Brom

Brom [[[:Vorlage:IPA]]] (Vorlage:GrcS „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

Datei:Young-Justus-Liebig.jpg

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.<ref>Georg Lockemann: Verpaßte Entdeckungen. In: Sudhoffs Archiv für Geschichte der Medizin und der Naturwissenschaften. Band 37, H. ¾, 1953, S. 295–299 (Vorlage:JSTOR).</ref><ref>Vorlage:ADB</ref>

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<ref>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 (Vorlage:Gallica).</ref> oder von einer Kommission der Académie des sciences, bestehend aus Joseph Louis Gay-Lussac, Louis-Nicolas Vauquelin und Louis Jacques Thénard in Brom geändert.<ref>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 (Vorlage:Gallica).</ref><ref>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, Vorlage:DOI.</ref> Dieser leitet sich von Vorlage:Lang „Gestank“ ab, da das Element einen stechenden Geruch besitzt.<ref>Brom. In: Duden - Deutsches Universalwörterbuch. 10. Auflage, 2023, ISBN 978-3-411-91437-1, S. 360.</ref>

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.<ref>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 (Vorlage:HathiTrust Buch).</ref>

Eine erste kommerzielle Fabrik zur Herstellung von Brom aus Salzsole wurde 1946 von David Alter in Freeport (Pennsylvania) errichtet.<ref> Jack F. Mills, Ron Frim, Shmuel D. Ukeles, David Yoffe: Bromine. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. 2015, S. 1–20, Vorlage:DOI.</ref> 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.<ref>Della Means: Dr. David Alter, a Local Scientist. In: Western Pennsylvania Historical Magazine. Band 1, Nummer 4, 1918 (online).</ref>

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 (>10 ppt) 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.<ref>A. Scott McCall u. a.: Bromine Is an Essential Trace Element for Assembly of Collagen IV Scaffolds in Tissue Development and Architecture. In: Cell. 157(6), 2014, S. 1380–1392; doi:10.1016/j.cell.2014.05.009.</ref>

Gewinnung und Darstellung

Datei:Brom - Trend Gewinnung.svg

Zeitliche Entwicklung der weltweiten Bromgewinnung

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

<math>\mathrm{2 \ KBr \ + \ Cl_2 \longrightarrow Br_2 \ + \ 2 \ KCl}</math>

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.<ref name="USGS_myb1_2006">Vorlage:Internetquelle</ref> 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.<ref name="USGS_mcs_2011">Vorlage:Internetquelle</ref> Es wird geschätzt, dass alleine das Tote Meer ungefähr 1 Milliarde Tonnen Brom enthält und sämtliche Meere der Erde ungefähr 100 Billionen Tonnen.<ref name="usgs_2022">U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries 2022: Bromine.</ref>

Die globalen Abbaumengen verteilen sich, wie folgt:

Land	2006<ref name="usgs_2008">U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries 2008: Bromine.</ref>	2019<ref name="usgs_2021">U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries 2021: Bromine.</ref>	2020<ref name="usgs_2022" />
	Abbau (in Tonnen)
Vorlage:USA	243.000	nicht veröffentlicht	nicht veröffentlicht
Vorlage:AZE	2.000
Vorlage:CHN	43.000	64.000	70.000
Vorlage:FRA	2.000
Vorlage:IND	1.500	10.000	3.300
Vorlage:ISR	179.000	180.000	170.000
Vorlage:JPN	20.000	20.000	20.000
Vorlage:JOR	50.000	150.000	84.000
Vorlage:UKR	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.

<math>\mathrm{2 \ NaBr \ + \ MnO_2 \ + \ 2 \ H_2SO_4 \ \xrightarrow{\Delta T}}</math>

<math>\mathrm{ Br_2 \ + \ MnSO_4 \ + \ Na_2SO_4 \ + \ 2 \ H_2O}</math>

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

Eigenschaften

Datei:Brom amp.jpg

Flüssiges Brom mit Dampf in einer Ampulle

Physikalische Eigenschaften

Die Dichte von Brom beträgt 3,12 g/cm³. Die schwere rotbraune Flüssigkeit bildet chlorähnlich riechende Dämpfe, die giftiger sind als Chlor. Festes Brom ist dunkel, bei weiterer Abkühlung hellt es auf. In Wasser ist es mäßig, in organischen Lösungsmitteln wie Alkoholen, Kohlenstoffdisulfid oder Tetrachlorkohlenstoff sehr gut löslich. In Wasser gelöstes Brom reagiert langsam unter Zwischenbildung von Hypobromiger Säure (HBrO) und Sauerstoffabgabe zu Bromwasserstoff (HBr).

Datei:Brom in Wasser.jpg

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

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

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

Chemische Eigenschaften

Brom verhält sich chemisch wie das leichtere Chlor, reagiert aber im gasförmigen Zustand weniger energisch. Feuchtigkeit erhöht die Reaktivität des Broms stark. Mit Wasserstoff reagiert es im Gegensatz zum Chlor erst bei höheren Temperaturen unter Bildung von Bromwasserstoff (farbloses Gas).

