Otvorite glavni meni

Brom (iz grč. βρῶμος, brómos, snažan miris[4]) jeste hemijski element sa simbolom Br i atomskim brojem 35. Spada u grupu halogenih elemenata (VIIA grupa). Element su, nezavisno jedan od drugog, otkrila dvojica hemičara Antuan Žerom Balar i Karl Jakob Levig 1825-1826. godine. Elementarni brom je isparljiva crveno-smeđa tečnost pri sobnoj temperaturi, vrlo korozivna i otrovna. Njegove osobine, uslovno rečeno, su između hlora i joda. Čisti brom se ne nalazi u prirodi, već uglavnom u vidu bezbojnih, rastvorljivih kristalnih halidnih mineralih soli, analogno kuhinjskoj soli.

Brom
Bromine 25ml (transparent).png
Opšta svojstva
Ime, simbolbrom, Br
Izgledcrvenkasto-smeđ
U periodnom sistemu
Vodonik Helijum
Litijum Berilijum Bor Ugljenik Azot Kiseonik Fluor Neon
Natrijum Magnezijum Aluminijum Silicijum Fosfor Sumpor Hlor Argon
Kalijum Kalcijum Skandijum Titanijum Vanadijum Hrom Mangan Gvožđe Kobalt Nikl Bakar Cink Galijum Germanijum Arsen Selen Brom Kripton
Rubidijum Stroncijum Itrijum Cirkonijum Niobijum Molibden Tehnecijum Rutenijum Rodijum Paladijum Srebro Kadmijum Indijum Kalaj Antimon Telur Jod Ksenon
Cezijum Barijum Lantan Cerijum Prazeodijum Neodijum Prometijum Samarijum Evropijum Gadolinijum Terbijum Disprozijum Holmijum Erbijum Tulijum Iterbijum Lutecijum Hafnijum Tantal Volfram Renijum Osmijum Iridijum Platina Zlato Živa Talijum Olovo Bizmut Polonijum Astat Radon
Francijum Radijum Aktinijum Torijum Protaktinijum Uranijum Neptunijum Plutonijum Americijum Kirijum Berklijum Kalifornijum Ajnštajnijum Fermijum Mendeljevijum Nobelijum Lorencijum Raderfordijum Dubnijum Siborgijum Borijum Hasijum Majtnerijum Darmštatijum Rendgenijum Kopernicijum Nihonijum Flerovijum Moskovijum Livermorijum Tenesin Oganeson
Cl

Br

 I 
selenijumbromkripton
Atomski broj (Z)35
Grupa, periodagrupa 17 (halogeni), perioda 4
Blokp-blok
Kategorija  reaktivni nemetal
Rel. at. masa (Ar)[79,901, 79,907] konvencionalna: 79,904
El. konfiguracija[Ar] 3d10 4s2 4p5
po ljuskama
2, 8, 18, 7
Fizička svojstva
Agregatno stanjetečna
Tačka topljenja265,8 K ​(−7,2 °‍C, ​19 °F)
Tačka ključanja332,0 K ​(58,8 °‍C, ​137,8 °F)
Gustina pri s.t.Br2, tečnosti: 3,1028 g/cm3
Trojna tačka265,90 K, ​5,8 kPa[1]
Kritična tačka588 K, 10,34 MPa[1]
Toplota fuzije(Br2) 10,571 kJ/mol
Toplota isparavanja(Br2) 29,96 kJ/mol
Mol. topl. kapacitet(Br2) 75,69 J/(mol·K)
Napon pare
P (Pa) 100 101 102
na T (K) 185 201 220
P (Pa) 103 104 105
na T (K) 244 276 332
Atomska svojstva
Oksidaciona stanja7, 5, 4, 3, 1, −1
(veoma kiseo oksid)
Elektronegativnost2,96
Energije jonizacije1: 1139,9 kJ/mol
2: 2103 kJ/mol
3: 3470 kJ/mol
Atomski radijus120 pm
Kovalentni radijus120±3 pm
Valsov radijus185 pm
Linije boje u spektralnom rasponu
Ostalo
Kristalna strukturaortorombična
Orthorhombic kristalna struktura za brom
Brzina zvuka206 m/s (na 20  °C)
Topl. vodljivost0,122 W/(m·K)
Električna otpornost7,8×1010 Ω·m (na 20 °‍C)
Magnetni rasporeddijamagnetičan[2]
Magnetna susceptibilnost (χmol)−56,4·10−6 cm3/mol[3]
CAS broj7726-95-6
Istorija
Otkriće i prva izolacijaAntuan Žerom Balar i Karl Jakob Levig (1825)
Glavni izotopi
izo RA poluživot (t1/2) TR PR
79Br 51% stabilni
81Br 49% stabilni
referenceVikipodaci

