Ytukyg

Kristallstruktur
__ Na+     __ Br−
Kristallsystem	kubisch
Raumgruppe	Fm3m (Nr. 225)Vorlage:Raumgruppe/225
Koordinationszahlen	Na[6], Br[6]
Allgemeines
Name	Natriumbromid
Verhältnisformel	NaBr
Kurzbeschreibung	farblose Kristalle[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7647-15-6 EG-Nummer 231-599-9 ECHA-InfoCard 100.028.727 PubChem 253881 Wikidata Q15768
Eigenschaften
Molare Masse	102,89 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	3,20 g·cm−3 (20 °C) (Anhydrat)[2] 2,176 g·cm−3(Dihydrat)[3]
Schmelzpunkt	755 °C[2]
Siedepunkt	1393 °C[2]
Dampfdruck	1,3 hPa (806 °C)[1]
Löslichkeit	905 g·l−1 (20 °C) in Wasser[2] 25 g·l−1 (20 °C) in Ethanol[4]
Brechungsindex	1,642[5]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [2] keine GHS-Piktogramme H- und P-Sätze H: keine H-Sätze P: keine P-Sätze
Toxikologische Daten	3500 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Natriumbromid ist das Natriumsalz des Bromwasserstoffs. Es ist ein farbloser Feststoff mit der Formel NaBr.

Darstellung und Gewinnung |

Natriumbromid kann durch Reaktion von Natriumhydroxid und Bromwasserstoff hergestellt werden:

NaOH (aq)+ HBr (aq)⟶ NaBr (aq)+ H2O (l){displaystyle mathrm {NaOH _{(aq)}+ HBr _{(aq)}longrightarrow NaBr _{(aq)}+ H_{2}O _{(l)}} }

Eigenschaften |

Natriumbromid kristallisiert in der Natriumchlorid-Struktur.^[6] Die wässrige Lösung reagiert schwach sauer. So besitzt eine Lösung von 50 g Natriumbromid pro Liter Wasser bei 20 °C einen pH-Wert von 5,4.^[1] Unterhalb von 50,7 °C kristallisiert aus wässriger Lösung ein Dihydrat.^[3]

Die Standardbildungsenthalpie von Natriumbromid beträgt ΔH_f⁰ = −360 kJ/mol.^[6]

Das Salz ist sehr gut löslich in Wasser. Die Löslichkeit steigt mit steigender Temperatur.^[7]

Löslichkeit in Wasser[7]
Temperatur	in °C	−20	0	20	40	60	80	100	120
Löslichkeit	in g/100 g H2O	71,8	79,5	90,5	106	118	118,3	121.2	125,3

Verwendung |

Natriumbromid kann zur Herstellung elementaren Broms im Labormaßstab dienen. Hierzu wird Chlorgas in eine wässrige Lösung von Natriumbromid geleitet. Diese Reaktion kann allgemein zum Nachweis löslicher Bromide herangezogen werden.^[8]

2 NaBr + Cl2 ⟶2 NaCl + Br2{displaystyle mathrm {2 NaBr + Cl_{2} longrightarrow 2 NaCl + Br_{2}} }

Aus Natriumbromid kann im Labormaßstab Bromwasserstoff hergestellt werden. Hierzu wird konzentrierte Phosphorsäure bei schwach erhöhter Temperatur auf den Feststoff getropft.

2 NaBr + H3PO4 →ΔT 2 HBr↑+ Na2HPO4{displaystyle mathrm {2 NaBr + H_{3}PO_{4} {xrightarrow {Delta T}} 2 HBruparrow + Na_{2}HPO_{4}} }

Es können hierzu auch andere Säuren, zum Beispiel verdünnte Schwefelsäure, verwendet werden, doch ist hierbei die Reaktion oft zu wenig kontrollierbar, um einen konstanten Gasstrom zu erzeugen.

Medizin |

Natriumbromid wurde insbesondere im späten 19. und frühen 20. Jahrhundert als Sedativum genutzt. Heute findet es keine Anwendung mehr, da es zu Bromismus führen kann.

Einzelnachweise |

1. 
   ↑ ^abcd Datenblatt Natriumbromid (PDF) bei Merck, abgerufen am 18. Januar 2011.
   


2. 
   ↑ ^abcde Eintrag zu Natriumbromid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 18. Dezember 2007 (JavaScript erforderlich).
   


3. 
   ↑ ^ab Brockhaus ABC Chemie, F.A. Brockhaus Verlag Leipzig 1971, S. 920.
   


4. 
   ↑ Simao P.Pinho und Eugenia A. Macedo: Solubility of NaCl, NaBr, and KCl in Water, Methanol, Ethanol, and Their Mixed Solvents. Hrsg.: American Chemical Society. Portugal 2005, S. 30. 
   


5. 
   ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Index of Refraction of Inorganic Crystals, S. 10-247.
   


6. 
   ↑ ^ab A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1170.
   


7. 
   ↑ ^ab Yoffe, D.; Frim, R.; Ukeles, S.D.; Dagani, M.J.; Barda, H.J.; Benya, T.J.; Sanders, D.C.: Bromine Compounds, in: Ullmanns Enzyklopädie der Technischen Chemie, Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Weinheim 2013; doi:10.1002/14356007.a04_405.pub2.
   


8. 
   ↑ Jander, Blasius, Strähle: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum, S. 281, 14. Auflage. Hirzel, Stuttgart 1995, ISBN 978-3-7776-0672-9.