<math>\mathrm{Br_2 + H_2 \longrightarrow 2\ HBr}</math>

Mit vielen Metallen (z. B. Aluminium) reagiert es exotherm unter Bildung des jeweiligen Bromids. Feuchtem Brom widerstehen nur Tantal und Platin.<ref name="HOWI_440">Vorlage:Holleman-Wiberg</ref> 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 <ref>Vorlage:Literatur</ref> und TcBr₃ und sogar Na[Tc₆Br₁₂]₂Br.<ref>Vorlage:Literatur</ref>

Verwendung

Datei:Bromine vial in acrylic cube.jpg

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.<ref>Linda S. Birnbaum, Daniele F. Staskal: Brominated Flame Retardants: Cause for Concern? In: Environ Health Perspect. 112, 2004, S. 9–17. doi:10.1289/ehp.6559. Vorlage:PMC</ref>
• 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“<ref>Ann Dally: Women under the knife. A history of surgery. New York 1991, S. 187.</ref> – sehr beliebt; heute obsolet). 1928 wurde eins von fünf Rezepten in den USA für bromhaltige Medikamente ausgestellt.<ref>Hans Bangen: Geschichte der medikamentösen Therapie der Schizophrenie. Berlin 1992, ISBN 3-927408-82-4, S. 22.</ref>
• 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<ref>Vorlage:Literatur</ref>
• 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

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:

<math>\mathrm{Br_2\ +\ Na_2S_2O_3\ +\ H_2O \longrightarrow 2\ NaBr\ +\ S \downarrow\ +\ H_2SO_4}</math>

<math>\mathrm{S_2O_3^{2-}\ +\ 2\ H^+ \longrightarrow H_2O\ +\ S \downarrow\ +\ SO_2 \uparrow}</math>

Die Aufbewahrung von Brom erfolgt in Behältern aus Glas, Blei, Monel, Nickel oder Teflon.<ref name="GESTIS" />

Verbindungen

Datei:Spongiadioxin A.png

Spongiadioxin A, eine natürliche Organobromverbindung

→ Kategorie: Bromverbindung

Brom bildet Verbindungen in verschiedenen Oxidationsstufen von −1 bis +7. Die stabilste und häufigste Oxidationsstufe ist dabei −1, die höheren werden nur in Verbindungen mit den elektronegativeren Elementen Sauerstoff, Fluor und Chlor gebildet. Dabei sind die ungeraden Oxidationsstufen +1, +3, +5 und +7 stabiler als die geraden.

Bromwasserstoff und Bromide

Anorganische Verbindungen, in denen das Brom in der Oxidationsstufe −1 und damit als Anion vorliegt, werden Bromide genannt. Diese leiten sich von der gasförmigen Wasserstoffverbindung Bromwasserstoff (HBr) ab. Diese ist eine starke Säure und gibt in wässrigen Lösungen leicht das Proton ab. Bromide sind in der Regel gut wasserlöslich, Ausnahmen sind Silberbromid, Quecksilber(I)-bromid und Blei(II)-bromid.

Besonders bekannt sind die Bromide der Alkalimetalle, vor allem das Natriumbromid. Auch Kaliumbromid wird in großen Mengen, vor allem als Dünger und zur Gewinnung anderer Kaliumverbindungen, verwendet.

Bleibromid wurde früher in großen Mengen bei der Verbrennung von verbleitem Kraftstoff freigesetzt (wenn dem Benzin Dibrom-Ethan zugesetzt war um das Blei flüchtig zu machen, siehe Tetraethylblei#Antiklopfmittel für Motorenbenzin).

Bromoxide

Es ist eine größere Anzahl Verbindungen von Brom und Sauerstoff bekannt. Diese sind nach den allgemeinen Formeln BrO_x (x = 1–4) und Br₂O_x (x = 1–7) aufgebaut. Zwei der Bromoxide, Dibromtrioxid (Br₂O₃) und Dibrompentaoxid (Br₂O₅) lassen sich als Feststoff isolieren.<ref name="HOWI_487">Vorlage:Holleman-Wiberg</ref>

Bromsauerstoffsäuren

Neben den Bromoxiden bilden Brom und Sauerstoff auch mehrere Säuren, bei denen ein Bromatom von einem bis vier Sauerstoffatomen umgeben ist. Dies sind die Hypobromige Säure, die Bromige Säure, die Bromsäure und die Perbromsäure. Sie sind als Reinstoff instabil und nur in wässriger Lösung oder in Form ihrer Salze bekannt.

Interhalogenverbindungen

Brom bildet vorwiegend mit Fluor, zum Teil auch mit den anderen Halogenen eine Reihe von Interhalogenverbindungen. Bromfluoride wie Bromfluorid und Bromtrifluorid wirken stark oxidierend und fluoriend. Während Brom in den Fluor-Brom- und Chlor-Brom-Verbindungen als elektropositiveres Element in Oxidationsstufen +1 im Bromchlorid bis +5 im Brompentafluorid vorliegt, ist es in Verbindungen mit Iod der elektronegativere Bestandteil. Mit diesem Element sind die Verbindungen Iodbromid und Iodtribromid bekannt.

Organische Bromverbindungen

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

• Vorlage:Holleman-Wiberg

Weblinks

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

Einzelnachweise

<references />