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Brom

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aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Der Titel dieses Artikels ist mehrdeutig. Weitere Bedeutungen sind unter Brom (Begriffsklärung) aufgeführt.
Eigenschaften
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]
Gefahrensymbol Gefahrensymbol Gefahrensymbol

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
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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 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

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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

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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

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Zeitliche Entwicklung der weltweiten Bromgewinnung

Ausgangsstoffe für die Herstellung von Brom sind entweder Meerwasser oder stark bromidhaltige Solen, die entweder natürlich vorkommen oder als Abfallstoff bei anderen Prozessen abfallen. Je nach Konzentration des Bromids werden unterschiedliche Verfahren zur Herstellung von Brom eingesetzt.

Das industriell am meisten eingesetzte Verfahren ist das Air-blow-out-Verfahren (auch Kaltentbromung[38]), der auch bei niedrigen Bromidkonzentrationen wie etwa im Meerwasser eingesetzt werden kann.[39] Dazu wird das Meerwasser mit Schwefelsäure auf einen pH-Wert von 3,5 angesäuert, damit eine Disproportionierung des Broms nicht mehr möglich ist und Chlor durchgeleitet. Dieses oxidiert das im Wasser enthaltene Bromid zu Brom.[40.1]

Anschließend wird in sogenannten Ausblastürmen Luft durch die Lösung geblasen und das Brom sowie ebenfalls entstandenes Bromchlorid ausgetrieben. Brom und Bromchlorid werden in einer Natriumcarbonat-Lösung aufgefangen. Dabei erfolgt eine Disproportionierung zu Natriumbromat und Natriumbromid.[40.1]

Durch Reaktion mit Schwefelsäure kann das Brom wiedergewonnen werden.[40.1]

In einer Alternative kann anstatt Natriumcarbonat auch Schwefeldioxid verwendet werden, wobei Bromwasserstoff entsteht.[40.1]

Ein Nachteil dieses Verfahrens ist der notwendige hohe Energieeinsatz.[39]

Bei stark bromidhaltigen Solen, die mindestens 2–5 g Bromid enthalten, wird das sehr effiziente Dampfdestillations-Verfahren (auch Heißentbromung[38]) eingesetzt.[39] Dazu wird das Ausgangsmaterial in einem Wärmetauscher erhitzt und ebenfalls Chlor durchgeleitet, das das Bromid zum elementaren Brom oxidiert. Nun wird Wasserdampf durch die Lösung geleitet, womit Brom und Chlor mit dem Dampf ausgetrieben werden. Beim Abkühlen kondensieren Wasser und Brom und trennen sich. Über eine Kolonne kann das Brom weiter gereinigt werden, während das in der wässrigen Phase verbliebene Brom und Chlor im Kreislauf gehalten wird.[40.2] Auf diese Weise können über 95 % des ursprünglich enthaltenen Bromids zu Brom umgesetzt werden.[38]

Durch fraktionierte Destillation und mehrstündiges Erhitzen auf 50 °C kann der Chlor- und Wassergehalt reduziert werden. Halogenkohlenwasserstoffe wie Chloroform werden zerstört, indem Bromdampf und Sauerstoff durch ein mit Quarzglas gefülltes und auf 1000 °C erhitztes Rohr geleitet werden. Organische Verunreinigungen werden durch Destillation mit konzentrierter Schwefelsäure abgetrennt, diese entfernt auch restliche Feuchtigkeit.[40.3]

Weitere Verfahren zur Bromherstellung sind Ionenaustauschverfahren, bei denen Bromid selektiv an spezielle Harze bindet, danach eluiert und oxidiert wird, Membrantechnologien, bei denen semipermeable Membranen eingesetzt werden, die entweder nur für Brom durchlässig sind oder dieses zurückhalten und so konzentrieren sowie die elektrochemische Oxidation, durch die Bromid selektiv oxidiert werden kann.[39]

Im Labor können kleinere Brommengen durch Reaktion von Kaliumbromid mit Mangan(IV)-oxid und Schwefelsäure dargestellt werden.[41]

