Brom

Brom,  ₃₅Br

Brom u periodnom sistemu
↓                                                                     ↓                                                             →                                                             →
Hemijski element, Simbol, Atomski broj	Brom, Br, 35
Serija	Halogeni elementi
Grupa, Perioda, Blok	17, 4, p
Izgled	crveno-smeđa tečnost
CAS registarski broj	7726-95-6
Zastupljenost	6 · 10−4 %
Atomske osobine
Atomska masa	79,904 u
Atomski radijus (izračunat)	115 (94) pm
Kovalentni radijus	120 pm
Van der Waalsov radijus	185 pm
Elektronska konfiguracija	[Ar]3d104s24p5
Broj elektrona u energetskom nivou	2, 8, 18, 7
1. energija ionizacije	1139,9 kJ/mol
2. energija ionizacije	2103 kJ/mol
3. energija ionizacije	3470 kJ/mol
4. energija ionizacije	4560 kJ/mol
5. energija ionizacije	5760 kJ/mol
6. energija ionizacije	8550 kJ/mol
7. energija ionizacije	9940 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje	tečno
Kristalna struktura	ortorompski
Gustoća	3120 kg/m3 pri 300 K
Magnetizam	dijamagnetičan ($\chi _{m}$ = −2,8 · 10−5)
Tačka topljenja	265,8 K (−7,3 °C)
Tačka ključanja	331,7 K (58,5 °C)
Molarni volumen	(čvrsti) 19,78 · 10−6 m3/mol
Toplota isparavanja	30 kJ/mol
Toplota topljenja	5,8 kJ/mol
Pritisak pare	2,2 · 104 Pa pri 293 K
Brzina zvuka	206 m/s pri 293,15 K
Toplotna provodljivost	0,12 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacioni broj	±1, 3, 5, 7
Oksid	?
Elektrodni potencijal	1,066 V (Br + e− → Br−)
Elektronegativnost	2,96 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR 77Br sin 57,036 h ε 1,365 77Se 78Br sin 6,46 min ε 3,574 78Se 79Br 50,69 % Stabilan 80Br sin 17,68 min β− 2,004 80Kr ε 1,871 80Se 81Br 49,31 % Stabilan 82Br sin 35,30 h β− 3,093 82Kr 83Br sin 2,40 h β− 0,972 83Kr
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja T+ Vrlo otrovno C Nagrizajuće N Opasno za okoliš
Obavještenja o riziku i sigurnosti	R: 26-35-50 S: (1/2-)7/9-26-45-61
Ako je moguće i u upotrebi, koriste se osnovne SI jedinice. Ako nije drugačije označeno, svi podaci dobijeni su mjerenjima u normalnim uvjetima.

Brom (iz grč. βρῶμος, brómos, snažan miris) jeste hemijski element sa simbolom Br i atomskim brojem 35. Spada u grupu halogenih elemenata (VIIA grupa). Element su, nezavisno jedan od drugog, otkrila dvojica hemičara Carl Jacob Löwig i Antoine Jerome Balard 1825-1826. godine. Elementarni brom je isparljiva crveno-smeđa tečnost pri sobnoj temperaturi, vrlo korozivna i otrovna. Njegove osobine, uslovno rečeno, su između hlora i joda. Čisti brom se ne nalazi u prirodi, već uglavnom u vidu bezbojnih, rastvorljivih kristalnih halidnih mineralih soli, analogno kuhinjskoj soli.

Brom je rjeđi od oko tri četvrtine drugih elemenata u Zemljinoj kori. Velika rastvorljivost iona bromida uzrok je njegove akumulacije u okeanima, a komercijalno element se može vrlo lahko izdvojiti iz slane vode. Među najvećim proizvođačima broma nalaze se SAD, Izrael i Kina. U 2007. svjetska proizvodnja broma iznosila je oko 556 hiljada tona, što je približna količina proizvedenog magnezija, koji je daleko više rasprostranjen.

