Brom

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Jump to navigation Jump to search
Brom, 35Br
upright=0,75
Brom
Izgovarjava
Videzrdečkasto rjave barve
Standardna atomska teža Ar, std(Br)[79,90179,907] običajno: 79,904
Brom v periodnem sistemu
Vodik Helij
Litij Berilij Bor (element) Ogljik Dušik Kisik Fluor Neon
Natrij Magnezij Aluminij Silicij Fosfor Žveplo Klor Argon
Kalij Kalcij Skandij Titan (element) Vanadij Krom Mangan Železo Kobalt Nikelj Baker Cink Galij Germanij Arzen Selen Brom Kripton
Rubidij Stroncij Itrij Cirkonij Niobij Molibden Tehnecij Rutenij Rodij Paladij Srebro Kadmij indij Kositer Antimon Telur Jod Ksenon
Cezij Barij Lantan Cerij Prazeodim Neodim Prometij Samarij Evropij Gadolinij Terbij Disprozij Holmij Erbij Tulij Iterbij Lutecij Hafnij Tantal (element) Volfram Renij Osmij Iridij Platina Zlato Živo srebro Talij Svinec Bizmut Polonij Astat Radon
Francij Radij Aktinij Torij Protaktinij Uran (element) Neptunij Plutonij Americij Kirij Berkelij Kalifornij Ajnštajnij Fermij Mendelevij Nobelij Lavrencij Raderfordij Dubnij Siborgij Borij Hasij Majtnerij Darmštatij Rentgenij Kopernicij Nihonij Flerovij Moskovij Livermorij Tenes Oganeson
Cl

Br

 I 
selenbromkripton
Vrstno število (Z)35
Skupinaskupina 17 (halogeni)
Periodaperioda 4
Blok  blok p
Razporeditev elektronov[Ar] 3d10 4s2 4p5
Razporeditev elektronov po lupini2, 8, 18, 7
Fizikalne lastnosti
Faza snovi pri STPkapljevina
Tališče(Br2) −7,2 °C
Vrelišče(Br2) 58,8 °C
Gostota (blizu s.t.)Br2, tekoč: 3,1028 g/cm3
Trojna točka−7,25 °C, 5,8 kPa[1]
Kritična točka315 °C, 10,34 MPa[1]
Talilna toplota(Br2) 10,571 kJ/mol
Izparilna toplota(Br2) 29,96 kJ/mol
Toplotna kapaciteta(Br2) 75,69 J/(mol·K)
Parni tlak
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
pri T (°C) −88 −72 −53 −29 3 59
Lastnosti atoma
Oksidacijska stanja−1, +1, +3, +4, +5, +7 (močno kisel oksid)
ElektronegativnostPaulingova lestvica: 2,96
Ionizacijske energije
  • 1.: 1139,9 kJ/mol
  • 2.: 2103 kJ/mol
  • 3.: 3470 kJ/mol
Atomski polmerempirično: 120 pm
Kovalentni polmer120±3 pm
Van der Waalsov polmer185 pm
Barvne črte v spektralnem obsegu
Spektralne črte broma
Druge lastnosti
Pojavljanje v naraviprvobitno
Kristalna strukturaortorombska
Orthorhombic kristalna struktura za brom
Hitrost zvoka206 m/s (pri 20 °C)
Toplotna prevodnost0,122 W/(m·K)
Električna upornost7,8×1010 Ω·m (pri 20 °C)
Magnetna ureditevdiamagnetik[2]
Magnetna susceptibilnost−56,4·10−6 cm3/mol[3]
Številka CAS7726-95-6
Zgodovina
Odkritje in prva izolacijaAntoine Jérôme Balard in Carl Jacob Löwig (1825)
Najpomembnejši izotopi broma
Izo­top Pogos­tost Razpolovni čas (t1/2) Razpadni način Pro­dukt
79Br 51% stabilen
81Br 49% stabilen
Kategorija Kategorija: Brom
prikaži · pogovor · uredi · zgodovina | reference

Bróm (latinsko bromum iz grške besede bromos - smrad) je kemijski element, ki ima v periodnem sistemu simbol Br in atomsko število 35. Ta halogenski element je pri sobni temperaturi rdeča hlapljiva tekočina, z reaktivnostjo med klorom in jodom. V tekoči obliki je škodljiv za človeška tkiva, njegovi hlapi pa dražijo oči in grlo.