Brom je ređi od oko tri četvrtine drugih elemenata u Zemljinoj kori. Velika rastvorljivost jona bromida uzrok je njegove akumulacije u okeanima, a komercijalno element se može vrlo lako izdvojiti iz slane vode. Među najvećim proizvođačima broma nalaze se SAD, Izrael i Kina. U 2007. svetska proizvodnja broma iznosila je oko 556 hiljada tona, što je približna količina proizvedenog magnezijuma, koji je daleko više rasprostranjen.[5]

Na visokim temperaturama, organobromna jedinjenja lako prelaze u slobodne atome broma, proces koji ima efekat zaustavljanja lančanih hemijskih reakcija u kojima učestvuju slobodni radikali. Ovaj efekat čini organobromna jedinjenja korisnim kao vatrootporna sredstva. Više od pola industrijski proizvedenog broma u svetu svake godine potroši se u ove svrhe. Međutim, ista osobina izaziva da sunčevo svetlo pretvara nestabilna organobromna jedinjenja u slobodne atome broma u atmosferi, pa je uništenje ozonskog omotača neželjeni prateći efekat tog procesa. Kao rezultat, mnoga organobromna jedinjenja, ranije široko korištena kao pesticidi i metil bromid, danas su zabranjena. Jedinjenja broma se danas još uvek koriste kao fluidi pri bušenju bunara, u fotografskim filmovima te kao intermedijarno sredstvo u proizvodnji mnogih organskih jedinjenja.

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

IstorijaUredi

Brom su, nezavisno jedan od drugog, otkrila dvojica hemičara Karl Jakob Levig[6] i Antuan Žerom Balar,[7][8] 1825. i 1826. godine, respektivno.[9]

Balar je pronašao jedinjenja broma u pepelu morske trave iz slanih močvara kod Monpeljea. Morska trava korištena je za proizvodnju joda, a takođe je sadržala i brom. Balar je destilisao brom iz rastvora pepela morske trave zasičenog hlorom. Osobine dobijene supstance bile su, uslovno rečeno, mešavina osobina hlora i joda. Po njima, on je pokušao da dokaže da je ta supstanca zapravo jod monohlorid (ICl), ali nije uspeo, te je zatim bio ubeđen da je pronašao novi element koji je nazvao murid, izvedeno iz latinske reči muria, slana voda.[8]

Levig je izolovao brom iz izvora mineralne vode u svom rodnom gradu Bad Krojcnahu 1825. godine. On je koristio rastvor mineralnih soli zasičenih hlorom, a brom je izdvojio pomoću dietil etra. Nakon isparavanja etra, preostala je smeđa tečnost. Pomoću ove tečnosti kao uzorka za svoj rad, Levig se prijavio za mesto u laboratoriji Leopolda Gmelina u Hajdelbergu. Međutim, objavljivanje rezultata njegovih proučavanja je kasnilo, pa je Balar svoje rezultate objavio prvi.[10]

Nakon što su francuski hemičari Luj Nikola Voklen, Lui Žak Tenar i Žozef Luj Ge-Lisak proverili i odobrili eksperimente mladog farmaceuta Balara, rezultati su predstavljeni u Francuskoj akademiji nauka i objavljeni u žurnalu Annales de Chimie et Physique.[7] U svojoj publikaciji Balar je naveo da je promenio ime iz muride u brôme po predlogu M. Anglada. (Reč brôme (brom) je izvedena iz grčkog βρωμος, snažan miris.[7][11]) Drugi izvori navode da je francuski hemičar i fizičar Žozef Luj Ge-Lisak predložio ime brôme zbog karakterističnog mirisa pare.[12][13] Sve do 1860. brom se nije proizvodio u većim količinama.