Na visokim temperaturama, organobromni spojevi lahko prelaze u slobodne atome broma, proces koji ima efekat zaustavljanja lančanih hemijskih reakcija u kojima učestvuju slobodni radikali. Ovaj efekat čini organobromne spojeve korisnim kao vatrootporna sredstva. Više od pola industrijski proizvedenog broma u svijetu svake godine potroši se u ove svrhe. Međutim, ista osobina izaziva da sunčevo svjetlo pretvara nestabilne organobromne spojeve u slobodne atome broma u atmosferi, pa je uništenje ozonskog omotača neželjeni popratni efekat tog procesa. Kao rezultat, mnogi organobromni spojevi, ranije široko korišteni kao pesticidi i metil bromid, danas su zabranjeni. Spojevi broma se danas još uvijek koriste kao fluidi pri bušenju bunara, u fotografskim filmovima te kao intermedijarno sredstvo u proizvodnji mnogih organskih spojeva.

Dugo se vjerovalo da brom nema nekih esencijalnih funkcija kod sisara, međutim novije studije pokazuju da je brom neophodan za razvoj tkiva. Osim toga, jedan od antiparazitskih enzima u ljudskom imunološkom sistemu ima veću preferenciju na brom od hlora. Organobromidi su neophodni i grade se enzimatski iz bromida u nekim nižim životnim oblicima u moru, posebno algama, a pepeo iz morske trave bio je i jedan od izvora otkrića broma. Kao farmaceutsko sredstvo, jednostavni ion broma, Br^–, ima inhibitorske efekte na centralni nervni sistem a soli bromida su u prošlosti bile osnovni medicinski sedativ, prije nego što su zamijenjene lijekovima sa kraćim djelovanjem. Međutim, oni su i dalje u upotrebi kao antiepileptici.

Historija

Brom su, nezavisno jedan od drugog, otkrila dvojica hemičara Carl Jacob Löwig i Antoine Balard, 1825. i 1826. godine, respektivno.

Balard je pronašao spojeve broma u pepelu morske trave iz slanih močvara kod Montpelliera. Morska trava korištena je za proizvodnju joda, a također je sadržavala i brom. Balard je destilirao brom iz rastvora pepela morske trave zasičenog hlorom. Osobine dobijene supstance bile su, uslovno rečeno, mješavina osobina hlora i joda. Po njima, on je pokušao dokazati da je ta supstanca zapravo jod monohlorid (ICl), ali nije uspio, te je zatim bio ubijeđen da je pronašao novi element koji je nazvao murid, izvedeno iz latinske riječi muria, slana voda.

Löwig je izolirao brom iz izvora mineralne vode u svom rodnom gradu Bad Kreuznachu 1825. godine. On je koristio rastvor mineralnih soli zasičenih hlorom a brom je izdvojio pomoću dietil etera. Nakon isparavanja etera, preostala je smeđa tečnost. Pomoću ove tečnosti kao uzorka za svoj rad, Löwig se prijavio za mjesto u laboratoriji Leopolda Gmelina u Heidelbergu. Međutim, objavljivanje rezultata njegovih proučavanja je kasnilo, pa je Balard svoje rezultate objavio prvi.

Nakon što su francuski hemičari Louis Nicolas Vauquelin, Louis Jacques Thénard i Joseph Louis Gay-Lussac provjerili i odobrili eksperimente mladog farmaceuta Balarda, rezultati su predstavljeni u Francuskoj akademiji nauka i objavljeni u žurnalu Annales de Chimie et Physique. U svojoj publikaciji Balard je naveo da je promijenio ime iz muride u brôme po prijedlogu M. Anglada. (Riječ brôme (brom) je izvedeno iz grčkog βρωμος, snažan miris.) Drugi izvori navode da je francuski hemičar i fizičar Joseph Louis Gay-Lussac predložio ime brôme zbog karakterističnog mirisa pare. Sve do 1860. brom se nije proizvodio u većim količinama.

