维基百科,自由的百科全书
跳到导航 跳到搜索

溴   35Br
氫(非金屬)
氦(惰性氣體)
鋰(鹼金屬)
鈹(鹼土金屬)
硼(類金屬)
碳(非金屬)
氮(非金屬)
氧(非金屬)
氟(鹵素)
氖(惰性氣體)
鈉(鹼金屬)
鎂(鹼土金屬)
鋁(貧金屬)
矽(類金屬)
磷(非金屬)
硫(非金屬)
氯(鹵素)
氬(惰性氣體)
鉀(鹼金屬)
鈣(鹼土金屬)
鈧(過渡金屬)
鈦(過渡金屬)
釩(過渡金屬)
鉻(過渡金屬)
錳(過渡金屬)
鐵(過渡金屬)
鈷(過渡金屬)
鎳(過渡金屬)
銅(過渡金屬)
鋅(過渡金屬)
鎵(貧金屬)
鍺(類金屬)
砷(類金屬)
硒(非金屬)
溴(鹵素)
氪(惰性氣體)
銣(鹼金屬)
鍶(鹼土金屬)
釔(過渡金屬)
鋯(過渡金屬)
鈮(過渡金屬)
鉬(過渡金屬)
鎝(過渡金屬)
釕(過渡金屬)
銠(過渡金屬)
鈀(過渡金屬)
銀(過渡金屬)
鎘(過渡金屬)
銦(貧金屬)
錫(貧金屬)
銻(類金屬)
碲(類金屬)
碘(鹵素)
氙(惰性氣體)
銫(鹼金屬)
鋇(鹼土金屬)
鑭(鑭系元素)
鈰(鑭系元素)
鐠(鑭系元素)
釹(鑭系元素)
鉕(鑭系元素)
釤(鑭系元素)
銪(鑭系元素)
釓(鑭系元素)
鋱(鑭系元素)
鏑(鑭系元素)
鈥(鑭系元素)
鉺(鑭系元素)
銩(鑭系元素)
鐿(鑭系元素)
鎦(鑭系元素)
鉿(過渡金屬)
鉭(過渡金屬)
鎢(過渡金屬)
錸(過渡金屬)
鋨(過渡金屬)
銥(過渡金屬)
鉑(過渡金屬)
金(過渡金屬)
汞(過渡金屬)
鉈(貧金屬)
鉛(貧金屬)
鉍(貧金屬)
釙(貧金屬)
砈(類金屬)
氡(惰性氣體)
鍅(鹼金屬)
鐳(鹼土金屬)
錒(錒系元素)
釷(錒系元素)
鏷(錒系元素)
鈾(錒系元素)
錼(錒系元素)
鈽(錒系元素)
鋂(錒系元素)
鋦(錒系元素)
鉳(錒系元素)
鉲(錒系元素)
鑀(錒系元素)
鐨(錒系元素)
鍆(錒系元素)
鍩(錒系元素)
鐒(錒系元素)
鑪(過渡金屬)
𨧀(過渡金屬)
𨭎(過渡金屬)
𨨏(過渡金屬)
𨭆(過渡金屬)
䥑(預測為過渡金屬)
鐽(預測為過渡金屬)
錀(預測為過渡金屬)
鎶(過渡金屬)
鉨(預測為貧金屬)
鈇(貧金屬)
鏌(預測為貧金屬)
鉝(預測為貧金屬)
鿬(預測為鹵素)
鿫(預測為惰性氣體)




外觀

气体/液体:棕红色

固体:带金属光泽
概況
名稱·符號·序數 溴(Bromine)·Br·35
元素類別 卤素
·週期· 17 ·4·p
標準原子質量 79.904(1)
電子排布

[Ar]4s2 3d10 4p5
2, 8, 18, 7

溴的电子層(2, 8, 18, 7)
歷史
發現 路易斯·尼可拉斯·瓦奎宁(1825年)
分離 路易斯·尼可拉斯·瓦奎宁(1825年)
物理性質
物態 液态
密度 (接近室温
(Br2,液态)3.1028 g·cm−3
熔點 265.8 K,-7.2 °C,19 °F
沸點 332.0 K,58.8 °C,137.8 °F
三相點 265.90 K(−7 °C),5.8[1] kPa
臨界點 588 K,10.34[1] MPa
熔化熱 (Br2)10.571 kJ·mol−1
汽化熱 (Br2)29.96 kJ·mol−1
比熱容 (Br2
75.69 J·mol−1·K−1

