Brom

Det simple stof brom (under normale forhold ) er et kemisk aktivt ikke-metal (kemisk formel - Br 2 ) - en tung, ætsende rødbrun væske med en stærk ubehagelig "tung" lugt , der vagt minder om lugten af både jod og klor . Flygtig og giftig .

Historie

Brom blev uafhængigt opdaget [4] af to kemikere: Carl Jacob Löwig i 1825 [ 5] og Antoine Jérôme Balard i 1826 [6] . Balar bemærkede en brun farve, når klorvand blev tilsat moderluden fra pools, hvor bordsalt krystalliserede fra saltlage ("sadelbassiner") [7] . Ved at fylde sådanne bassiner med frisk havvand i lang tid, opsamle almindeligt salt og ikke dræne resterne, ophober de bromider, som er indeholdt i havvand i små mængder og ikke krystalliserer med salt, fordi de ikke når mætning [8] . Balard gav navnet "murid" til det opdagede element, men efter forslag fra Kommissionen fra Paris Academy of Sciences ( Vauquelin , Tenard , Gay-Lussac ), der kontrollerede dets opdagelse, ændrede han det til det faste "brom" fra Græske bromos - stinker. I Rusland blev brom under navnet "vromium" (på oldgræsk læses β som [b] og på moderne græsk som [c]) kendt i 1827 efter en rapport af professor A. Iovsky på et offentligt møde ved Moskva Universitet . Samme år annoncerede professor N. P. Shcheglov i tidsskriftet "Indeks over opdagelser i fysik, kemi, naturhistorie og teknologi" opdagelsen af brom (nemlig gennem b) [7] .

At være i naturen

Brom clark - 1,6 g/t . Brom er vidt udbredt i naturen og forekommer næsten overalt i en diffus tilstand, da en urenhed er indeholdt i hundredvis af mineraler . Næsten alle bromforbindelser er meget opløselige i vand og udvaskes derfor let fra sten. Det meste af bromen er koncentreret i havet, det findes også i betydelige mængder i vandet i saltsøer og i underjordiske grundvandsmagasiner forbundet med aflejringer af fossile brændstoffer, samt kaliumchloridsalte og stensalt. Der er også brom i atmosfæren, og indholdet af dette grundstof i luften i kystområder er altid højere end i områder med et skarpt kontinentalt klima.

Der er kun en lille mængde vanduopløselige bromforbindelser, disse er sølv- og kobbersalte. Det bedst kendte af disse mineraler er AgBr bromargyrit . Andre mineraler er iodobromit Ag(Br, Cl, I), embolit Ag(Cl, Br) [9] . Bromets egne mineraler er ikke nok, og fordi dens ionradius er stor, kan bromionen ikke pålideligt fastgøre sig i andre grundstoffers krystalgitter sammen med mellemstore kationer. I akkumuleringen af brom spilles hovedrollen af processerne til fordampning af havvand, som et resultat af, at det akkumuleres i både flydende og faste faser. De højeste koncentrationer observeres i de endelige moderlage. I bjergarter er brom hovedsageligt til stede i form af ioner, der migrerer med grundvandet. En del af det terrestriske brom er bundet i planteorganismer til komplekse og for det meste uopløselige organiske forbindelser. Nogle planter, primært bælgfrugter - ærter, bønner, linser samt tang, akkumulerer aktivt brom.

Fysiske egenskaber

Under normale forhold er brom en tung flygtig væske, mørkerød i lyset, mørk lilla, næsten sort i reflekteret lys. Det har en skarp ubehagelig lugt, er giftig, og i kontakt med huden dannes der forbrændinger, der ikke heler i lang tid. Brom er et af to simple stoffer (og det eneste ikke-metal) sammen med kviksølv , som er flydende ved stuetemperatur. Massefylde ved 0 °C - 3,19 g/cm³ . Smeltepunktet for brom er -7,25 ° C, smelteentalpien er 10,58 kJ / mol . Kogepunktet er +59,2 ° C, når det koger, bliver brom fra en væske til en gulbrun damp, hvilket irriterer luftvejene ved indånding; fordampningsentalpi 30,86 kJ/mol . Mættet damptryk ved 0 °C er 8,7 kPa, ved 20 °C 22,8 kPa [2] .

