Najdôležitejšie vlastnosti br. Bróm: vlastnosti a význam pre zdravie, aplikácia. Brómová voda - činidlo na vykonávanie kvalitatívnych reakcií

Obsah článku

BROMÍN(Bromum, Br) - prvok 17 (VIIa) skupiny periodickej tabuľky, atómové číslo 35, relatívna atómová hmotnosť 79,904. Prírodný bróm sa skladá z dvoch stabilných izotopov: 79 Br (50,69 at.%) A 81 Br (49,31 at.%), A je známych celkom 28 izotopov s hmotnostným číslom od 67 do 94. V chemických zlúčeninách vykazuje bróm oxidačné stavy od –1 do +7, v prírode sa vyskytuje výlučne v oxidačnom stave –1.

História objavov.

K objavu brómu sa takmer súčasne priblížili traja vedci, ale iba jeden z nich bol predurčený stať sa oficiálne uznaným objaviteľom.

V roku 1825 začal mladý francúzsky chemik Antoine-Jérôme Balard, ktorý pracoval ako prípravník na Farmakologickej škole Univerzity v malom južnom meste Montpellier, svoj prvý nezávislý vedecký výskum. Od dávnych čias je Montpellier známy svojim soľným priemyslom. Na ťažbu soli na morskom pobreží boli vyhĺbené bazény a naplnené morskou vodou. Potom, čo sa voda odparila pod vplyvom slnečného svetla, sa vyzrážané kryštály soli naberali a zvyšný materský lúh (soľanka) sa vrátila späť do mora.

Balarov šéf, profesor Joseph Anglada, ho poveril štúdiom chémie odvodnených soľných a pobrežných rias. Bolar, pôsobiaci na soľanku s rôznymi činidlami, si všimol, že keď cez ňu prešiel chlór, roztok nadobudol intenzitu žltá... Chlór a alkalický extrakt z popola rias sa zafarbia podobne. Balar pôvodne naznačoval, že pozorovaná farba je spôsobená prítomnosťou jódu v študovaných vzorkách, ktorý v reakcii s chlórom tvorí neznámu látku. Na začiatku ho postupne extrahoval éterom a vodným hydroxidom draselným. Po úprave výsledného zásaditého roztoku pyrolusitom (MnO 2) v médiu kyseliny sírovej Balar izoloval nepríjemne zapáchajúcu červenohnedú kvapalinu a pokúsil sa ju rozdeliť na jednotlivé časti. Keď všetky pokusy zlyhali, vysvitlo, že ide o nový prvok. Po určení hustoty a bodu varu kvapaliny a po štúdiu jej najdôležitejšieho Chemické vlastnosti 30. novembra 1825 poslal Balard správu o svojich experimentoch Parížskej akadémii vied. V ňom bol pre nový prvok navrhnutý predovšetkým názov „murid“ (z latinského slova „muria“ - soľanka).

Na overenie správy bola vymenovaná skupina troch chemikov: Louis Nicolas Vauquelin, Louis Jacques Thénard a Joseph Gay-Lussac. Opakovaním opísaných experimentov potvrdili závery Balara, ale meno „murid“ bolo uznané za nešťastné, pretože že kyselina chlorovodíková sa vtedy nazývala acidum muriaticum - murická (z hypotetického prvku muria) a jej soli - muriáty a používanie takýchto podobných názvov „murid“ a „muri“ by mohlo spôsobiť nedorozumenia. Podľa odporúčania nomenklatúrneho výboru Akadémie vied bol nový prvok navrhnutý tak, aby sa nazýval bróm z gréckeho brwmoV - fetid. V Rusku nebol názov „bróm“ hneď zavedený; dlho boli pre prvok č. 35 používané názvy „vrom“, „murid“ a „vromid“.

Neskôr sa ukázalo, že prvýkrát bróm nezískal Balar, ale študent známeho nemeckého chemika Leopolda Gmelina Carl Jacob Löwig Leopold Gmelin, ktorý ho v roku 1825 na univerzite v Heidelbergu izoloval z vody zdroj v Kreuznachu. Kým pripravoval viac lieku na výskum, objavilo sa Balarovo posolstvo.

K objavu brómu sa priblížil známy nemecký chemik Justus Lubich, rovnako ako Balar, ktorý si ho pomýlil so zlúčeninou chlóru a jódu.

Môžeme povedať, že objav brómu ležal na povrchu a francúzsky chemik Charles Frédéric Gerhardt dokonca povedal, že „Balard neobjavil bróm, ale Balard objavil bróm“.

V prírode sa bróm takmer vždy nachádza spolu s chlórom ako izomorfnou nečistotou v prírodných chloridoch (až 3% v sylvite KCl a karnalite KCl · MgCl2 · 6H 2 O). Vlastné brómové minerály: bromargyrit AgBr, bromozylvinit KMgBr 3 · 6H 2 O a embolit Ag (Br, Cl) - sú vzácne a nemajú žiadnu priemyselnú hodnotu. Boli objavené oveľa neskôr ako elementárny bróm (bromargyrit - v Mexiku, v roku 1841). Clarke (priemerný obsah v zemskej kôre) brómu v zemskej kôre je 2,1 · 10 –4%.

V hydrosfére Zeme je obsiahnuté veľké množstvo brómu (asi 3/4 z toho v zemskej kôre): v oceánoch (6,6 · 10 –3%), soľných jazerách, podzemných soľankách a podzemných vodách. Najvyššia koncentrácia rozpustených bromidov - asi 6 mg / l - bola zaznamenaná v roku voda mŕtvych mora a celkové množstvo brómu v ňom sa odhaduje na 1 miliardu ton. Zlúčeniny brómu sa uvoľňujú do atmosféry postrekom slanej vody.

Bróm je prítomný aj v živých organizmoch. Obsah brómu v živej fytomase je 1,6 · 10 –4%. V ľudskom tele je priemerná koncentrácia brómu asi 3,7 mg / kg, väčšina z neho je koncentrovaná v mozgu, pečeni, krvi a obličkách. Medzi anorganickými aniónmi, ktoré tvoria krv, je bromidový ión na piatom mieste, pokiaľ ide o množstvo za chloridom, hydrogenuhličitanom, fosfátom a síranom; jeho koncentrácia v krvnej plazme je v rozmedzí 20–150 µmol / l. Niektoré zvieratá, huby a rastliny (predovšetkým strukoviny) sú schopné akumulovať bróm, najmä v morských rybách a riasach.