蒸氣壓

壓/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
溫/K 185 201 220 244 276 332
原子性質
氧化態 7, 5, 4, 3, 1, -1
(强酸性)
電負性 2.96(鲍林标度)
電離能

第一:1139.9 kJ·mol−1
第二:2103 kJ·mol−1

第三:3470 kJ·mol−1
原子半徑 120 pm
共價半徑 120±3 pm
范德華半徑 185 pm
雜項
晶體結構 正交
磁序 抗磁性
電阻率 (20 °C)7.8×1010 Ω·m
熱導率 0.122 W·m−1·K−1
聲速 (20°C)206 m·s−1
CAS號7726-95-6
最穩定同位素

主条目:溴的同位素

同位素 丰度 半衰期 (t1/2) 衰變
方式 能量MeV 產物
79Br 50.69% 穩定,帶44個中子
81Br 49.31% 穩定,帶46個中子

,是一個化學元素及一種鹵素;元素符號Br原子序35。溴分子在標準溫度和壓力下是有揮發性的紅棕色液體,活性介於之間。纯溴也称溴素。溴蒸氣具有腐蝕性,并且有毒。2007年約製造了556,000公噸的溴。[2]溴与其化合物可被用来作为阻燃劑溴化阻燃劑)、净水剂杀虫剂染料等等。曾是常用消毒药剂的红药水中就含有溴和。在照相术中,溴和碘与银的化合物担任感光剂的角色。

溴元素化性十分活潑,所以不會獨立存在於自然界,存在於無色可溶結晶鹵化,類似於食鹽。雖然在地殼中相對稀少,但溴離子的高可溶性讓它積聚於海洋中。商業上,可輕易的從鹵池中分離溴元素,多數於美國、以色列和中國。溴存在於海洋中的質量大概是氯的三分之一。

在高溫,有機溴化合物英语Organobromine compound會解離形成自由溴原子,使自由基連鎖反應終止。這個效應讓有機溴化合物成為實用的阻燃劑,每年生產出的溴,過半作為此用途。同樣的性質,大氣中的揮發性有機溴化合物容易被紫外線太陽光分解,成為自由溴原子,造成臭氧層破損。因此,許多有機溴化合物,例如做為殺蟲劑溴甲烷,已不再被使用。溴化合物仍被使用於鑽井液感光底片及工業上有機化合物的反應中間體。

大量的溴鹽是劇毒,因為溶出的溴離子作用,造成溴中毒英语Bromism。然而,溴離子和次溴酸的生物角色最近被闡明,發現它是人類必需的微量元素。生物性有機溴化合物在海洋生命,例如藻類中的角色,在更早之前便已得知。在藥學上,簡單的溴離子有對中樞神經系統的抑制作用。在被短效藥物取代之前,溴化曾是主要的藥用鎮定劑。它們仍然保有對抗癲癇英语Anticonvulsant的優點。

歷史[编辑]

溴分別被兩個科學家安東尼·巴拉爾英语Antoine Jérôme Balard[3]卡爾·羅威英语Carl Jacob Löwig[4]在1825年與1826年所發現。[5]

1826年,刚刚取得药剂师学位的年轻化学实验室助理巴拉爾在蒙彼利埃鹽沼中的海苔的灰燼中發現了一种棕黄色的液体,这种液体后来被证明是溴的化合物。那些海苔是用來製備碘的,但其中也含有溴。巴拉爾從有著飽和氯的海苔灰溶液中分離出溴。他發現產物的性質介于氯與碘之間,因此他試著證明該化合物是一氯化碘(ICl),但在失敗後他確信他發現了一個新元素,並把它稱之為rutile(意为红色),而他的导师约瑟夫·安哥拉达则建议称之为muride[6],源自拉丁文muria,意思是鹵水。[3]

