Википедија

Бром

Бром — хемиски елемент со симбол Br и атомски број 35. Тој е третиот најлесен халоген, и е црвено-кафеава испарлива течност при стандардна собна температура и формира слично обоен гас. Неговите својства се нешто меѓу оние на хлорот и на јодот. Независно изолиран од двајца хемичари, Карл Јакоб Левиг (во 1825) и Антоан Жером Балард (во 1826), неговото име е изведено од античка грчка βρῶμος ("смрдеа"), наведувајќи го својот остар и непријатен мирис.

Бром  (35Br)
Општи својства
Име и симболбром (Br)
Изгледгас/течност: црвено-кафена
цврста: сјајно металик
Бромот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технециум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рендгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)
 Cl
↑
Br
↓
 I 
селен ← бром → криптон
Атомски број35
Стандардна атомска тежина (Ar)79,904[1] (79,901–79,907)[2]
Категорија  двоатомски неметал
Група и блокгрупа 17 (халогени), p-блок
ПериодаIV периода
Електронска конфигурација[Ar] 3d10 4s2 4p5
по обвивка
2, 8, 18, 7
Физички својства
Фазатечност
Точка на топење265,8 K ​(−7,2 °C)
Точка на вриење332 K ​(58,8 °C)
Густина близу с.т.Br2, течност: 3,1028 г/см3
Тројна точка265,9 K, ​5,8 kPa[3]
Критична точка588 K, 10,34 MPa[3]
Топлина на топење(Br2) 10,571 kJ/mol
Топлина на испарување(Br2) 29,96 kJ/mol
Моларен топлински капацитет(Br2) 75,69 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 185 201 220 244 276 332
Атомски својства
Оксидациони степени7, 5, 4, 3, 1, −1 ​(силен киселински оксид)
ЕлектронегативностПолингова скала: 2,96
Енергии на јонизацијаI: 1.139,9 kJ/mol
II: 2.103 kJ/mol
II: 3.470 kJ/mol
Атомски полупречникемпириски: 120 пм
Ковалентен полупречник120±3 пм
Ван дер Валсов полупречник185 пм
Color lines in a spectral range
Спектрални линии на бром
Разни податоци
Кристална структура ​орторомпска
Кристалната структура на бромот
Брзина на звукот206 м/с (на 20 °C)
Топлинска спроводливост0,122 W/(m·K)
Електрична отпорност7,8×1010 Ω·m (при 20 °C)
Магнетно подредувањедијамагнетно[4]
CAS-број7726-95-6
Историја
Откриен и првпат издвоенАнтоан Жерард Балард и Леополд Гмелин (1825)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на бромот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП
79Br 50,69 % 79Br е стабилен со 44 неутрони
81Br 49,31 % 81Br е стабилен со 46 неутрони
| наводи | Википодатоци

Елементарниот бром е многу реактивен и затоа не се јавува слободен во природата, туку во безбојни растворливи кристални минерални халидни соли, аналогно на готварска сол. Иако е многу редок во Земјината кора, високата растворливост на јони од бромид (Br−) предизвикала негова акумулација во океаните. Комерцијално, елементот лесно се извлекува од солени базени, најмногу во САД, Израел и Кина. Масата на бром во океаните е околу една тристотитина од онаа на хлор.

На високи температури органобромските соединенија лесно се дисоцираат за да се ослободат атомите на слободниот бром, процес кој ги запира реакциите на хемискиот ланец на слободните радикали. Овој ефект ги прави органобромските соединенија корисни како противпожарни супстанции, а повеќе од половина од бромот произведен во светот секоја година се користи за оваа цел. Истото својство предизвикува ултравиолетовата сончева светлина да ги дисоцира испарливите органобромски соединенија во атмосферата за да даде слободни атоми на броми, што предизвикува осиромашување на озонската обвивка. Како резултат на тоа, многу органобромидни соединенија, како што е пестицид метил бромидот, веќе не се користат. Бром соединенијата сè уште се користат во дупчење на течности, во фотографски филм и како медијатор во производството на органски хемикалии.

Големи количини на бромидни соли се токсични од дејството на растворлив јон на бромид, што предизвикува бромизам. Меѓутоа, неодамна е разјаснета јасна биолошка улога за бромиден јон и хипобромната киселина, а сега се чини дека бромот е суштински трагачки елемент кај луѓето. Улогата на биолошките органоброми соединенија во морскиот живот, како што се алгите, е одамна позната. Како фармацевт, едноставниот бромиден јон (Br−) има инхибиторни ефекти врз централниот нервен систем, а солите од бромид некогаш биле главен медицински седатив, пред замена со лекови со пократко дејство. Тие ги задржуваат нишките користи како антиепилептици.

Историја

уреди
 
Антоан Жером Балард, еден од откривачите на бром

Бромот беше независно откриен од двајца хемичари, Карл Јакоб Левиг[5] и Антоан Жером Балард[6][7], во 1825 и 1826 година, соодветно.[8]

Левиг изолирал бром од изворот на минерална вода од неговиот роден град Бад Кројцнах во 1825 година. Левиг користел раствор од минерална сол заситена со хлор и го извлекол бромот со диетил етер. По испарувањето на етерот останало кафена течност. Со оваа течност како примерок од неговата работа тој аплицирал за позицијата во лабораторијата на Леополд Гмелин во Хајделберг. Објавувањето на резултатите беше одложено и Балард прв ги објави своите резултати.[9]

Балад пронајде хемикалии од бром во пепел од морска трева N од блато од сол на Монпелие. Морската трева се користела за производство на јод, но исто така содржи и бром. Balard го дестилирал бромот од раствор од пепел од морска трева заситен со хлор. Одликите на добиената супстанција беа нешто меѓу помеѓу хлорот и јодот; па така тој се обидел да докаже дека супстанцијата е јоден монохлорид (ICl), но откако не успеал да го стори тоа, бил сигурен дека нашол нов елемент и го нарекол мурид, кој произлегува од латинскиот збор muria за саламура.[7]

По француските хемичари Луис Никола Вакелин, Луј Жак Тенард и Жозеф Геј-Лисак ги одобрија експериментите на младиот аптекар Балад, резултатите беа презентирани на предавање на Академијата за наука и објавено во Annales de Chimie et Physique.[6] Во своето објавување, Балард вели дека го сменил името од мурид во бром, на предлог на М. Англада. Brôme (бром) потекнува од грчкиот βρωμος (смрдеа).[6][10] Други извори тврдат дека францускиот хемичар и физичар Жозеф Геј-Лисак го предложил името brôme за карактеристичниот мирис на пареата.[11][12] Бромот не бил произведуван во големи количини до 1858 година, кога откривањето на депозитите на солта во Штасфурт овозможило негово производство како нуспроизвод од поташа.[13]