Získanie brómu.

Priemyselná výroba brómu sa začala v roku 1865 na základe soľného poľa Strassfurt v Nemecku, o dva roky neskôr sa bróm ťažil v USA, v štáte Virgínia. V roku 1924 možnosť extrakcie brómu z morská voda, a v roku 1934 bola na základe tejto metódy organizovaná priemyselná výroba. V Rusku bol prvý závod na výrobu brómu postavený v roku 1917 na soľnom jazere Sakskoe.

Všetky priemyselné metódy výroby brómu zo soľných roztokov sú založené na jeho vytesnení chlórom z bromidov:

MgBr 2 + Cl 2 = MgCl 2 + Br 2

Keď sa bróm získava fúkaním, surovina (soľanka zo soľných jazier, spojená voda z ropných vrtov, morská voda) sa okyslí kyselinou sírovou na pH 3,5 a spracuje sa s nadbytkom chlóru. Potom sa zavedie soľanka obsahujúca rozpustený bróm vyššia časť stĺpce vyplnené malými keramickými krúžkami. Roztok steká po prstencoch a je k nemu vháňaný silný prúd vzduchu, zatiaľ čo bróm prechádza do plynnej fázy. Zmes brómu a vzduchu sa nechá prejsť roztokom uhličitanu sodného:

3Na2CO3 + 3Br2 = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2

Na izoláciu brómu z výslednej zmesi bromidu a bromičnanu sodného sa okyslí kyselinou sírovou:

5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 SO 4 = 3 Na 2 SO 4 + 3 Br 2 + 3 H 2 O

Iné navrhnuté metódy na získavanie brómu z chlórovanej soľanky, ako je extrakcia uhľovodíkmi alebo adsorpcia pomocou iónomeničových živíc, sa veľmi nepoužívajú.

Niektoré z roztokov bromidu používaných v priemysle (až 35% v USA) sa odosielajú na recykláciu s cieľom získať ďalšie množstvo brómu.

Svetová produkcia brómu (k roku 2003) predstavovala asi 550 tisíc ton ročne, väčšina sa vyrába v USA (39,4%), Izraeli (37,6%) a Číne (7,7%). Dynamika výroby brómu v rôznych krajinách sveta je uvedená v tabuľke 1.

Ceny elementárneho brómu sa pohybujú od 700 do 1 000 dolárov za tonu. Ruský ročný dopyt po bróme sa odhaduje na 20-25 tisíc ton, uspokojuje sa predovšetkým dovozom z USA a Izraela.

V laboratóriu sa bróm môže pripraviť reakciou bromidov s vhodným oxidačným činidlom, ako je manganistan draselný alebo oxid manganičitý, v kyslom prostredí.

MnO 2 + 2H 2 SO 4 + 2 NaBr = Br 2 + MnSO 4 + Na 2 SO 4

Uvoľnený bróm sa oddelí extrakciou nepolárnymi rozpúšťadlami alebo destiláciou vodnou parou.

Jednoduchá látka.

Brom je jediná nekovová kvapalina pri izbovej teplote. Elementárny bróm je ťažká, červenohnedá kvapalina s nepríjemný zápach(hustota pri 20 ° C - 3,1 g / cm 3, teplota varu + 59,82 ° C), brómové pary majú žltohnedú farbu. Pri -7,25 ° C bróm tuhne na červenohnedé kryštály ihiel so slabým kovovým leskom.

V tuhom, kvapalnom a plynnom stave existuje bróm vo forme dvojatómových molekúl Br 2, znateľná disociácia na atómy začína až pri 800 ° C, k disociácii dochádza aj pôsobením svetla. Elementárny bróm je silné oxidačné činidlo, reaguje priamo s takmer všetkými nekovmi (s výnimkou inertných plynov, kyslíka, dusíka a uhlíka) a mnohými kovmi, tieto reakcie sú často sprevádzané vznietením (napríklad s fosforom, antimónom (cín):

2S + Br 2 = S 2 Br 2

2P + 3Br2 = 2PBr3; PBr3 + Br2 = 2PBr5

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Ni + Br 2 = NiBr 2

Mnoho kovov reaguje pomaly s bezvodým brómom v dôsledku tvorby bromidového filmu na ich povrchu, ktorý je v bróme nerozpustný. Z kovov je najodolnejší voči pôsobeniu brómu (aj keď zvýšené teploty a za prítomnosti vlhkosti) striebro, olovo, platina a tantal. Zlato na rozdiel od platiny s ním ľahko reaguje a tvorí AuBr 3.

Vo vodnom prostredí bróm oxiduje dusitany na dusičnany, amoniak na dusík, jodidy na voľný jód, síru a siričitany na kyselinu sírovú:

2NH3 + 6Br2 = N2 + 6HBr

3Br2 + S + 4H20 = 6HBr + H2S04

Bróm je mierne rozpustný vo vode (3,58 g v 100 g pri 20 ° C); keď sa tento roztok ochladí na 6 ° C, granátovo červené kryštály hydrátu brómklatrátu s prídavkom bromidov v zložení 6Br 2 sa vytvoria silné komplexné zlúčeniny:

KBr + Br 2 = KBr 3

Vo vodnom roztoku brómu („brómová voda“) existuje rovnováha medzi molekulárnymi brómovými, bromidovými iónmi a brómovými oxokyselinami:

Br 2 + H20 = HBr + HBrO

V nasýtenom roztoku je bróm disociovaný o 0,85%, v 0,001 molárnom - o 17%.

Keď je brómová voda skladovaná na svetle, postupne sa rozkladá za uvoľnenia kyslíka v dôsledku fotolýzy kyseliny bromovodíkovej:

2HOBr + hv= 2HBr + 02

Keď bróm interaguje s alkalickými roztokmi, vytvoria sa zodpovedajúce bromidy a bromnany (za studena) alebo bromičnany:

Br 2 + 2NaOH = NaBr + NaBrO + H20 (pri t

3Br 2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBr03 + 3H20

Vzhľadom na vysokú chemickú aktivitu brómu sa na jeho prepravu používajú nádrže s vnútorným oloveným alebo niklovým obložením. Malé množstvá brómu sa skladujú v sklenených nádobách.

Zlúčeniny brómu.

