Brom (von griechisch bromos für Gestank) ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Br und der Ordnungszahl 35.
Das stark riechende Element ist das einzige flüssige Nichtmetall. Im Laboralltag verwendet man aus Sicherheitsgründen statt elementaren Broms häufig Bromwasser, eine Lösung von Brom in Wasser.
Vorsicht: Brom ist äußerst giftig, seine Dämpfe sollten nicht eingeatmet werden. Da Brom ätzend ist, sollte es in seiner flüssigen Form keine Haut berühren
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| Allgemein | |||||||||||||||||||
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| Name, Symbol, Ordnungszahl | Brom, Br, 35 | ||||||||||||||||||
| Serie | Halogene | ||||||||||||||||||
| Gruppe, Periode, Block | 17 (VIIA), 4, p | ||||||||||||||||||
| Dichte, Mohshärte | 3119 kg/m3 (300 K), k. A. | ||||||||||||||||||
| Aussehen | Gas: rot-braun fest: metallisch glänzend | ||||||||||||||||||
| Atomar | |||||||||||||||||||
| Atomgewicht | 79,904 amu | ||||||||||||||||||
| Atomradius (berechnet) | 115 (94) pm | ||||||||||||||||||
| Kovalenter Radius | 114 pm | ||||||||||||||||||
| van der Waals-Radius | 185 pm | ||||||||||||||||||
| Elektronenkonfiguration | [Ar]3d10 4s24p5 | ||||||||||||||||||
| e- 's pro Energieniveau | 2, 8, 18, 7 | ||||||||||||||||||
| Oxidationszustände (Oxid) | ±1, 3, 5, 7 (stark sauer) | ||||||||||||||||||
| Kristallstruktur | orthorhombisch | ||||||||||||||||||
| Physikalisch | |||||||||||||||||||
| Aggregatzustand (Magnetismus) | flüssig (unmagnetisch) | ||||||||||||||||||
| Schmelzpunkt | 265,8 K (-7,3 °C) | ||||||||||||||||||
| Siedepunkt | 332 K (59 °C) | ||||||||||||||||||
| Molares Volumen | 19,78 · 10-3 m3/mol | ||||||||||||||||||
| Verdampfungswärme | 15,438 kJ/mol | ||||||||||||||||||
| Schmelzwärme | 5,286 kJ/mol | ||||||||||||||||||
| Dampfdruck | 5800 Pa bei 280,1 K | ||||||||||||||||||
| Schallgeschwindigkeit | 206 m/s bei 293,15 K | ||||||||||||||||||
| Verschiedenes | |||||||||||||||||||
| Elektronegativität | 2,96 (Pauling-Skala) | ||||||||||||||||||
| Spezifische Wärmekapazität | 480 J/(kg · K) | ||||||||||||||||||
| Elektrische Leitfähigkeit | k. A. | ||||||||||||||||||
| Wärmeleitfähigkeit | 0,122 W/(m · K) | ||||||||||||||||||
| 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 | ||||||||||||||||||
| 8. Ionisierungsenergie | 18600 kJ/mol | ||||||||||||||||||
| Stabilste Isotope | |||||||||||||||||||
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| SI-Einheiten und Standardbedingungen werden benutzt, sofern nicht anders angegeben. | |||||||||||||||||||
Eigenschaften und Verhalten
Die rotbraune Flüssigkeit bildet unangenehm stark stechend riechende, schwere Dämpfe, die noch giftiger sind als Chlor. Brom, neben Quecksilber das einzige bei Normbedingungen flüssige Element, hat eine ziemlich hohe Dichte. Festes Brom ist dunkel, bei weiterer Abkühlung hellt es auf.
In Wasser ist es mäßig lösbar, in organischen Lösungsmitteln wie Alkohol, Kohlenstoffdisulfid oder Tetrachlorkohlenstoff sehr gut löslich. In Wasser gelöstes Brom wird durch Licht unter Sauerstoffentwicklung zum Bromid reduziert. Mit Wasserstoff reagiert es im Gegensatz zum Chlor erst bei höheren Temperaturen unter Bildung von Bromwasserstoff HBr. Mit vielen Metallen reagiert es unter Bildung des jeweiligen Bromides. Feuchtem Brom widersteht nur Tantal.
Brom verhält sich chemisch wie das leichtere Chlor, reagiert aber wesentlich weniger energisch. Feuchtigkeit erhöht die Reaktivität des Broms stark. Brom stellt ein mittelstarkes Oxidationsmittel dar.
Anwendungen
- Scavenger zum Entfernen des Bleis aus Zylindern bei Nutzung von verbleitem Benzin
- Chemisches Polieren von GaAs (als Lösung in Methanol)
- Flammschutzmittel für (Elektronik-)Platinen
- Schädlingsbekämpfung (als Methylbromid)
- Wurmmittel
- Desinfektionsmittel (milder als Chlor)
- Arzneimittel (Narkose-, Beruhigungs- und Schlafmittel)
- Fotoindustrie (Silberbromid als Bestandteil der lichtempfindlichen Suspension)
- Bleichmittel (Alkalihypobromite)
- Farben
- Indikatoren (beispielsweise: Nichtgesättigete Verbindungen entfärben Bromwasser)
- Feuerlöschmittel
- Lösungsmittel
- Bromate als Oxidationsmittel
- Bromhaltiger Kautschuck zur Herstellung "luftdichter" Reifen
- Tränengas (Tribromaceton)
Geschichte
Brom (griechisch bromos für Gestank) wurde 1826 durch den Franzosen Antoine Balard entdeckt. Eine technische Herstellung erfolgte erst ab 1860.
Vorkommen
Natürlich kommt Brom nur in Verbindungen vor. Der größte Teil liegt als gelöstes Bromid im Meerwasser vor. Einige Kalisalze enthalten ebenfalls geringe Mengen Brom. Eine Gewinnung aus den Restlaugen der Kaligewinnung ist aber nicht mehr wirtschaftlich.
Die Herstellung elementaren Broms erfolgt durch Oxidation von Bromid-Lösungen durch Chlor. Als Bromidquelle nutzt man überwiegend Meerwasser, vereinzelt auch Sole (stark salzhaltiges Wasser aus großer Tiefe).
Verbindungen
- Bromargyrit
- Bromstyrol (Riechstoff)
- Bromwasserstoff
- Silberbromid
Vorsichtsmaßnahmen
Elementares Brom ist hochgiftig, Kontakt oder Aufnahme von geringen Mengen verursachen sofortige Gesundheitsprobleme.
Aufbewahrung in Behältern aus Glas, Blei, Monel oder Nickel.