Bróm

A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
35 szelénbrómkripton
Cl

Br

I
Általános
Név, vegyjel, rendszám bróm, Br, 35
Elemi sorozat halogének
Csoport, periódus, mező 17, 4, p
Megjelenés gáz/folyadék: vörösbarna
szilárd: fémesen csillog
Bromine vial in acrylic cube.jpg
Atomtömeg 79,901–79,907 g/mol[1]
Elektronszerkezet [Ar] 3d10 4s² 4p5
Elektronok héjanként 2, 8, 18, 7
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot folyékony
Sűrűség (szobahőm.) (folyadék) 3,1028 g/cm³
Olvadáspont 265,8 K
(-7,3 °C, 19 °F)
Forráspont 332,0 K
(58,8 °C, 137,8 °F)
Olvadáshő (Br2) 10,571 kJ/mol
Párolgáshő (Br2) 29,96 kJ/mol
Moláris hőkapacitás (25 °C) (Br2)
75,69 J/(mol·K)
Gőznyomás
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 185 201 220 244 276 332
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet rombos
Oxidációs szám ±1, 5
(erősen savas oxid)
Elektronegativitás 2,96 (Pauling-skála)
Ionizációs energia 1.: 1139,9 kJ/mol
2.: 2103 kJ/mol
3.: 3470 kJ/mol
Atomsugár 120 pm
Atomsugár (számított) 94 pm
Kovalens sugár 114 pm
Van der Waals-sugár 185 pm
Egyebek
Mágnesség diamágneses[2]
Fajlagos ellenállás (20 °C) 7,8·1010 Ω·m
Hőmérséklet-vezetési tényező (300 K) 0,122 W/(m·K)
Hangsebesség (20 °C) 206 m/s
CAS-szám 7726-95-6
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A bróm izotópjai
Izotóp t.e. felezési idő B.m. B.e. (MeV) B.t.
79Br 50,69% Br stabil 44 neutronnal
81Br 49,31% Br stabil 46 neutronnal
Hivatkozások


A bróm (nyelvújításkori magyar nevén: büzeny) a periódusos rendszer VII. csoportjába, a halogének közé tartozó kémiai elem. Vegyjele Br, rendszáma 35. Standard hőmérsékleten és nyomáson vöröses-barna színű, könnyen párolgó, maró, mérgező folyadék. Tulajdonságai átmenetet képeznek a klór és a jód tulajdonságai között. A brómot egymástól függetlenül két kémikus is izolálta: Carl Jacob Löwig 1825-ben és Antoine Jérôme Balard 1826-ban, nevét az ógörög βρῶμος (bromosz = bűz) szóból kapta, ami az erős kellemetlen szagára utal.

Az elemi bróm igen reaktív, és ezért elemi formában nem is fordul elő a természetben, csak vegyületeiben. A földkéregben lényegesen kisebb gyakorisággal fordul elő, mint a fluor, vagy a klór, de a bromidion (Br) nagy oldhatósága miatt felhalmozódott az óceánok és tengerek vizében, ahol mennyisége körülbelül háromszázad része a klórénak. A brómot ipari mennyiségben a bromidion oxidációjával állítják elő, amihez az alapanyagot a különböző sós vizek és sótartalmú iszapok szolgáltatják, melyekből legnagyobb mennyiségben az Egyesült Államokban, Izraelben és Kínában termelik.

Magasabb hőmérsékleteken a szerves brómvegyületekből szabad brómatomok szabadulnak fel, ami megszakítja a szabadgyökös láncreakciót. Ez a hatás a szerves brómvegyületeket hatékony égésgátló anyaggá teszi, és a világszerte előállított bróm több, mint felét erre a célra használják fel. Ugyanezen tulajdonságuk miatt az illékony brómorganikus vegyületekből a napfény hatására is keletkezhetnek szabad brómatomok a légkörben, ezzel károsítva az ózonréteget. Ennek következtében számos brómtartalmú szerves vegyületet, például a kártevőirtó metil-bromidot ma már nem használnak. A brómvegyületeket mind a mai napig használják még fúróemulzióként, fényképezésben és szerves vegyületek előállításában. A brómnak nincs bizonyítható biológiai szerepe az emberben. A bromidionoknak gátló hatása van a központi idegrendszerre, ezért régen nyugtatóként használták, amíg rövidebb hatású gyógyszerek fel nem váltották.

Története[szerkesztés]

Antoine Balard, a bróm felfedezője

A brómot egymástól függetlenül két kémikus is felfedezte, Carl Jacob Löwig[3] 1825-ben és Antoine Balard,[4][5] 1826-ban.[6]

Löwing a brómot szülővárosának, Bad Kreuznachnak egy ásványvízforrásának vizéből vonta ki 1825-ben. A sóoldatot klórral telítette, majd abból dietil-éterrel nyerte ki a brómot. Az éter elpárolgása után tiszta, folyékony bróm maradt vissza. Az eredményei publikálásával azonban késlekedett, így Balard előbb tette közzé az eredményeit.[7]

Balard a Montpellier-i sós mocsarak vizéből, a nátrium-klorid és -szulfát kikristályosítása után visszamaradt anyalúgból izolálta 1826-ban. A folyadék nagy mennyiségben tartalmazott magnézium-bromidot, és Balard észrevette, hogy ez klóros víz hozzáadására sötétsárga színű lesz. Éteres, majd kálium-hidroxidos extrahálás után a kapott kálium-bromidot kénsav és mangán-dioxid elegyével reagáltatta, így sikerült előállítania magát az elemet.[8] A bróm a klórhoz és jódhoz nagyon sok tulajdonságában hasonlított, ezért először megpróbálta bizonyítani, hogy az jód-monoklorid, de miután ez nem sikerült meggyőződött arról, hogy új elemet fedezett fel, aminek a muride nevet javasolta.[5] Ezt a Francia Akadémia nem fogadta el, helyette az elemet brómnak nevezték el átható szaga miatt a görög βρωμος (bromosz = büdös) szó után. A brómot korábban már Justus von Liebig is előállította, de ő is tévesen a jód és klór vegyületének tartotta.

