Eigenschaften
[ Ar ] 3 d 10 4 s 2 4 p 5 35 Br Periodensystem
Allgemein
Name , Symbol , Ordnungszahl	Brom, Br, 35
Elementkategorie	Halogene
Gruppe , Periode , Block	17 , 4 , p
Aussehen	gasformig: rotbraun flussig: rotbraun fest: metallisch glanzend
CAS-Nummer	7726-95-6
EG-Nummer	231-778-1
ECHA -InfoCard	100.028.890
Massenanteil an der Erdhulle	6,0 ppm (43. Rang) [1]
Atomar [2]
Atommasse	79,904 (79,901 ? 79,907) [3] u
Atomradius (berechnet)	115 (94) pm
Kovalenter Radius	120 pm
Van-der-Waals-Radius	185 pm
Elektronenkonfiguration	[ Ar ] 3 d 10 4 s 2 4 p 5
1. Ionisierungsenergie	11 . 81381(6) eV [4] ? 1 139 . 86 kJ / mol [5]
2. Ionisierungsenergie	21 . 591 eV [4] ? 2 083 . 2 kJ/mol [5]
3. Ionisierungsenergie	34 . 871(19) eV [4] ? 3 364 . 5 kJ/mol [5]
4. Ionisierungsenergie	47 . 782(12) eV [4] ? 4 610 . 3 kJ/mol [5]
5. Ionisierungsenergie	59 . 595(25) eV [4] ? 5 750 kJ/mol [5]
6. Ionisierungsenergie	87 . 390(25) eV [4] ? 8 431 . 9 kJ/mol [5]
7. Ionisierungsenergie	103 . 03(19) eV [4] ? 9 941 kJ/mol [5]
Physikalisch [2]
Aggregatzustand	flussig
Kristallstruktur	orthorhombisch
Dichte	3,12 g·cm ?3 [6] bei 300 K
Magnetismus	diamagnetisch ( χ m = ?2,8 · 10 ?5 ) [7]
Schmelzpunkt	265,8 K (?7,3 °C)
Siedepunkt	331,7 K [8] (58,5 °C)
Molares Volumen	(fest) 19,78 · 10 ?6 m 3 ·mol ?1
Verdampfungsenthalpie	30 kJ/mol [8]
Schmelzenthalpie	5,8 kJ·mol ?1
Dampfdruck	2,2 · 10 4 [6] Pa bei 293 K
Warmeleitfahigkeit	0,12 W ·m ?1 ·K ?1
Chemisch [2]
Oxidationszustande	±1, 3, 5, 7
Normalpotential	1,066 V (Br + e ? → Br ? )
Elektronegativitat	2,96 ( Pauling-Skala )
Isotope
Isotop NH t 1/2 ZA ZE (M eV ) ZP 77 Br {syn.} 57,036 h ε 1,365 77 Se 78 Br {syn.} 6,46 min ε 3,574 78 Se 79 Br 50,69  % Stabil 80 Br {syn.} 17,68 min β ? 2,004 80 Kr ε 1,871 80 Se 81 Br 49,31 % Stabil 82 Br {syn.} 35,30 h β ? 3,093 82 Kr 83 Br {syn.} 2,40 h β ? 0,972 83 Kr
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR -Eigenschaften
Spin- Quanten- zahl I γ in rad · T ?1 · s ?1 E r  ( 1 H) f L bei B = 4,7 T in MHz 79 Br 3/2 6,73 · 10 7 81 Br 3/2 7,25 · 10 7
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus  Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP) , [9] ggf. erweitert [6] Gefahr H- und P-Satze H: 330 ​‐​ 314 ​‐​ 400 P: 260 ​‐​ 273 ​‐​ 280 ​‐​ 303+361+353 ​‐​ 304+340+310 ​‐​ 305+351+338 [6]
MAK	Schweiz: 0,1 ml·m ?3 bzw. 0,7 mg·m ?3 [10]
Toxikologische Daten	2600 mg·kg ?1 ( LD 50 ,  Ratte ,  oral ) [11] 3100 mg·kg ?1 ( LD 50 ,  Maus ,  oral ) [11] 14 mg·kg ?1 ( LD Lo ,  Mensch ,  oral ) [12] 1000 ppm ( LC Lo ,  Mensch ,  inh. ) [12]
Soweit moglich und gebrauchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen .

Brom [ b?oːm ] ( altgriechisch βρ?μο? br?mos ?Gestank“) ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Br und der Ordnungszahl  35. Im Periodensystem steht es in der 7. Hauptgruppe, bzw. der 17.  IUPAC-Gruppe und gehort damit zusammen mit Fluor , Chlor , Iod , Astat und Tenness zu den Halogenen . Elementares Brom liegt unter Normbedingungen (Temperatur = 0 °C und Druck = 1 atm) in Form des zweiatomigen Molekuls Br ₂ in flussiger Form vor. Brom und Quecksilber sind die einzigen naturlichen Elemente, die unter Normbedingungen flussig sind.

In der Natur kommt Brom nicht elementar, sondern nur in verschiedenen Verbindungen vor. Die wichtigsten Verbindungen sind die Bromide , in denen Brom in Form des Anions Br ^? auftritt. Die bekanntesten Bromide sind Natriumbromid und Kaliumbromid . Bromide sind ein Bestandteil des Meerwassers und besitzen einige biologische Funktionen.

Entdeckung [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Brom wurde 1826 durch den franzosischen Chemiker Antoine-Jerome Balard aus Meeresalgen der Salzwiesen bei Montpellier gewonnen und von diesem als bisher unbekannter Stoff erkannt.

Bereits zwei Jahre vor Balard stellte der deutsche Chemiker Justus von Liebig 1824 unwissentlich elementares Brom her. Er hatte den Auftrag, die Salzsolen von Salzhausen ^[13] zu analysieren, da die Stadt ein Kurbad plante. ^[14] Bei der Untersuchung dieser Sole fand Liebig eine neue Substanz, die er als Iodchlorid deutete. 13 Jahre spater gab er zu, dass ihn seine nachlassige Analyse um die Entdeckung eines neuen Elements gebracht habe. Liebig schrieb dazu: ?Ich kenne einen Chemiker, der, als er in Kreuznach war, die Mutterlaugen der Saline untersuchte.“ Im Weiteren beschrieb er dann sein Missgeschick und schloss mit den Worten: ?Seit dieser Zeit hat er keine Theorien mehr aufgestellt, wenn sie nicht durch unzweifelhafte Experimente unterstutzt und bestatigt wurden; und ich kann vermelden, dass er daran nicht schlecht getan hat.“ ^{[15] [16]}

Auch Karl Lowig hat sich mit Brom befasst, das er bereits vor 1825 durch Einleiten von Chlor in Kreuznacher Solewasser gewann, jedoch kam Balard ihm mit der Publikation seiner Entdeckung zuvor.

Eine industrielle Produktion erfolgte ab 1860. Aufgrund seines stechenden Geruchs schlug Joseph Louis Gay-Lussac den Namen ?Brom“ ( griech. fur ?Bocks gestank der Tiere“ ^[17] ) vor.

Vorkommen [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Brom kommt in Form von Bromiden, den Salzen der Bromwasserstoffsaure , vor. Mengenmaßig finden sich die großten Vorkommen als geloste Bromide im Meerwasser. Auch Vorkommen naturlicher Salzlagerstatten (Stein- und Kalisalze) enthalten geringe Anteile an Kaliumbromid und Kaliumbromat . Brom kann auch in der Atmosphare in der Form von molekularem Brom und Bromoxid vorkommen und kann die atmospharische Ozonchemie maßgeblich beeinflussen und dabei uber weite Distanzen transportiert werden. Wahrend des polaren Fruhlings zerstoren regelmaßig großere Konzentrationen (>10ppt) BrO fast das gesamte tropospharische Ozon. Diese Ereignisse sind mittels der DOAS -Methode auch von Satelliten zu beobachten. In tropischen Regionen mit hoher Bioaktivitat wurden starke Emissionen halogenierter Kohlenwasserstoffe beobachtet, die letztendlich durch Photolyse zur Bildung von BrO und zur Ozonzerstorung beitragen konnen.

