Bróm

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]

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 π_g molekulapálya és a legkisebb energiájú betöltetlen σ_u molekulapálya közti elektronátmenet határozza meg.^[15] A hőmérséklet csökkenésével a bróm színe halványodik, −195 °C-on a szilárd bróm színe halványsárga.^[12]

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

Bővebben: A bróm izotópjai

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 (t_1/2 = 17,7 perc), a ^80mBr (t_1/2 = 4,421 h), és a ⁸²Br (t_1/2 = 35,28 h), melyek előállíthatók a természetes bróm neutronaktivációjával.^[12] A legstabilabb radioaktív brómizotóp a ⁷⁷Br (t_1/2 = 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]

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

Bővebben: Hidrogén-bromid

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 vörösfoszforral 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 (pK_a = −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 HBr−2 ionokra való öndisszociációból következik. Ez utóbbi oka, hogy a HBr−2-ion sokkal kevésbé stabil, mint a bifluoridion (HF−2), 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

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 + ³⁄₂ Br₂ → FeBr₃

Fe + 2 HBr → FeBr₂ + H₂

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 + ¹⁄₂ 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

Lásd még: Interhalogének

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 BrF−2, BrCl−2, 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
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, Bu^t, 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 BrF−4 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

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 (Br−3) is jellemezték.

Oxidok és oxosavak

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⁻ + BrO−3

A hipobrómossav sói, a hipobromitok vizes oldata lúgos kémhatású, mivel a hipobromitionok hidrolízisekor hidroxidionok keletkeznek.

A brómossav és sói, a bromitok nagyon instabilak, de a stroncium és bárium bromitjai ismertek.^[28] Fontosabbak a bromátok, melyeket kisebb mennyiségben 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]

BrO−3 + 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 ⁸³SeO₄^2- 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 BrO−4-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

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]

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]

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

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 szabad gyökös 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-difluor-klórmetán (Halon 1211, CBrClF₂) és a bróm-trifluormetán (Halon 1301, CBrF₃).^[43]

Egyéb felhasználás

Valamikor a bróm ipari felhasználása szinte egyetlen vegyület, a dibrómetán (etilén-dibromid) előállítására korlátozódott, ami 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]

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]

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]

• Makkay Ferenc: Kémiai kislexikon. Kriterion Könyvkiadó

• Greenwood, Norman N., Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements, 2nd, Butterworth-Heinemann (1997). ISBN 0-08-037941-9 

• Ez a szócikk részben vagy egészben a Bromine című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.

• a magyar Wikipédia brómot tartalmazó vegyületeinek belső és külső listája

A Wikimédia Commons tartalmaz Bróm témájú médiaállományokat.

• a név eredetéről

• Bíbor (heraldika)
• A bróm vegyületei