1909-ben Paul Friedländer kimutatta, hogy az ókorban a bíborcsigából (Murex brandaris) nyert és festékanyagként használt bíbor nem más, mint 6,6’-dibróm-indigó. Az első brómtartalmú ásványt, a brómargiritet (AgBr) 1841-ben fedezték fel Mexikóban, de az ipari termelése csak azt követően indult meg, hogy 1858-ban felfedezték a hatalmas strassfurti hamuzsírtelepeket.[8] Kisebb gyógyászati felhasználásoktól eltekintve, a brómot először a fényképezésben használták. 1840-ben felfedezték, hogy a bróm előnyösebb a korábban használt jódgőznél a fényérzékeny ezüst-halogenid réteg kialakításában a dagerrotípiában.[9] A kálium-bromidot és a nátrium-bromidot egykor nyugtatóként és görcsoldóként alkalmazták az epilepszia kezelésében, amíg a klorál-hidrátok és a barbiturátok fel nem váltották.[10] Az első világháború során néhány brómvegyületet, mint például a xilil-bromidot vegyi fegyverként használtak.[11]

Tulajdonságok[szerkesztés]

Folyékony bróm és gőze egy kémcsőben

A bróm egy nemfémes elem a periódusos rendszer VII. főcsoportjában, a halogének közül a harmadik. Tulajdonságai ennél fogva hasonlítanak a halogének tulajdonságaira és átmenetet képeznek a periódusos rendszerben fölötte elhelyezkedő klór és az alatta elhelyezkedő jód tulajdonságai között. A bróm elektronszerkezete [Ar]3d104s24p5 hét vegyértékelektronnal a negyedik, legkülső héján. A többi halogénhez hasonlóan egy elektronja hiányzik a nemesgázszerkezet eléréséhez, emiatt erős oxidálószerként viselkedik és számos elemmel reagál, hogy egy elektron felvételével kialakítsa az elektronoktettet.[12] A periodikus trendeknek megfelelően elektronegativitása a klór és jód közé esik (F: 3,98, Cl: 3,16, Br: 2,96, I: 2,66), és reaktivitása is a két elem közt van. A bróm a klórnál gyengébb oxidálószer, de a jódnál erősebb. Megfordítva, a bromidion gyengébb redukálószer, mint a jodidion, de erősebb, mint a kloridion.[12] E hasonlóságok miatt a klórt, a brómot és a jódot Johann Wolfgang Döbereiner egy triádba sorolta, felismerve az elemekre jellemző periodicitást.[13][14] A bróm atomsugara a klór és a jód atomsugara közti érték, és emiatt számos atomi tulajdonsága, mint például az ionizációs energiája, az elektronaffinitása, a disszociációs energiája, a Br2-molekula kötéshossza, és az ionsugara is átmenetet képez a klór és a jód tulajdonságai között.[12]

A halogének molekulái között gyenge van der Waals-erők hatnak, melyek erőssége az atomok méretével nő. Így a bróm olvadáspontja (-7,25 °C) és forráspontja (59,5 °C) a klór és a jód olvadás- és forráspontja közé esik. A bróm standard hőmérsékleten és nyomáson vörösesbarna színű folyadék, a nemfémek közül az egyetlen folyékony elem. A csoportban lefelé haladva a halogének növekvő atomtömegei miatt azok sűrűsége, párolgás- és olvadáshője is növekszik, így a brómnál ezek a mennyiségek ismét a klór és a jód közötti értéket vesznek fel. A csoportban lefelé haladva a halogének színe is mélyül, így a fluor halvány sárga, a klór sárgászöld, a bróm pedig sötétvörös színű. Ennek az eltérésnek az oka, hogy a nehezebb halogének a látható hullámhosszokon több fényt nyelnek el.[12] Konkrétan egy halogén színét a legnagyobb energiájú betöltött lazító πg molekulapálya és a legkisebb energiájú betöltetlen σu molekulapálya közti elektronátmenet határozza meg.[15] A hőmérséklet csökkenésével a bróm színe halványodik, -195 °C-on a szilárd bróm színe halványsárga.[12]

A bróm kristályszerkezete

A szilárd klórhoz és jódhoz hasonlóan a szilárd bróm is ortorombos rétegrácsban kristályosodik, amelyben a Br2-molekulák egymással párhuzamosan helyezkednek el. A Br-Br távolság a molekulán belül 227 pm, ami közel azonos a gázfázisban lévő 228 pm-es kötéshosszal; a Br···Br távolság a molekulák közt rétegen belül 331 pm, a rétegek között pedig 399 pm (összehasonlításként a bróm van der Waals-rádiusza 228 pm). Ebből a szerkezetből adódóan a bróm igen csekély vezetőképességgel rendelkezik, vezetőképességi értéke mindössze 5 × 10−13 Ω−1 cm−1 közvetlenül az olvadáspontja alatt, noha ez még mindig nagyobb a klór nem mérhető vezetőképességénél.[12]

Hozzávetőlegesen 55 GPa (kb. 540 000 atmoszféra) nyomáson a bróm fémes sajátságúvá alakul át. 75 GPa nyomáson lapcentrált ortorombos szerkezetet vesz fel, 100 GPa-on pedig tércentrált monoatomos ortorombos szerkezetűvé alakul.[16]

Izotópok[szerkesztés]

A brómnak két stabil izotópja van, a 79Br és a 81Br. Egyedül ezek találhatók meg a természetben, a 79Br az összes bróm 51%-át, a 81Br pedig a maradék 49%-át teszi ki. Mindketten 3/2-es magspinnel bírnak, ezért NMR spektroszkópiában használhatóak, azonban mivel a magspin nagyobb 1/2-nél a magtöltés eloszlása nem gömbszimmetrikus, és ez magkvadrupól-momentumot és a kvadrupólrelaxációnak köszönhetően rezonanciaszélesedést eredményez, korlátozva a módszer hatékonyságát.[12] A többi brómizotóp felezési ideje túl kicsi ahhoz, hogy előforduljanak a természetben. Ezek közül a legfontosabb a 80Br (t1/2 = 17,7 perc), a 80mBr (t1/2 = 4,421 h), és a 82Br (t1/2 = 35,28 h), melyek előállíthatók a természetes bróm neutronaktivációjával.[12] A legstabilabb radioaktív brómizotóp a 77Br (t1/2 = 57,04 h). A 79Br-nál könnyebb izotópok zömmel elektronbefogással szelénizotópokká, a 81Br-nál nehezebb izotópok pedig béta-bomlással kriptonizotópokká bomlanak. A 80Br mindkét módon bomolhat stabil 80Se-re, vagy 80Kr-ra.[17]

Kémiai tulajdonságok és vegyületek[szerkesztés]

Halogén kötési energiák (kJ/mol)[15]
X XX HX BX3 AlX3 CX4
F 159 574 645 582 456
Cl 243 428 444 427 327
Br 193 363 368 360 272
I 151 294 272 285 239