Den termiske ledningsevne af flydende brom ved 25 °C er 4,5 W/(m K), gasformig (ved 59 °C) 0,21 W/(m K). Molær entropi af flydende brom S0
298\u003d 152,0 J / (mol K) , gasformig 245,37 J / (mol K) . Molær varmekapacitet C0p _
\u003d 75,69 J / (mol K) [2] .

Varmekapacitet og entropi af fast og flydende brom [10]

T, K	S o , J/(mol×K)	c p , J/(mol×K)	T, K	S o , J/(mol×K)	c p , J/(mol×K)
femten	0,650	1,725	160	18.130	11.981
tyve	1.325	03.04	170	18.864	12.2
25	2.144	4.309	180	19.570	12.416
tredive	3,027	5,364	190	20.245	12.632
35	3,921	6,226	200	20.898	12.851
40	4.799	6,929	210	21.530	13.077
45	5.650	7.5	220	22.144	13.315
halvtreds	6,465	7.968	230	22.742	13,57
55	7.244	8.355	240	23.324	13.848
60	7.985	8,683	250	23.896	14.157
65	8,692	8.969	260	24.458	14.504
70	9,366	9,228	265,9	24.786	14.732
80	10,628	9,682	Smeltning
90	11.791	10,074	265,9	34.290	18.579
100	12.870	10,419	270	34.573	18.487
110	13.879	10,728	280	35,241	18.3
120	14.824	11.011	290	35.881	18.164
130	15.718	11.273	298,15	36.384	18.089
140	16.563	11,52	300	36.496	18.077
150	17.365	11.755

Fast brom danner molekylært (bestående af Br 2 molekyler ) [11] orthorhombiske krystaller , rumgruppe Ccma , celleparametre a = 0,448 nm , b = 0,667 nm , c = 0,872 nm , Z = 4 . De er nåleformede, rødbrune med en let metallisk glans, bliver farveløse, når temperaturen falder til 21 K; Densiteten ved smeltetemperaturer er 4,073 g/cm³ [2] .

Temperaturkoefficienten for volumetrisk udvidelse af flydende brom under normale forhold er 1,10·10 −3 K −1 . Kritiske parametre: temperatur 315 °C (588 K), tryk 10,0 MPa , massefylde 1,26 g/cm³ . Den dynamiske viskositet ved 0 °C er 1,241 mPa s, temperaturkoefficienten for ændring i viskositet er (1 + 0,01225 t + 2,721 10 −6 t ²) , hvor t er temperaturen i grader Celsius. Overfladespænding 1,5 MPa (20 °C) [2] .

Standardelektrodepotentialet BR 2 /BR - i den vandige opløsning er +1,065 c . Specifik elektrisk modstand af flydende brom 7,69 · 10¹² Ohm · cm . Dielektrisk permeabilitet 3.148 [2] .

Molekylær brom-diamagnet [2] . Magnetisk modtagelighed χ = −56,4 · 10 −6 cm³/mol .

Brydningskoefficienten er 1,659 (i den gule din af natrium 589 nm ved 15 ° C). Molekylært brom udviser et bredt absorptionsbånd i det synlige og ultraviolette område, som topper ved 420 nm ; Den røde farve af brom forklares ved den stærke absorption af synligt lys i området med korte bølgelængder [2] .

Atomradius for brom er 119 pm, ioniske radius i krystaller: Br - 182 pm ( koordinationsnummer 6), Br 3+ 73 pm (4) , Br 5+ 45 pm (3) , Br 7+ 53 pm (6) og 39 pm (4) . Pauling elektronegativitet 2,8 [2] .

Ioniseringsenergier [2] :

Br 0 → Br + + e- : 11,81381 eV [12] ; Br + → Br2 + + e- : 21,80 eV; Br2 + -> Br3 + + e- : 35,90 eV; Br 3+ → Br 4+ + e- : 47,3 eV; Br 4+ → Br 5+ + e- : 59,7 eV; Br 5+ → Br 6+ + e- : 88,6 eV; Br 6+ → Br 7+ + e − : 109,0 eV (ifølge andre kilder 103,0 eV [12] ); Br 7+ → Br 8+ + e - : 192,8 eV.