Sú známe chemické zlúčeniny brómu, v ktorých môže vykazovať oxidačné stavy –1, 0, +1, +3, +5 a +7. Najväčší praktický význam majú látky obsahujúce bróm v oxidačnom stave –1, medzi ktoré patrí bromovodík, ako aj anorganické a organické bromidy. Zlúčeniny brómu v pozitívnych oxidačných stavoch sú reprezentované hlavne kyslíkovými brómovými kyselinami a ich soľami; všetky sú silnými oxidačnými činidlami.

Bromovodík HBr, je jedovatý (MPC = 2 mg / m 3) bezfarebný plyn štipľavého zápachu, ktorý vo vzduchu vzniká v dôsledku interakcie s vodnou parou. Po ochladení na –67 ° C sa bromovodík zmení na kvapalný stav. HBr je ľahko rozpustný vo vode: pri 0 ° C sa 612 objemov bromovodíka rozpustí v jednom objeme vody, v roztoku sa HBr disociuje na ióny:

HBr + H 2 O = H 3 O + + Br -

Vodný roztok HBr sa nazýva kyselina bromovodíková a patrí medzi silné kyseliny (pK a = –9,5). V HBr má bróm oxidačný stav –1, a preto kyselina bromovodíková vykazuje redukčné vlastnosti; oxiduje sa koncentrovanou kyselinou sírovou a atmosférickým kyslíkom (vo svetle):

H2S04 + 2HBr = Br2 + SO2 + 2H20

4HBr + 02 = 2Br 2 + 2H20

Pri interakcii s kovmi, ako aj s oxidmi a hydroxidmi kovov, kyselina bromovodíková tvorí soli - bromidy:

HBr + KOH = KBr + H20

V priemysle sa bromovodík získava priamou syntézou z prvkov v prítomnosti katalyzátora (platina alebo aktívne uhlie) H2 + Br2 = 2HBr a ako vedľajší produkt počas bromácie organických zlúčenín:

V laboratóriu sa HBr môže získať pôsobením koncentrovanej kyseliny fosforečnej na bromidy alkalických kovov pri zahrievaní:

NaBr + H3P04 = NaH2P04 + HBr

Pohodlné laboratórna metóda Syntéza HBr je tiež interakciou brómu s benzénom alebo dekalínom v prítomnosti železa:

CioHi8 + Br2 = CioHi7Br + HBr

Bromovodík sa používa na získanie bromidov a niektorých organických zlúčenín brómu.

Bromid draselný KBr- bezfarebná kryštalická látka, ľahko rozpustná vo vode (65 g v 100 g vody pri 20 ° C), t pl = 730 ° C. Bromid draselný sa používa na výrobu fotografických emulzií a ako protihlukové činidlo pri fotografovaní . KBr dobre prenáša infračervené lúče, a preto slúži ako materiál na výrobu šošoviek pre infračervenú spektroskopiu.

Bromid lítny LiBr, je bezfarebná hygroskopická látka (t pl = 552 ° C), ľahko rozpustná vo vode (63,9% pri 20 ° C). Známy kryštalický hydrát LiBr 2H20. Bromid lítny sa získava interakciou vodných roztokov uhličitanu lítneho a kyseliny bromovodíkovej:

Li 2 CO 3 + 2HBr = 2 LiBr + H20 + C02

Bromid lítny sa používa na liečbu duševných chorôb a chronického alkoholizmu. Vďaka svojej vysokej hygroskopickosti sa LiBr používa ako sušiace činidlo v klimatizačných systémoch a na dehydratáciu minerálnych olejov.

Kyselina bromovodíková HOBr odkazuje na slabé kyseliny existuje iba v zriedených vodných roztokoch, ktoré sa získavajú interakciou brómu so suspenziou oxidu ortuti:

2Br 2 + 2HgO + H20 = HgO HgBr 2 Ї + 2HOBr

Nazývajú sa soli kyseliny bromovodíkovej hypobromity Môžu sa získať interakciou brómu so studeným roztokom zásady ( viď vyššie), pri zahrievaní alkalických roztokov sú hypobromity neprimerané:

3NaBrO = 2NaBr + NaBrO3

Oxidačný stav brómu +3 zodpovedá kyselina brómová HBrO 2, ktorý v súčasnej dobe nebol prijatý. Sú známe iba jeho soli - bromity, ktoré je možné získať oxidáciou bromovodíka v alkalickom prostredí:

Ba (BrO) 2 + 2Br 2 + 4KOH = Ba (BrO 2) 2 + 4KBr + 2H 2 O

Kyselina brómová HBrO 3 sa získal v roztokoch pôsobením zriedenej kyseliny sírovej na roztoky jej solí - bromičnany:

Ba (BrO3) 2 + H2S04 = 2HBrO3 + BaS04 *

Pri pokuse získať roztoky s koncentráciou nad 30%sa kyselina brómová explozívne rozkladá.

Kyselina brómová a bromičnany sú silné oxidačné činidlá:

2S + 2NaBr03 = Na2S04 + Br2 + SO2.

Bromičitan draselný KBrO 3 - bezfarebná kryštalická látka, rozpustná vo vode (6,9 g KBrO 3 sa rozpúšťa v 100 g vody pri 20 ° C, 49,7 g pri 100 ° C). Po zahriatí na 434 ° C sa rozkladá bez topenia:

2KBrO 3 = 2KBr + 3O 2

Bromičitan draselný sa získava elektrolýzou roztokov KBr alebo interakciou hydroxidu draselného s brómom a chlórom:

12KOH + Br2 + 5Cl2 = 2KBrO3 + 10KCl + 6H20

KBrO 3 sa používa v analytickej chémii ako oxidačné činidlo pri bromatometrickej titrácii; je súčasťou neutralizátorov pre perm.

Najstabilnejšie z oxokyselín brómu sú kyselina brómová HBrO 4, ktorý existuje vo vodných roztokoch s koncentráciou nepresahujúcou 6 mol / l. Napriek tomu, že HBrO 4 je najsilnejšie oxidačné činidlo medzi kyslíkovými kyselinami brómu, redoxné reakcie s jeho účasťou prebiehajú veľmi pomaly. Kyselina brómová napríklad neuvoľňuje chlór z 1 molárneho roztoku kyseliny chlorovodíkovej, aj keď je táto reakcia termodynamicky priaznivá. Zvláštna stabilita iónu BrO 4 je daná skutočnosťou, že atómy kyslíka obklopujúce atóm brómu pozdĺž štvorstena ho účinne chránia pred útokom redukčného činidla. Roztoky kyseliny brómovej je možné získať okyslením roztokov jej solí - perbromitanov, ktoré sa zase syntetizujú elektrolýzou roztokov bromičnanov, ako aj oxidáciou alkalických roztokov bromičnanov fluórom alebo fluoridom xenónu:

NaBrO 3 + XeF 2 + 2NaOH = NaBrO 4 + 2NaF + Xe + H 2 O

Vzhľadom na silné oxidačné vlastnosti perbromátov boli syntetizované až v druhej polovici 20. storočia. Americký vedec Evan H. Appelman v roku 1968.