A bróm reaktivitását tekintve a klór és a jód között helyezkedik el és a legreaktívabb elemek közé tartozik. A bróm oxidációs száma vegyületeiben -1 és +7 közt változhat, de leggyakrabban -1-es oxidációs számmal, bromidok formájában fordul elő. A brómmolekulában a kötési energia kisebb, mint a klórban, de nagyobb, mint a jódban és a más elemekkel létesített kötései erősségei is a két elem közt helyezkednek el. A bróm gyengébb oxidálószer, mint a klór, de a jódnál erősebb, ez a X2/X párok standard elektródpotenciál értékeiből is látható (F: +2,866 V; Cl: +1,395 V; Br: +1,087 V; I: +0,615 V; At: kb. +0,3 V). A brómozás gyakran magasabb oxidációs állapotot eredményez, mint a jódozás, de a klórozásnál alacsonyabbat, vagy megegyezőt. A bróm hajlamos a M–M, M–H, vagy M–C kötéseket tartalmazó vegyületekkel reagálni M-Br kötés képződése közben.[15]

Hidrogén-bromid[szerkesztés]

A legegyszerűbb brómvegyület a hidrogén-bromid (HBr). A hidrogén-bromidot főként szervetlen bromidok és alkil-bromidok előállítására, valamint szerves kémiai reakciók katalizálására használják. Az iparban elsősorban hidrogén- és brómgáz 200–400 °C-on való reakciójával állítják elő platina katalizátor jelenlétében. Laboratóriumban azonban praktikusabb előállítási mód a bróm vörös foszforral és vízzel való redukciója:[18]

2 P + 6 H2O + 3 Br2 → 6 HBr + 2 H3PO3
H3PO3 + H2O + Br2 → 2 HBr + H3PO4

A hidrogén-bromid standard hőmérsékleten és nyomáson színtelen, szúrós szagú gáz, úgy mint a többi hidrogén-halogenid a hidrogén-fluorid kivételével, mert a molekulái között nem alakulnak ki hidrogénkötések. Alacsony hőmérsékleten viszont a szilárd hidrogén-bromid kristályokban a molekulák gyenge hidrogénkötések kialakításával cikk-cakk láncokat alkotnak, amelyek hasonlóak a szilárd hidrogén-fluoridban létrejövő szerkezethez. A hőmérséklet emelésével azonban a rendezetlenség jelentősen nő.[18] A hidrogén-bromid vizes oldata erős sav (pKa = −9), mivel a vizes oldatban kialakuló gyenge O-H···Br hidrogénkötések túl gyengék ahhoz, hogy megakadályozzák a teljes ionos disszociációt. A HBr nem elegyedik korlátlanul a vízzel, nagy koncentrációjú oldata nem állítható elő és számos hidratált részecske jelenik meg az oldatban (HBr·nH2O ahol n = 1, 2, 3, 4, vagy 6), melyeket hidratált oxóniumionokként jellemezhetünk. A hidrogén-bromid a vízzel állandó forráspontú (124,3 °C) azeotrópos elegyet alkot 47,63 tömegszázalékos oldat esetén, ezért desztillációval nem lehet ennél töményebb oldatot előállítani.[19]

A hidrogén-fluoriddal szemben a vízmentes, cseppfolyós hidrogén-bromid kevésbé használható oldószerként, ami a fizikai tulajdonságai közül különösen az alacsony olvadáspontból, a folyadék halmazállapot kis hőmérséklet-tartományából, a kis dielektromos állandóból és az elhanyagolható mértékű H2Br+ és HBr2 ionokra való öndisszociációból következik. Ez utóbbi oka, hogy a HBr2-ion sokkal kevésbé stabil, mint a bifluorid-ion (HF2), a hidrogén és brómatomok közt kialakuló nagyon gyenge hidrogénkötések miatt, bár nagy méretű és gyengén polarizáló kationokkal, például céziumionnal, vagy kvaterner ammónium kationnal előállíthatók sói. A vízmentes hidrogén-bromid gyenge oldószer, mindössze kisebb molekulavegyületeket (pl.: nitrozil-klorid, fenol) vagy kis rácsenergiájú sókat (pl. tetraalkil-ammónium-halogenidek) képes feloldani.[19]

Más egyszerű bromidok[szerkesztés]

A periódusos rendszer majdnem minden eleme alkot bromidokat. Kivételt képeznek a nemesgázok a xenont leszámítva (XeCl2, XeCl4), melyek közömbösségük miatt nem vihetők reakcióba; a nukleárisan instabil nehezebb elemek, melyek elbomlanak mielőtt kémiai vizsgálatnak tehetnék ki őket, illetve a fluor, az oxigén és a klór, melyek ugyan alkotnak vegyületeket a klórral, de ezek a fluor és oxigén nagyobb elektronegativitása miatt fluoridoknak, oxidoknak, vagy kloridoknak minősülnek.[20]

A fémek Br2-al való brómozása általában alacsonyabb oxidációs állapotú vegyületet eredményez, mint a klórozás, hogy ha több oxidációs állapot is lehetséges. A bromidok előállíthatók az elemek, vagy oxidjaik, hidroxidjaik és karbonátjaik hidrogén-bromiddal való reakciójával, majd enyhe melegítéssel, alacsony nyomáson, vagy vízmentes hidrogén-bromid gázzal dehidratálhatóak. Ezek a módszerek akkor működnek a legjobban ha a keletkező bromid stabil a hidrolízissel szemben. Más esetben valamilyen száraz eljárást kell alkalmazni, gyakran magas hőmérsékleten. A lehetőségek közt szerepel az elem magas hőmérsékletű oxidatív brómozás elemi brómmal, vagy hidrogén-bromiddal. Abban az esetben, ha egynél több oxidációs állapot lehetséges, néha előfordul, hogy elemi brómmal oxidálva a nagyobb, hidrogén-bromiddal pedig a kisebb oxidációs számú vegyület keletkezik, például a vas esetén:

Fe + 32 Br2 → FeBr3
Fe + 2 HBr → FeBr2 + H2
Nikkel(II)-bromid

További eljárásokat jelent a fém-oxidok, vagy más fém-halogenidek magas hőmérsékletű brómozása brómmal, illékony fém-bromiddal, szén-tetrabromiddal, vagy szerves bromiddal. Például a nióbium(V)-oxid szén-tetrabromiddal 370 °C-on reagál nióbium(V)-bromid képződése mellett..[20] Más megoldást jelentenek a halógén cserereakciók, amelyekben a "halogénező ágens" feleslegben van jele, például:[20]

