Br Br

Brom - Vorkommen
Brom kommt nur gebunden in Form von Bromiden vor,
beispielsweise als Silberbromid AgBr.
Ein anderes wichtiges Vorkommen des Broms ist im
Meerwasser (1 m 3 Meerwasser enthält rund 68 g Bromid), in
Solequellen und in Salzseen.
Von Brom gibt es zwei natürliche Isotope
81
35
Br
79
35
Br
50.69 % 49.31 %

2 KBr + Cl 2
Darstellung
Brom kann aus seinen Verbindungen durch Chlor freigesetzt
werden:
Cl 2 + 2 e –
2 Br –
2 Cl –
Br 2 + 2 e –
2 KCl + Br 2
E 0 = 1.3583 V
E 0 = 1.065 V

Darstellung
Heißentbromung bei Bromidgehalten von 0.2 – 3.5 kg/m 3 .
Die Oxidation erfolgt bei Temperaturen zwischen 90 und
100°C. Das entstandende Brom wird mit Dampf
ausgetrieben (steaming out).
Kaltentbromung bei geringen Bromgehalten.
Die Oxidation erfolgt bei Normaltemperaturen, zur
Entbromung wird Luft verwendet (blowing out).
Im Labor:
2 KBr + H2SO4 4 HBr + MnO2 2 HBr + K 2SO 4
MnBr 2 + 2 H 2O + Br 2

Physikalische Eigenschaften
Neben Quecksilber ist Brom das einzige unter
Normalbedingungen flüssige Element.
Dichte 3.14 g · cm –3 (20°C)
Sdp. 58.78 °C
Smp. – 7.25 °C
Mit abnehmender Temperatur hellt sich die Farbe auf.
Temperatur nimmt ab
T = – 253 °C
(20 K)

Brom löst sich gut in Wasser:
Physikalische Eigenschaften
Bei einer Temperatur von 25 °C lösen sich 0.2141 mol Brom
in einem Liter Wasser. Diese Lösung ist etwa 0.2 molar und
wird als Bromwasser bezeichnet.
Mit unpolaren Lösungsmitteln wie Schwefelkohlenstoff,
CS 2 , oder Tetrachlorkohlenstoff, CCl 4 , mischt sich Brom
unbegrenzt.

Chemische Eigenschaften
Die chemischen Eigenschaften von Brom gleichen denen
des Chlors, wobei Brom im allgemeinen nicht ganz so heftig
reagiert.
Jedoch tritt mit Metallen oftmals eine energische Reaktion
ein.
Br 2 + 2 K 2 KBr
Gegen feuchtes Brom sind nur Platin und Tantal beständig.
Gegen trockenes Brom sind auch andere Metalle, wie
beispielsweise Blei, Silber aber nicht dagegen Eisen
beständig.

Chemische Eigenschaften
Brom entzieht vielen Wasserstoffverbindungen den
Wasserstoff:
H 2S + Br 2
2 HBr + 1 / 8 S 8

Bromwasserstoff, HBr
Die Darstellung von Bromwasserstoff kann nicht so wie die
des Chlorwasserstoffs oder des Fluorwasserstoffs erfolgen,
da die Schwefelsäure das gebildete HBr teilweise bis zum
Brom oxidiert:
2 KBr + H 2SO 4
2 HBr + H 2SO 4
K 2SO 4 + 2 HBr
Br 2 + SO 2 + 2 H 2O
Zur Darstellung müssen daher verdünnte Schwefelsäure
oder nicht-oxidierende Säuren verwendet werden:
3 KBr + H 3PO 4
K 3PO 4 + 3 HBr

Bromwasserstoff, HBr
Im Labor wird zumeist Wasser als Protonenquelle und ein
leichtzersetzliches Bromidsalz verwendet:
PBr 3 + 3 H 2O H 3PO 3 + 3 HBr
Phosphortribromid wird direkt aus den Elementen
hergestellt:
2 P + 3 Br 2
2 PBr 3

Physikalische Eigenschaften
Farbloses Gas, kann durch Abkühlung zu einer farblosen
Flüssigkeit verdichtet werden, weitere Abkühlung führt zu
farblosen Kristallen.
Smp. – 86.82 °C, d = 2.603 g · cm –3 (– 84°C),
Sdp. – 66.73 °C
Bromwasserstoff ist sehr gut löslich in Wasser:
1 Liter Wasser löst bei einer Temperatur von 0 °C 612 Liter
(~ 25 mol) Bromwasserstoffgas.