Prva komercijalna upotreba, osim nekih manjih medicinskih primena, bila je korištenje broma za dagerotip. Godine 1840. otkriveno je da brom ima određene prednosti u odnosu na ranije korištene pare joda za pravljenje sloja srebrnih halida osetljivih na svetlost, korišenih za dagerotipiju.[14]

Kalijum bromid i natrijum bromid koristili su se kao antiepileptici i sedativi krajem 19. i početkom 20. veka, sve dok ih postepeno nisu zamenili hlorni hidrati a potom i barbiturati.[15] U prvim godinama Prvog svetskog rata, jedinjenja broma poput ksilil bromida korištena su kao bojni otrovi.[16]

ZastupljenostUredi

U prirodi brom je rasprostranjen u vidu jedinjenja. Najpoznatiji mineral broma je brom-karnalit, KBr* 6 H2O. Rastvoreni bromidi javljaju se u nekim slanim jezerima i u morskoj vodi. Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 0,37 ppm, uglavnom kao nečistoća u morskom pesku i u kamenoj soli. Brom se u većim količinama javlja u morskoj vodi (65 ppm). U oba slučaja javlja se u vidu soli natrijum-bromida.

Otkriven je 1826. godine od strane A.J. Balarda i C. Lowinga.

JedinjenjaUredi

Najpoznatija jedinjenja broma su: bromovodonik (HBr) - veoma jaka kiselina, kao i njene soli natrijum bromid i kalijum bromid. Veliki značaj u hemiji imaju njegove fluoridne soli NaBrFx x=4,5,6. Бромид сребра се масовно користи у фотографији.[17]

ОрганскаUredi

 
N-bromosukcinimid

Kao i drugi halogeni, brom supstituiše vodonik u ugljovodonicima, kovalentno se vezujući na ugljenik. Poput svih halogena, C-Br proizvod ove supstitucije je generalno bezbojan, ako je i odgovarajuće C-H jedinjenje takođe bez boje. Dodavanje kovalentno vezanog broma povećava gustinu i podiže tačku topljenja organskim jedinjenjima.

Organska jedinjenja se bromiraju bilo reakcijom adicije ili supstitucije. Brom se elektrofilno adira (veže) na dvostruku vezu alkena, preko cikličnog bromonijum međuproizvoda. U bezvodnim rastvaračima poput ugljenik disulfida, ova reakcija daje dibromna jedinjenja. Na primer, reakcija sa etilenom će dati 1,2-dibromoetan. Brom takođe ulazi u reakcije elektrofilne supstitucije sa fenolima i anilinima. Kada se koristi kao bromna voda, nastaju manje količine odgovarajućeg bromohidrina kao i dibromsko jedinjenje. Zbog takve osobine i reaktivnosti broma, bromna voda se koristi kao reagens za ispitivanje prisustva alkena, fenola i anilina u uzorku. Kao i drugi halogeni, brom učestvuje u reakcijama slobodnih radikala. Na primer, ugljenovodonici se bromiraju delovanjem broma na njih u prisustvu svetlosti.

Brom, ponekad sa katalitičkim količinama fosfora, lako bromira karboksilne kiseline na α mestu. Ovaj metod, poznat i kao Hel-Volhar-Zelinski reakcija, je osnova komercijalnog načina dobijanja bromoacetatne kiseline. N-bromosukcinimid se obično koristi kao zamena za elementarni brom, jer se njime lakše rukuje, a reakcija su dosta blaža i stoga seleketivnija.

Organski bromidi se često više preferiraju u odnosu na manje reaktivne hloride i skuplje reagense koje sadržavaju jod. Stoga se, na primer, organolitijumska i Grignardova jedinjenja najčešće se generišu iz odgovarajućih bromida. Određena jedinjenja broma smatraju se potencijalno štetnim za ozonski omotač a neki se bioakumuliraju u živim organizmima. Rezultat toga, mnogi industrijska jedinjenja broma se više ne proizvode ili su zabranjena, a neka su planirana za zabranu ili je predviđen prelazak na druga jedinjenja bez broma. Protokol iz Montreala u nekoliko navrata spominje neka organobromna jedinjenja koja bi se trebala prestati koristiti.[18]

NeorganskaUredi

Neorganska jedinjenja broma imaju razna oksidaciona stanja u rasponu od -1 do +7.[19] U prirodi, bromidi (Br-) su daleko najčešće stanje broma, a otklon od ovog oksidacijskog stanja -1 je u potpunosti zbog živih organizama i interakcije bromida sa biološki proizvedenim oksidansima, poput slobodnog kiseonika. Kao i drugi halogeni, bromidni joni su bezbojni i grade brojne bezbojne jonske mineralne soli, slično hloridima. Bromidni jon je vrlo dobro rastvorljiv u vodi.