FeCl3 + BBr3 (feleslegben) → FeBr3 + BCl3

Ha alacsonyabb oxidációs állapotú bromid előállítása a cél, akkor ez elérhető a magasabb oxidációs állapotú bromid fémmel, vagy hidrogénnel való redukciójával, termikus bomlással, vagy diszproporcióval:[20]

3 WBr5 + Al → 3 WBr4 + AlBr3 (hőmérséklet csökkentés 475°C → 240°C)
EuBr3 + 12 H2 → EuBr2 + HBr
2 TaBr4 → TaBr3 + TaBr5 (500°C)

Az alkáli- és alkáliföldfémek, valamint az aktinoidák és lantanoidák +2-es és +3-as vegyértékű bromidjainak többsége ionos, míg a nemfémek és a fémek +3-as oxidációs állapottól felfelé kovalens bromidokat alkotnak. Az ezüst-bromid vízben gyakorlatilag oldhatatlan sárgás-fehér színű csapadék, ezért az analitikában gyakran alkalmazzák bromidok kimutatására.[20]

Interhalogének[szerkesztés]

A halogének számos kettős, diamágneses, XY, XY3, XY5, vagy XY7 sztöchiometriájú (ahol X a nehezebb elem) interhalogén vegyületet alkotnak és ez alól a bróm sem kivétel. A bróm klórral és jóddal kétatomos, fluorral kettő-, négy-, illetve hatatomos interhalogén vegyületet alkot. Ezen vegyületek termikus stabilitása igen nagy változatosságot mutat: a jód-monobromid meglehetősen stabil és szobahőmérsékleten kinyerhető kristályos formában, a bróm-monoklorid megfordítható reakcióban alkotóelemeire disszociál, a bróm-monofluorid pedig gyorsan és irreverzibilisen diszproporcionálódik magasabb oxidációs állapotú fluoridra és brómra. Ezeknek a vegyületeknek néhány kation- illetve anionszármazéka is ismert,példáulilyenek a BrF2, BrCl2, BrF+2, BrF+4, és a BrF+6. Ezeken kívül néhány pszeudohalogenid is ismert, mint a cianogén-bromid (BrCN), a bróm-tiocianát (BrSCN) és a bróm-azid (BrN3).[21]

A bróm fluoridjainak szerkezete
Bromine-monofluoride-3D-vdW.png Bromine-trifluoride-3D-vdW.png Bromine-pentafluoride-3D-vdW.png
Bróm-monofluorid Bróm-trifluorid Bróm-pentafluorid

A halványbarna színű bróm-monofluorid (BrF) szobahőmérsékleten instabil, gyorsan és irreverzibilisen diszproporcionálódik brómra, bróm-trifluoridra és bróm-pentafluoridra, emiatt nem is nyerhető ki tisztán. Előállítható az elemek közvetlen reakciójával, vagy a bróm és bróm-trifluorid magas hőmérsékletű szinproporciójával.[21] A bróm-monoklorid (BrCl) standard körülmények között sárgásbarna gáz, ami könnyen disszociál elemeire, ezért ez sem nyerhető ki tisztán, de előállítható az elemek direkt reakciójával gázfázisban, vagy szén-tetrakloridban.[20] A bróm-monofluorid etanolban oldva könnyedén brómozza a PhX szerkezetű aromás vegyületeket (para-brómozás történik X = Me, But, OMe, Br esetén; meta-brómozás a deaktiváló X = –CO2Et, –CHO, –NO2 csoportok esetén); ennek az az oka, hogy a Br-F kötés heterolitikus felhasadásakor keletkező Br+ gyors elektrofil brómozáshoz vezet.[20] A legkevésbé illékony bróm-monohalogenid a jód-monobromid. Ebben a szilárd, fekete kristályos vegyületben a jód-bromid molekulák a jódhoz hasonló szerkezetet alkotva, halszálka-mintában kapcsolódnak egymáshoz. A jód-bromid olvadékában részben ionjaira disszociál és ez az elektromos vezetőképesség jelentős mértékű növekedését eredményezi.[20]

A bróm-trifluorid (BrF3) szobahőmérsékleten szalmasárga színű folyadék. Előállítható a bróm direkt fluorozásával szobahőmérsékleten, majd desztillációval tisztítható. Vízzel és szénhidrogénekkel robbanásszerűen reagál, de a klór-trifluoridnál kevésbé erélyes fluorozószer. Bórral, szénnel, szilíciummal, arzénnel, antimonnal, jóddal és kénnel hevesen reagál fluoridok képződése mellett, ezenkívül a legtöbb fémmel és oxidjaikkal is reagál, emiatt például az atomiparban az urán oxidációja által urán-hexafluorid előállítására használják. A tűzálló oxidokat (például MgO, Al2O3, MnO2, Fe2O3) csak részben fluorozza, ebben az esetben rokon vegyületei (KBrF4 és BrF2SbF6) használatosak. A bróm-trifluorid sokoldalúan alkalmas preparatív célokra nemvizes ionos oldószerként, mivel könnyen disszociál BrF+2 és BrF4 ionokra, emiatt vezeti az elektromosságot.[22]

A bróm-pentafluoridot (BrF5) először 1930-ban izolálták. Nagyobb mennyiségben a bróm feleslegben lévő fluorral való közvetlen reakciójával állítják elő 150 °C feletti hőmérsékleten, kisebb mennyiségben pedig kálium-bromid 25 °C-on történő fluorozásával is gyártják. A bróm-pentafluorid nagyon erélyes fluorozószer, vízzel robbanásszerűen reagál és 450 °C-on a szilikátokat is fluorozza.[23]

Polibróm vegyületek[szerkesztés]

Noha a bróm erős oxidálószer nagy ionizációs energiával, de a nagyon erős oxidálószerek, mint a peroxo-diszulfonil-fluorid (S2O6F2) képesek oxidálni meggypiros Br+2 kationná. Néhány másik brómkation is ismert, köztük a barna színű Br+3 és a sötétbarna Br+5.[24] Emellett a trijodiddal analóg szerkezetű tribromid-aniont (Br3) is jellemezték.