Chemische Eigenschaften
Wässrige Lösungen reagieren sauer - Bromwasserstoffsäure.
Chlor setzt aus einer wässrigen Lösung von Bromwasserstoff
rotbraune Bromdämpfe frei:
2 HBr + Cl 2
2 HCl + Br 2
HBr ist ein stärkeres Reduktionsmittel als HCl und Chlor
ist ein stärkeres Oxidationsmittel als Brom.
Die Salze des Bromwasserstoffs, die Bromide, sind zumeist
gut löslich in Wasser.
Schwerlöslich sind Silberbromid, AgBr,
Quecksilber(I)bromid, Hg 2 Br 2 sowie Bleibromid, PbBr 2 .

Sauerstoffsäuren des Broms
Von Brom gibt es vier Sauerstoffsäuren:
• die Hypobromige Säure HOBr
• die Bromige Säure HBrO 2
• die Bromsäure HBrO 3
• die Perbromsäure HBrO 4

Die Hypobromige Säure, HBrO
Die hypobromige Säure ist eine schwächere Säure als die
hypochlorige Säure. Ihre Salze, die Hypobromite, lassen
sich durch Schütteln von Bromwasser mit Quecksilberoxid
darstellen:
2 Br 2 + 3 HgO + H 2 O HgBr 2 · 2 HgO + 2 HOBr
Auch durch Umsetzung von Brom mit Alkalilaugen bei einer
Temperatur von 0 °C werden Hypobromite erhalten:
Br 2 + 2 NaOH NaBr + NaOBr + H 2 O

Die Hypobromite
Wässrige Lösungen von Hypobromiten besitzen eine
ausgeprägte Bleich- und Oxidationswirkung.
Hypobromite können durch Kristallisation aus NaBr/NaOBr-
Lösungen erhalten werden. Sie sind gelbgefärbt und
besitzen einen aromatischen Geruch.
Bei Temperaturen oberhalb von 0 °C disproportionieren sie
in wässriger Lösungen quantitativ zu Bromid und Bromat:
3 BrO –
2 Br – –
+ BrO3

Die Bromige Säure, HBrO 2
Die Salze der bromigen Säure, die Bromite entstehen als
Zwischenprodukt bei der Oxidation von Hypobromiten
oder Brom mit Hypochloriten
BrO – + ClO –
– –
BrO2 + Cl
oder durch Disproportionierung von Hypobromit in
alkalischer Lösung:
2 BrO –
– –
BrO2 + Br

Die Bromite
Umgekehrt lässt sich in trockener Reaktion bei 190 – 225 °C
durch Komproportionierung von Bromat und Bromid das
Bromit erhalten:
– –
2 BrO3 + Br
–
3 BrO2 Bromite sind gelb gefärbt und nur in alkalischer Lösung
beständig. In saurer Lösung erfolgt ihre Zersetzung.

Die Bromsäure, HBrO 3
Bromsäure ist eine starke Säure. Ihre Darstellung kann
durch Umsetzung von Bariumbromat mit verdünnter
Schwefelsäure erfolgen:
Ba(BrO 3) 2 + H 2SO 4
Ab einem Gehalt von 50 % tritt Zersetzung ein:
4 HBrO 3
BaSO 4 + 2 HBrO 3
2 Br 2 + 5 O 2 + 2 H 2O

Die Bromate
Die Salze der Bromsäure, die Bromate, werden durch
Disproportionierung von Brom in 50 – 80 °C heißen
Laugen erhalten:
Br 2 + 6 OH –
Die Darstellung von Bromaten kann auch durch Oxidation
von heißer alkalischer Bromidlösung mit Chlor oder
Hypochlorit erfolgen:
Br – + 3 Cl 2 + 6 OH –
– –
BrO3 + 5 Br + 3 H2O
– –
BrO3 + 6 Cl + 3 H2O

Eigenschaften der Bromsäure
Bromsäure ist ein kräftiges Oxidationsmittel. Wässrige
Lösungen von Bromaten werden für Redoxtitrationen
verwendet.
Bromatometrie
Die quantitative Komproportionierung von Bromat und
Bromid zu Brom wird bei der Herstellung von Brom-
Lösungen für Redox-Titrationen genutzt.
– – +
BrO3 + 5 Br + 6 H
Bromometrie
3 Br 2 + 3 H 2O

Perbromsäure, HBrO 4
Perbromate werden durch Oxidation von Bromaten mit sehr
starken Oxidationsmitteln erhalten:
– –
BrO3 + F2 + H2O BrO4 + 2 HF
Verdünnte Lösungen können bis zu einem Gehalt von 55 %
(6 molar) aufkonzentriert werden, höhere Gehalte führen
dagegen zu instabilen Mischungen.
Verdünnte Perbromsäure ist ein träges Oxidationsmittel.
Konzentriertere Lösungen sind dagegen reaktiv:
• 3 molare Perbromsäure greift rostfreien Stahl an
• 12 molare Perbromsäure explodiert bei Berührung mit
Salpetersäure