Kyslíkové brómové kyseliny a ich soli sa môžu použiť ako oxidačné činidlá.

Biologická úloha a toxicita zlúčenín brómu.

Mnoho aspektov biologickú úlohu bróm nie je v súčasnosti objasnený. V ľudskom tele sa bróm podieľa na regulácii aktivity štítna žľaza Pretože je to kompetitívny inhibítor jódu. Niektorí vedci sa domnievajú, že zlúčeniny brómu sa podieľajú na aktivite eozinofilov - buniek imunitného systému. Eosinofil peroxidáza oxiduje bromidové ióny na kyselinu bromovodíkovú, ktorá pomáha ničiť cudzie bunky vrátane rakovinotvorných. Nedostatok brómu v potravinách vedie k nespavosti, spomaleniu rastu a zníženiu počtu červených krviniek v krvi. Denný príjem brómu v ľudskom tele s jedlom je 2–6 mg. Ryby, obilniny a orechy sú obzvlášť bohaté na bróm.

Elementárny bróm je jedovatý. Tekutý bróm spôsobuje ťažko hojiteľné popáleniny; ak príde do styku s pokožkou, musí sa umyť veľkým množstvom vody alebo roztoku sódy. Pary brómu v koncentrácii 1 mg / m3 spôsobujú podráždenie slizníc, kašeľ, závraty a bolesť hlavy, a vo vyššej (> 60 mg / m 3) - udusenie a smrť. V prípade otravy brómovými parami sa odporúča vdýchnuť amoniak. Toxicita zlúčenín brómu je menej veľká, avšak pri dlhodobom používaní liekov obsahujúcich bróm sa môže vyvinúť chronická otrava - bromizmus. Jeho príznakmi sú celková letargia, kožná vyrážka, apatia, ospalosť. Bromidové ióny vstupujúce do tela na dlhú dobu zabraňujú akumulácii jódu v štítnej žľaze a inhibujú jeho činnosť. Na urýchlenie vylučovania brómu z tela je predpísaná diéta s vysokým obsahom soli a veľkým množstvom nápojov.

Použitie brómu a jeho zlúčenín.

Prvé známe použitie zlúčenín brómu bolo pri výrobe purpurového farbiva. V druhom tisícročí pred naším letopočtom sa ťažila z mäkkýšov murexu, ktoré hromadia bróm z morskej vody. Extrakcia farbiva bola veľmi namáhavá (z 8 000 mäkkýšov sa dá získať iba 1 gram purpurovej farby) a iba veľmi bohatí ľudia si mohli dovoliť nosiť ním zafarbené oblečenie. V starovekom Ríme ho mohli nosiť iba zástupcovia najvyšších autorít, preto dostal názov „kráľovská purpurová“. Štruktúra účinnej látky tohto farbiva bola stanovená až v druhej polovici 19. storočia, ukázalo sa, že je to zlúčenina brómu - 6,6 " - dibromindiga. Na farbenie tkanín sa používajú brómové deriváty indiga, syntetizované synteticky ( hlavne bavlna) a teraz.

V 19. storočí. hlavnými oblasťami použitia zlúčenín brómu boli fotografia a medicína.

Bromid strieborný AgBr sa začal používať ako svetlocitlivý materiál okolo roku 1840. Moderné fotografické materiály na báze AgBr umožňujú fotografovať s rýchlosťou uzávierky 10-7 sekúnd. Na výrobu fotografického filmu na báze bromidu strieborného sa táto soľ syntetizuje vo vodnom roztoku želatíny, pričom vyzrážané kryštály AgBr sú rovnomerne rozložené v celom objeme roztoku. Po stuhnutí želatíny sa vytvorí jemne rozptýlená suspenzia, ktorá sa rovnomerne nanesie v tenkej vrstve (hrúbka 2 až 20 μm) na povrch nosiča - priehľadný film z acetátu celulózy. Každý centimeter štvorcový výslednej vrstvy obsahuje niekoľko stoviek miliónov zŕn bromidu strieborného, ​​obklopených želatínovým filmom. Keď svetlo zasiahne taký fotografický film, dôjde k fotolytickému rozkladu AgBr:

AgBr + hv= Ag + Br

Reverznému procesu v emulzii - oxidácii striebra brómom - bráni želatína. Fotolýza vedie k tvorbe v mikrokryštáloch AgBr skupín atómov striebra s veľkosťou 10 –7–10 –8 cm, takzvaných stredov latentného obrazu. Aby sa získal viditeľný obraz, bromid strieborný v exponovaných oblastiach sa redukuje na kovové striebro. Stredy latentného obrazu katalyzujú (urýchľujú) redukčnú reakciu a umožňujú jej uskutočnenie prakticky bez ovplyvnenia neosvetlených kryštálov AgBr. Po rozpustení zostávajúceho bromidu strieborného na filme sa získa čiernobiely obraz (negatívny), ktorý je odolný voči svetlu. Ak chcete vytvoriť pozitívny obraz, musíte postup zopakovať a nasvietiť (zvyčajne) fotografický papier filmom, na ktorom je negatívny obraz.

Brómové soli sa osvedčili ako veľmi účinné lieky na liečbu mnohých nervových chorôb. Slávny ruský fyziológ IP Pavlov povedal: „Ľudstvo by malo byť šťastné, že má taký vzácny liek na nervový systém, ako je bróm.“ Použitie KBr v medicíne ako sedatíva (sedatíva) a antikonvulzíva pri liečbe epilepsie začalo v roku 1857. V tej dobe boli vodné roztoky bromidu draselného a sodného súhrnne známe ako bróm. Mechanizmus účinku brómových prípravkov zostal dlho neznámy, verilo sa, že bromidy znižujú excitabilitu a pôsobia podobne ako pilulky na spanie. Až v roku 1910 jeden z Pavlovových študentov P.M. Nikiforovsky experimentálne ukázal, že bromidy posilňujú inhibičné procesy v centrálnom nervový systém... Teraz sú bromidy sodné a draselné pri liečbe prakticky mimo prevádzky nervové choroby... Nahradili ich účinnejšie organobromínové lieky.