Prva komercijalna upotreba, osim nekih manjih medicinskih primjena, bila je korištenje broma za dagerotip. Godine 1840. otkriveno je da brom ima određene prednosti u odnosu na ranije korištene pare joda za pravljenje sloja srebrenih halida osjetljivih na svjetlost, korišenih za dagerotipiju.

Kalij-bromid i natrij-bromid koristili su se kao antiepileptici i sedativi krajem 19. i početkom 20. vijeka, sve dok ih postepeno nisu zamijenili hlorni hidrati a potom i barbiturati. U prvim godinama Prvog svjetskog rata, spojevi broma poput ksilil-bromida korišteni su kao bojni otrovi.

Osobine

Fizičke

Ilustrativni i sigurni uzorak broma, podesan za nastavu

Elementarni brom postoji kao dvoatomska molekula, Br₂. On je gusta, pokretna, neznatno providna, crveno-smeđa tekućina, koja lahko isparava pri standardnim uslovima temperature i pritiska dajući narandžastu paru (boja podsjeća na dušik-dioksid). Pare broma imaju snažan, prodoran i neugodan miris, sličan hloru. On je jedan od samo dva elementa u periodnom sistemu za koja se zna da su tekućine pri sobnoj temperaturi (živa je drugi), mada se elementi cezij, galij i rubidij tope na neznatno višoj temperaturi od sobne.

Pri pritisku od 55 GPa (približno 540.000 puta višem od atmosferskog), brom se pretvara u metal. Pri još višem pritisku od 75 GPa njegova kristalna struktura prelazi u plošno orjentiranu ortorompsku. Pri pritisku od 100 GPa brom prelazi u prostorno centriranu ortorompsku jednoatomsku kristalnu strukturu.

Hemijske

Iako je nešto manje reaktivan od hlora ali mnogo više od joda, brom vrlo burno reagira sa metalima, naročito u prisustvu vode, dajući soli bromida. Također, vrlo je reaktivan sa većinom organskih spojeva, naročito nakon izlaganja svjetlošću, u uslovima u kojima se dešava disocijacija dvoatomske molekule u bromove radikale:

Br₂ 2 Br·

On se lahko veže sa mnogim elementima i ima jako izbjeljivačko djelovanje. Brom je neznatno rastvorljiv u vodi, ali je vrlo dobro rastvorljiv u organskim otapalima poput ugljik disulfida, ugljik tetrahlorida, alifatskih alkohola i acetatne kiseline.

Izotopi

Brom ima dva stabilna izotopa, ⁷⁹Br (zastupljenost 50,69%) i ⁸¹Br (49,31%). Poznato je najmanje 23 radioaktivnih izotopa broma. Mnogi od tih izotopa su proizvodi fisije. Neki od težih izotopa broma, proizvoda fisije, su emiteri neutrona sa odloženim djelovanjem, što je važno za mogućnost kontrole rada nuklearnog reaktora. Svi njegovi radioaktivni izotopi su relativno kratkog životnog vijeka. Najduže vrijeme poluraspada ima izotop sa najmanjim brojem neutrona ⁷⁷Br, oko 2,376 dana. Najduže živući izotop sa najvećim brojem neutrona je ⁸²Br, čije vrijeme poluraspada iznosi 1,471 dan. Neki izotopi broma imaju metastabilne izomere. Stabilni ⁷⁹Br ima svoj radioaktivni izomer sa vremenom poluraspada od 4,86 sekundi. On se raspada izomerskom tranzicijom u stabilno osnovno stanje.

Maseni brojevi izotopa broma kreću se od ⁶⁷Br do ⁹⁸Br. Za jedan od njih, ⁶⁷Br, nije poznato vrijeme poluraspada. Vremena poluraspada šest izotopa od ⁹⁵Br do ⁹⁸Br, te ⁶⁸Br i ⁶⁹Br su kraća od jedne mikrosekunde. Izotopi od ⁹¹Br do ⁹⁴Br i ⁷⁰Br imaju vremena poluraspada između mikrosekunde i sekunde. Svi ostali izotopi, osim dva stabilna, imaju vremena poluraspada od jedne sekunde do 57 sati. Za stabilne izotope ⁷⁹Br i ⁸¹Br nisu izmjerena vremena poluraspada. Tri najlakša izotopa broma (⁶⁷Br do ⁶⁹Br) raspadaju se putem emisije protona. Izotopi od ⁷⁰Br do ⁷⁸Br raspadaju se bilo elektronskim zahvatom bilo emisijom pozitrona. Izotop ⁸⁰Br te izotopi od ⁸²Br do ⁹⁷Br raspadaju se emisijom elektrona. Izotop ⁹⁸Br raspada se emisijom neutrona.