Освен некои помали медицински апликации, првата комерцијална употреба била дагереотипија. Во 1840 година, откриено е дека бромот има некои предности во однос на претходно користената пареа на јод за да се создаде светлосензистентен слој на сребро-халид во дагеротипијата.[14]

Калиумбромидот и натриум бромидот се користеле како антиконвулзиви и седативи кон крајот на 19 и почетокот на 20 век, но постепено биле заменувани со хлорален хидрат, а потоа со барбитурати.[15] Во раните години на Првата светска војна, бромските соединенија, како што е килил бромидот, биле користени како отровен гас.[16]

Својства

уреди
 
Илустративен и сигурен примерок од бром за настава

Бром е трет халоген, кој е неметал во групата 17 од периодниот систем. Неговите својства се слични на оние на флуор, хлор и јод, и имаат тенденција да бидат нешто меѓу оние од двата соседни халогени, хлор и јод. Бром има електронска конфигурација [Ar]3d104s24p5, со седумте електрони во четвртата и најоддалечената школка кои делуваат како валентни електрони. Како и сите халогени, тоа е еден електрон помалку од целосен октет и оттука е силен оксидирачки агенс, реагирајќи со многу елементи за да ја комплетира својата надворешна обвивка.[17] Кореспондира со периодичните закони, тој е полупроизвод во електронегативноста меѓу хлорот и јодот (F: 3.98, Cl: 3.16, Br: 2.96, I: 2.66), и е помалку реактивен од хлорот и е повеќе реактивен од јод. Тоа е, исто така, послаб оксидирачки агенс од хлорот, но посилен од јодот. Спротивно на тоа, јон на бромид е послаб редуцирачки агенс отколку јодид, но посилен од хлоридот.[17] Овие сличности доведоа до тоа дека хлорот, бромот и јодот се класифицираат како еден од оригиналните триади на Јохан Волфганг Деберајнер, чија работа беше проследена со периодичниот закон за хемиски елементи.[18][19] Тоа е нешто меѓу во атомски полупречник помеѓу хлорот и јодот, што доведува до многу од неговите атомски својства да бидат слично помеѓу во вредност меѓу хлорот и јодот, како што се првата енергија на јонизација, електронскиот афинитет, енталпијата на дисоцијација на X2 молекулата (X = Cl , Br, I), јонски полупречник и должина на X-X врска.[17] Нестабилноста на бромот го нагласува својот многу продорен, задушувачки и непријатен мирис.[20]

Сите четири стабилни халогени ги доживуваат меѓумолекулските ван дер Валсови сили на привлекување, а нивната сила се зголемува заедно со бројот на електрони меѓу сите еднојадрени двоатомски халогени молекули. Така, точките на топење и вриење на бром се средни помеѓу хлорот и јодот. Како резултат на зголемената молекуларна тежина на халогените надолу во групата, густината и топлината на соединување и испарување на бромот повторно се помеѓу хлорот и јодот, иако сите нивни загревања на испарување се прилично ниски (што доведува до голема нестабилност) благодарение на нивната двоатомска молекуларна структура.[17] Халогените потемнуваат во боја, како што групата се спушта: флуор е многу бледо жолт гас, хлор е зелено-жолт, а бромот е црвеникаво-кафеава испарлива течност која се топи на −7.2 °C и врие на 58.8 °C. (Јод е во сјајна црна цврста состојба.) Овој тренд се јавува поради тоа што брановите должини на видливата светлина апсорбирани од халогените се зголемуваат групата надолу во групата.[17] Специфично, бојата на халоген, како што е бромот, е резултат на транзицијата на електрони помеѓу највисокото окупирано антитело πg молекуларен орбитал и најниското незаштитено антитело σu молекуларен орбитал.[21] Бојата избледува на ниски температури, така што цврстиот бром на −195 °C е бледо жолт.[17]

Како цврст хлор и јод, цврстиот бром кристализира во ортохомбичниот кристален систем, во слоевита решетка од Br2 молекулите. Растојанието Br-Br е 227 pm (во близина на гасното Br-Br растојание од 228 pm) и Br···Brr растојанието помеѓу молекулите е 331 pm во слој и 399 pm помеѓу слоевите (споредете го ван дер Валсовиот полупречникот на бром, 195 pm). Оваа структура значи дека бромот е многу сиромашен проводник на електрицитет, со спроводливост од околу 5 × 10−13 Ω−1 cm−1 веднаш под точката на топење, иако ова е подобро од суштински непробојната спроводливост на хлорот.[17]

При притисок од 55 GPa (приближно 540,000 пати временски атмосферски притисок) бромот подлежи на транзиција изолатор-метал. На 75 GPa се менува во лице-ориентирана орто-хомбична структура. На 100 GPa се менува во телесно-ориентирана ортохомбична едноатомска форма.[22]

Изотопи

уреди
Главна статија: Изотопи на бромот

Бром има два стабилни изотопи, 79Br и 81Br. Овие се само два природни изотопи, каде што 79Br сочинува 51% природен бром и 81Br што ги сочинува останатите 49%. И двата имаат јадрен спин 3/2- и затоа може да се користат за јадрена магнетна резонанца, иако 81Br е поповолен. Релативната дистрибуција на два изотопи во природата од 1: 1 е корисна за идентификација на соединенија што содржат бром кои користат масна спектроскопија. Другите изотопи на бром се сите радиоактивни, со период на полураспад премногу краток за да се појават во природата. Од нив најважни се 80Br (t1/2 = 17.7 min), 80mBr (t1/2 = 4.421 h) и 82Br (t1/2 = 35.28 h), кои можат да се произведат од неутронска активација на природниот бром.[17] Најстабилниот бромски радиоизотоп е 77Br (t1/2 = 57.04 h). Примарниот начин на распаѓање на изотопи полесни од 79Br е заробување на електрони до изотопи на селен; онаа на изотопи потешки од 81Br е бета распаѓање на изотопите на криптонот; и 80Br може да се распаѓа од било кој модел до стабилен 80Se или 80Kr.[23]

Хемија и соединенија

уреди
Енергија на халогенски врски (kJ/mol)[21]
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

Бром е посредник во реактивноста помеѓу хлорот и јодот и е еден од најреактивните елементи. Енергија на врските на бром имаат тенденција да бидат помали од оние на хлорот, но повисоки од оние на јод, а бромот е послаб оксидирачки агенс од хлорот, но е посилен од јодот. Ова може да се види од стандардните електродиски потенцијали на X2/X− двојките (F, +2.866 V; Cl, +1.395 V; Br, +1.087 V; I, +0.615 V; At, approximately +0.3 V). Бромзацијата често води до повисоки стадиуми на оксидација, отколку јодирање, но пониски или еднакви оксидациски состојби до хлорирање. Бром има тенденција да реагира со соединенија вклучувајќи M-M, M-H или M-C врски за да се формираат M-Br врски.[21]