Primeri jedinjenja u kojima je brom u različitim oksidacionim stanjima, prikazani su u tabeli desno:

Oksidaciona stanja
broma
−1 HBr
0 Br
2
+1 BrCl
+3 BrF
3
+5 BrF
5
+5 BrO
3
+7 BrO
4

Brom je oksidirajuće sredstvo te će oksidovati jodidne jone do joda, a sam se redukovati do bromida:

Br2 + 2 I → 2 Br + I2

Brom takođe oksiduje metale i metaloide do pripadajućih bromida. Međutim, bezvodni brom je manje reaktivan prema mnogim metalima od hidratnog broma. Suvi brom burno reaguje sa aluminijumom, titanijumom, živom kao i sa alkalnim i zemnoalkalnim metalima. Rastvaranjem broma u alkalnim rastvorima dobija se mešavina bromida i hipobromita:

Br2 + 2 OH → Br + OBr + H2O

Ovaj hipobromit je „odgovoran” za mogućnosti izbeljivanja koje imaju rastvori bromida. Zagrejavanje ovih rastvora uzrokuje neproporcionalnu reakciju hipobromita dajući bromate, snažna oksidirajuća jedinjenja vrlo slična hloratima.

3 BrO
BrO
3
+ 2 Br

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

BrO3 + H2O + F2BrO
4
+ 2 HF
BrO3 + O3BrO
4
+ O2

Brom burno i eksplozivno reaguje sa metalnim aluminijumom, dajući aluminijum bromid:

2 Al + 3 Br2 → 2 AlBr3

Sa vodonikom u gasovitom stanju, brom reaguje dajući bromovodonik:

H2 + Br2 → 2HBr

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

2 NaI + Br2 → 2 NaBr + I2
2 KI + Br2 → 2 KBr + I2

Brom gradi okside opšte formule Br
2
O
n
(gde je n = 1, 3, 5). Dibrom oksid BrO
2
, za razliku od ClO
2
, ne može se izdvojiti kao čista supstanca, već se njeno pristustvo može dokazati samo u vidu reaktivnog međujedinjenja. Dibrom oksid postojan je samo na vrlo niskim temperaturama. U takvim uslovima, on je tamnosmeđa, čvrsta supstanca, koja se kristalizuje u obliku igličastih kristala, dok je u vakuumu sublimirana supstanca, oštrog mirisa sličnog hlornom kreču.[20]

Biološki značajUredi

Brom je zastupljen u čovekovom organizmu u količini od oko 50 ppm, ali on nema nikakvu bitnu ulogu. Pare broma oštećuju sluzokožu organa za disanje, a ako dospe na kožu brom pravi rane koje veoma teško zarastaju. U velikim količinama čist brom je veoma otrovan. Njegova smrtonosna doza iznosi 35 grama. Joni broma Br- su bezopasni ukoliko njihova količina ne prelazi preko one koja je u morskoj vodi.

Osobine i primenaUredi

Na sobnoj temperaturi čist brom je mrkocrvena tečnost oštrog, neprijatnog mirisa, koja lako isparava. Koristi se u brojnim hemijskim reakcijama. Brom se upotrebljava i u farmaceutskoj i hemijskoj industriji. U organskoj i analitičkoj hemiji posebno je interesantan slab rastvor broma u vodi — bromna voda. To je tečnost narandžaste boje i koristi se za dokazne reakcije kod alkena/alkina i fenola. Uz pomoć bromne vode moguće je razlikovati alkane (koji imaju sve zasićene veze) od alkena/alkina (koji su nezasićeni). Naime, alkeni/alkini će obezbojiti rastvor broma u vodi jer se brom adira na nezasićene veze, a novonastalo jedinjenje je bezbojno. Ukoliko se bromna voda doda nekom rastvoru za koji se pretpostavlja da sadrži fenol, u rastvoru se gradi beo talog koji dokazuje prisustvo istog.