Et diatomisk brommolekyle har en bindingslængde på 228 pm, en molekyledissociationsenergi på 1,969 eV (190,0 kJ/mol) og en molekylediameter på 323 pm. En mærkbar dissociation af molekyler til atomer observeres ved en temperatur på 800 °C og stiger hurtigt med en yderligere temperaturstigning; grad af dissociation 0,16% ved 800°C og 18,3% ved 1284°C [2] .

Isotoper

Naturlig brom består af to stabile isotoper 79 Br (50,54%) og 81 Br (49,46%) [13] . Talrige radioaktive isotoper af brom er blevet kunstigt opnået.

Kemiske egenskaber

Det eksisterer i fri form i form af diatomiske molekyler Br 2 . Der blev fundet en blanding af Br 4 molekyler i dampen [2] .

Brom er et stærkt oxidationsmiddel , det oxiderer sulfitionen til sulfat, nitritionen til nitrat osv.

Standard elektrodepotentiale ved 25 °C +1,066 V [13] :

${\ce {2Br- <=>[{-2e}]Br2))$

Ved kemisk aktivitet indtager brom en mellemstilling mellem klor og jod [13] . Når brom reagerer med iodidopløsninger, frigives frit jod: ${\ce {Br2 + 2 KI -> I2 v + 2 KBr))$

Tværtimod frigives frit brom under påvirkning af chlor på bromider i vandige opløsninger. Reaktionen fortsætter ved kogning:

${\ce {Cl2{+}\ 2KBr\ {\xrightarrow {t^{\circ }}}\ Br2{\!\uparrow }+\ 2KCl}}$

Typiske oxidationstilstande for brom: −1 ( bromider Br − ), +1 ( hypobromiter BrO − ), +3 (bromiter BrO − ).-
2), +5 ( bromater BrO-
3), +7 (perbromater BrO-
4).

Vand

Brom er lidt, men bedre end andre halogener , opløseligt i vand ( 3,55 g pr. 100 g vand ved 20°C [13] ), opløsningen kaldes bromvand . I bromvand fortsætter en reaktion med dannelsen af brombrinte og ustabile hypobromsyrer:

{\ce {Br2 + H2O <=> HBr + HBrO}}

Brom i lys eller ved kogning reagerer med vand på grund af nedbrydning af hypobromsyre [13] :

${\ce {2 H_2O +2Br_2 ->[h\nu] 4 HBr + O2 ^}}$

Ved temperaturer under 6,2 °C danner det et decahydrat [13] , et hexahydrat er også kendt [7] . ${\ce {Br2*10H2O}}$

Når brom interagerer med alkaliopløsninger og med opløsninger af natrium- eller kaliumcarbonater, dannes de tilsvarende bromider og bromater , for eksempel:

{\ce {3 Br2 + 3 Na2CO3 -> 5 NaBr + NaBrO3 + 3 CO2))

ikke-metaller

Reaktionen af brom med svovl producerer S 2 Br 2 , reaktionen af brom med phosphor (antænder [13] ) producerer PBr 3 og PBr 5 . Brom reagerer også med ikke-metaller selen og tellur .

Reaktionen af brom med brint fortsætter, når den opvarmes og fører til dannelsen af hydrogenbromid HBr. En opløsning af HBr i vand er hydrogenbromidsyre, der i styrke svarer til saltsyre HCl. Salte af brombrintesyre - bromider ( NaBr , MgBr 2 , AlBr 3 , etc.). En kvalitativ reaktion på tilstedeværelsen af bromidioner i opløsning er dannelsen af et lysegult præcipitat af sølvbromid AgBr, som er praktisk talt uopløseligt i vand, med Ag + ioner.

Brom reagerer ikke direkte med ilt og nitrogen . Brom danner en lang række forskellige forbindelser med andre halogener . For eksempel danner brom ustabil BrF , BrF 3 og BrF 5 med fluor, BrCl med chlor , IBr og IBr 3 med iod , astatinbromid AtBr opnås også .