Бромоводород

уреди

Наједноставно соединение на бром е бромоводород, HBr. Тоа главно се користи во производството на неоргански бромиди и алкил бромиди, и како катализатор за многу реакции во органската хемија. Индустриски, главно се произведува со реакција на водороден гас со гас на бром на 200–400 °C со платински катализатор. Сепак, намалувањето на бромот со црвен фосфор е попрактичен начин за производство на водороден бромид во лабораторијата:[24]

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

На собна температура, бромоводород е безбоен гас, како и сите водородни халиди освен водородните флуориди, бидејќи водородот не може да формира силни водородни врски на големиот и само благо електронегативен атом на бром; сепак, слабо водородно поврзување е присутно во цврст кристален водороден бромид на ниски температури, слично на структурата на водороден флуорид, пред да започне да преовладува кога температурата е зголемена.[24] Воден водороден бромид е познат како бромоводородна киселина, која е силна киселина (pKa = −9), бидејќи водородните врски со бром се премногу слаби за да ја инхибираат дисоцијацијата. Системот HBr/H2O, исто така, вклучува и многу хидрати HBr·nH2O за n = 1, 2, 3, 4 и 6, кои во суштина се соли на бромски анјони и хидрониум катјони. Бромоводородната киселина формира азеотроп со точка на вриење 124.3 °C на 47.63 g HBr на 100 g раствор; на тој начин бромоводородна киселина не може да се концентрира по оваа точка со дестилација.[25]

За разлика од водородниот флуорид, безводниот течен водороден бромид е тежок за работа како растворувач, бидејќи неговата точка на вриење е ниска, има мал течен опсег, неговата диелектрична константа е ниска и не дисоцира значително во H2Br+ и HBr−
2 јони - вторите, во секој случај, се многу помалку стабилни од бифлуоридните јони (HF−
2) поради многу слабата водородна врска помеѓу водородот и бромот, иако неговите соли со многу големи и слабо поларизирани катјони како Cs+ + и NR+
4 (R = Me, Et, Bun) сè уште може да се изолира. Безводниот водороден бромид е слаб растворувач, способен само да раствори мали молекуларни соединенија како што се нитрозил хлорид и фенол, или соли со многу ниски енергетски решетки како што се тетраалкиламинониум халиди.[25]

Други бинарни бромиди

уреди
 
Сребро бромид (AgBr)

Речиси сите елементи во периодниот систем формираат бинарни бромиди. Исклучоците се дефинитивно во мал број и потекнуваат од секој од три причини: екстремна инертност и неподготвеност да учествуваат во хемиски реакции (благородни гасови, со исклучок на ксенон во многу нестабилниот XeBr2); екстремната јадрена нестабилност ја попречува хемиската истрага пред распаѓањето и трансмутацијата (многу од најтешките елементи надвор од бизмутот); и има електронегативност повисока од бром (кислород, азот, флуор и хлор), така што произлезените бинарни соединенија формално не се бромиди, туку оксиди, нитриди, флуориди или хлориди на бром. (Сепак, азотниот трибромид е именуван како бромид, бидејќи е аналогно на другите азотни трихалиди.)[26]

Бронувањето на метали со Br2 има тенденција да дава пониски стапки на оксидација од хлорирањето со Cl2 кога постојат различни состојби на оксидација. Бромидите може да се направат со реакција на елемент или неговиот оксид, хидроксид или карбонат со бромоводородна киселина, а потоа дехидрирани со благо високи температури комбинирани со низок притисок или со безводен гас на водороден бромид. Овие методи најдобро функционираат кога производството на бромид е стабилно за хидролиза; Во спротивно, можностите вклучуваат висока температурна оксидативна броманост на елементот со бром или водороден бромид, висока температура на бронувањето на метален оксид или друг халид од бром, испарлив метален бромид, јаглерод тетрабромид или органски бромид. На пример, ниобиум(V) оксидот реагира со јаглерод тетрабромид на 370 °C за да формира ниобиум(V) бромид.[26] Друг метод е размена на халоген во присуство на вишок "реагенс за халогенирање", на пример:[26]

FeCl3 + BBr3 (вишок) → FeBr3 + BCl3

Кога се бара низок бромид, или повисок халид може да се намали користејќи водород или метал како средство за намалување, или може да се користи топлинско разложување или диспропорција, и тоа:[26]

3 WBr5 + Al топлински градиент→475°C → 240°C 3 WBr4 + AlBr3
EuBr3 + 12 H2 → EuBr2 + HBr
2 TaBr4 500°C→  TaBr3 + TaBr5

Најголем дел од бромидите од пре-транзициони метали (групи 1, 2 и 3, заедно со лантаноидите и актините во оксидационите состојби на +2 и +3) се претежно јонични, додека неметалите имаат тенденција да формираат ковалентни молекуларни бромиди, како што метали во високи оксидациски состојби од +3 и погоре. Сребрениот бромид е многу нерастворлив во вода и затоа често се користи како квалитативен тест за бром.[26]

Бромски халиди

уреди

Халогените формираат многу бинарни, дијамагнетни интерхалогени соединенија со стехиометрии XY, XY3, XY5 и XY7 (каде што X е потежок од Y), а бромот не е исклучок. Бром формира монофлуорид и монохлорид, како и трифлуорид и пентафлуорид. Некои катјонски и анјонски деривати се исто така карактеризиризирани, како што се BrF−
2, BrCl−
2, BrF+
2, BrF+
4, и BrF+
6. Освен овие, исто така познати се и некои псевдохалиди, како што се цијан бромид (BrCN), бром тиоцијанат (BrSCN) и бром азид (BrN3).[27]

Бледо-кафеавиот бром монофлуорид (BrF) е нестабилен на собна температура, диспропорционално брзо и иреверзибилно во бром, бром трифлуорид и брон пентафлуорид. Така не може да се добие чисто. Може да се синтетизира со директна реакција на елементите или со компостирање на бром и бром трифлуорид на високи температури.[27] Бром монохлорид (BrCl), црвено-кафеав гас, сосема лесно се дисоцира реверзибилно во бром и хлор на собна температура и на тој начин, исто така, не може да се добие чист, иако може да се направи со реверзибилна директна реакција на неговите елементи во гасната фаза или јаглерод тетрахлорид.[26] Бром монофлуорид во етанол лесно доведува до монобромирање на ароматичните соединенија PhX (пара-бомаминација се јавува за X = Me, But, OMe, Br, мета-бромирање се случува за деактивирање на X = –CO2Et, –CHO, –NO2); ова се должи на хетеролитичкото цепење на врската Br-F, што доведува до брза електрофилна броманост со Br+.[26]