Oxidok és oxosavak[szerkesztés]

Brómtartalmú vegyületek, ionok standard redoxipotenciál értékei vizes oldatban[25]
E°(pár) a(H+) = 1
(savoldat)
E°(pár) a(OH) = 1
(lúgoldat)
Br2/Br +1,052 Br2/Br +1,065
HOBr/Br +1,341 BrO/Br +0,760
BrO3/Br +1,399 BrO3/Br +0,584
HOBr/Br2 +1,604 BrO/Br2 +0,455
BrO3/Br2 +1,478 BrO3/Br2 +0,485
BrO3/HOBr +1,447 BrO3/BrO +0,492
BrO4/BrO3 +1,853 BrO4/BrO3 +1,025

A bróm-oxidok száma kisebb és messze kevésbé tanulmányozták őket, mint a klór-, vagy jód-oxidokat. Ennek oka, hogy mind igen instabilak, egykor azt hitték egyáltalán nem is léteznek. A dibróm-monoxid sötétbarna szilárd anyag, ami −60 °C alatti hőmérsékleten viszonylag stabil, de olvadáspontján −17.5 °C-on elbomlik. Brómozási reakciókban használják[26] és előállítható brómgőz és higany(II)-oxid reakciójával, vagy bróm-dioxid alacsony hőmérsékleten, vákuumban történő elbontásával. A jódot jód-pentaoxiddá, a benzolt 1,4-benzokinonná oxidálja, lúgos oldatban hipobromit anionokká alakul.[27]

A bróm-dioxid világossárga, szilárd kristályos anyag, amelynek szerkezete inkább bróm-perbromátként (BrOBrO3) adható meg. −40 °C fölött termikusan nem stabilis és 0 °C-on heves reakció közben elemeire bomlik. A dibróm-trioxid (BrOBrO2) szintén ismert, ami formálisan a hipobrómossav és a brómsav vegyes anhidridje. Narancssárga kristályos vegyület, −40 °C fölött bomlik és ha gyorsan melegítik, 0 °C körül felrobban. Ezek mellett a nem stabil BrO, BrO2 és BrO3 monomer gyököket is előállították.[27]

A bróm négy oxosavja, a hipobrómossav (HOBr), a brómossav (HOBrO), a brómsav (HOBrO2), és a perbrómsav (HOBrO3) nagyobb stabilitással bír az oxidoknál, de csak vizes oldatban léteznek. A bróm vízben való oldásakor a következő reakciók játszódnak le:[25]

Br2 + H2O ⇌ HBrO + H+ + Br (savas oldat)
Br2 + 2 OH ⇌ BrO + H2O + Br (lúgos oldat)

A hipobrómossav könnyen diszproporcionálódik brómsavra és bromidra:[25]

3 BrO ⇌ 2 Br + BrO3

A hipobrómossav sói, a hipobromitok vizes oldata lúgos kémhatású, mivel a hipobromit-ionok hidrolízisekor hidroxidionok keletkeznek.

Nátrium-bromát

A brómossav és sói, a bromitok nagyon instabilak, de a stroncium és bárium bromitjai ismertek.[28] Fontosabbak a bromátok, melyeket kisebb menyiségben elő lehet állítani bromidionok hipoklorit-oldattal való oxidációjával és erős oxidálószerek. A brómsav vizes oldatban erős savként viselkedik. A bromidok és bromátok szinproporcióval brómmá alakulhatnak a következők szerint:[28]

BrO3 + 5 Br + 6 H+ → 3 Br2 + 3 H2O

Számos sikertelen próbálkozás történt a perbromátok és a perbrómsav előállítására, melyek különböző elképzelésekhez vezettek arról, hogy ezek miért nem léteznek. A perbromátion radiokémiai szintézisét végül 1968-ban sikerült megvalósítani a 83SeO42- radioaktív bomlásának felhasználásával. Ma a legjobb eljárás a perbromátok előállítására a bromát lúgos oldatának fluorgázzal való oxidációja. A gyakorlatban a fluorgázt addig buborékoltatják át az oldaton, amíg az semleges nem lesz, és ekkor a feleslegben lévő bromát- és fluoridion ezüst-bromát és kalcium-fluorid csapadék formájában leválik és ezután tisztítással nyerhető a perbrómsav híg vizes oldata. A perbromátion szobahőmérsékleten viszonylag inert, ami éles ellentétben áll a nagy termodinamikai oxidálóképességével, ami az összes többi oxohalogénionnál nagyobb. Emiatt csak a legerősebb oxidálószerek képesek a bromátokat perbromáttá oxidálni, például a fluor, vagy a xenon-difluorid. A Br-O kötés a BrO4-ban lényegesen gyengébb, mint más perhalogenátok X-O kötése, ami összhangban van a 4p elemek (különösen az arzén, szelén és bróm) maximális oxidációs állapot kialakítására való kis hajlandóságával.[29]

Szerves vegyületek[szerkesztés]

Az N-brómszukcinimid gyakori brómozószer a szerves kémiában

A többi szén-halogén kötéshez hasonlóan a szén-bróm kötés is gyakori funkciós csoport és a szerves kémia szerves részét képezi. Formálisan ezt a funkciós csoportot tartalmazó vegyületeket a bromidion szerves származékainak tekinthetjük. A bróm és a szén elektronegativitása közti különbség miatt (2,96 és 2,55) a brómhoz kapcsolódó szénatom elektronhiányos és ezért elektrofil. A brómorganikus vegyületek reakciókészsége a klórorganikus és jódorganikus vegyületek közt helyezkedik el. Számos felhasználási területen a szerves brómvegyületet kompromisszumos megoldást jelentenek a reaktivitás és az ár szempontjából.[30]

A szerves brómvegyületeket jellemzően más szerves vegyületek addíciós, vagy szubsztitúciós brómozásával állítják elő. Ehhez magát a brómot is lehet használni, de toxicitása és illékonysága miatt többnyire biztonságosabb brómozó reagenseket alkalmaznak, például N-brómszukcinimidot. A szerves brómvegyületek alapvető reakciói közé tartozik a hidrogén-bromid elimináció, a Grignard-reakció, a Wurtz-szintézis és a nukleofil szubsztitúció.[30]

A szerves brómvegyületek a leggyakoribb szerves halogenidek a természetben, annak ellenére, hogy a bróm koncentrációja a tengervízben mindössze 0,3%-a a klórénak. Ennek oka a bromidion könnyű oxidálhatósága az erős elektrofil Br+ ionná. A brómperoxidáz enzim katalizálja ezt a reakciót.[31] Becslések szerint az óceánok évente 1–2 millió tonna bromoformot és 56 000 tonna brómmetánt bocsátanak ki.[32]

Az alkének kimutatására szolgáló hagyományos kvalitatív teszt az, hogy az alkének a sárgás-barna brómos vizet elszíntelenítik, mivel addíciós reakcióba lépnek vele brómhidrint és dibrómalkánt alkotva. A reakció a rövidéletű elektrofil bromónium ionon megy keresztül.[33]

Az alkének brómaddíciójának mechanizmusa

Előfordulás és előállítás[szerkesztés]