Metaller

Når brom interagerer med mange metaller, danner bromider i højere oxidationstilstande, for eksempel AlBr 3 , CuBr 2 , MgBr 2 osv.

Reaktionen med mange metaller i en fint dispergeret tilstand (kaliumstykker, pulvere af arsen, antimon, bismuth, zink og aluminium) er ledsaget af antændelse [13] .

Flydende brom interagerer også med guld og danner guldtribromid AuBr 3 [14] [13] :

{\ce {2 Au + 3 Br2 -> 2 AuBr3))

Modstandsdygtig over for virkningen af bromtantal og platin [13] , i mindre grad - sølv , titanium og bly .

organiske forbindelser

Med de fleste organiske opløsningsmidler ( alkohol , ether , chloroform , tetrachlor , carbondisulfid ) er brom blandbart i alle henseender og reagerer ofte med dem [13] .

Når man interagerer med organiske forbindelser, der indeholder en dobbeltbinding , tilsættes brom, hvilket giver de tilsvarende dibromderivater:

{\ce {C2H4 + Br2 -> C2H4Br2}}

Brom forbinder sig også med organiske molekyler, der indeholder en tredobbelt binding . Misfarvningen af bromvand, når en gas ledes gennem det, eller der tilsættes en væske, indikerer, at en umættet forbindelse er til stede i gassen eller væsken.

Når det opvarmes i nærvær af en katalysator , reagerer brom med benzen og danner brombenzen C 6 H 5 Br (substitutionsreaktion).

Reagerer med hydrogenthiocyanat :

{\ce {HSCN + Br2 -> BrCN + HBr + S v))

Henter

Som råmateriale til produktion af brom er:

havvand ( 65 mg/l [15] ),
salt lake,
lud fra kaliumproduktion,
underjordiske vand i olie- og gasfelter.

Brom opnås kemisk fra naturlige saltlage og andre opløsninger, der indeholder Br - ion , og oxiderer den med gasformig klor:

{\displaystyle {\ce {Cl2\ ​​​​{+}\ 2Br^{-}->2Cl^{-}{+}Br2{\!\uparrow ))))

Derefter isoleres molekylært brom fra opløsningen med en strøm af vanddamp eller luft og kondenseres [11] .

Bromerede syrer

Foruden iltfri hydrogenbromidsyre HBr danner brom en række iltsyrer: brom HBrO 4 , brom HBrO 3 , brom HBrO 2 , brom HBrO .

Ansøgning

I kemi

Brombaserede stoffer er meget udbredt i organisk syntese.
" Bromvand " (en vandig opløsning af brom) bruges som reagens til kvalitativ bestemmelse af umættede organiske forbindelser.

Industrielle applikationer

En betydelig del af elementært brom blev brugt indtil begyndelsen af 1980'erne til at fremstille 1,2-dibromethan , som var en del af ethylvæsken - et antibankadditiv i benzin indeholdende tetraethylbly ; dibromethan i dette tilfælde tjente som en kilde til brom til dannelse af relativt flygtigt blydibromid for at forhindre aflejring af faste blyoxider på motordele. Brom bruges også til syntese af flammehæmmere - additiver, der giver brandmodstandsdygtighed over for plast, træ, tekstilmaterialer.

Sølvbromid AgBr bruges til fotografering som et lysfølsomt stof.
Brompentafluorid bruges nogle gange som et meget kraftigt drivmiddeloxidationsmiddel.
Bromidopløsninger bruges i olieproduktion.
Opløsninger af tungmetalbromider anvendes som "tunge væsker" til berigelse af mineraler ved flotationsmetoden.
Mange organobrominforbindelser bruges som insekticider og pesticider.

I medicin

I medicin bruges natriumbromid og kaliumbromid som beroligende midler .

I produktionen af våben

Siden 1. verdenskrig er brom blevet brugt til fremstilling af kemiske kampmidler .