Na začiatku 20. storočia. bola otvorená nová oblasť použitia brómu. S rozmachom automobilov existovala potreba veľkého množstva lacného benzínu, avšak vtedajší ropný priemysel nedokázal vyrobiť požadované objemy vysokooktánového paliva. Na zlepšenie kvality paliva - aby sa znížila jeho schopnosť detonovať v motore - v roku 1921 americký inžinier Thomas Midgley navrhol zavedenie dodatočného komponentu do benzínu - tetraetylolova (Pb (C 2 H 5) 4, TPP). Táto prísada sa ukázala ako veľmi účinná, ale s jej používaním nastal nový problém - olovnaté usadeniny v motoroch. Aby sa zabránilo ich tvorbe, TPP sa rozpustí v brómových uhľovodíkoch - 1,2 -dibrómetáne (BrCH2CH2Br) a etylbromide (C2H5Br), výsledná zmes sa nazýva „etyl kvapalina“ ( cm. OCTANE NUMBER). Jeho mechanizmus účinku je ten, že pri spoločnom spaľovaní brómovodíkov a tepelných elektrární sa tvoria prchavé bromidy olova, ktoré sa z motora vykonávajú spolu s výfukovými plynmi. V polovici minulého storočia sa väčšina vyrobeného brómu spotrebovala na výrobu etyl -kvapaliny - 75% v roku 1963. Teraz používanie etyl -kvapaliny nespĺňa moderné požiadavky na bezpečnosť životného prostredia a jeho svetová produkcia klesá: v Rusku, napríklad podiel olovnatého (obsahujúceho etyl kvapalného) benzínu na celkovom objeme automobilového paliva bol v roku 1995 viac ako 50%a v roku 2002 - 0,4%. V Rusku je používanie tepelných elektrární zakázané od roku 2003 a v niektorých regiónoch ešte skôr (v Moskve od roku 1993).

Teraz je hlavnou oblasťou použitia brómu výroba spomaľovačov horenia (40% svetovej spotreby brómu). Retardéry horenia sú látky, ktoré chránia materiály organického pôvodu pred vznietením. Používajú sa na impregnáciu tkanín, drevených a plastových výrobkov a na výrobu nehorľavých farieb. Ako retardéry horenia sa používajú hlavne aromatické brómderiváty: dibrómstyrén, anhydrid kyseliny tetrabromoftalovej, dekabromdifenyloxid, 2,4,6-tribromofenol a ďalšie. Brómchlórmetán sa používa ako plnivo do hasiacich prístrojov na hasenie elektrického vedenia.

Významná časť brómu (v USA - 24%) vo forme bromidov vápnika, sodíka a zinku sa spotrebuje na výrobu vrtných kvapalín, ktoré sa vstrekujú do studní, aby sa zvýšil objem vyprodukovaného oleja.

Až 12% brómu sa používa na syntézu pesticídov a insekticídov používaných v poľnohospodárstvo a na ochranu drevárskych výrobkov (metylbromid).

Elementárny bróm a jeho zlúčeniny sa používajú na čistenie a úpravu vody. Bróm sa niekedy používa na jemnú dezinfekciu vody v bazéne so zvýšenou citlivosťou na chlór. Na tieto účely sa spotrebuje 7% vyrobeného brómu.

Asi 17% brómu sa spotrebuje na výrobu fotografických materiálov, farmaceutiká a vysokokvalitný kaučuk (brómbutylový kaučuk).

Organické zlúčeniny brómu sa používajú na inhalačnú anestéziu (halotán-1,1,1-trifluór-2-chlór-2-brómetán, CF3CHBrCl), ako lieky proti bolesti, sedatíva, antihistaminiká a antibakteriálne lieky pri liečbe peptických vredov, epilepsii, srdcovo-cievne ochorenie... Izotop brómu s atómovou hmotnosťou 82 sa používa v medicíne na liečbu nádorov a na štúdium správania sa liekov obsahujúcich bróm v tele.

Brómbutylový kaučuk sa priemyselne vyrába neúplnou bromáciou butylového kaučuku, kopolyméru 97 - 98% izobutylénu CH 2 = C (CH 3) 2 a nie 2–3% izoprénu CH 2 = C (CH 3) CH = CH 2. Pri tomto procese sa brómujú iba izoprénové jednotky gumovej makromolekuly:

–CH 2 –C (CH 3) = CH - CH 2– + Br 2 = –CH 2 –CBr (CH 3) –CHBr - CH 2 -

Zavádzanie brómu do butylovej gumy výrazne zvyšuje rýchlosť jej vulkanizácie. Brómbutylový kaučuk je bez zápachu, počas skladovania a spracovania nevypúšťa škodlivé látky, vyznačuje sa vysokým stupňom vulkanizácie s nenasýtenými kaučukmi a lepšou priľnavosťou k iným polymérom ako butylový kaučuk. Halogénované butylové gumy sa používajú na tesnenie gumových výrobkov vyrobených z iných polymérov (napríklad pri výrobe pneumatiky pre autá), na výrobu žiaruvzdorných dopravných pásov s vysokou odolnosťou proti oderu, gumových zátok, chemicky odolných obložení kontajnerov.

Jurij Krutyakov

Literatúra:

Miller W. Bróm... L., štát. Ústav aplikovanej chémie. 1967
Figurovský N.A. Objav prvkov a pôvod ich názvov... M., Veda, 1970
Populárna knižnica chemických prvkov... M., Veda, 1983
Anorganická chémia, v. 2. Ed. Yu.D. Treťjakov. M., Akadémia, 2004
USA Geologický prieskum, Súhrny minerálnych komodít, január 2004

Prírodný bróm je zmes dvoch nuklidov s hmotnostnými číslami 79 (v zmesi s hmotnosťou 50,56%) a 81. Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy je 4 s 2 p 5. V zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy –1, +1, +3, +5 a +7 (valencie I, III, V a VII), s najcharakteristickejšími oxidačnými stavmi –1 a +5.

Nachádza sa vo štvrtom období v skupine VIIA Mendelejevovho periodického systému prvkov.

Polomer neutrálneho brómového atómu je 0,119 nm, iónové polomery Br-, Br3+, Br5+ a Br7+ sú 0,182; 0,073; 0,045 a 0,039 nm. Sekvenčné ionizačné energie neutrálneho brómového atómu sú 11,84; 21,80; 35,9; 47,3 a 59,7 eV. Elektrónová afinita je 3,37 eV. Na Paulingovej stupnici je elektronegativita brómu 2,8.