Sólepárlók a Holt-tengeren

A bróm a földkéregben lényegesen kisebb gyakorisággal fordul elő, mint a fluor, vagy a klór: 2,5 ppm-el mindössze a földkéreg 46. leggyakoribb eleme, mennyisége hasonló a céziumhoz (1,6 ppm), vagy az uránhoz (2,3 ppm). Az óceánokban ennél jóval nagyobb mennyiségben található meg, itt a koncentrációja 65 ppm-et tesz ki, így minden brómatomra körülbelül 660 klóratom jut. A sóstavak és sós vizű források ennél általában gazdagabbak brómban, például a Holt-tenger vize 0,4% bromidiont tartalmaz.[34] A brómtermelés leginkább ezekből a forrásokból valósítható meg.[35][36][37]

A legfőbb brómtermelő országok az Egyesült Államok, ahol főként az Arkansas-i sós vizekből és Izrael, ahol a Holt-tenger vizéből nyerik ki a brómot. A tengervízből kinyert bromidokat klórral oxidálják, ezt követően kigőzölögtetéssel, vagy levegővel kifúvatva távolítják el az oldatból, majd cseppfolyósítják és tisztítják. A világ brómtermelése 1990-ben 438 000 tonna volt, ami hozzávetőlegesen az egyszázada a világ klórtermelésének. Az előállított brómot 100 kg kapacitású Monel-fém hordókban, vagy 24-48 tonna kapacitású ólombélésű tartályokban szállítják.[38]

Felhasználás[szerkesztés]

Az iparban a szerves brómvegyületek széles választékát alkalmazzák. Egyes ilyen vegyületeket brómból gyártanak, másokat hidrogén-bromidból, amelyet a hidrogén brómban való égetésével nyernek.[39]

Égésgátlók[szerkesztés]

Tetrabrómbiszfenol A

A brómvegyületeket széles körben alkalmazzák égésgátló anyagokként. Magas hőmérsékleten ezekből a vegyületekből hipobrómossav keletkezik, amely befolyásolja az égés során végbemenő gyökös láncreakciót. Az égés során keletkező igen reaktív hidrogén-, oxigén- és hidroxi- gyökök a hipobrómossavval reagálva kevésbé reaktív brómgyököket (vagy szabad brómatomokat) alkotnak. Ezen kívül a brómatomok is reagálhatnak más gyökökkel végetvetve a szabadgyökös láncreakciónak.[40][41]

Brómozott polimerek és műanyagok előállításához a brómtartalmú vegyületet be lehet építeni a polimerbe a polimerizáció során. Erre egy mód viszonylag kis mennyiségű brómozott monomer hozzáadása a polimerizációs eljárás során. Például vinil-bromidot lehet használni a polietilén, poli-(vinil-klorid), vagy a polipropilén gyártásakor. Specifikus, erősen brómozott molekulákat is hozzá lehet adni, melyek részt vesznek a polimerizációban. Például a Tetrabrómbiszfenol A-t poliészterekhez, vagy epoxigyantákhoz adva az a polimer részévé válik. Egyes esetekben a brómtartalmú vegyületet a polimerizáció után is hozzá lehet adni a termékhez, például a dekabróm-difenil-éter esetén.[42]

Számos nem mérgező, gáz halmazállapotú, vagy illékony brómozott halometán vegyület ugyanezen mechanizmus alapján kitűnően használható tűzoltószerként, főként zárt terekben, például repülőkön, űrhajókon, vagy tengeralattjárókon. Ezek a vegyületek ugyanakkor elég drágák és a termelésük ma már erősen korlátozva van az ózonrétegre való káros hatásaik miatt. Ma már nem használják őket az általános tűzoltókészülékekben, mindössze egyes légi, vagy katonai automatikus tűzoltó-berendezésekben. Ilyen vegyületek például a bróm-klórmetán (Halon 1011, CH2BrCl), a bróm-klór-difluormetán (Halon 1211, CBrClF2) és a bróm-trifluormetán (Halon 1301, CBrF3).[43]

Egyéb felhasználás[szerkesztés]

Valamikor a bróm ipari felhasználása szinte egyetlen vegyület, a dibróm-etán (etilén-dibromid) előállítására korlátozódott, melyet a benzinhez kopogásgátlóként adott ólomvegyületekből származó ólom hatástalanítására szolgált. Az 1970-es évektől kezdve azonban a környezetvédelmi szabályozások miatt ez az alkalmazási terület jelentősen lecsökkent.[44]

A mérgező brómmetánt széles körben alkalmazták féregirtószerként, valamint általános gyomirtó, gombaölő és rovarirtó szerként is. Ilyen célokra alkalmazták még a dibróm-etánt és a dibróm-klór-etánt is. A montréali jegyzőkönyvben azonban előírták e vegyületek termelésének fokozatos beszüntetését és azóta nem használnak brómvegyületeket kártevőirtásra. A montréali jegyzőkönyv előtt, 1991-ben a metil-bromidból becslések szerint 35 000 tonnát használtak fel kártevőirtásra.[45][46]

A XIX. században és a XX. század elején brómvegyületeket, különösen kálium-bromidot elterjedten használtak általános nyugtatóként. A bromidokat egyszerű sók formájában még ma is használják görcsoldóként állati és emberi gyógyászatban egyaránt, bár ez utóbbi országonként változik. Például az Amerikai Élelmiszer-, és Gyógyszer Ellenőrző Hatóság (FDA) nem járul hozzá a bróm bármely betegség kezelésére való használatához és 1975-ben eltávolították a vény-nélkül kapható nyugtatókból.[47]

A brómtartalmú vegyületek egyéb alkalmazási területeit jelentik a nagysűrűségű fúróemulziók, festékek (például a türoszi bíbor, vagy a sav-bázis indikátor brómtimolkék) és gyógyszerek. A brómot és néhány vegyületét alkalmazzák a víz fertőtlenítésére, valamint számos szervetlen vegyület szintézisére, ilyen például a fényképészetben használt ezüst-bromid.[38]

Biológiai szerep[szerkesztés]

Az Asparagopsis taxiformis alga illóolaja akár 80% bromoformot is tartalmazhat
6,6’-dibróm-indigó

A halogéncsoportban lévő szomszédjaival, a klórral és a jóddal ellentétben a brómnak nincs ismert biológiai szerepe az emberben. Egyetlen 2014-es tanulmány vetette fel, hogy a bróm szükséges katalizátor lehet a IV. típusú kollagén előállításához, ami létfontosságú az alaphártya kialakításában és a szövetfejlődésben, de ezek a felfedezések nem nyertek bizonyítást.[48] Ezen kívül a bróm nyomelemi szerepére csak közvetett bizonyítékként szolgálhatnak a brómhiány feltételezett tünetei.[49]