Brom ist fur Tiere in Spuren essenziell. Bromid fungiert als Cofaktor bei einer Stoffwechsel -Reaktion, die notwendig zum Aufbau der Kollagen -IV-Matrix im Bindegewebe ist. ^[18]

Gewinnung und Darstellung [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Die industrielle Herstellung elementaren Broms erfolgt durch Oxidation von Bromidlosungen mit Chlor.

${\displaystyle \mathrm {2\ KBr\ +\ Cl_{2}\longrightarrow Br_{2}\ +\ 2\ KCl} }$

Durch Oxidation von Kaliumbromid durch Chlor entstehen Brom und Kaliumchlorid

Als Bromidquelle nutzt man uberwiegend Sole und stark salzhaltiges Wasser aus großer Tiefe sowie Salzseen, vereinzelt auch Meerwasser. ^[19] Eine Gewinnung aus den Restlaugen der Kaligewinnung ist nicht mehr wirtschaftlich. Seit 1961 hat sich die jahrlich gewonnene Menge an Brom von rund 100.000 Tonnen auf uber eine halbe Million Tonnen mehr als verfunffacht. Die großten Brom-Produzenten sind die Vereinigten Staaten, China, Israel, sowie Jordanien. ^[20] Es wird geschatzt, dass alleine das Tote Meer ungefahr 1 Milliarde Tonnen Brom enthalt und samtliche Meere der Erde ungefahr 100 Billionen Tonnen. ^[21]

Die globalen Abbaumengen verteilen sich, wie folgt:

Land	2006 [22]	2019 [23]	2020 [21]
	Abbau (in Tonnen )
Vereinigte Staaten   Vereinigte Staaten	243.000	nicht veroffentlicht	nicht veroffentlicht
Aserbaidschan   Aserbaidschan	2.000
China Volksrepublik   Volksrepublik China	43.000	64.000	70.000
Frankreich   Frankreich	2.000
Indien   Indien	1.500	10.000	3.300
Israel   Israel	179.000	180.000	170.000
Japan   Japan	20.000	20.000	20.000
Jordanien   Jordanien	50.000	150.000	84.000
Ukraine Ukraine	3.000	4.500	4.500
Gesamt (gerundet)	545.000	429.000	352.000

Im Labor kann Brom durch Umsetzung von Natriumbromid mit Schwefelsaure und Braunstein in der Hitze dargestellt werden. Das Brom wird dabei durch Destillation abgetrennt.

${\displaystyle \mathrm {2\ NaBr\ +\ MnO_{2}\ +\ 2\ H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {\Delta T}}} }$

${\displaystyle \mathrm {Br_{2}\ +\ MnSO_{4}\ +\ Na_{2}SO_{4}\ +\ 2\ H_{2}O} }$

Aus Natriumbromid , Mangan(IV)-oxid und Schwefelsaure entstehen Brom, Mangan(II)-sulfat , Natriumsulfat und Wasser .

Eigenschaften [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Physikalische Eigenschaften [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Die Dichte von Brom betragt 3,12 g/cm ³ . Die schwere rotbraune Flussigkeit bildet chlorahnlich riechende Dampfe, die giftiger sind als Chlor. Festes Brom ist dunkel, bei weiterer Abkuhlung hellt es auf. In Wasser ist es maßig, in organischen Losungsmitteln wie Alkoholen , Kohlenstoffdisulfid oder Tetrachlorkohlenstoff sehr gut loslich. In Wasser gelostes Brom reagiert langsam unter Zwischenbildung von Hypobromiger Saure (HBrO) und Sauerstoffabgabe zu Bromwasserstoff (HBr).