Rasprostranjenost

Trend svjetske proizvodnje broma

Pogled na slana polja gdje se isparava voda Mrtvog mora, i gdje Jordan (desno) i Izrael (lijevo) proizvode so i brom 31°9′0″N 35°27′0″E

Diatomski element Br₂ ne javlja se u prirodi. Međutim, brom postoji isključivo u vidu bromidnih soli u različitim koncentracijama u stijenama. Zbog osobine taloženja, bromidne soli su se akumulirale u morskoj vodi u koncentraciji od 65 ppm, što je manje od hlorida. Brom se može ekonomično izdvajati iz slanih izvora bogatih bromidima kao i iz vode Mrtvog mora (u koncentracijama i do 5%). U oba slučaja javlja se u vidu soli natrij bromida. U Zemljinoj kori, on je javlja u prosječnoj koncentraciji od 0,37 ppm, čime je 62. element po rasprostranjenosti. Koncentracija broma u zemljištu varira obično u rasponu od 5 do 40 ppm, međutim neka vulkanska zemljišta mogu sadržavati i do 500 ppm broma. Koncentracija broma u atmosferi je izuzetno mala, a iznosi samo nekoliko dijelova na bilion. U prirodi se javlja veliki broj organobromnih spojeva ali u relativno malim količinama.

Najpoznatiji mineral broma je brom-karnalit, KMg(Cl,Br)3·6H₂O. Rezerve broma u Kini nalaze se u provinciji Shandong, dok su rezerve broma u Izraelu uglavnom sadržane u vodama Mrtvog mora. Najveće rezerve broma u SAD nalaze se u okruzima Columbia i Union u saveznoj državi Arkansas.

Dobijanje

Proizvodnja broma je povećana šest puta u odnosu na 1960te. U 2007. u svijetu je proizvedeno oko 556 hiljada tona broma (vrijednosti oko 2,5 milijarde US$). U svjetskoj proizvodnji, dominiraju SAD sa 226 hiljada tona i Izrael sa 210.000 tona. Međutim, od 2007. iz Američkog geološkog izvještaja isključena je proizvodnja broma u SAD, a od 380.000 tona koliko su u toku 2010. proizvele druge države, 140 hiljada tona otpada na Kinu, 130.000 t na Izrael i 80.000 t na Jordan.

Pri proizvodnji broma, slana voda bogata bromidima tretira se gasnim hlorom, njegovim rasipanjem u zraku. Pri ovom procesu, anioni bromida se oksidiraju do broma pomoću gasa hlora.

2 Br⁻ + Cl₂ → 2 Cl⁻ + Br₂

Laboratorijski načini proizvodnje

U laboratorijskim uslovima, zbog svoje dostupnosti na tržištu i dugog roka trajanja, brom se obično ne proizvodi. U svakom slučaju, male količine broma se mogu dobiti putem reakcije čvrstog natrij bromida sa koncentriranom sumpornom kiselinom (H₂SO₄). U prvoj fazi formira se bromovodik (HBr), koji je u gasovitom stanju, ali pod reaktivnim uslovima dio HBr se dalje oksidira djelovanjem sumporne kiseline dajući brom (Br₂) i sumpor dioksid (SO₂).