Mindenesetre, ha a bróm nem is esszenciális elem, gyógyászati célra hasznos lehet. Például az eozinofil hatására képződő hidrogén-peroxid és klorid-, vagy bromidionok jelenlétében az eozinofil peroxidáz egy hatásos mechanizmust kínál, mely által az eozinofilek elpusztítják a többsejtű parazitákat, például a fonálférgeket és egyes baktériumokat (például a tuberkulózis baktériumokat). Az eozinofil peroxidáz egy halo-peroxidáz enzim, mely erre a célra inkább bromidot használ klorid helyett hipobromidot (hipobrómossavat) termelve, bár a klorid használata is lehetséges.[50]

A tengeri organizmusok a szerves brómvegyületek fő forrásai és ezekben az élőlényekben a bróm esszencialitása sokkal bizonyosabb. 1999-ig több, mint 1600 ilyen szerves brómvegyületet azonosítottak. A leggyakoribb közülük a metil-bromid (CH3Br), melyből a tengeri algák becslések szerint 56 000 tonnányit termelnek évente.[51] A hawaii alga, az Asparagopsis taxiformis illóolaja 80%-ban bromoformot tartalmaz.[52] A legtöbb ilyen brómvegyület a tengerben a vanádium-bromoperoxidáz enzim hatására képződik az algákban.[53] Jelentős gyakorlati haszna volt az ókorban a textilfestésre használt 6,6’-dibróm-indigónak, melyet a bíborcsigából (Murex brandaris) vontak ki.[8]

Biztonság[szerkesztés]

A bromidion nem nagyon mérgező, normál napi bevitele 2-8 milligramm.[49] A bromid túl magas szintje viszont krónikusan károsíthatja az idegsejtek membránját, mely fokozatosan károsítja az ingerületátvitelt, bromid-intoxikációhoz, vagy más néven bromizmushoz vezetve. A bromid biológiai felezési ideje 9-12 nap, így a szervezetben nagy mértékben felhalmozódhat. Napi 0,5-1 grammnyi bromid bevitele már bromizmushoz vezethet. Régen a bromid terápiás dózisa 3-5 gramm volt, ez megmagyarázza miért volt egykor a bromizmus olyan gyakori. Míg a bromizmus jelentős és esetenként komoly neurológiai, pszichiátriai, dermatológiai vagy gasztrointesztinális zavarokat okozhat, halálhoz ritkán vezet.[54] A bromizmust az agyra gyakorolt neurotoxikus hatások okozzák, melyek aluszékonysághoz, pszichózishoz, epilepsziás rohamokhoz, illetve delíriumhoz vezethetnek.[55]

Az elemi bróm mérgező és súlyos égési sérüléseket okozhat. Belélegezve a légutak irritációját okozhatja, köhögéshez, torokfájáshoz és légszomjhoz vezethet, nagyobb mennyiségben belélegezve pedig halálhoz. A tartós kitettség gyakori hőrgő-fertőzéseket és az egészség általános romlását okozhatja. A bróm erős oxidálószer, hevesen reagál gyúlékony és redukáló anyagokkal. Az anyag a legtöbb szerves és szervetlen anyaggal reakcióba lép, tűz- és robbanásveszélyt okozva. Megtámadja a fémet, a gumi egyes formáit, a műanyagot és a bevonatokat.[56] A bróm szállítása elővigyázatosságot igényel: legtöbbször ólommal bélelt, erős fémvázzal megerősített acéltartályokban szállítják.[38]

Források[szerkesztés]