Die kinetisch gehemmte Reaktion wird durch (Sonnen-)Licht beschleunigt, Bromwasser wird daher kurzfristig in braunen, wenig lichtdurchlassigen Flaschen aufbewahrt. Es kann aber nur kurzfristig in Flaschen mit Gewinde (auch solche mit Dichtung) aufbewahrt werden, da es andernfalls (aufgrund des hohen Dampfdrucks des Bromgases) aus diesen verdampft. Eine Tiefkuhlung des Broms bei ?18 °C andert an diesem Verhalten nichts.

Sein Bestreben, schon unter eigentlicher Siedetemperatur stark zu verdampfen (wie Wasserdampf aus einer Tasse Kaffee), ermoglicht nur eine versiegelt-geschlossene Lagerung ? etwa in einer Ampulle oder inerten Gaskartusche.

Chemische Eigenschaften [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Brom verhalt sich chemisch wie das leichtere Chlor , reagiert aber im gasformigen Zustand weniger energisch. Feuchtigkeit erhoht die Reaktivitat des Broms stark. Mit Wasserstoff reagiert es im Gegensatz zum Chlor erst bei hoheren Temperaturen unter Bildung von Bromwasserstoff (farbloses Gas).

${\displaystyle \mathrm {Br_{2}+H_{2}\longrightarrow 2\ HBr} }$

Mit vielen Metallen (z. B. Aluminium) reagiert es exotherm unter Bildung des jeweiligen Bromids. Feuchtem Brom widerstehen nur Tantal und Platin . ^[24] Bei der Wechselwirkung mit vielen Metallen bildet Brom im Uberschuss Bromide in hoheren Oxidationsstufen, zum Beispiel AlBr ₃ , CuBr ₂ , MgBr ₂ usw. Bei einem Mangel an Brom konnen sich unter den gleichen Bedingungen Metallbromide in mittleren Oxidationsstufen bilden. zum Beispiel Technetium bromid(IV) TcBr ₄ ^[25] und TcBr ₃ und sogar Na[Tc ₆ Br ₁₂ ] ₂ Br. ^[26]

Verwendung [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

• Chemisches Polieren von Galliumarsenid (als Losung in Methanol )
• mehrfach bromierte Biphenyle bzw. Diphenylether als Flammschutzmittel in Verbundwerkstoffen wie FR-4 , wie sie bei Leiterplatten eingesetzt werden. Im Jahr 2000 wurden 38 % des Broms fur die Herstellung von bromierten Flammschutzmitteln verwendet. ^[27]
• Methylbromid als Schadlingsbekampfungsmittel
• Desinfektionsmittel (milder als Chlor )
• in Form von Bromiden, beispielsweise Kaliumbromid , als nebenwirkungsreiches Arzneimittel ( Narkose -, Beruhigungs - und Schlafmittel; Behandlung therapieresistenter Epilepsien mit generalisiert tonisch-klonischen Anfallen, fruher ? etwa auch zur Behandlung der ? Hysterie “ ^[28] ? sehr beliebt; heute obsolet). 1928 wurde eins von funf Rezepten in den USA fur bromhaltige Medikamente ausgestellt. ^[29]
• Fotoindustrie (Silberbromid als Bestandteil der lichtempfindlichen Suspension )
• Alkali- Hypobromite als Bleichmittel
• im Labor als Indikator (ungesattigte Kohlenstoffverbindungen entfarben Bromwasser, d. h. Addition von Brom)
• im Chemieunterricht zur experimentellen Veranschaulichung von Additionsreaktionen und Substitutionsreaktionen ^[30]
• Bromate als Oxidationsmittel
• bromhaltiger Kautschuk zur Herstellung ?luftdichter“ Reifen
• Tranengas , z. B. in Form von Monobromaceton
• in Mitteln zum Schutz gegen das Nervengas Soman bei US-Soldaten im Irak-Krieg
• Fruher in Form von Alkylbromiden als Scavenger zum Entfernen des Bleis aus Zylindern bei der Nutzung von verbleitem Benzin

Nachweis [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Bromidionen konnen qualitativ mit Hilfe von Chlorwasser und Hexan nachgewiesen werden.