Názov: vzhľadom na skutočnosť, že bróm má ťažký, nepríjemný zápach splodín (z gréckeho bróm - zápach).

História objavov: objav brómu viedol výskum francúzskeho chemika A. Balarda, ktorý v roku 1825 pôsobením na vodný roztok získaný po premytí popola morských rias chlórom uvoľnil tmavohnedú, zapáchajúcu tekutinu. Túto tekutinu, získavanú aj z morskej vody, nazval murid (z lat. Muria - fyziologický roztok, soľanka) a poslal správu o svojom objave Parížskej akadémii vied. Komisia zriadená na overenie tejto správy neakceptovala Balarovo meno a nový prvok pomenovala bróm. Objav brómu preslávil mladého a málo známeho vedca. Po objavení sa Balarovho článku sa ukázalo, že fľaše s podobnou látkou čakajú na výskum nemeckých chemikov K. Leviga a J. Liebiga. Keď Liebig zmeškal príležitosť objaviť nový prvok, zvolal: „Nebol to Balar, kto objavil bróm, ale bróm objavil Balara.“

Vlastnosti: za bežných podmienok je bróm ťažká (hustota 3,1055 g / cm3) červenohnedá hustá kvapalina štipľavého zápachu. Bróm je jednou z jednoduchých látok, ktoré sú za normálnych podmienok kvapalné (okrem brómu je to aj taká látka). Teplota topenia brómu je -7,25 ° C, teplota varu je + 59,2 ° C. Štandardné elektródový potenciál Br 2 / Br - vo vodnom roztoku sa rovná +1,065 V.

Vo voľnej forme existuje vo forme diatomických molekúl Br2. Znateľná disociácia molekúl na atómy sa pozoruje pri teplote 800 ° C a rýchlo sa zvyšuje s ďalším zvýšením teploty. Priemer molekuly Br2 je 0,323 nm, internukleárna vzdialenosť v tejto molekule je 0,228 nm.

Malý bróm, ale lepší ako ostatné halogény, rozpustíme vo vode (3,58 g v 100 g vody pri 20 ° C), roztok sa nazýva brómová voda. V brómovej vode prebieha reakcia za vzniku bromovodíkových a nestabilných bromovodíkových kyselín:

Br 2 + H20 = HBr + HBrO.

Bróm je vo väčšine aspektov miešateľný s väčšinou organických rozpúšťadiel a často dochádza k bromácii molekúl organického rozpúšťadla.

Pokiaľ ide o chemickú aktivitu, bróm zaujíma medziľahlú polohu medzi chlórom (Cl) a jódom (I). Keď bróm reaguje s roztokmi jodidu, uvoľňuje sa voľný jód (I):

Br 2 + 2KI = I 2 + 2KBr.

Bróm je silné oxidačné činidlo, oxiduje siričitanové ióny na sírany, dusitanové ióny na dusičnany atď.

Pri interakcii s organickými zlúčeninami obsahujúcimi dvojitá väzba, pridá sa bróm a získajú sa zodpovedajúce dibróm deriváty:

C2H4 + Br2 = C2H4Br2.

Bróm sa tiež pripája k organickým molekulám, ktoré obsahujú trojitú väzbu. Odfarbenie brómovej vody, keď ňou prechádza plyn alebo sa do nej pridáva kvapalina, naznačuje, že v plyne alebo kvapaline je prítomná nenasýtená zlúčenina.

Po zahriatí v prítomnosti katalyzátora bróm reaguje s benzénom za vzniku brómbenzénu C 6 H 5 Br (substitučná reakcia).

Keď bróm interaguje s alkalickými roztokmi a s roztokmi uhličitanov sodných (Na) alebo draselných (K), vytvoria sa zodpovedajúce bromidy a bromičnany, napríklad:

Br 2 + 3Na2CO3 = 5NaBr + NaBrO2 + 3CO2.

Byť v prírode: bróm je pomerne vzácny prvok v zemskej kôre. Jeho obsah v ňom sa odhaduje na 0,37 · 10 –4% (zhruba 50. miesto).

Chemicky je bróm vysoko aktívny, a preto sa v prírode vo voľnej forme nevyskytuje. Je súčasťou veľkého počtu rôznych zlúčenín (bromidy sodné (Na), draselné (K), horečnaté (Mg) atď.), Sprevádzajúce chloridy sodné, draselné a horečnaté. Brómové minerály - bromargyrit (bromid strieborný (Ag) AgBr) a embolit (zmiešaný chlorid a strieborný (Ag) bromid) - sú extrémne vzácne. Zdrojom brómu sú vody horkých jazier, soľanky sprevádzajúce ropu a rôzne ložiská soli a morská voda (65 · 10 –4%), Mŕtve more je na bróm bohatšie. V súčasnosti sa bróm zvyčajne získava z vôd niektorých horkých jazier, z ktorých jedno sa nachádza najmä u nás v stepi Kulunda (Altaj).

Aplikácia: bróm sa používa na prípravu mnohých anorganických a organických látok v analytickej chémii. Zlúčeniny brómu sa používajú ako aditíva do palív, pesticídy, retardéry horenia a vo fotografii. Široko známy obsahujúci bróm lieky... Je potrebné poznamenať, že bežný výraz: „lekár predpísal bróm v polievkovej lyžici po jedle“ samozrejme znamená iba to, že je predpísaný vodný roztok bromidu sodného (alebo draselného), a nie čistý bróm. Upokojujúci účinok bromidových liečiv je založený na ich schopnosti posilniť inhibičné procesy v centrálnom nervovom systéme.

Vlastnosti práce s brómom: Pri práci s brómom by ste mali používať ochranný odev, plynovú masku a rukavice. MPC pre brómové pary 0,5 mg / m 3. Už pri koncentrácii brómu vo vzduchu v koncentrácii asi 0,001% (objemových) sa pozoruje podráždenie slizníc, závraty a pri vyšších koncentráciách - kŕče dýchacích ciest, dusenie. Ak sa dostane do tela, toxická dávka je 3 g, smrteľná dávka je od 35 g. V prípade otravy brómovými parami by mala byť obeť okamžite vynesená na čerstvý vzduch; na obnovenie dýchania môžete použiť tampón na krátky čas navlhčený čpavkom, pravidelne ho na krátky čas prikladajte k nosu. obeť. Ďalšia liečba by sa mala vykonávať pod dohľadom lekára. Tekutý bróm pri kontakte s pokožkou spôsobuje bolestivé popáleniny.