Fysiologisk virkning

Brom og dets dampe er meget giftige. Allerede ved en koncentration af brom i luften ved en koncentration på omkring 0,001% (volumenprocent), observeres irritation af slimhinderne , svimmelhed , næseblod og ved højere koncentrationer - luftvejsspasmer , kvælning . MPC for bromdamp er 0,5 mg/m³ i overensstemmelse med GOST 12.1.005-88 . Oral LD 50 for rotter er 2600 mg/kg , for marsvin 5500 mg/kg [16] . For mennesker er den dødelige orale dosis 14 mg/kg [17] . Når bromdampe inhaleres, er den halvdødelige koncentration for mus 750 ppm (9 minutter) og 240 ppm (2 timer) [16] . I tilfælde af forgiftning med bromdampe skal offeret straks flyttes til frisk luft ( iltindånding er angivet på det tidligst mulige stadium); for at genoprette vejrtrækningen kan du bruge en vatpind, der er fugtet med ammoniak i kort tid, og med jævne mellemrum bringes den til offerets næse i kort tid. Yderligere behandling bør udføres under lægeligt tilsyn. Anbefalede inhalationer af natriumthiosulfat i form af en 2% vandig opløsning, drikke masser af varm mælk med mineralvand eller sodavand, kaffe. Forgiftning med bromdampe er især farlig for mennesker, der lider af astma og lungesygdomme, da sandsynligheden for lungeødem er meget høj ved indånding af bromdampe. Flydende brom i kontakt med huden forårsager smertefulde og langvarige helende forbrændinger .

Biologisk betydning

I 2014 viste en undersøgelse, at brom (i form af bromidion ) er en nødvendig cofaktor under kollagen IV biosyntese , hvilket gør elementet essentielt i basalmembranarkitektur og vævsudvikling hos dyr [18] . Der er dog ikke observeret klare symptomer eller mangelsyndromer med fuldstændig fjernelse af brom fra fødevarer [19] . I andre biologiske funktioner er brom muligvis ikke nødvendigt, men det er stadig nyttigt, især når det erstatter klor. For eksempel, i nærværelse af hydrogenperoxid H 2 O 2 , syntetiseret af eosinofiler med chlorid- eller bromidioner, giver eosinofil peroxidase en kraftfuld mekanisme, hvormed eosinofiler dræber flercellede parasitter (såsom f.eks. nematodeorme involveret i filariasis ) og nogle bakterier , såsom tuberkulosebakterier ). Eosinofil peroxidase er en haloperoxidase , der bruger brom mere effektivt end chlor til dette formål, og producerer hypobromit ( brintebrintesyre ), selvom brugen af chloridion også er mulig [20] . Selvom α-haloestere generelt anses for at være meget reaktive og derfor toksiske mellemprodukter i bioorganisk syntese, ser pattedyr, herunder mennesker, katte og rotter, ud til at biosyntetisere spor af α-bromester, 2-octyl-4-brom-3-oxobutanoat, som er til stede i deres cerebrospinalvæske og spiller sandsynligvis en endnu uklar rolle i starten af REM-søvn [21] .

Marine organismer er hovedkilden til organobrominforbindelser , og det er i disse organismer, at broms rolle kan være meget højere. Over 1600 sådanne organobrominforbindelser er blevet identificeret i 1999. Den mest almindelige er methylbromid (CH 3 Br), hvoraf omkring 56.000 tons syntetiseres om året af tang [22] . Den æteriske olie fra Hawaii-tangen Asparagopsis taxiformis består af 80 % bromoform [23] . De fleste af disse organobrominforbindelser i havet syntetiseres af alger under påvirkning af et unikt enzym, vanadiumbromperoxidase [24] .

Funktioner ved arbejde

Ved arbejde med brom skal der anvendes beskyttelsestøj, gasmaske og specielle handsker. På grund af den høje reaktivitet og toksicitet af både bromdampe og flydende brom, bør det opbevares i en tæt lukket tykvægget beholder af glas. Fartøjer med brom anbringes i beholdere med sand, som beskytter karrene mod ødelæggelse, når de rystes. På grund af den høje tæthed af brom bør kar med det aldrig kun tages i svælget (svælget kan komme af, og så vil bromen ende på gulvet).