На собна температура, бром трифлуорид (BrF3) е слама-обоена течност. Може да се формира со директно флуорирачки бром на собна температура и се прочистува преку дестилација. Тој реагира експлозивно со вода и јаглеводороди, но е помалку насилен флуорирачки реагенс од хлорен трифлуорид. Реагира енергично со бор, јаглерод, силициум, арсен, антимон, јод и сулфур за да даде флуориди, а исто така реагира и со повеќето метали и нивните оксиди: како таков, се користи за оксидација на ураниум до ураниум хексафлуорид во јадрената индустрија. Рефракторните оксиди имаат тенденција да бидат само делумно флуорирани, но тука дериватите KBrF4 и BrF2SbF6 остануваат реактивни. Бром трифлуорид е корисен неводлив јонизирачки растворувач, бидејќи лесно се дисоцира за да се формира BrF+
2 и BrF−
4 и на тој начин спроведува електрицитет.[28]

Брон пентафлуорид (BrF5) првпат беше синтетизиран во 1930 година. Тој е произведен во голема мера со директна реакција на бром со вишок флуор на температура повисока од 150 °C, а во мал размер со флуорирање на калиум бромид на 25 °C. Тоа е многу енергичен флуорирачки агенс, иако хлор трифлуорид е уште понасилен. Брон пентафлуорид експлодира при реакција со вода и флуорира силикати на 450 °C.[29]

Полибромски соединенија

уреди

Иако дибромот е силен оксидирачки агенс со висока прва енергија од јонизација, многу силни оксидирачи како што е пероксидисулфурил флуорид (S2O6F2) може да го оксидираат за да формираат црешо-црвен Br+
2 катјон. Познати се неколку други бромски катјони, имено кафеава Br+
3 и темнокафеава Br+
5.[30] Трибромидниот анјон, Br−
3, исто така се одликува; тоа е аналогна на тријодид.[27].

Бромски оксиди и оксоокиди

уреди
Стандардни редукциони потенцијали за водни Br видови[31]
E°(пар) a(H+) = 1
(киселина)		 E°(пар) a(OH−) = 1
(база)
Br2/Br− +1.052 Br2/Br− +1.065
HOBr/Br− +1.341 BrO−/Br− +0.760
BrO−
3/Br−		 +1.399 BrO−
3/Br−		 +0.584
HOBr/Br2 +1.604 BrO−/Br2 +0.455
BrO−
3/Br2		 +1.478 BrO−
3/Br2		 +0.485
BrO−
3/HOBr		 +1.447 BrO−
3/BrO−		 +0.492
BrO−
4/BrO−
3		 +1.853 BrO−
4/BrO−
3		 +1.025

Бромовите оксиди не се доволно опишани како хлоровите оксиди или пак јодните оксиди, бидејќи истите се релативно нестабилни: во еден период се размислувало дека истите и воопшто не постојат. Дибромот моноксид е темно кавена цврста супстанца, иако е релативно стабилен на −60 °C, се рапаѓа на точката на топење од −17.5 °C; и е употреблив во реакциите на бромизација[32] and may be made from the low-temperature decomposition of bromine dioxide in a vacuum. Тој оксидира јод во јод пентоксид и бензен до 1,4-бензохинон; во алкални раствори, тој дава хипобромитен анјон. Бром оксиди не се толку добро карактеризирани како хлорни и јодни оксиди, бидејќи сите тие се прилично нестабилни: некогаш се мислело дека воопшто не можат ни да постојат. Дибром моноксид е темно-кафена цврста материја која, иако е разумно стабилна на −60 °C, се распаѓа на точката на топење од −17.5 °C; тоа е корисно во реакциите на бромирање и може да се направи од нискотемпературна распаѓање на бром диоксид во вакуум. Тој оксидира јод во јод пентоксид и бензен до 1,4-бензохинон; во алкални раствори, тој дава хипобромитен анјон.[33]

Таканаречениот "бром диоксид", бледо жолто кристално цврсто тело, може подобро да се формулира како бром пербромат, BrOBrO3. Тој е топлински нестабилен над −40 °C, насилно се распаѓа на неговите елементи на 0 °C. Дибром триоксид, син-BrOBrO2, исто така е познат; тоа е анхидрид на хипобромна киселина и бромска киселина. Тоа е портокалова кристална цврста материја која се распаѓа над −40 °C; ако премногу брзо се загрее, експлодира околу 0 °C. Исто така, се познати и неколку други нестабилни радикални оксиди, како што се и некои слабо карактеризирани оксиди, како што се дибром пентоксид, трибромски октоксид и бромо-триоксид.[33]

Четирите оксоокиди, хипобромна киселина (HOBr), бромова киселина (HOBrO), бромична киселина (HOBrO2) и пербромна киселина (HOBrO3), се подобро проучени поради нивната поголема стабилност, иако тие се само во воден раствор. Кога бромот се раствора во воден раствор, се јавуваат следните реакции:[31]

Br2 + H2O   HOBr + H+ + Br− Kac = 7.2 × 10−9 mol2 l−2
Br2 + 2 OH−   OBr− + H2O + Br− Kalk = 2 × 108 mol−1 l

Хипобромната киселина е нестабилна за диспропорционализација. Така, хипобромитните јони се формираа непропорционално за да се даде бромид и бромат:[31]

3 BrO−   2 Br− + BrO−
3		 K = 1015

Бромските киселини и бромити се многу нестабилни, иако се познати стронциум и бариум бромити.[34] Поважни се броматите, кои се подготвуваат во мали размери со оксидација на бромид од воден хипохлорит и се силни оксидирачки агенси. За разлика од хлоратите, кои многу бавно се диспропорционални на хлоридот и перхлорат, броматниот анјон е стабилен за диспропорционализација и во кисели и во водени раствори. Бромска киселина е силна киселина. Бромиди и бромати може да се споредат со броми како што следува:[34]

BrO−
3 + 5 Br− + 6 H+ → 3 Br2 + 3 H2O

Имаше многу неуспешни обиди да се добијат пербромати и пермоновата киселина, што доведе до некои рационализации за тоа зошто тие не треба да постојат, сè до 1968 година кога анјон првпат бил синтетизиран од радиоактивниот бета распад на нестабилна 83
SeO2−
4. Денес, перброматите се произведуваат со оксидација на алкални броматни раствори со гас на флуор. Вишокот бромат и флуорид се преципитираат како сребро бромат и калциум флуорид, а растворот на пербромна киселина може да се прочисти. Перброматскиот јон е прилично инертен на собна температура, но е термодинамички исклучително оксидирачки, со екстремно силни оксидирачки агенси потребни за да се произведе, како што се флуор или ксенон дифлуорид. Врската Br-O во BrO−
4 е прилично слаба, што одговара на општата неподготвеност на 4p елементите (особено арсен, селен и бром) за постигнување на нивната максимална можна оксидациона состојба, како што доаѓаат по скандидната контракција која се одликува со слаба заштитеност што ја даваат радијално-бесконечните 3d орбитали.[35]