FizičkeUredi

 
Ilustrativni i sigurni uzorak broma, podesan za nastavu

Elementarni brom postoji kao dvoatomski molekul, Br2. On je gusta, pokretna, neznatno providna, crveno-smeđa tečnost, koja lako isparava pri standardnim uslovima temperature i pritiska dajući narandžastu paru (boja podseća na azot-dioksid). Pare broma imaju snažan, prodoran i neugodan miris, sličan hloru. On je jedan od samo dva elementa u periodnom sistemu za koja se zna da su tečni pri sobnoj temperaturi (živa je drugi), mada se elementi cezijum, galijum i rubidijum tope na neznatno višoj temperaturi od sobne.

Pri pritisku od 55 GPa (približno 540.000 puta višem od atmosferskog), brom se pretvara u metal. Pri još višem pritisku od 75 GPa njegova kristalna struktura prelazi u plošno orjentiranu ortorompsku. Pri pritisku od 100 GPa brom prelazi u prostorno centriranu ortorompsku jednoatomsku kristalnu strukturu.[21]

HemijskeUredi

Brom je nešto manje reaktivan od hlora, ali mnogo više od joda. Brom vrlo burno reaguje sa metalima, naročito u prisustvu vode, dajući soli bromida. Takođe, vrlo je reaktivan sa većinom organskih jedinjenja, naročito nakon izlaganja svetlosti, u uslovima u kojima se dešava disocijacija dvoatomske molekule u bromove radikale:

Br2   2 Br·

On se lako veže sa mnogim elementima i ima jako izbeljivačko delovanje. Brom je neznatno rastvorljiv u vodi, ali je vrlo dobro rastvorljiv u organskim rastvaračima poput ugljenik disulfida, ugljenik tetrahlorida, alifatičnih alkohola i acetatne kiseline.

IzotopiUredi

Brom ima dva stabilna izotopa, 79Br (zastupljenost 50,69%) i 81Br (49,31%). Poznato je najmanje 23 radioaktivnih izotopa broma. Mnogi od tih izotopa su proizvodi fisije. Neki od težih izotopa broma, proizvoda fisije, su emiteri neutrona sa odloženim delovanjem, što je važno za mogućnost kontrole rada nuklearnog reaktora. Svi njegovi radioaktivni izotopi su relativno kratkog životnog veka. Najduže vreme poluraspada ima izotop sa najmanjim brojem neutrona 77Br, oko 2,376 dana. Najduže živući izotop sa najvećim brojem neutrona je 82Br, čije vreme poluraspada iznosi 1,471 dan. Neki izotopi broma imaju metastabilne izomere. Stabilni 79Br ima svoj radioaktivni izomer sa vremenom poluraspada od 4,86 sekundi. On se raspada izomerskom tranzicijom u stabilno osnovno stanje.[22]

Maseni brojevi izotopa broma kreću se od 67Br do 98Br. Za jedan od njih, 67Br, nije poznato vreme poluraspada. Vremena poluraspada šest izotopa od 95Br do 98Br, te 68Br i 69Br su kraća od jedne mikrosekunde. Izotopi od 91Br do 94Br i 70Br imaju vremena poluraspada između mikrosekunde i sekunde. Svi ostali izotopi, osim dva stabilna, imaju vremena poluraspada od jedne sekunde do 57 sati. Za stabilne izotope 79Br i 81Br nisu izmerena vremena poluraspada.[23] Tri najlakša izotopa broma (67Br do 69Br) raspadaju se putem emisije protona. Izotopi od 70Br do 78Br raspadaju se bilo elektronskim zahvatom bilo emisijom pozitrona. Izotop 80Br te izotopi od 82Br do 97Br raspadaju se emisijom elektrona. Izotop 98Br распада се емисијом неутрона.[24]