Etwa 20 % der derzeitigen Bromproduktion stammen aus der Meerwasserentsalzung. Um die Produktion aus Meerwasser wirtschaftlicher zu gestalten, könnte es sinnvoll sein, die mit der Gewinnung anderer wichtiger Rohstoffe wie Lithium oder Rubidium zu koppeln.[39] Eine weitere potentielle Quelle für Brom sind Leiterplatten-Abfälle aus der Elektronikindustrie, die bis zu 15 % organische Bromide enthalten, die beim Schmelzen zu Brom und Bromwasserstoff reagieren.[42]

Die wichtigsten Produktionsländer für Brom sind Israel und Jordanien, die das stark bromhaltige Wasser des Toten Meeres verarbeiten, China und die Vereinigten Staaten.[43] In China werden vor allem stark bromhaltige unterirdische Solen in der Laizhou-Bucht in Shandong ausgebeutet, da jedoch der Bromgehalt der Solen jährlich um 5–10 % abnimmt, importiert China zunehmend Ausgangsstoffe für die Bromindustrie aus den Vereinigten Staaten, Israel und Russland.[42] Die Vereinigten Staaten nutzen vor allem Solen aus der Smackover-Formation in Arkansas, die Bromidkonzentrationen von 4000–4600 ppm aufweisen.[43] Weitere Bromproduzenten sind Japan, die Ukraine und Indien.[44] Bis Mitte der 2010er Jahre wurde Brom auch in Deutschland hergestellt, inzwischen jedoch nicht mehr.[45] Auch andere Fabriken zur Produktion von Brom in der Europäischen Union wurden geschlossen, so 2004 eine Fabrik in Amlwch in Wales[46], 2010 ein Werk in Port-de-Bouc in Frankreich.[47]

Land2025[44]2020[48]2015[43]2010[49]2005[50]2000[51]1995[52]1990[53]1985[54]1980[55]
Image Israel200.000170.000115.583184.696207.048210.000130.000130.000100.00044.100
Image Jordanien110.00084.000100.00050.00089.785----------
Image Volksrepublik China90.00070.00086.400100.000104.50042.00032.7008080----
Image Vereinigte Staatenn. a.n. a.n. a.n. a.226.000228.000218.000177.000145.000171.700
Image Japan20.00020.00020.00025.00020.00020.00015.00015.00012.00012.000
Image Indien700033002400160015001500150013001083334
Image Ukraine/Image Sowjetunion600045004060410018783000350025.00070.00067.200
Image Deutschland------1500274500n. a.150030774010
Image Frankreich----------20002260310020.00016.500
Image Vereinigtes Königreich----------32.00026.20028.00029.85026.400
gesamt (gerundet)430.000352.000329.000371.000654.000542.000432.000390.000381.960343.000
Menge in Tonnen, n. a. = nicht angegeben, Ukraine bis 1990 Teil der Sowjetunion, Werte von 2025 geschätzt

Eigenschaften

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Flüssiges Brom mit Dampf in einer Ampulle

Physikalische Eigenschaften

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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).

Image
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

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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).

Mit vielen Metallen (z. B. Aluminium) reagiert es exotherm unter Bildung des jeweiligen Bromids. Feuchtem Brom widerstehen nur Tantal und Platin.[56] 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 [57] und TcBr3 und sogar Na[Tc6Br12]2Br.[58]

Verwendung

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Brom, Anschauungsprobe für Lehrzwecke, sicher aufbewahrt

Biologische Bedeutung

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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.[63]

Nachweis

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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

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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:

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

Verbindungen

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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

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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

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Es ist eine größere Anzahl Verbindungen von Brom und Sauerstoff bekannt. Diese sind nach den allgemeinen Formeln BrOx (x = 1–4) und Br2Ox (x = 1–7) aufgebaut. Zwei der Bromoxide, Dibromtrioxid (Br2O3) und Dibrompentaoxid (Br2O5) lassen sich als Feststoff isolieren.[64]

Bromsauerstoffsäuren

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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

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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

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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

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Wiktionary: Brom – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen
Commons: Brom – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise

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  1. ↑ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus webelements.com (Brom) entnommen.
  3. ↑ Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert, da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für das mittlere Atomgewicht der in Klammern angegebene Massenbereich. IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013 (ciaaw.org).
  4. 1 2 3 4 5 6 7 Eintrag zu bromine in Kramida, A., Ralchenko, Yu., Reader, J. und NIST ASD Team (2019): NIST Atomic Spectra Database (ver. 5.7.1). Hrsg.: National Institute of Standards and Technology, Gaithersburg, MD. doi:10.18434/T4W30F (physics.nist.gov/asd). Abgerufen am 11. Juni 2020.
  5. 1 2 3 4 5 6 7 Eintrag zu bromine bei WebElements, www.webelements.com, abgerufen am 11. Juni 2020.
  6. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus webelements.com (Brom) entnommen.
  7. 1 2 3 4 5 Eintrag zu Brom in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 3. Januar 2023. (JavaScript erforderlich)
  8. ↑ Robert C. Weast (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990, ISBN 0-8493-0470-9, S. E-129 bis E-145. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
  9. 1 2 Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337 (doi:10.1021/je1011086).
  10. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus webelements.com (Brom) entnommen.
  11. ↑ Eintrag zu Bromine in der Datenbank ECHA CHEM der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. August 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  12. ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte – Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 7726-95-6 bzw. Brom), abgerufen am 2. November 2015.
  13. 1 2 Gigiena i Sanitariya. (engl.: HYSAAV.), Vol. 35 (11), 1970, S. 11.
  14. 1 2 W. B. Deichmann: Toxicology of Drugs and Chemicals. Academic Press, New York 1969, S. 645.
  15. ↑ Georg Lockemann: Verpaßte Entdeckungen. In: Sudhoffs Archiv für Geschichte der Medizin und der Naturwissenschaften. Band 37, H. ¾, 1953, S. 295–299 (JSTOR:20774210).
  16. ↑ Albert Ladenburg: Liebig, Justus Freiherr von. In: Allgemeine Deutsche Biographie (ADB). Band 18, Duncker & Humblot, Leipzig 1883, S. 589–605.
  17. ↑ M. Balard: Sur une Substance particulière contenue dans l’eau de la mer. In: Annales de chimie et de physique. 1826, 32, S. 337–382 (Digitalisat auf Gallica).
  18. ↑ Joseph Louis Gay-Lussac: Rapport sur le Mémoire de M. Balard relatif à une nouvelle Substance. In: Annales de chimie et de physique. 1826, 32, S. 382–384 (Digitalisat auf Gallica).
  19. ↑ Paweł Miśkowiec: Name game: the naming history of the chemical elements: part 2—turbulent nineteenth century. In: Foundations of Chemistry. 2022, Band 25, Nummer 2, S. 215–234, doi:10.1007/s10698-022-09451-w.
  20. ↑ Brom. In: Duden – Deutsches Universalwörterbuch. 10. Auflage, 2023, ISBN 978-3-411-91437-1, S. 360.
  21. ↑ Carl Löwig: Ueber Brombereitung und eine auffallende Zersetzung des Aethers durch Chlor. In: Magazin für Pharmacie. Jahrgang 6, Band 21–22, 1827, S. 311-36 (Online in der HathiTrust digital library).
  22. ↑ Jack F. Mills, Ron Frim, Shmuel D. Ukeles, David Yoffe: Bromine. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. 2015, S. 1–20, doi:10.1002/14356007.a04_391.pub2.
  23. ↑ Della Means: Dr. David Alter, a Local Scientist. In: Western Pennsylvania Historical Magazine. Band 1, Nummer 4, 1918 (online).
  24. ↑ Hélène Bureau: Bromine. In: William White (Hrsg.): Encyclopedia of Geochemistry. Springer, 2018, ISBN 978-3-319-39311-7, S. 167–170.
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  26. ↑ Hans Eggenkamp: The Geochemistry of Stable Chlorine and Bromine Isotopes. 2. Auflage, Springer, 2025, ISBN 978-3-031-75633-7, S. 23–25.
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