DEFINÍCIA

Bróm nachádza sa vo štvrtom období skupiny VII hlavnej (A) podskupiny periodickej tabuľky.

Odkazuje na prvky p-rodiny. Nekovové. Označenie - Br. Sériové číslo je 35. Relatívna atómová hmotnosť je 79 904 amu.

Elektronická štruktúra atómu brómu

Atóm brómu pozostáva z pozitívne nabitého jadra (+35), vo vnútri ktorého je 35 protónov a 45 neutrónov a okolo neho sa na štyroch dráhach pohybuje 35 elektrónov.

Obr. Schematická štruktúra atómu brómu.

Orbitálna distribúcia elektrónov je nasledovná:

35Br) 2) 8) 18) 7;

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Úroveň vonkajšej energie atómu brómu obsahuje 7 elektrónov, ktoré sú valenčné. Energetický diagram základného stavu má nasledujúcu formu:

Každý valenčný elektrón atómu brómu možno charakterizovať pomocou sady štyroch kvantových čísel: n(hlavné kvantum), l(orbitálne), m l(magnetické) a s(odstreďovanie):

Prítomnosť jedného nepárového elektrónu naznačuje, že oxidačný stav brómu môže byť -1 alebo +1. Pretože na štvrtej úrovni sú 4 prázdne orbitály d-pod úrovňou, potom je pre atóm brómu charakteristická prítomnosť excitovaného stavu:

Preto má bróm tiež oxidačný stav +3. Je známe, že bróm je vo svojich zlúčeninách tiež schopný vykazovať oxidačné stavy +5 a +7.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

BROMÍN(lat. brom), Br, chemický prvok Skupina VII periodickej sústavy, atómové číslo 35, atómová hmotnosť 79,904, patrí do halogény.

Prírodný bróm je zmes dvoch nuklidov s hmotnostnými číslami 79 (v zmesi s hmotnosťou 50,56%) a 81. Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy je 4s2p5. V zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy -1, +1, +3, +5 a +7 (valencie I, III, V a VII), s najcharakteristickejšími oxidačnými stavmi -1 a +5.

Nachádza sa vo štvrtom období v skupine VIIA Mendelejevovho periodického systému prvkov.

Polomer neutrálneho brómového atómu je 0,119 nm, iónové polomery Br-, Br3 +, Br5 + a Br7 + sú 0,182; 0,073; 0,045 a 0,039 nm. Sekvenčné ionizačné energie neutrálneho brómového atómu sú 11,84; 21,80; 35,9; 47,3 a 59,7 eV. Elektrónová afinita je 3,37 eV. Na Paulingovej stupnici je elektronegativita brómu 2,8.

Názov: vzhľadom na skutočnosť, že bróm má ťažký, nepríjemný zápach splodín (z gréckeho bróm - zápach).

História objavov: objav brómu viedol výskum francúzskeho chemika A. Balarda, ktorý v roku 1825 pôsobením na vodný roztok získaný po premytí popola morských rias chlórom uvoľnil tmavohnedú, zapáchajúcu tekutinu. Túto tekutinu, získavanú aj z morskej vody, nazval murid (z lat. Muria - fyziologický roztok, soľanka) a poslal správu o svojom objave Parížskej akadémii vied. Komisia zriadená na overenie tejto správy neakceptovala Balarovo meno a nový prvok pomenovala bróm. Objav brómu preslávil mladého a málo známeho vedca. Po objavení sa Balarovho článku sa ukázalo, že fľaše s podobnou látkou čakajú na výskum nemeckých chemikov K. Leviga a J. Liebiga. Keď Liebig zmeškal príležitosť objaviť nový prvok, zvolal: „Nebol to Balar, kto objavil bróm, ale bróm objavil Balara.“

Byť v prírode: bróm je pomerne vzácny prvok v zemskej kôre. Jeho obsah v ňom sa odhaduje na 0,37 10-4% (približne 50. miesto). aplikácia na objavovanie brómových prvkov

Chemicky je bróm vysoko aktívny, a preto sa v prírode vo voľnej forme nevyskytuje. Je súčasťou veľkého počtu rôznych zlúčenín (bromidov) sodík (Na), draslík (K), horčík (Mg) a ďalšie) sprevádzajúce chloridy sodíka, draslíka a horčíka. Vlastné minerály brómu - bromargyrit (bromid striebro (Ag) AgBr) a embolitu (zmiešaný chlorid a bromid striebro (Ag)) sú extrémne zriedkavé. Zdrojom brómu sú vody horkých jazier, soľanky sprevádzajúce ropu a rôzne ložiská soli a morská voda (65 · 10–4%), Mŕtve more je na bróm bohatšie. V súčasnosti sa bróm obvykle získava z vôd niektorých horkých jazier, z ktorých jedno sa nachádza najmä u nás v stepi Kulunda (Altaj).

Aplikácia: bróm sa používa na prípravu mnohých anorganických a organických látok v analytickej chémii. Zlúčeniny brómu sa používajú ako aditíva do palív, pesticídy, retardéry horenia a vo fotografii. Lieky obsahujúce bróm sú široko známe. Je potrebné poznamenať, že bežný výraz: „lekár predpísal bróm v polievkovej lyžici po jedle“ znamená, samozrejme, iba to, že je predpísaný vodný roztok bromidu sodného (alebo draslíka), a nie čistý bróm. Upokojujúci účinok bromidových liečiv je založený na ich schopnosti posilniť inhibičné procesy v centrálnom nervovom systéme.

Vlastnosti práce s brómom: Pri práci s brómom by ste mali používať ochranný odev, plynovú masku a rukavice. Maximálny limit koncentrácie pre brómové pary je 0,5 mg / m3. Už pri koncentrácii brómu vo vzduchu v koncentrácii asi 0,001% (objemových) sa pozoruje podráždenie slizníc, závraty a pri vyšších koncentráciách - kŕče dýchacích ciest, dusenie. Ak sa dostane do tela, toxická dávka je 3 g, smrteľná dávka je od 35 g. Nos obete. Ďalšia liečba by sa mala vykonávať pod dohľadom lekára. Tekutý bróm pri kontakte s pokožkou spôsobuje bolestivé popáleniny.