Bromstræde er tilrådeligt at drysse med natriumcarbonat :

{\ce {3 Br2 + 3 Na2CO3 -> 5 NaBr + NaBrO3 + 3 CO2 ^}}

eller våd bagepulver :

{\ce {6 NaHCO3 + 3 Br2 -> 5 NaBr + NaBrO3 + 6 CO2 ^ + 3 H2O))

Reaktionen af elementært brom med sodavand er dog meget eksoterm , hvilket fører til en stigning i fordampningen af brom, derudover bidrager det frigivne kuldioxid også til fordampning, så det er ikke altid korrekt at bruge de ovenfor beskrevne metoder. Den sikreste løsning til bromafgasning er en vandig opløsning af natriumthiosulfat Na 2 S 2 O 3 . For at lokalisere store spild af brom kan en opløsning af natriumthiosulfat med tilsætning af skummende midler og aerosil anvendes . Den samme opløsning (3-5 % natriumthiosulfat) bruges til at fugte bomuldsgazebandager, som hjælper med at beskytte åndedrætssystemet mod bromdampe.

Myter, legender, misforståelser og deres modbevisninger

Der er en udbredt bylegende om, at militæret, fængslerne og psykiatriske hospitaler tilføjer bromforbindelser til mad for at reducere sexlysten. Oprindelsen af denne myte er ikke kendt med sikkerhed.

Brompræparater har en salt smag og har en beroligende (sedativ) og hypnotisk effekt [25] .

Du må under ingen omstændigheder forveksle "farmaceutisk brom" ( vandige opløsninger af kalium eller natriumbromid ), som bruges til forstyrrelser i nervesystemet, og elementært brom, som er et meget giftigt stof med en irriterende virkning. Elementært brom bør under ingen omstændigheder tages internt - det er en stærk gift [26] .

Se også

Bromlækage i Chelyabinsk

Kommentarer

↑ Området for atommasseværdier er angivet på grund af heterogeniteten af fordelingen af isotoper i naturen