NaBr (s) + H₂SO₄ (aq) → HBr (aq) + NaHSO₄ (aq)

2 HBr (aq) + H₂SO₄ (aq) → Br₂ (g) + SO₂ (g) + 2 H₂O (l)

Neoksidirajuće kiselinske alternative, poput korištenja razblažene hidrobromske kiseline sa natrij hipobromitom su također moguće, čime se dobija hipobromna kiselina, koja je nestabilna u prisustvu bromida, te se reducira do broma u skladu sa sljedećom reakcijom:

2 OBr^- (aq) + 4 HBr (aq) → 2Br₂ + 2H₂O + 2Br^-

Reakcije su povratne reakcije disproporcionacije elementarnog broma u bazi i nazivaju se komproporcionacije. Slična reakcija se dešava i sa natrij hipohloritom, kiselinama i hloridima, dajući elementarni hlor. Reakcije koje uključuju oksidativno sredstvo, poput kalij-permanganata ili mangan-dioksida djelujući na bromidne ione u prisustvu kiseline, također daju brom u reakcijama analognim formiranju elementarnih hlora i joda iz kiseline i oksidanta.

Poput joda, brom je rastvorljiv u hloroformu ali je vrlo slabo rastvorljiv u vodi. Njegova rastvorljivost u vodi se može povećati u prisustvu bromidnih iona. Koncentrirani rastvori broma se rijetko pripremaju u laboratoriji zbog opasnosti. Kao i u slučajevima sa rastvorima hlora i joda, natrij tiosulfat (ili neki drugi rastvorljivi tiosulfat) je efektivni reagens za reduciranje broma do bezbojnog bromida bez mirisa, te se time mogu ukloniti neugodni mirisi i boje uzrokovane elementom sa neželjenih mjesta. Iz istog razloga, tiosulfati se koriste pri razvijanju fotografija kada se slobodni brom treba tretirati u emulziji u filmu srebro bromida.

Upotreba

Sredstvo za gašenje požara

Brominirana sredstva za zaštitu od požara predstavljaju robu kojoj se sve više pridaje značaj, a to je ujedno i najčešći komercijalni način potrošnje broma. Kada bromirani materijal poče sagorijevati, sredstvo za zaštitu proizvodi bromovodičnu kiselinu koja utječe na lančanu reakciju radikala tokom oksidacije koja se odvija požarom. Mehanizam je takav da veoma reaktivni radikali vodika, kisika i hidroksi-radikali reagiraju sa bromovodičnom kiselinom dajući manje reaktivne radikale broma (npr. slobodne atome broma). Atomi broma također mogu direktno reagirati sa drugim radikalima te tako pomažu da se prekinu lančane reakcije slobodnih radikala koje karakteristišu sagorijevanje.

Dodatak benzinu

Etilen bromid je u prošlosti bio dodatak (aditiv) pogonskom gorivu u koje su dodavana sredstva na bazi olova protiv lupanja motora. Ovi bromidni spojevi su na sebe vezali olovo formirajući isparljivi olovo-bromid, koji se ispuštao iz motora. Ovaj vid upotrebe broma koristio je oko 77% broma proizvedenog 1966. u SAD. Međutim, 1970tih njegova upotreba je smanjena zbog pooštravanja ekoloških propisa.

Pesticidi

Metil bromid (bromometan)

Otrovni metil bromid se široko koristi kao pesticid na zemljištima ali i u domaćinstvima. U slične svrhe koristi se i etilen bromid. Ovi isparljivi organobromni spojevi se danas smatraju sredstvima koja oštećuju ozonski omotač. U Protokolu iz Montreala o supstancama koje utječu na ozonski omotač regulirano je da sve supstance koje ga oštećuju budu zabranjene i povučene iz upotrebe do 2005. godine, tako da se organobromni pesticidi danas više ne koriste. Danas se u prašenju domaćinstava protiv insekata umjesto sredstava na bazi broma koriste spojevi poput sumporil fluorida, koji ne sadrži ni hlor ni brom. Prije Protokola iz Montreala 1991. godine (naprimjer) procjenjena količina hemikalija koje sadrže brom iznosila je oko 35.000 tona, a koristile su se za kontrolu nematoda, gljivica, korova i drugih bolesti biljaka, koje dospijevaju iz zemljišta.