Органобромни соединенија

уреди
Главна статија: Органобромно соединение
 
Структура на N-бромосукцинимид, обичен бронзиониран реагенс во органската хемија

Како и другите јаглеродно-халогени врски, врската C-Br е честа функционална група која е дел од основната органска хемија. Формално, соединенијата со оваа функционална група може да се сметаат за органски деривати на бромидните анјони. Поради разликата на електронегативноста помеѓу бром (2.96) и јаглерод (2.55), јаглеродот во врска со C-Br е електронски дефициентен и на тој начин е електрофилен. Реактивноста на органобромските соединенија наликува, но е меѓусебна помеѓу реактивноста на органохлорните и органоидните соединенија. За многу апликации, органобромиди претставуваат компромис за реактивност и вредност.[36]

Органобромиди обично се произведуваат со додаток или супститутивна бромација на други органски претходници. Самиот бром може да се користи, но поради неговата токсичност и нестабилност, вообичаено се користат побезбедни бромизиони реагенси, како што се N-бромосукцинимид. Главните реакции за органобромиди вклучуваат дехидробромирање, Грињарова реакција, редуктивно спојување и нуклеофилна супституција.[36]

Органобромидите се најчести органохалиди во природата, иако концентрацијата на бромид е само 0,3% од онаа за хлоридот во морската вода, поради лесната оксидација на бромидот до еквивалент на Br+, потентен електрофил. Оваа ензим бромопероксидаза ја катализира оваа реакција.[37] Се проценува дека океаните ќе ослободат 1-2 милиони тони бромоформ и 56.000 тони бромометан годишно.[38]

 
Додаток на бром на реакција на алкени

Еден стар квалитативен тест за присуство на функционалната група на алкени е дека алкените ги претвораат кафените водени бромски раствори безбојни, формирајќи бромохидрин, а исто така се произведуваат и некои од дибромоалканите. Реакцијата поминува низ краткотраен силно електрофиличен бромониум интермедијатор. Ова е пример за реакција на халогенски додатоци.[39]

Појавување и производство

уреди
 
Поглед на калапи за испарување на сол на Мртвото Море, каде што Јордан (десно) и Израел (лево) произведуваат сол и бром 31°9′0″N 35°27′0″E / 31.15000° СГШ; 35.45000° ИГД / 31.15000; 35.45000

Бромот е значително помалку изобилен во кората од флуор или хлор, кој содржи само 2.5 дела на милион од Земјините корални карпи, а потоа само како соли на бромид. Тоа е четириесет и шестиот најобичен елемент во Земјината кора. Тој е значително повеќе во изобилство во океаните, што произлегува од долготрајното истекување. Таму, тој сочинува 65 дела на милион, што одговара на соодносот од околу еден атом на бром за секој 660 атоми на хлор. Солените езера и бунарските бунари може да имаат повисоки концентрации на бром: на пример, Мртвото Море содржи 0,4% бромидни јони.[40] Од овие извори, извлекувањето на броми е главно економски изводливо.[41][42][43]

Главните извори на бром се во САД и Израел. Елементот е ослободен со халогенска размена, со користење на хлорен гас за оксидирање на Br− до Br2. Ова потоа се отстранува со експлозија на пареа или воздух, а потоа се кондензира и се прочистува. Денес, бромот се транспортира во метални тапани со голем капацитет или резервоари со олово, кои можат да содржат стотици килограми или дури тони бром. Бромската индустрија е околу една стотина од големината на индустријата за хлор. Лабораториското производство е непотребно, бидејќи бромот е комерцијално достапен и има долг рок на траење.[44]

Апликации

уреди

Широк спектар на органобромидни соединенија се користат во индустријата. Некои се подготвени од бром, а други се подготвуваат од бромоводород, кој се добива со согорување на водород во бром.[45]

Пламени заштитници

уреди
 
Тетрабромбисфенол А

Бромирани пламени заштитници претставуваат материјали од растечка важност, и ја сочинуваат најголемата комерцијална употреба на бром. Кога бромираниот материјал гори, пламениот заштитник создава бромоводородна киселина која се меша во радикалната верижна реакција на оксидационата реакција на огнот. Механизмот е дека високо реактивните радикали на водород, радикалите на кислород и хидрокси радикалите реагираат со бромоводородна киселина за да формираат помалку реактивни бромски радикали (т.е. слободни атоми на бром). Атомите на бром, исто така, можат да реагираат директно со други радикали за да помогнат во прекинувањето на реакциите на слободните радикали кои го карактеризираат согорувањето.[46][47]

За да се направат бромирани полимери и пластика, соединенијата што содржат бром можат да бидат вградени во полимерот за време на полимеризација. Еден метод е да се вклучи релативно мала количина на бромиран мономер за време на процесот на полимеризација. На пример, винил бромидот може да се користи во производството на полиетилен, поливинил хлорид или полипропилен. Може да се додадат и специфични високобромирани молекули кои учествуваат во процесот на полимеризација. На пример, тетрабромбисфенолот АA може да се додаде на полиестери или епоксидни смоли, каде што станува дел од полимерот. Епоксиди што се користат во печатени плочки се вообичаено направени од такви пламени заштитни смоли, означени со FR во кратенката на производите (FR-4 и FR-2). Во некои случаи, соединението што содржи бром може да се додаде по полимеризација. На пример, декабромидфенил етер може да се додаде во финалните полимери.[48]

Голем број на гасовити или високопроменливи бромирани соединенија на халометан се нетоксични и создаваат супериорни средства за суспензија на оган од истиот механизам и се особено ефикасни во затворен простор како што се подморници, авиони и вселенски летала. Сепак, тие се скапи и нивното производство и употреба во голема мера се намалени поради нивниот ефект како агенси за осиромашување на озон. Тие веќе не се користат во рутинските противпожарни апарати, но ги задржуваат ниши користења во воздушната и воената автоматска заштита од пожар. Тие вклучуваат бромохлорометан (Halon 1011, CH2BrCl), бромохлоридифлуорометан (Halon 1211, CBrClF2) и бромофлуорометан (Halon 1301, CBrF3).[49]

Други намени

уреди

Сребро бромидот се користи, или сам или во комбинација со сребро хлорид и сребро јодид, како светлинска осетлива компонента на фотографските емулзии.[44]

Етилен бромидот е додаток во бензините кои содржат оловни анти-моторно тропање агенси. Тој го отстранува оловото со формирање испарлив оловен бромид, кој е исцрпен од моторот. Оваа апликација изнесува 77% од употребата на бром во САД во 1966 година. Оваа апликација е намалена од 1970-тите поради регулативите за заштита на животната средина (види подолу).[50]