Noter

↑ Meija J. et al. Grundstoffernes atomvægte 2013 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2016. - Bd. 88 , nr. 3 . - S. 265-291 . - doi : 10.1515/pac-2015-0305 .
↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 KhE, 1988 .
↑ Stor oldgræsk ordbog (αω) Arkiveret 12. februar 2013. .
↑ Weeks, Mary ElviraOpdagelsen af grundstofferne: XVII. Halogenfamilien // Journal of Chemical Education : journal. - 1932. - Bd. 9 , nr. 11 . - S. 1915 . doi : 10.1021 / ed009p1915 . - .
↑ Lowig, Carl Jacob. Das Brom und seine chemischen Verhältnisse (tysk) : magazin. — Heidelberg: Carl Winter, 1829.
↑ Vauquelin, L. N.; Thenard, L.J.; Gay-Lussac, J. L. Rapport sur la Mémoire de M. Balard relatif à une nouvelle Substance (fransk) // Annales de Chimie et de Physique(2. serie): magasin. - 1826. - Bd. 32 . - s. 382-384 .
↑ 1 2 3 Menshutkin B. N. Kursus i generel kemi (uorganisk) . - 4. - L . : Goshimtekhizdat , 1933. - S. 559-560, 581-582. — 738 s. (Russisk)
↑ Mendeleev D. I. Fundamentals of Chemistry . - 11. - M. - L .: Goshimtekhizdat , 1932. - T. 1. - S. 229. - 488 s. (Russisk)
↑ Embolitis // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.
↑ D. L. Hildenbrand, W. R. Kramer, R. A. McDonald, D. R. Stull. Brom: Varmekapaciteten og termodynamiske egenskaber fra 15 til 300°K. (engelsk) // Journal of the American Chemical Society. — 1958-08. — Bd. 80 , iss. 16 . — S. 4129–4132 . — ISSN 1520-5126 0002-7863, 1520-5126 . - doi : 10.1021/ja01549a004 .
↑ 1 2 Greenwood NN, Earnshaw A. Chemistry of the Elements . — 2. udg. - Elsevier, 2012. - 1600 s. — ISBN 9780080501093 .
↑ 1 2 David R. Lide (red.), CRC Handbook of Chemistry and Physics, 84. udgave . C.R.C. Tryk. Boca Raton, Florida, 2003; Afsnit 10, Atom-, Molekylær- og Optisk Fysik; Ioniseringspotentialer af atomer og atomære ioner.
↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 Brockhaus ABC Chemie i Zwei Baenden. - Leipzig: VEB FA Brockhaus Verlag, 1966. - Bd. 1 AK. — S. 203. — 768 S.
↑ Lidin R. A. et al. Uorganiske stoffers kemiske egenskaber. - 3. udg., Rev. - M . : Kemi, 2000. - 480 s. — ISBN 5-7245-1163-0 .
↑ JP Riley, Skirrow G. Chemical Oceanography, V. 1, 1965.
↑ 1 2 Brom. Øjeblikkeligt farlige for liv eller helbredskoncentrationer (IDLH). Arkiveret 1. august 2020 på Wayback Machine The National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). maj 1994.
↑ Katalog over kemiske reagenser af MERCK (Tyskland), 2008-2010
↑ McCall AS et al. Brom er et essentielt sporelement til samling af kollagen IV-stilladser i vævsudvikling og arkitektur // Celle : tidsskrift. - Cell Press , 2014. - Vol. 157 , nr. 6 . - S. 1380-1392 . - doi : 10.1016/j.cell.2014.05.009 . — PMID 24906154 .
↑ Nielsen FH Possibly Essential Trace Elements // Clinical Nutrition of the Essential Trace Elements and Minerals: The Guide for Health Professionals. - 2000. - S. 11-36 . — ISBN 978-1-61737-090-8 . - doi : 10.1007/978-1-59259-040-7_2 .
↑ Mayeno AN, Curran AJ, Roberts RL, Foote CS Eosinofiler bruger fortrinsvis bromid til at generere halogeneringsmidler // J. Biol. Chem. : journal. - 1989. - Bd. 264 , nr. 10 . - P. 5660-5668 . — PMID 2538427 .
↑ Gribble, Gordon W. Mangfoldigheden af naturligt forekommende organobrominforbindelser // Chemical Society Reviews : journal. - 1999. - 1. januar ( bind 28 , nr. 5 ). — S. 335 . — ISSN 1460-4744 . - doi : 10.1039/A900201D .
↑ Gribble GW Mangfoldigheden af naturligt forekommende organobrominforbindelser // Chemical Society Reviews : journal. - 1999. - Bd. 28 , nr. 5 . - s. 335-346 . - doi : 10.1039/a900201d .
↑ Burreson BJ, Moore RE, Roller PP Flygtige halogenforbindelser i algen Asparagopsis taxiformis (Rhodophyta ) // Journal of Agricultural and Food Chemistry : journal. - 1976. - Bd. 24 , nr. 4 . - S. 856-861 . - doi : 10.1021/jf60206a040 .
↑ Butler A., Carter-Franklin JN Vanadiumbromperoxidases rolle i biosyntesen af halogenerede marine naturprodukter // Naturlige produktrapporter : journal. - 2004. - Bd. 21 , nr. 1 . - S. 180-188 . doi : 10.1039 / b302337k . — PMID 15039842 .
↑ Mashkovsky M.D. Medicines. - 15. udg. - M . : New Wave, 2005. - S. 89-90. - 1200 s. — ISBN 5-7864-0203-7 .
↑ Sergei Ufimtsev. En bromlækage forstyrrede vidensfestivalen i Chelyabinsk-skolerne . TVNZ. Hentet 24. februar 2013. Arkiveret fra originalen 25. februar 2013. (ubestemt)

Litteratur

Lvov M. D. Bromine, a chemical element // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.
Ksenzenko V.I., Stasinevich D.S. Brom // Chemical Encyclopedia : i 5 bind / Kap. udg. I. L. Knunyants . - M . : Soviet Encyclopedia , 1988. - T. 1: A - Darzana. - S. 318-319. — 623 s. — 100.000 eksemplarer. - ISBN 5-85270-008-8 .
Håndbog for kemikere, ingeniører, læger. Skadelige stoffer i industrien. Bind 3. - L .: Chemistry, 1977. - S. 22-24.