Vzhľadom na vysokú chemickú aktivitu a toxicitu brómových pár a kvapalného brómu by mal byť skladovaný v sklenenej, tesne uzavretej hrubostennej nádobe. Banky s brómom sa umiestnia do nádob s pieskom, ktorý chráni banky pred zničením pri trepaní. Vzhľadom na vysokú hustotu brómu by banky s ním nemali v žiadnom prípade brať iba hrdlo (hrdlo sa môže uvoľniť a potom jedovatá tekutina skončí na podlahe).

Na neutralizáciu rozliateho brómu musí byť jeho povrch ihneď pokrytý kašou z mokrej sódy Na2CO3.

K objavu brómu došlo v prvej tretine 19. storočia, nezávisle na sebe, nemecký chemik Karl Jacob Loewich v roku 1825 a Francúz Antoine Jerome Balard - v roku 1826 predstavili svetu nový chemický prvok. Zaujímavý fakt- pôvodne Balar pomenoval svoj živel Murid(z latinčiny muria- soľanka), pretože svoj objav urobil pri štúdiu stredomorských soľných polí.

Bróm (zo starovekého gréckeho βρῶμος, doslovne „páchnuci“, „zápach“, „páchnuci“) je prvkom hlavnej skupiny podskupiny VII štvrtého obdobia periodického systému chemických prvkov D.I. Mendelejev (v novej klasifikácii - prvok 17. skupiny). Bróm je halogén, reaktívny nekov, s atómovým číslom 35 a molekulovou hmotnosťou 79,904. Na označenie sa používa symbol Br(z latinčiny Bróm).

Nájdenie brómu v prírode

Bróm je rozšírený chemický prvok, ktorý sa nachádza takmer všade v životnom prostredí. Zvlášť veľa brómu sa nachádza v slaných vodách - moriach a jazerách, kde je prítomný vo forme bromidu draselného, ​​bromidu sodného a bromidu horečnatého. Najväčší počet bróm vzniká odparovaním morskej vody a nachádza sa v niektorých horninách, ako aj v rastlinách.

Ľudské telo obsahuje až 300 mg brómu, predovšetkým v štítnej žľaze; bróm tiež obsahuje krv, obličky a hypofýzu, svaly a kostné tkanivo.

Fyzikálne a chemické vlastnosti brómu

Bróm je zvyčajne štipľavá ťažká tekutina, má červenohnedú farbu a štipľavý, veľmi nepríjemný (plodný) zápach. Je to jediný nekov, ktorý je pri izbovej teplote v kvapalnom stave.

Bróm (rovnako ako brómové pary) je toxická a jedovatá látka, pri práci s ním je potrebné používať chemické ochranné prostriedky, pretože pri kontakte s pokožkou a sliznicami človeka bróm tvorí popáleniny.

Zloženie prírodného brómu je dva stabilné izotopy (79 Br a 81 Br), molekula brómu sa skladá z dvoch atómov a má chemický vzorec Br 2.

Denná potreba brómu v tele

Potreba zdravého tela v bróme nie je väčšia ako 0,8-1 g.

Spolu s prítomnosťou v tele človek dostáva bróm z jedlo... Hlavnými dodávateľmi brómu sú orechy (,), strukoviny (, a) a cestoviny, mliečne výrobky, riasy a takmer všetky druhy morských rýb.

Nebezpečenstvo a poškodenie brómu

Elementárny bróm je silný jed, je prísne zakázané ho prijímať. Bromové výpary môžu spôsobiť pľúcny edém, najmä u tých, ktorí sú na to náchylní alergické reakcie alebo má ochorenia pľúc a dýchacích ciest (brómové pary sú pre astmatikov veľmi nebezpečné).

Známky prebytočného brómu

K nadbytku tejto látky zvyčajne dochádza pri predávkovaní brómovými prípravkami; pre ľudí je to kategoricky nežiaduce, pretože môže predstavovať skutočné nebezpečenstvo pre zdravie. Hlavnými znakmi prebytku brómu v tele sú zápaly a vyrážky na koži, poruchy zažívacie ústrojenstvo, celková letargia a depresia, pretrvávajúca bronchitída a nádcha, nie sú spojené s prechladnutím a vírusmi.

Známky nedostatku brómu

Nedostatok brómu v tele sa prejavuje nespavosťou, spomalením rastu u detí a mladistvých, znížením hladiny hemoglobínu v krvi, ale tieto príznaky nie sú vždy spojené s nedostatočným množstvom brómu, preto na potvrdenie podozrení, musíte navštíviť lekára a absolvovať potrebné testy. V dôsledku nedostatku brómu sa často zvyšuje riziko spontánneho potratu (potrat v rôznych časoch, až do tretieho trimestra).

Užitočné vlastnosti brómu a jeho účinok na telo

Bróm (ako bromidy) sa používa na rôzne choroby, jeho hlavný účinok je sedatívny, preto sú brómové prípravky často predpisované na nervové poruchy a poruchy spánku. Brómové soli sú účinný prostriedok nápravy na liečbu chorôb, ktoré spôsobujú záchvaty (najmä epilepsia), ako aj porúch kardiovaskulárneho systému a niektorých gastrointestinálnych ochorení (vredy žalúdka a dvanástnika).

Stráviteľnosť brómu

Absorpciu brómu spomaľuje hliník, a preto je potrebné užívať prípravky obsahujúce soli brómu len po konzultácii s lekárom.

Na rozdiel od nepotvrdených fám (skôr ako anekdoty), bróm nemá depresívny účinok na sexuálnu túžbu a potenciu mužov. Údajne sa bróm vo forme bieleho prášku pridáva do potravín pre mladých vojakov v armáde, ako aj pre pacientov mužského pohlavia na psychiatrických klinikách a pre väzňov vo väzniciach a kolóniách. Neexistujú pre to žiadne vedecké dôkazy a povesti sa dajú vysvetliť schopnosťou brómu (jeho liečiv) pôsobiť upokojujúco.

Podľa niektorých zdrojov bróm podporuje aktiváciu sexuálnych funkcií u mužov a zvýšenie objemu ejakulátu a počtu spermií v ňom obsiahnutých.

Použitie brómu v živote

Bróm sa používa nielen v medicíne (bromid draselný a bromid sodný), ale aj v iných oblastiach, ako je fotografovanie, výroba ropy a výroba motorového paliva. Bróm sa používa na výrobu chemických bojových látok, čo opäť zdôrazňuje potrebu starostlivého zaobchádzania s týmto prvkom.