Отровниот бромометан беше широко употребуван како пестицид за фумигање на почвата и за фумигација на домувањето, со методот на шатори. На сличен начин се користел и етилен бромид.[51] Овие испарливи органобромидни соединенија сега се регулирани како агенси за осиромашување на озонската слој. Монтреалскиот протокол за супстанциите што ја осиромашуваат озонската обвивка го предвидоа постепеното олеснување на хемикалијата што го осиромашува до 2005 година, а органобромид пестициди веќе не се користат (во фумигацијата за домување тие се заменети со такви соединенија како сулфурил флуорид, кои не содржат ниту хлор или бромски органски материи кои го оштетуваат озонот). Пред протоколот од Монтреал во 1991 година (на пример) околу 35.000 тони хемикалија се користеле за контрола на нематоди, габи, плевели и други заболувања што се пренесуваат преку почвата.[52][53]

Во фармакологија, неорганските бромидни соединенија, особено калиум бромидот, често се користеле како општи седативи во 19 и почетокот на 20 век. Бромиди во форма на едноставни соли сè уште се користат како антиконвулзиви во ветеринарната и човечката медицина, иако последната употреба варира од земја до земја. На пример, американската администрација за храна и лекови (АХЛ) не одобрува бромид за лекување на било која болест, а во 1975 година била отстранета од прекумерни седативни производи како Бромо-Селцер.[54] Комерцијално достапни органобромски лекови вклучуваат вазодилататор никерголин, седативниот бротизолам, агенсот за антиканцер пипоброман и антисептичниот мербром. Инаку, органобромските соединенија ретко се фармацевтски корисни, за разлика од состојбата на органофлуорни соединенија. Неколку лекови се произведуваат како соли на бромид (или еквиваленти, хидробромид), но во такви случаи бромидот служи како безопасен контраин без биолошко значење.[36]

Други употреби на органобромските соединенија вклучуваат течности за дупчење со висока густина, бои (како што се тиријна виолетова и индикатор бромотимол сино) и лекови. Самиот бром, како и некои од неговите соединенија, се користи во воден третман и е претходник на различни неоргански соединенија со огромен број на апликации (на пример, сребро бромид за фотографија).[44] Цинк-бром батерии се хибриден проток батерии кои се користат за стационарни електрична енергија резерви и складирање; од скала на домаќинство до индустриска скала.

Биолошка улога и токсичност

уреди
Главни статии: Ванадиум бромопероксидаза и Бромизам
Бром
Опасност
GHS-ознаки:
Пиктограми
    
Сигнални зборови
 Опасност
Изјави за опасност
 H314, H330, H400
Изјави за претпазливост
 P260, P273, P280, P284, P305+P351+P338, P310 [55]
NFPA 704
3
0
0
Дополнителни податоци
Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи
 
2-октил 4-бромо-3-оксобутаноат, органобромно соединение пронајдено во ’рбетномозочната течност на цицачи

Студијата од 2014 година сугерира дека бромот (во форма на јон на бромид) е неопходен кофактор во биосинтезата на колаген IV, што го прави елемент од суштинско значење за архитектурата на базичната мембрана и развојот на ткивата кај животните.[57] Сепак, не се документирани јасни симптоми на лишување или синдроми.[58] Во други биолошки функции, бромот може да биде несуштински, но сè уште корисен кога зазема место на хлор. На пример, во присуство на водород пероксид, H2O2, формиран од еозинофил и хлорид или бромидни јони, еозинофил пероксидазата обезбедува моќен механизам со кој еозинофилите ги убиваат повеќеклеточните паразити (како што се, на пример, нематодните црви вклучени во филаријаза) и некои бактерии (како што е туберкулозна бактерија). Еозинофил пероксидаза е халопероксидаза која за оваа намена претпочита употреба на бромид преку хлорид, генерирање на хипобромит (хипобромна киселина), иако е можна употреба на хлорид.[59]

Иако α-халоетерите генерално се сметаат за високо реактивни, а со тоа и токсичните меѓупроизводи во органската синтеза, цицачите, вклучувајќи ги и луѓето, мачките и стаорците, се чини дека ги биосинтетизираат траги на α-бромоестер, 2-октил 4-бромо-3-оксобутаноат, кој се наоѓа во нивната ’рбетномозочна течност и се појавува да игра уште нејасна улога во поттикнувањето на РЕМ спиењето.[60] Човечките неутрофили користат миелопероксидаза, H2O2 и Br(-) за бромат деоксицитидин, кој е мутаген, па реакциите на реакциите на халогенирање со бром може да бидат одговорни за некои човечки карциноми.[61] Морските организми се главен извор на органоброми соединенија, и во овие организми есенцијалноста на бромот е на многу поцврста почва. Повеќе од 1600 такви органобромидни соединенија се идентификувани до 1999 година. Најзастапен е метил бромид (CH3Br), од кој секоја година секоја година морските алги произведуваат околу 56.000 тони.[62] Есенцијалното масло на хавајската алга Аспарагопсис таксиформис се состои од 80% бромоформ.[63] Повеќето такви органоброми соединенија во морето се направени со дејство на единствен алгински ензим, ванадиум бромопероксидаза.[64]

Бромидниот анјон не е многу токсичен: нормалниот дневен внес е 2 до 8 milligrams.[58] Сепак, високите нивоа на бромид хронично ја нарушуваат мембраната на невроните, кои прогресивно ја нарушуваат невронската трансмисија, што доведува до токсичност, позната како бромизам. Бромидот има полуживот на елиминација од 9 до 12 дена, што може да доведе до прекумерна акумулација. Дозите од 0,5 до 1 грам дневно на бромид може да доведат до бромизам. Историски гледано, терапевтската доза на бромид е околу 3 до  грама бромид, со што се објаснува зошто хроничната токсичност (бромизам) некогаш била толку честа појава. Додека значајни и понекогаш сериозни нарушувања се јавуваат кај невролошки, психијатриски, дерматолошки и гастроинтестинални функции, смртта од бромизам е ретка.[65] Бромизмот е предизвикан од невротоксичен ефект врз мозокот, што резултира со сомноленција, психоза, напади и делириум.[66]

Елементарниот бром е токсичен и предизвикува хемиски изгореници на човечко месо. Вдишувањето на бром гас резултира со слична иритација на респираторниот тракт, предизвикувајќи кашлање, гушење и отежнато дишење и смртт ако се вдише во доволно големи количини. Хроничната изложеност може да доведе до чести бронхијални инфекции и општо влошување на здравјето. Како силен оксидирачки агенс, бромот е некомпатибилен со повеќето органски и неоргански соединенија.[67] Потребна е претпазливост при транспорт на бром; најчесто се носат во челични резервоари наредени со олово, поддржани од силни метални рамки.[44] Управата за безбедност и здравје при работа (OSHA) на Соединетите Американски Држави утврди дозволен лимит на изложеност (PEL) за бром со временско пондериран просек (TWA) од 0.1 ppm. Националниот институт за безбедност и здравје при работа (NIOSH) утврди препорачана граница на изложеност (REL) од TWA 0,1 ppm и краткорочна граница од 0,3 ppm. Изложеноста на бром што е веднаш опасна за животот и здравјето (IDLH) е 3 ppm.[68] Бром е класифициран како исклучително опасна супстанција во САД како што е дефинирано во Дел 302 од американскиот план за вонредно планирање и право на Заедницата за право на знаење (42 U.S.C. 11002) и е предмет на строги барања за известување од страна на објекти кои произведуваат, или да го користите во значителни количини.[69]