Zum nasschemischen Nachweis der Bromidionen kann man sich auch wie bei den anderen Nachweisreaktionen fur Halogenide die Schwerloslichkeit des Silbersalzes von Bromid zu Nutze machen. Das Gleiche gilt fur die volumetrische Bestimmung der Halogenide durch Titration .

Zur Spurenbestimmung und Speziierung von Bromid und Bromat wird die Ionenchromatografie eingesetzt. In der Polarografie ergibt Bromat eine kathodische Stufe bei ?1,78 V (gegen SCE , in 0,1  mol/l KCl), wobei es zum Bromid reduziert wird. Mittels Differenzpulspolarografie konnen auch Bromatspuren erfasst werden.

Sicherheitshinweise [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Elementares Brom ist sehr giftig und stark atzend, Hautkontakt fuhrt zu schwer heilenden Veratzungen. Inhalierte Bromdampfe fuhren zu Atemnot, Lungenentzundung und Lungenodem . Auch auf Wasserorganismen wirkt Brom giftig.

Im Labor wird beim Arbeiten mit Brom meist eine dreiprozentige Natriumthiosulfatlosung bereitgestellt, da sie verschuttetes Brom oder Bromwasserstoff sehr gut binden kann. Hierbei bilden sich Natriumbromid , elementarer Schwefel und Schwefelsaure . Durch die entstehende Saure kann weiteres Thiosulfat zu Schwefel und Schwefeldioxid zerfallen:

${\displaystyle \mathrm {Br_{2}\ +\ Na_{2}S_{2}O_{3}\ +\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaBr\ +\ S\downarrow \ +\ H_{2}SO_{4}} }$

${\displaystyle \mathrm {S_{2}O_{3}^{2-}\ +\ 2\ H^{+}\longrightarrow H_{2}O\ +\ S\downarrow \ +\ SO_{2}\uparrow } }$

Die Aufbewahrung von Brom erfolgt in Behaltern aus Glas , Blei , Monel , Nickel oder Teflon . ^[6]

Verbindungen [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

→ Kategorie: Bromverbindung

Brom bildet Verbindungen in verschiedenen Oxidationsstufen von ?1 bis +7. Die stabilste und haufigste Oxidationsstufe ist dabei ?1, die hoheren werden nur in Verbindungen mit den elektronegativeren Elementen Sauerstoff , Fluor und Chlor gebildet. Dabei sind die ungeraden Oxidationsstufen +1, +3, +5 und +7 stabiler als die geraden.

Bromwasserstoff und Bromide [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Anorganische Verbindungen, in denen das Brom in der Oxidationsstufe ?1 und damit als Anion vorliegt, werden Bromide genannt. Diese leiten sich von der gasformigen Wasserstoffverbindung Bromwasserstoff (HBr) ab. Diese ist eine starke Saure und gibt in wassrigen Losungen leicht das Proton ab. Bromide sind in der Regel gut wasserloslich, Ausnahmen sind Silberbromid , Quecksilber(I)-bromid und Blei(II)-bromid .

Besonders bekannt sind die Bromide der Alkalimetalle , vor allem das Natriumbromid . Auch Kaliumbromid wird in großen Mengen, vor allem als Dunger und zur Gewinnung anderer Kaliumverbindungen, verwendet.

Bleibromid wurde fruher in großen Mengen bei der Verbrennung von verbleitem Kraftstoff freigesetzt (wenn dem Benzin Dibrom-Ethan zugesetzt war um das Blei fluchtig zu machen, siehe Tetraethylblei#Antiklopfmittel fur Motorenbenzin ).

