Natriumbromid

Kristallstruktur
_ Na^+ 0 _ Br^−
Kristallsystem	kubisch
Raumgruppe	Fm3m (Nr. 225)Vorlage:Raumgruppe/225
Koordinationszahlen	Na[6], Br[6]
Allgemeines
Name	Natriumbromid
Andere Namen	Bromnatrium
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 (25 °C) in Ethanol[4] 149 g·l^−1 (25 °C) in Methanol[4]
Brechungsindex	1,642[5]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[2] Achtung H- und P-Sätze H: 336​‐​361fd​‐​373 P: 202​‐​260​‐​271​‐​280​‐​304+340+312​‐​308+313[2]
Toxikologische Daten	3500 mg·kg^−1 (LD50, Ratte, oral)[1][2] 0,414 mg·l^−1 (LC50, Fisch, 96 h, Medianwert)[2] 10.300 mg·l^−1 (LC50, Krustentiere, 48 h, Medianwert)[2] 9300 mg·l^−1 (EC50, Krustentiere, 48 h, Medianwert)[2] 8500 mg·l^−1 (EC50, Alge, 72 h, Medianwert)[2]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). 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:

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

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_f^0 = −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]

${\displaystyle \mathrm {2\ NaBr\ +\ Cl_{2}\ \longrightarrow 2\ NaCl\ +\ Br_{2}} }$

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

${\displaystyle \mathrm {2\ NaBr\ +\ H_{3}PO_{4}\ {\xrightarrow {\Delta T}}\ 2\ HBr\uparrow +\ Na_{2}HPO_{4}} }$

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. Datenblatt Natriumbromid bei Merck, abgerufen am 17. Mai 2024.
2. Eintrag zu Natriumbromid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 2. Januar 2024. (JavaScript erforderlich)
3. 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. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 1170.
7. 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.

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