Надворешни врски

уреди
  1. ↑ Conventional Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. ↑ Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  3. ↑ 3,0 3,1 Haynes, William M., уред. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (XCII. изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. стр. 4.121. ISBN 1439855110.
  4. ↑ Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Lide, D. R., уред. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXVI. изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5.
  5. ↑ Löwig, Carl Jacob (1829). „Das Brom und seine chemischen Verhältnisse“ [Bromine and its chemical relationships] (германски). Heidelberg: Carl Winter. Наводот journal бара |journal= (help)
  6. ↑ 6,0 6,1 6,2 Balard, A. J. (1826). „Mémoire sur une substance particulière contenue dans l'eau de la mer“ [Memoir on a peculiar substance contained in sea water]. Annales de Chimie et de Physique. 2nd series (француски). 32: 337–381.
  7. ↑ 7,0 7,1 Balard, Antoine (1826). „Memoir on a peculiar Substance contained in Sea Water“. Annals of Philosophy. 28: 381–387 and 411–426.
  8. ↑ Weeks, Mary Elvira (1932). „The discovery of the elements: XVII. The halogen family“. Journal of Chemical Education. 9 (11): 1915. Bibcode:1932JChEd...9.1915W. doi:10.1021/ed009p1915.
  9. ↑ Landolt, Hans Heinrich (1890). „Nekrolog: Carl Löwig“. Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 23 (3): 905–909. doi:10.1002/cber.18900230395.
  10. ↑ Vauquelin, L. N.; Thenard, L.J.; Gay-Lussac, J.L. (1826). „Rapport sur la Mémoire de M. Balard relatif à une nouvelle Substance“ [Report on a memoir by Mr. Balard regarding a new substance]. Annales de Chimie et de Physique. 2nd series (француски). 32: 382–384.
  11. ↑ On page 341 of his article, A. J. Balard (1826) "Mémoire sur une substance particulière contenue dans l'eau de la mer" [Memoir on a peculiar substance contained in sea water], Annales de Chimie et de Physique, 2nd series, vol. 32, pp. 337–381, Balard states that Mr. Anglada persuaded him to name his new element brôme. However, on page 382 of the same journal – "Rapport sur la Mémoire de M. Balard relatif à une nouvelle Substance" [Report on a memoir by Mr. Balard regarding a new substance], Annales de Chimie et de Physique, series 2, vol. 32, pp. 382–384. – a committee of the French Academy of Sciences claimed that they had renamed the new element brôme.
  12. ↑ Wisniak, Jaime (2004). „Antoine-Jerôme Balard. The discoverer of bromine“ (PDF). Revista CENIC Ciencias Químicas. 35 (1): 35–40. Архивирано од изворникот (PDF) на 2016-03-25. Посетено на 2019-02-10.
  13. ↑ Greenwood and Earnshaw, p. 790
  14. ↑ Barger, M. Susan; White, William Blaine (2000). The Daguerreotype: Nineteenth-century Technology and Modern Science. Technological Practice of Daguerreotypy. JHU Press. стр. 31–35. ISBN 978-0-8018-6458-2.
  15. ↑ Shorter, Edward (1997). A History of Psychiatry: From the Era of the Asylum to the Age of Prozac. John Wiley and Sons. стр. 200. ISBN 978-0-471-24531-5.
  16. ↑ Corey J Hilmas, Jeffery K Smart, Benjamin A Hill (2008). Medical Aspects of Chemical Warfare (PDF). Chapter 2: History of Chemical Warfare (pdf). Borden Institute. стр. 12–14.CS1-одржување: повеќе имиња: список на автори (link)
  17. ↑ 17,0 17,1 17,2 17,3 17,4 17,5 17,6 17,7 Greenwood and Earnshaw, pp. 800–4
  18. ↑ „Johann Wolfgang Dobereiner“. Purdue University. Архивирано од изворникот на 2014-11-14. Посетено на 2008-03-08.
  19. ↑ „A Historic Overview: Mendeleev and the Periodic Table“ (PDF). NASA. Посетено на 2008-03-08.
  20. ↑ Greenwood and Earnshaw, p. 793–4
  21. ↑ 21,0 21,1 21,2 Greenwood and Earnshaw, pp. 804–9
  22. ↑ Duan, Defang; и др. (2007-09-26). „Ab initio studies of solid bromine under high pressure“. Physical Review B. 76 (10): 104113. Bibcode:2007PhRvB..76j4113D. doi:10.1103/PhysRevB.76.104113.
  23. ↑ Audi, G.; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra, A. H. (2003). „The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties“ (PDF). Nuclear Physics A. 729 (1): 3–128. Bibcode:2003NuPhA.729....3A. CiteSeerX 10.1.1.692.8504. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. Архивирано од изворникот (PDF) на 2011-07-20.
  24. ↑ 24,0 24,1 Greenwood and Earnshaw, pp. 809–12
  25. ↑ 25,0 25,1 Greenwood and Earnshaw, pp. 812–6
  26. ↑ 26,0 26,1 26,2 26,3 26,4 26,5 26,6 Greenwood and Earnshaw, pp. 821–4
  27. ↑ 27,0 27,1 27,2 Greenwood and Earnshaw, pp. 824–8
  28. ↑ Greenwood and Earnshaw, pp. 828–31
  29. ↑ Greenwood and Earnshaw, pp. 832–5
  30. ↑ Greenwood and Earnshaw, pp. 842–4
  31. ↑ 31,0 31,1 31,2 Greenwood and Earnshaw, pp. 853–9
  32. ↑ Perry, Dale L.; Phillips, Sidney L. (1995), Handbook of Inorganic Compounds, CRC Press, стр. 74, ISBN 978-0-8493-8671-8, Посетено на 25 August 2015
  33. ↑ 33,0 33,1 Greenwood and Earnshaw, pp. 850–1
  34. ↑ 34,0 34,1 Greenwood and Earnshaw, pp. 862–5
  35. ↑ Greenwood and Earnshaw, pp. 871–2
  36. ↑ 36,0 36,1 36,2 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.
  37. ↑ Carter-Franklin, Jayme N.; Butler, Alison (2004). „Vanadium Bromoperoxidase-Catalyzed Biosynthesis of Halogenated Marine Natural Products“. Journal of the American Chemical Society. 126 (46): 15060–6. doi:10.1021/ja047925p. PMID 15548002.
  38. ↑ Gribble, Gordon W. (1999). „The diversity of naturally occurring organobromine compounds“. Chemical Society Reviews. 28 (5): 335–346. doi:10.1039/a900201d.