Bromoxide [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Es ist eine großere Anzahl Verbindungen von Brom und Sauerstoff bekannt. Diese sind nach den allgemeinen Formeln BrO _x (x = 1?4) und Br ₂ O _x (x = 1?7) aufgebaut. Zwei der Bromoxide, Dibromtrioxid (Br ₂ O ₃ ) und Dibrompentaoxid (Br ₂ O ₅ ) lassen sich als Feststoff isolieren. ^[31]

Bromsauerstoffsauren [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Neben den Bromoxiden bilden Brom und Sauerstoff auch mehrere Sauren, bei denen ein Bromatom von einem bis vier Sauerstoffatomen umgeben ist. Dies sind die Hypobromige Saure , die Bromige Saure , die Bromsaure und die Perbromsaure . Sie sind als Reinstoff instabil und nur in wassriger Losung oder in Form ihrer Salze bekannt.

Interhalogenverbindungen [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Brom bildet vorwiegend mit Fluor , zum Teil auch mit den anderen Halogenen eine Reihe von Interhalogenverbindungen . Bromfluoride wie Bromfluorid und Bromtrifluorid wirken stark oxidierend und fluoriend. Wahrend Brom in den Fluor-Brom- und Chlor-Brom-Verbindungen als elektropositiveres Element in Oxidationsstufen +1 im Bromchlorid bis +5 im Brompentafluorid vorliegt, ist es in Verbindungen mit Iod der elektronegativere Bestandteil. Mit diesem Element sind die Verbindungen Iodbromid und Iodtribromid bekannt.

Organische Bromverbindungen [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Eine Vielzahl von organischen Bromverbindungen (auch Organobromverbindungen ) wird synthetisch hergestellt. Wichtig sind die Bromalkane , die Bromalkene sowie die Bromaromaten . Eingesetzt werden sie unter anderem als Losungsmittel, Kaltemittel , Hydraulikole , Pflanzenschutzmittel, Flammschutzmittel oder Arzneistoffe.

Zu den Organobromverbindungen gehoren auch die polybromierten Dibenzodioxine und Dibenzofurane .

Literatur [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

• A. F. Holleman , E. Wiberg , N. Wiberg : Lehrbuch der Anorganischen Chemie . 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1 , S. 438?440.

Weblinks [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

Wiktionary: Brom  ? Bedeutungserklarungen, Wortherkunft, Synonyme, Ubersetzungen

Commons : Brom  ? Album mit Bildern, Videos und Audiodateien

Einzelnachweise [ Bearbeiten | Quelltext bearbeiten ]