U medicini i veterini

Bromidni spojevi, a naročito kalij-bromid, često su se koristili kao opći sedativi u 19. i početkom 20. vijeka. Bromidi u obliku jednostavnih soli se i danas koriste kao antiepileptici u veterini ali i u medicini, mada je njihova upotreba u medicini različita od države do države. Naprimjer, američka administracija za lijekove i hranu (FDA) ne odobrava upotrebu bromida za liječenje bilo kojih bolesti, i oni su uklonjeni iz sedativnih proizvoda koji su bili u slobodnoj prodaji, poput Bromo-Seltzer 1975. godine. Stoga, nivoi bromida u tijelu se ne mjere rutinski u medicinskim laboratorijama u SAD. Međutim, veterinarski dijagnostički testovi u laboratorijama u SAD mjere nivo bromida po zahtjevu, kao pomoć pri tretmanu epilepsije kod pasa.

Spojevi

Organski

N-bromosukcinimid

Kao i drugi halogeni, brom supstituira vodik u ugljikovodicima, kovalentno se vežući na ugljik. Poput svih halogena, C-Br proizvod ove supstitucije je općenito bezbojan, ako je i odgovarajući C-H spoj također bez boje. Dodavanje kovalentno vezanog broma povećava gustoću i podiže tačku topljenja organskim spojevima.

Organski spojevi se bromiraju bilo reakcijom adicije ili supstitucije. Brom se elektrofilno adira (veže) na dvostruku vezu alkena, preko cikličnog bromonij međuproizvoda. U nevodnim otapalima poput ugljik-disulfida, ova reakcija daje di-brom spojeve. Naprimjer, reakcija sa etilenom će dati 1,2-dibromoetan. Brom također ulazi u reakcije elektrofilne supstitucije sa fenolima i anilinima. Kada se koristi kao bromna voda, nastaju manje količine odgovarajućeg bromohidrina kao i dibromski spoj. Zbog takve osobine i reaktivnosti broma, bromna voda se koristi kao reagens za ispitivanje prisustva alkena, fenola i anilina u uzorku. Kao i drugi halogeni, brom učestvuje u reakcijama slobodnih radikala. Naprimjer, ugljikovodici se bromiraju djelovanjem broma na njih u prisustvu svjetlosti.

Brom, ponekad sa katalitičkim količinama fosfora, lahko bromira karboksilne kiseline na α mjestu. Ovaj metod, poznat i kao Hell-Volhard-Zelinsky reakcija, je osnova komercijalnog načina dobijanja bromoacetatne kiseline. N-bromosukcinimid se obično koristi kao zamjena za elementarni brom, jer se njim lakše rukovati a reakcije su dosta blaže i stoga seleketivnije.

Organski bromidi se često više preferiraju u odnosu na manje reaktivne hloride i skuplje reagense koje sadržavaju jod. Stoga se, naprimjer, organolitijski i Grignardovi spojevi najčešće generiraju iz odgovarajućih bromida. Određeni spojevi broma smatraju se potencijalno štetnim za ozonski omotač a neki se bioakumuliraju u živim organizmima. Rezultat toga, mnogi industrijski spojevi broma se više ne proizvode ili su zabranjeni a neki su planirani za zabranu ili je predviđen prelazak na druge spojeve bez broma. Protokol iz Montreala u nekoliko navrata spominje neke organobromne spojeve koji bi se trebali prestati koristiti.

Neorganski

Neorganski spojevi broma imaju razna oksidacijska stanja u rasponu od -1 do +7. U prirodi, bromidi (Br^-) su daleko najčešće stanje broma, a otklon od ovog oksidacijskog stanja -1 je u potpunosti zbog živih organizama i interakcije bromida sa biološki proizvedenim oksidantima, poput slobodnog kisika. Kao i drugi halogeni, bromidni ioni su bezbojni i grade brojne bezbojne ionske mineralne soli, slično hloridima. Bromidni ion je vrlo dobro rastvorljiv u vodi.

