Objaviteľ: Carl Jacob Löwig a Antoine-Jérôme Balard (1825)
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
História objavenia
Bróm objavili nezávisle dvaja chemici. Nemecký študent CARL JACOB LÖWIG ho v roku 1825 získal z vody minerálneho prameňa v Bad Kreuznachu a skúmal ho v Heidelbergu u svojho učiteľa LEOPOLDA GMELINA. Francúzsky chemik ANTOINE-JÉRÔME BALARD ho v roku 1826 izoloval zo soľanky zo slaných močiarov pri Montpellieri. Do roztoku, ktorý ostal po kryštalizácii soli, zaviedol chlór a uvoľnil hnedú kvapalinu s prenikavým zápachom. Balard svoj objav uverejnil skôr, preto sa objav pripisuje najmä jemu.
Balard navrhol pre nový prvok názov muride podľa latinského muria – soľanka. Komisia Francúzskej akadémie vied ho nahradila názvom brome z gréckeho brómos – zápach, podľa nepríjemného zápachu jeho pár.
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Vlastnosti brómu link
Bróm je červenohnedá kvapalina – jediný nekov, ktorý je za bežných podmienok kvapalný. Ľahko sa vyparuje a nad hladinou tvorí červenohnedé pary s dusivým, nepríjemným zápachom. Pary sú toxické a kvapalný bróm spôsobuje na koži bolestivé, zle sa hojace poleptania. Preto sa s ním pracuje v digestore a v ochranných rukaviciach.
Reaktivitou stojí bróm medzi chlórom a jódom. Vo vode sa rozpúšťa len málo a vzniká žltohnedá brómová voda. Bróm sa ľahko viaže na dvojité a trojité väzby a roztok sa pritom odfarbí. Brómovou vodou sa preto dokazujú násobné väzby v organických zlúčeninách.
Výskyt a výroba brómu link
Bróm sa vyskytuje ako bromidový anión Br⁻ v morskej vode, v slaných jazerách a v ložiskách solí, kde sprevádza chloridy. Najviac brómu sa získava z Mŕtveho mora v Izraeli a Jordánsku. Bromidové anióny sa z jeho vody alebo zo soľanky oxidujú chlórom:
\( \ce{2Br-(aq) + Cl2(g) -> Br2(aq) + 2Cl-(aq)} \)
Chlór je silnejšie oxidovadlo ako bróm, preto ho z bromidov vytesní. Uvoľnený bróm sa z roztoku vyženie vzduchom alebo vodnou parou a skvapalní.
Využitie brómu link
Najviac brómu sa spotrebuje na výrobu spomaľovačov horenia. Sú to organické zlúčeniny brómu, ktoré sa pridávajú do plastov v elektronike, do textílií a izolácií, aby horeli pomalšie. Niektoré z nich sa však hromadia v prírode a v organizmoch, preto ich Európska únia postupne zakazuje. Bróm sa používa aj na výrobu liečiv a farbív.
Bróm mal v rukách skôr ako ANTOINE-JÉRÔME BALARD aj nemecký chemik JUSTUS VON LIEBIG. Hnedú kvapalinu však považoval za chlorid jódu a tak ju aj označil. Podľa tradovanej historky potom fľašu s ňou odložil do skrine, ktorú nazýval skriňou omylov.
Zlúčeniny brómu link
Bróm má v zlúčeninách najčastejšie oxidačné číslo −I, v zlúčeninách s kyslíkom aj I, III, V a VII. Jeho zlúčeniny sa podobajú zlúčeninám chlóru. Soli kyseliny bromovodíkovej sú bromidy. Bromid draselný KBr sa dlho používal v medicíne ako upokojujúci liek a liek proti epileptickým záchvatom.
Bromid strieborný AgBr je vo vode nerozpustný a citlivý na svetlo. Svetlo ho rozkladá na striebro a bróm:
\( \ce{2AgBr(s) ->[h\nu] 2Ag(s) + Br2} \)
Na tomto deji stála čiernobiela fotografia. Svetlo vytvorilo vo vrstve filmu drobné zárodky striebra, ktoré sa pri vyvolávaní zväčšili na tmavé zrnká a vytvorili obraz.
S kyslíkom tvorí bróm oxokyseliny podobné chlóru, napríklad kyselinu brómnu HBrO a kyselinu bromičnú HBrO₃. Ich soli sú brómnany a bromičnany.
Bromovodík link
Bromovodík HBr je bezfarebný plyn so štipľavým zápachom. Vzniká zlučovaním vodíka s brómom pri zvýšenej teplote:
\( \ce{H2(g) + Br2(g) ->[\text{t}] 2HBr(g)} \)
Na vlhkom vzduchu dymí, lebo s vodnou parou tvorí hmlu drobných kvapiek kyseliny. Vo vode sa veľmi dobre rozpúšťa a vzniká kyselina bromovodíková, ešte silnejšia kyselina ako kyselina chlorovodíková. Bromovodík sa používa v organickej chémii, napríklad pri adícii na dvojité väzby.