1. ↑ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3 .
2. ↑ Die Werte fur die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus webelements.com (Brom) entnommen.
3. ↑ Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert, da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements ortlich schwanken kann, ergibt sich fur das mittlere Atomgewicht der in Klammern angegebene Massenbereich. IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013 ( ciaaw.org ).
4. ↑ ^{a b c d e f g} Eintrag zu bromine in Kramida, A., Ralchenko, Yu., Reader, J. und NIST ASD Team (2019): NIST Atomic Spectra Database (ver. 5.7.1) . Hrsg.: NIST , Gaithersburg, MD. doi : 10.18434/T4W30F ( physics.nist.gov/asd ).   Abgerufen am 11. Juni 2020.
5. ↑ ^{a b c d e f g} Eintrag zu bromine bei WebElements, www.webelements.com , abgerufen am 11. Juni 2020.
6. ↑ ^{a b c d e} Eintrag zu Brom in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA , abgerufen am 3. Januar 2023. (JavaScript erforderlich)
7. ↑ Robert C. Weast (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics . CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990, ISBN 0-8493-0470-9 , S. E-129 bis E-145. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
8. ↑ ^{a b} Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328?337 ( doi:10.1021/je1011086 ).
9. ↑ Eintrag zu Bromine im Classification and Labelling Inventory der Europaischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. August 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer konnen die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern .
10. ↑ Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (Suva): Grenzwerte ? Aktuelle MAK- und BAT-Werte (Suche nach 7726-95-6 bzw. Brom ), abgerufen am 2. November 2015.
11. ↑ ^{a b} Gigiena i Sanitariya. (engl.: HYSAAV. ), Vol. 35 (11), 1970, S. 11.
12. ↑ ^{a b} W. B. Deichmann: Toxicology of Drugs and Chemicals. Academic Press, New York 1969, S. 645.
13. ↑ Sehenswurdigkeiten in Bad Salzhausen ( Memento vom 18. Februar 2008 im Internet Archive ).
14. ↑ W. H. Brock: Justus von Liebig: eine Biografie des großen Wissenschaftlers und Europaers. Vieweg Verlag, Braunschweig 1999.
15. ↑ J. Liebig: Uber Laurent's Theorie der organischen Verbindungen. 1838, S. 554.
16. ↑ T. K. Langebner: Justus von Liebig und das ≫Handbuch der Chemie≪, II. ( Memento vom 2. Dezember 2008 im Internet Archive ) In: OAZ aktuell. Hauptartikel 17/2001.
17. ↑ Wilhelm Gemoll , Karl Vretska: Griechisch-Deutsches Schul- und Handworterbuch. 9. Auflage. Verlag Holder-Pichler-Tempsky, ISBN 3-209-00108-1
18. ↑ A. Scott McCall u. a.: Bromine Is an Essential Trace Element for Assembly of Collagen IV Scaffolds in Tissue Development and Architecture. In: Cell . 157(6), 2014, S. 1380?1392; doi:10.1016/j.cell.2014.05.009 .
19. ↑ Stephen M. Jasinski: 2006 Minerals Yearbook. (PDF; 56 kB) United States Geological Survey , November 2007, abgerufen am 17. September 2011 (englisch).  
20. ↑ Mineral Commodity Summaries 2011. (PDF; 27 kB) United States Geological Survey, 24. Januar 2011, abgerufen am 17. September 2011 (englisch).  
21. ↑ ^{a b} U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries 2022: Bromine .
22. ↑ U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries 2008: Bromine .
23. ↑ U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries 2021: Bromine .
24. ↑ A. F. Holleman , E. Wiberg , N. Wiberg : Lehrbuch der Anorganischen Chemie . 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1 , S. 440.
25. ↑ Frederic Poineau, Efrain E. Rodriguez, Paul M. Forster, Alfred P. Sattelberger, Anthony K. Cheetham, Kenneth R. Czerwinski: Preparation of the Binary Technetium Bromides: TcBr 3 and TcBr 4 . In: Journal of the American Chemical Society . Band   131 , Nr.   3 , 28. Januar 2009, S.   910?911 , doi : 10.1021/ja808597r .  
26. ↑ Erik V. Johnstone, Daniel J. Grant, Frederic Poineau, Laura Fox, Paul M. Forster, Longzou Ma, Laura Gagliardi, Kenneth R. Czerwinski, Alfred P. Sattelberger: A Trigonal-Prismatic Hexanuclear Technetium(II) Bromide Cluster: Solid-State Synthesis and Crystallographic and Electronic Structure . In: Inorganic Chemistry . Band   52 , Nr.   10 , 20. Mai 2013, S.   5660?5662 , doi : 10.1021/ic400967k .  
27. ↑ Linda S. Birnbaum, Daniele F. Staskal: Brominated Flame Retardants: Cause for Concern? In: Environ Health Perspect . 112, 2004, S. 9?17. doi:10.1289/ehp.6559 . PMC 1241790 (freier Volltext)
28. ↑ Ann Dally: Women under the knife. A history of surgery. New York 1991, S. 187.
29. ↑ Hans Bangen: Geschichte der medikamentosen Therapie der Schizophrenie. Berlin 1992, ISBN 3-927408-82-4 , S. 22.
30. ↑ Klaus Ruppersberg: Brom in der Schule . In: Nachrichten aus der Chemie . Band   63 , Nr.   5 . Wiley, Weinheim 29. April 2015, S.   540?542 , doi : 10.1002/nadc.201590166 , urn : nbn:de:0111-pedocs-122991 .  
31. ↑ A. F. Holleman , E. Wiberg , N. Wiberg : Lehrbuch der Anorganischen Chemie . 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1 , S. 487?488.