РеференцеUredi

  1. 1,0 1,1 Haynes, William M., ур. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. стр. 4.121. ISBN 1439855110. 
  2. ^ Lide, D. R., ур. (2005). „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0486-6. 
  3. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. стр. E110. ISBN 978-0-8493-0464-4. 
  4. ^ Turner, Edward (1828). Elements of chemistry: including the recent discoveries and doctrines of the science. стр. 467. 
  5. ^ Phyllis A Lyday. „Commodity Report 2007: Bromine” (PDF). United States Geological Survey. Приступљено 3. 9. 2008. 
  6. ^ Löwig, Carl Jacob (1829). „Das Brom und seine chemischen Verhältnisse”. Carl Winter Verlag, Heidelberg. 
  7. 7,0 7,1 7,2 Balard, A. J. (1826). Mémoire sur une substance particulière contenue dans l'eau de la mer. Annales de Chimie et de Physique. 32: 337—381. 
  8. 8,0 8,1 Balard, Antoine (1826). „Memoir on a peculiar Substance contained in Sea Water”. Annals of Philosophy. 28: 381—387 i 411—426. 
  9. ^ Weeks Mary Elvira (1932). „The discovery of the elements: XVII. The halogen family”. Journal of Chemical Education. 9 (11): 1915. doi:10.1021/ed009p1915. 
  10. ^ Landolt, Hans Heinrich (1890). „Nekrolog: Carl Löwig”. Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 23 (3): 905.  doi:10.1002/cber.18900230395
  11. ^ Vauquelin, L.N.; Thenard, L.J.; Gay-Lussac, J.L. (1826). Rapport sur la Mémoire de M. Balard relatif à une nouvelle Substance. Annales de Chimie et de Physique. 32: 382—384. 
  12. ^ Na stranici 341 svog rada, A. J. Balard (1826) "Mémoire sur une substance particulière contenue dans l'eau de la mer", Annales de Chimie et de Physique, 2. serija, vol. 32, pp. 337–381, Balard je naveo da je ga gosp. Anglada ubijedio da novi element nazove brôme. Međutim, na stranici 382 istog žurnala – "Rapport sur la Mémoire de M. Balard relatif à une nouvelle Substance", Annales de Chimie et de Physique, serija 2, vol. 32, pp. 382–384. – komitet Francuske akademije nauka je obznanio da su oni promijenili ime novog elementa u brôme.
  13. ^ Wisniak, Jaime (2004). „Antoine-Jerôme Balard. The discoverer of bromine” (PDF). Revista CENIC Ciencias Químicas. 35. [мртва веза]
  14. ^ Barger, M. Susan; White, William Blaine (2000). „Technological Practice of Daguerreotypy”. The Daguerreotype: Nineteenth-century Technology and Modern Science. 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. ^ Sam Kean (2010): The Disappearing Spoon: And Other True Tales of Madness, Love, and the History of the World from the Periodic Table of the Elements, Little, Brown and Company; 1. izd. (12. juli 2010). ISBN 978-0316051644.
  17. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  18. ^ Ozone Layer Protection - Regulatory Programs, Vol. 58 No. 236 10. decembar 1993., str 65018
  19. ^ Greenwood Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2 изд.). Butterworth-Heinemann. стр. 806. ISBN 9780080379418. 
  20. ^ Wiberg, E.; N. Wiberg; A. F. Holleman (2016). Anorganische Chemie (103 изд.). Berlin: Walter de Gruyter GmbH. стр. 541. ISBN 978-3-11-026932-1. 
  21. ^ Duan, Defang; et al. (26. 9. 2007). „Ab initio studies of solid bromine under high pressure”. Physical Review B. 76 (10): 104113.  doi:10.1103/PhysRevB.76.104113
  22. ^ Audi, Georges; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra, A.H. (2003). „The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties”. Nuclear Physics A. Atomic Mass Data Center. 729: 3.  doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001
  23. ^ Alejandro Sonzogni. „NuDat 2.6”. Pristupljeno 27. 10. 2013. 
  24. ^ Alejandro Sonzogni. „NuDat 2.6”. Pristupljeno 27. 10. 2013. 

LiteraturaUredi

  • Wiberg, E.; N. Wiberg; A. F. Holleman (2016). Anorganische Chemie (103 izd.). Berlin: Walter de Gruyter GmbH. str. 541. ISBN 978-3-11-026932-1. 
  • Lide, D. R., ur. (2005). „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th izd.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0486-6. 
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II izd.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 

Spoljašnje vezeUredi