Primjeri spojeva u kojima je brom u različitim oksidacijskim stanjima, prikazani su u tabeli desno:

Oksidacijska stanja broma
−1	HBr
0	Br2
+1	BrCl
+3	BrF3
+5	BrF5
+5	BrO− 3
+7	BrO− 4

Brom je oksidirajuće sredstvo te će oksidirati jodidne ione do joda, a sam se reducirati do bromida:

Br₂ + 2 I⁻ → 2 Br⁻ + I₂

Brom također oksidizira metale i metaloide do pripadajućih bromida. Međutim, bezvodni brom je manje reaktivan prema mnogim metalima od hidratnog broma. Suhi brom burno reagira sa aluminijem, titanijem, živom kao i sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima. Rastvaranjem broma u alkalnim rastvorima dobija se mješavina bromida i hipobromita:

Br₂ + 2 OH⁻ → Br⁻ + OBr⁻ + H₂O

Ovaj hipobromit je "odgovoran" za mogućnosti izbjeljivanja koje imaju rastvori bromida. Zagrijavanje ovih rastvora uzrokuje neproporcionalnu reakciju hipobromita dajući bromate, snažne oksidirajuće spojeve vrlo slične hloratima.

3 BrO⁻ → BrO−
3 + 2 Br⁻

Nasuprot načinu dobijanja perhlorata, perbromati se ne mogu dobiti pomoću elektrolize nego samo reakcijom rastvora bromata sa fluorom ili ozonom.

BrO₃⁻ + H₂O + F₂ → BrO−
4 + 2 HF

BrO₃⁻ + O₃ → BrO−
4 + O₂

Brom burno i eksplozivno reagira sa metalnim aluminijem, dajući aluminij bromid:

2 Al + 3 Br₂ → 2 AlBr₃

Sa vodikom u gasovitom stanju, brom reagira dajući bromovodik:

H₂ + Br₂ → 2HBr

Brom reagira sa jodidima alkalnih metala u reakciji premještanja. Ova reakcija daje bromide alkalnih metala i proizvodi elementalni jod:

2 NaI + Br₂ → 2 NaBr + I₂

2 KI + Br₂ → 2 KBr + I₂

Brom gradi okside opće formule Br₂O_n (gdje je n = 1, 3, 5). Dibrom-oksid BrO₂, za razliku od ClO₂, ne može se izdvojiti kao čista supstanca, već se njeno pristustvo može dokazati samo u vidu reaktivnog međuspoja. Dibrom-oksid postojan je samo na vrlo niskim temperaturama. U takvim uslovima, on je tamnosmeđa, čvrsta supstanca, koja se kristalizira u obliku igličastih kristala, dok je u vakuumu sublimirana supstanca, oštrog mirisa sličnog hlornom kreču.

Biološki značaj

Nedavno je otkriveno da je brom jedan od osnovnih kofaktora za katalizirano dobijanje peroksidazina kod sulfilimin poprečnih veza u kolagenu IV. Pošto je taj proces post-translacijska modifikacija koja se dešava kod svih životinja, stoga je brom nezamjenjivi element u tragovima za ljude. Pare broma oštećuju sluzokožu organa za disanje, a ako dospije na kožu brom pravi rane koje veoma teško zarastaju. U velikim količinama čist brom je veoma otrovan. Ioni broma Br^- su bezopasni ukoliko njihova količina ne prelazi preko one koja je u morskoj vodi.

Otrovnost

Dugotrajna upotreba kalij-bromida (ili bilo koje bromidne soli) može dovesti do razvoja bromizma. Ovo depresivno stanje centralnog nervnog sistema izazvano je umjerenom otrovnošću bromida u dozama od nekoliko grama za ljude i druge sisare. Vrlo dugo vrijeme poluživota iona bromida u tijelu (oko 12 dana) također doprinosi otrovnosti bromida koji se skupljaju u tjelesnim tekućinama. Gutanje bromida može izazvati stvaranje akni, čireva i drugih pojava na koži.

Vanjski linkovi

• Brom na Wikimedia Commonsu