  39. ↑ Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart (2012). Organic Chemistry (2. изд.). Oxford University Press. стр. 427–9. ISBN 978-0-19-927029-3.
  40. ↑ Greenwood and Earnshaw, pp. 795–6
  41. ↑ Tallmadge, John A.; Butt, John B.; Solomon Herman J. (1964). „Minerals From Sea Salt“. Ind. Eng. Chem. 56 (7): 44–65. doi:10.1021/ie50655a008.
  42. ↑ Oumeish, Oumeish Youssef (1996). „Climatotherapy at the Dead Sea in Jordan“. Clinics in Dermatology. 14 (6): 659–664. doi:10.1016/S0738-081X(96)00101-0.
  43. ↑ Al-Weshah, Radwan A. (2008). „The water balance of the Dead Sea: an integrated approach“. Hydrological Processes. 14 (1): 145–154. Bibcode:2000HyPr...14..145A. doi:10.1002/(SICI)1099-1085(200001)14:1<145::AID-HYP916>3.0.CO;2-N.
  44. ↑ 44,0 44,1 44,2 44,3 Greenwood and Earnshaw, pp. 798–9
  45. ↑ Mills, Jack F. (2002). Bromine: in Ullmann's Encyclopedia of Chemical Technology. Bromine. Weinheim: Wiley-VCH Verlag. doi:10.1002/14356007.a04_391. ISBN 978-3527306732.
  46. ↑ Green, Joseph (1996). „Mechanisms for Flame Retardancy and Smoke suppression – A Review“. Journal of Fire Sciences. 14 (6): 426–442. doi:10.1177/073490419601400602.
  47. ↑ Kaspersma, Jelle; Doumena, Cindy; Munrob Sheilaand; Prinsa, Anne-Marie (2002). „Fire retardant mechanism of aliphatic bromine compounds in polystyrene and polypropylene“. Polymer Degradation and Stability. 77 (2): 325–331. doi:10.1016/S0141-3910(02)00067-8.
  48. ↑ Weil, Edward D.; Levchik, Sergei (2004). „A Review of Current Flame Retardant Systems for Epoxy Resins“. Journal of Fire Sciences. 22: 25–40. doi:10.1177/0734904104038107.
  49. ↑ 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
  50. ↑ Alaeea, Mehran; Ariasb, Pedro; Sjödinc, Andreas; Bergman, Åke (2003). „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. doi:10.1016/S0160-4120(03)00121-1. PMID 12850087.
  51. ↑ Lyday, Phyllis A. „Mineral Yearbook 2007: Bromine“ (PDF). United States Geological Survey. Посетено на 2008-09-03.
  52. ↑ Messenger, Belinda; Braun, Adolf (2000). „Alternatives to Methyl Bromide for the Control of Soil-Borne Diseases and Pests in California“ (PDF). Pest Management Analysis and Planning Program. Архивирано од изворникот (PDF) на 2010-04-21. Посетено на 2008-11-17.
  53. ↑ Decanio, Stephen J.; Norman, Catherine S. (2008). „Economics of the "Critical Use" of Methyl bromide under the Montreal Protocol“. Contemporary Economic Policy. 23 (3): 376–393. doi:10.1093/cep/byi028.
  54. ↑ Samuel Hopkins Adams (1905). The Great American fraud. Press of the American Medical Association. Посетено на 2011-06-25.
  55. ↑ „Bromine 207888“.
  56. ↑ „Msds - 207888“.
  57. ↑ McCall AS; Cummings CF; Bhave G; Vanacore R; Page-McCaw A; и др. (2014). „Bromine Is an Essential Trace Element for Assembly of Collagen IV Scaffolds in Tissue Development and Architecture“. Cell. 157 (6): 1380–92. doi:10.1016/j.cell.2014.05.009. PMC 4144415. PMID 24906154.
  58. ↑ 58,0 58,1 Nielsen, Forrest H. (2000). Possibly Essential Trace Elements. Clinical Nutrition of the Essential Trace Elements and Minerals. стр. 11–36. doi:10.1007/978-1-59259-040-7_2. ISBN 978-1-61737-090-8.
  59. ↑ Mayeno AN; Curran AJ; Roberts RL; Foote CS (1989). „Eosinophils preferentially use bromide to generate halogenating agents“. J. Biol. Chem. 264 (10): 5660–8. PMID 2538427.
  60. ↑ Gribble, Gordon W. (1999-01-01). „The diversity of naturally occurring organobromine compounds“. Chemical Society Reviews (англиски). 28 (5): 335–346. Bibcode:2012ChSRv..41.6507P. doi:10.1039/A900201D. ISSN 1460-4744.
  61. ↑ Henderson JP; Byun J; Williams MV; Mueller DM (2001). „Production of brominating intermediates by myeloperoxidase“. J. Biol. Chem. 276 (11): 7867–75. doi:10.1074/jbc.M005379200. PMID 11096071.
  62. ↑ Gribble, Gordon W. (1999). „The diversity of naturally occurring organobromine compounds“. Chemical Society Reviews. 28 (5): 335–346. Bibcode:2012ChSRv..41.6507P. doi:10.1039/a900201d.
  63. ↑ Burreson, B. Jay; Moore, Richard E.; Roller, Peter P. (1976). „Volatile halogen compounds in the alga Asparagopsis taxiformis (Rhodophyta)“. Journal of Agricultural and Food Chemistry. 24 (4): 856–861. doi:10.1021/jf60206a040.
  64. ↑ Butler, Alison; Carter-Franklin, Jayme N. (2004). „The role of vanadium bromoperoxidase in the biosynthesis of halogenated marine natural products“. Natural Product Reports. 21 (1): 180–8. doi:10.1039/b302337k. PMID 15039842.
  65. ↑ Olson, Kent R. (1 November 2003). Poisoning & drug overdose (4. изд.). Appleton & Lange. стр. 140–141. ISBN 978-0-8385-8172-8.
  66. ↑ Galanter, Marc; Kleber, Herbert D. (1 July 2008). The American Psychiatric Publishing Textbook of Substance Abuse Treatment (4. изд.). United States of America: American Psychiatric Publishing Inc. стр. 217. ISBN 978-1-58562-276-4.
  67. ↑ Science Lab.com. „Material Safety Data Sheet: Bromine MSDS“. sciencelab.com. Архивирано од изворникот на 2017-11-15. Посетено на 27 October 2016.
  68. ↑ „Џебен водич за опасните хемиски материи #0064“. Национален институт за безбедност и здравје при работа (NIOSH). (англиски)
  69. ↑ „40 C.F.R.: Appendix A to Part 355—The List of Extremely Hazardous Substances and Their Threshold Planning Quantities“ (PDF) (July 1, 2008. изд.). United States Government Publishing Office. Посетено на October 29, 2011. Наводот journal бара |journal= (help)

Библиографија

уреди
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. изд.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Бром&oldid=5273593“