Objaviteľ: Carl Jacob Löwig a Antoine-Jérôme Balard (1825)
T. topenia
-7.3 °C
T. varu
59 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
79.904 u
Atómový polomer
115 pm
Hustota
3120 kg/m³
Elektronegativita
2.96
Ionizačná energia
1139.9 kJ/mol
Elektrónová afinita
324.537 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Načítavajú sa molekulárne štruktúry...
Základná charakteristika
- Nezávisle ho objavili a izolovali Carl Jacob Löwig (1825) a Antoine-Jérôme Balard (1826).
- Za normálnych podmienok je to tmavočervená, prchavá, toxická kvapalina (Br₂) s nepríjemným, dráždivým zápachom.
- Je jediným nekovovým prvkom, ktorý je za normálnych podmienok kvapalný (okrem ortuti, ktorá je kov).
- Patrí medzi halogény.
- Je menej reaktívny ako chlór, ale reaktívnejší ako jód.
- V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, hlavne ako bromidy rozpustené v morskej vode a soľných jazerách.
- Získava sa oxidáciou bromidov z morskej vody alebo soľaniek pomocou plynného chlóru.
- V zlúčeninách má najčastejšie oxidačné čísla -I (bromidy), +I (bromnany), +III (bromitany), +V (bromičnany).
- Elementárny bróm a jeho pary sú toxické a spôsobujú poleptanie pokožky a slizníc.
- Využíva sa pri výrobe spomaľovačov horenia (brómované spomaľovače horenia), organických zlúčenín, farbív.
- Historicky sa jeho zlúčeniny (napr. bromid strieborný AgBr) používali vo fotografických materiáloch; niektoré zlúčeniny majú využitie v medicíne alebo ako pesticídy.
Významné zlúčeniny brómu link
V prírode sa bróm vyskytuje výlučne vo forme bromidov, najmä rozpustených v morskej vode a soľankách. Významnou anorganickou zlúčeninou je bromovodík (HBr) a jeho vodný roztok, silná kyselina bromovodíková.
Z anorganických solí je bežný napríklad bromid draselný (KBr) (použitie v IR spektroskopii, v minulosti sedatívum) a bromid strieborný (AgBr).
Bromovodík link
Bromovodík (HBr) je bezfarebný, ostro zapáchajúci plyn, ktorý vzniká zlučovaním vodíka s brómom pri zvýšenej teplote:
\( \ce{H2(g) + Br2(g) ->[\Delta] 2HBr(g)} \)
Alternatívne sa pripravuje napr. hydrolýzou PBr₃.
\( \ce{PBr3(l) + 3H2O(l) -> H3PO3(aq) + 3HBr(g)} \)
HBr sa používa najmä v organickej chémii, napríklad pri adíciách na dvojité väzby alebo pri príprave bromidových solí. Je silne korozívny a na vzduchu vytvára dym v dôsledku oxidácie kyslíkom za vzniku brómu a vody:
\( \ce{4HBr + O2 -> 2Br2 + 2H2O} \)
Vznikajúci bróm (Br₂) je tmavočervená kvapalina, ktorá sa vyparuje a spolu s vodnou parou tvorí hnedastý dym.
Bromovodík vo vode tvorí silnú kyselinu – kyselinu bromovodíkovú.
Oxokyseliny brómu a ich soli link
Bróm tvorí oxokyseliny a soli podobné chlóru, sú však zvyčajne menej stabilné. Kyselina brómna (HBrO) a bromnany (BrO⁻) sú nestabilné a silné oxidovadlá. Kyselina brómičná (HBrO₃) a bromičnany (BrO₃⁻, napr. KBrO₃) sú stabilnejšie, silné oxidovadlá, používajú sa v analytickej chémii. Kyselina bromistá (HBrO₄) a bromistany (BrO₄⁻) boli pripravené len neskôr a sú veľmi silnými oxidovadlami.