  1. Current Table of Standard Atomic Weights in Order of Atomic Number. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights – Commission II.I of the International Union of Pure and Applied Chemistry, 2013. (Hozzáférés: 2013. október 13.)
  2. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, Handbook of Chemistry and Physics 81st edition, CRC press.
  3. Löwig, Carl Jacob (1829. június 22.). „Das Brom und seine chemischen Verhältnisse” (de nyelven), Kiadó: Carl Winter.  
  4. Balard, A. J. (1826. június 22.). „Mémoire sur une substance particulière contenue dans l'eau de la mer” (fr nyelven). Annales de Chimie et de Physique 32, 337–381. o.  
  5. ^ a b Balard, Antoine (1826. június 22.). „Memoir on a peculiar Substance contained in Sea Water”. Annals of Philosophy 28, 381–387 and 411–426. o.  
  6. Weeks, Mary Elvira (1932. június 22.). „The discovery of the elements: XVII. The halogen family”. Journal of Chemical Education 9 (11), 1915. o. DOI:10.1021/ed009p1915.  
  7. Landolt, Hans Heinrich (1890. június 22.). „Nekrolog: Carl Löwig”. Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft 23 (3), 905. o. DOI:10.1002/cber.18900230395.  
  8. ^ a b c Greenwood and Earnshaw, p. 790
  9. Barger, M. Susan. Technological Practice of Daguerreotypy, The Daguerreotype: Nineteenth-century Technology and Modern Science. JHU Press, 31–35. o (2000. június 22.). ISBN 978-0-8018-6458-2 
  10. Shorter, Edward. A History of Psychiatry: From the Era of the Asylum to the Age of Prozac. John Wiley and Sons, 200. o (1997. június 22.). ISBN 978-0-471-24531-5 
  11. Chapter 2: History of Chemical Warfare (pdf), Medical Aspects of Chemical Warfare. Borden Institute, 12–14. o (2008) 
  12. ^ a b c d e f g h Greenwood and Earnshaw, pp. 800–4
  13. Johann Wolfgang Dobereiner. Purdue University. (Hozzáférés: 2008. március 8.)
  14. A Historic Overview: Mendeleev and the Periodic Table. NASA. (Hozzáférés: 2008. március 8.)
  15. ^ a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 804–9
  16. Duan, Defang (2007. szeptember 26.). „Ab initio studies of solid bromine under high pressure”. Physical Review B 76 (10), 104113. o. DOI:10.1103/PhysRevB.76.104113.  
  17. (2003. június 22.) „The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties”. Nuclear Physics A 729, 3–128. o. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001.  
  18. ^ a b Greenwood and Earnshaw, pp. 809–12
  19. ^ a b Greenwood and Earnshaw, pp. 812–6
  20. ^ a b c d e f g h Greenwood and Earnshaw, pp. 821–4
  21. ^ a b Greenwood and Earnshaw, pp. 824–8
  22. Greenwood and Earnshaw, pp. 828–31
  23. Greenwood and Earnshaw, pp. 832–5
  24. Greenwood and Earnshaw, pp. 842–4
  25. ^ a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 853–9
  26. Perry, Dale L. & Phillips, Sidney L. (1995), Handbook of Inorganic Compounds, CRC Press, pp. 74, ISBN 0-8493-8671-3, <https://books.google.com/books?id=0fT4wfhF1AsC&pg=PA74&dq=%22Bromine+dioxide%22>. Hozzáférés ideje: 25 August 2015
  27. ^ a b Greenwood and Earnshaw, pp. 850–1
  28. ^ a b Greenwood and Earnshaw, pp. 862–5
  29. Greenwood and Earnshaw, pp. 871–2
  30. ^ a b Ioffe, David and Kampf, Arieh (2002) “Bromine, Organic Compounds” in Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. John Wiley & Sons. doi:10.1002/0471238961.0218151325150606.a01.
  31. (2004) „Vanadium Bromoperoxidase-Catalyzed Biosynthesis of Halogenated Marine Natural Products”. Journal of the American Chemical Society 126 (46), 15060. o. DOI:10.1021/ja047925p. PMID 15548002.  
  32. (1999) „The diversity of naturally occurring organobromine compounds”. Chemical Society Reviews 28 (5), 335. o. DOI:10.1039/a900201d.  
  33. Organic Chemistry, 2nd, Oxford University Press, 427–9. o (2012. június 22.). ISBN 978-0-19-927029-3 
  34. Greenwood and Earnshaw, pp. 795–6
  35. Tallmadge, John A. (1964. június 22.). „Minerals From Sea Salt”. Ind. Eng. Chem. 56 (7), 44. o. DOI:10.1021/ie50655a008.  
  36. Oumeish, Oumeish Youssef (1996. június 22.). „Climatotherapy at the Dead Sea in Jordan”. Clinics in Dermatology 14 (6), 659. o. DOI:10.1016/S0738-081X(96)00101-0.  
  37. Al-Weshah, Radwan A. (2008. június 22.). „The water balance of the Dead Sea: an integrated approach”. Hydrological Processes 14, 145. o. DOI:<145::AID-HYP916>3.0.CO;2-N 10.1002/(SICI)1099-1085(200001)14:1<145::AID-HYP916>3.0.CO;2-N.  
  38. ^ a b c Greenwood and Earnshaw, pp. 798–9
  39. Mills, Jack F.. Bromine: in Ullmann's Encyclopedia of Chemical Technology. Weinheim: Wiley-VCH Verlag. DOI: 10.1002/14356007.a04_391 (2002. június 22.) 
  40. Green, Joseph (1996. június 22.). „Mechanisms for Flame Retardancy and Smoke suppression – A Review”. Journal of Fire Sciences 14 (6), 426. o. DOI:10.1177/073490419601400602.  
  41. Kaspersma, Jelle (2002. június 22.). „Fire retardant mechanism of aliphatic bromine compounds in polystyrene and polypropylene”. Polymer Degradation and Stability 77 (2), 325. o. DOI:10.1016/S0141-3910(02)00067-8.  
  42. Weil, Edward D. (2004. június 22.). „A Review of Current Flame Retardant Systems for Epoxy Resins”. Journal of Fire Sciences 22, 25. o. DOI:10.1177/0734904104038107.  
  43. Günter Siegemund, Werner Schwertfeger, Andrew Feiring, Bruce Smart, Fred Behr, Herward Vogel, Blaine McKusick “Fluorine Compounds, Organic” Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim, 2002. doi:10.1002/14356007.a11_349
  44. Alaeea, Mehran (2003. június 22.). „An overview of commercially used brominated flame retardants, their applications, their use patterns in different countries/regions and possible modes of release”. Environment International 29 (6), 683–9. o. DOI:10.1016/S0160-4120(03)00121-1. PMID 12850087.  
  45. Messenger, Belinda: Alternatives to Methyl Bromide for the Control of Soil-Borne Diseases and Pests in California. Pest Management Analysis and Planning Program, 2000 (Hozzáférés: 2008. november 17.)
  46. Decanio, Stephen J. (2008. június 22.). „Economics of the "Critical Use" of Methyl bromide under the Montreal Protocol”. Contemporary Economic Policy 23 (3), 376. o. DOI:10.1093/cep/byi028.  
  47. Samuel Hopkins Adams. The Great American fraud. Press of the American Medical Association (1905. június 22.). Hozzáférés ideje: 2011. június 25. 
  48. McCall AS (2014. június 22.). „Bromine Is an Essential Trace Element for Assembly of Collagen IV Scaffolds in Tissue Development and Architecture”. Cell 157 (6), 1380–92. o. DOI:10.1016/j.cell.2014.05.009. PMID 24906154.  
  49. ^ a b (2000) „Possibly Essential Trace Elements”, 11–36. o. DOI:10.1007/978-1-59259-040-7_2.  
  50. Mayeno AN (1989. június 22.). „Eosinophils preferentially use bromide to generate halogenating agents”. J. Biol. Chem. 264 (10), 5660–8. o. PMID 2538427.  
  51. Gribble, Gordon W. (1999. június 22.). „The diversity of naturally occurring organobromine compounds”. Chemical Society Reviews 28 (5), 335. o. DOI:10.1039/a900201d.  
  52. Burreson, B. Jay (1976. június 22.). „Volatile halogen compounds in the alga Asparagopsis taxiformis (Rhodophyta)”. Journal of Agricultural and Food Chemistry 24 (4), 856. o. DOI:10.1021/jf60206a040.  
  53. Butler, Alison (2004. június 22.). „The role of vanadium bromoperoxidase in the biosynthesis of halogenated marine natural products”. Natural Product Reports 21 (1), 180–8. o. DOI:10.1039/b302337k. PMID 15039842.  
  54. Poisoning & drug overdose, 4th, Appleton & Lange, 140–141. o (2003. november 1.). ISBN 978-0-8385-8172-8 
  55. The American Psychiatric Publishing Textbook of Substance Abuse Treatment, 4th, United States of America: American Psychiatric Publishing Inc, 217. o (2008. július 1.). ISBN 978-1-58562-276-4 
  56. Science Lab.com: Material Safety Data Sheet: Bromine MSDS

Bibliográfia[szerkesztés]

Fordítás[szerkesztés]

Ez a szócikk részben vagy egészben a Bromine című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel.

További információk[szerkesztés]

Commons
A Wikimédia Commons tartalmaz Bróm témájú médiaállományokat.

Kapcsolódó szócikkek[szerkesztés]