Odkrit je bil leta 1826, ko je Francoz Antoine Jerome Balard kristaliziral soli iz morske vode.

Lastnosti[uredi | uredi kodo]

Brom je pri sobni temperaturi edini tekoči nekovinski element. Je težka, tanko tekoča, rdeče-rjava tekočina, ki pri standardnih pogojih zlahka izhlapi v rdečo paro (njena barva spominja na dušikov dioksid) z močnim zoprnim vonjem. Kot halogen je brom kemijsko podoben kloru, a je manj aktiven (pač pa je bolj aktiven od joda). Brom je slabše topen v vodi, dobro topen pa je v ogljikovem disulfidu, alifatskih alkoholih ... (tvori rdečo raztopino). Kemijsko se zlahka povezuje z mnogimi elementi in ima močan učinek beljenja.

Brom je zelo reaktiven in v prisotnosti vode močan oksidacijski agent. Energično reagira z amini, alkeni in fenoli, kot tudi z alifatskimi in aromatskimi ogljikovodiki, ketoni in kislinami (te se bromirajo z adicijo ali s substitucijo). Z mnogimi kovinami in elementi je anhidritni brom manj reaktiven kot moker; vendar suhi brom živahno reagira z aluminijem, titanom, živim srebrom, kot tudi z alkalijskimi zemeljskimi in alkalijskimi kovinami.

Nevarne lastnosti

Brom je zdravju škodljiv pri zaužitju. V stiku s kislinami se sprošča strupen plin.

Zelo strupen je za vodne organizme, lahko povzroči dolgotrajni učinki na vodno okolje.

V stiku z vnetljivim materialom lahko povzroči požar, medtem ko je v tekoči obliki škodljiv za človeška tkiva, njegovi hlapi pa dražijo kožo (povzroča globoke in boleče rane) in dihalne organe

Razjeda les, pluto, barvila in gumo ter raztaplja zlato.

Nahajanje in pridobivanje[uredi | uredi kodo]

Brom se nahaja v obliki bromidov, najdemo pa ga tudi v morski vodi, ki je zelo bogata z bromidi (vsebuje ga kar 65g/t). Še več pa ga je v zaprtih morjih oziroma jezerih, zato je najpomembnejši vir broma Mrtvo morje.

Pridobiva se ga s kloriranjem (uvajanje klora v spojine) lužin, ki nastanejo pri kristalizaciji (nastajanje kristalov iz raztopine ali plina) NaCl iz morske vode. Industrijsko pa brom pridobivajo iz magnezijevega bromida s pomočjo klora.

Uporaba[uredi | uredi kodo]

  • bromove spojine uporabljamo v kemijski, fotografskih farmacevtski industriji
  • organske bromove spojine se uporabljajo kot pomirjevalna sredstva
  • nekatere bromove spojine se uporabljajo za uničevanje škodljivcev in plevela
  • bromaaceton CH3-CO-CHZ-Br (brezbarvna hlapna tekočina) se uporabljajo kot solzilec, saj njegovi hlapi močno dražijo oči in kožo
  • brom se uporablja v osvinčenem bencinu kot dodatek, ta pretvori svinec pri zgorevanju goriva v motorju v hlapen bromed PdBr2, ki izhaja iz motorja skupaj z izpušnimi plini
  • za pridobivanje bromidov in organskih borovih spojin
  • kot izhodna snov za sintezo (spajanje atomov različnih elementov v spojino ali nastajanje spojin iz različnih molekul)
  • bromovica -3,5% vodne raztopine broma, ki se uporablja kot reagent in oksidant

Glej tudi[uredi | uredi kodo]

Sklici[uredi | uredi kodo]

  1. 1,0 1,1 Haynes, William M., ur. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92. izd.). Boca Raton, FL: CRC Press. str. 4.121. ISBN 1439855110.
  2. Lide, D. R., ur. (2005). "Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds". CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th izd.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
  3. Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110. ISBN 0-8493-0464-4.