiten] Entdeckung

Brom wurde 1826 erstmals durch den französischen Chemiker Antoine-Jérôme Balard aus Meeresalgen der Salzwiesen bei Montpellier isoliert. Eine industrielle Herstellung erfolgte ab 1860. Aufgrund seines stechenden Geruchs schlug Joseph Louis Gay-Lussac den Namen „Brom“ (von griech. {{«Bocksgestank der Tiere» ^[2]) vor.

Bereits zwei Jahre vor Balard (1824) stellte der deutsche Chemiker Justus von Liebig unbewusst erstmals elementares Brom her. Er hatte den Auftrag die Solen von Salzhausen^[3] zu analysieren, da man dort ein Kurbad eröffnen wollte.^[4] Bei der Untersuchung der Sole fand Liebig eine neue Substanz, die er als Iodchlorid falsch deutete. 13 Jahre später gab er dann zu, dass ihn seine nachlässige Analyse um die Entdeckung eines neuen Elements gebracht hatte. 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.“^[5]^[6]

[Bearbeiten] Vorkommen

Zeitliche Entwicklung der weltweiten Bromgewinnung

Natürlich kommt Brom als Bromide, den Salzen der Bromwasserstoffsäure, vor. Massenmäßig finden sich die größten Vorkommen als gelöste Bromide im Meerwasser. Auch Vorkommen natürlicher Salzlagerstätten (Stein- und Kalisalze) enthalten geringe Anteile an Kaliumbromid und Kaliumbromat.

[Bearbeiten] Gewinnung und Darstellung

Die industrielle 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.

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

[Bearbeiten] Eigenschaften

Flüssiges Brom mit Dampf in Ampulle

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.

$\mathrm{Br_2 + H_2 \longrightarrow 2\ HBr}$

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

[Bearbeiten] Verwendung

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.^[7]
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)
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

[Bearbeiten] 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):

$\mathrm{Cl_2 + 2\ NaBr \longrightarrow 2\ NaCl + Br_2}$ (Redoxreaktion)

Quantitativ kann Bromid volumetrisch nach Kasimir Fajans bestimmt werden, indem die Probelösung mit einer Silbernitratmaßlösung gegen den Adsorptionsindikator Eosin titriert wird. Die Indikation kann auch potentiometrisch mit einer Silberelektrode als Indikatorelektrode erfolgen. Dies gestattet die Bromidbestimmung neben Chlorid und Jodid. Außerdem sind die volumetrischen Bestimmungen nach Karl Friedrich Mohr und nach Jacob Volhard möglich. Die Silberionen können nicht nur als Maßlösung, sondern auch coulometrisch zudosiert werden.

Zur Spurenbestimmung und Speziierung von Bromid und Bromat wird die Ionenchromatographie eingesetzt. In der Polarographie ergibt Bromat eine kathodische Stufe bei -1,78 V (gegen SCE, in 0,1 M KCl), wobei es zum Bromid reduziert wird. Mittels Differenzpulspolarographie können auch Bromatspuren erfasst werden.

[Bearbeiten] 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 bilden sich Natriumbromid, elementarer Schwefel und Schwefelsäure. Durch die entstehende Säure kann weiteres Thiosulfat zu Schwefel und Schwefeldioxid zerfallen:

$\mathrm{Br_2 + Na_2S_2O_3 + H_2O \longrightarrow 2\ NaBr + S \downarrow\ +\ H_2SO_4}$

$\mathrm{S_2O_3^{2-} + 2\ H^+ \longrightarrow H_2O +\ S \downarrow\ +\ SO_2 \uparrow}$

Die Aufbewahrung von Brom erfolgt in Behältern aus Glas, Blei, Monel® oder Nickel.

[Bearbeiten] 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

[Bearbeiten] Einzelnachweise

↑ Eintrag zu CAS-Nr. 7726-95-6 im European chemical Substances Information System ESIS
↑ 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 112:9–17 (2004). doi:10.1289/ehp.6559