卡爾·賈古柏·羅威在1825年從巴特克羅伊茨納赫村裡的水泉中分離出了溴。羅威用了一個有飽和氯的礦物鹽溶液,並用二乙醚提取出了溴。在醚蒸發後,留下了一些棕色的液體。他用此液體作為他工作的樣本申請了一個在利奥波德·格梅林實驗室的職位。由於發現的公開被延遲了,所以巴拉爾率先發表了他的結果。[4]

在法國科學家路易斯·尼可拉斯·瓦奎寧路易斯·賈奎斯·瑟納德英语Louis Jacques Thénard約瑟夫·路易·蓋-呂薩克證實了年輕藥劑師巴拉爾的實驗之後,結論出現在法國科學院的一場演講上,並被發表在化學紀實英语Annales de Chimie et Physique上。[7]在他發表的论文中,巴拉爾說他基於安格拉達的建議把新元素的名字從muride改成brôme。其他的說法則認為法國的化學與物理學家約瑟夫·路易·蓋-呂薩克基於它蒸氣的獨特氣味建議了這個名稱。[8]溴直到1860年才被大量的製造。

在少數的藥學應用之外,溴的第一個商業應用是用於銀版攝影法。在1840年,發現到用溴製造銀版攝影法用的光敏的鹵化銀在許多地方勝過之前所使用的碘蒸氣。[9]

溴化鉀溴化鈉在19世紀末期到二十世紀初期被用作抗癲癇藥與鎮靜劑,直到他們漸漸地被水合氯醛巴比妥类药物所取代。[10]

名稱由來[编辑]

溴的名稱Bromine來自希臘文bromos(βρῶμος,公山羊的惡臭)[11]日文中便將之意譯為「臭素」。

汉语中的“溴”字,原出处为《荀子·劝学篇》“兰槐之根是为芷其渐之溴君子不近”。这里的溴,也做滫,是指臭水。十九世纪徐寿引进西方的化学知识体系,写著《化学鉴原》时,用溴这个生僻字指称第35号化学元素,此后溴这个字就有了全新的意义。

特徵[编辑]

溴的原子序是鹵素中的第三位,在元素週期表中為第17族,是唯一在室溫下呈液態的非金屬元素。元素單質的形式是雙原子分子:Br2。它是黏稠、可流動、紅棕色的液體,並在標準溫度和壓力下容易揮發,形成紅色的蒸氣(顏色近似於二氧化氮),並且有一股與氯氣相似的惡臭。溴是一種鹵素,它的活性小於但大於。溴微溶於水,但對二硫化碳有機醇類(像甲醇)與有機酸的溶解度佳。它很容易與其他原子鍵結並有強烈的漂白作用。溴像氯一樣,也用在游泳池的維護。

一些特定的溴化合物被認為是有可能破壞臭氧層的或是具有生物累積性的。所以許多工業用的溴化合物不再被生產,被限制,或逐漸的淘汰。蒙特婁公約提到了一些有機溴化物是需要被逐漸淘汰的。

溴是一種強氧化劑。它會和金屬和大部分有機化合物產生激烈的反應,若有水參與則反應更加劇烈,溴和金屬反應會產生金屬溴鹽及次溴酸鹽(有水參與時),和有機化合物則可能產生磷光或螢光化合物。

溴的性質近似於,但介於氯和碘之間。它的電子組態是[Ar]3d104s24p5,第四也是最外殼層有七個價電子。就像全部的鹵素,它還缺少一個電子才能成為一個完整的八隅體。是強氧化劑,會和許多元素反應以填滿它的外殼層。[12]根據元素週期性英语Periodic trends,它的電負度介於氯和碘之間(氟:3.98,氯:3.16,溴:2.96,碘:2.66),化學活性比氯低但比碘高。相反地,離子的的氧化力較碘離子弱但比氯離子強。[12]這些相似性導致氯、溴和碘在早期被約翰·沃爾夫岡·德貝萊納分類為三元組,預見了化學元素週期性英语Periodic trends的存在。[13][14]它的原子半徑介於氯和碘之間,許多性質也近似氯和碘的中間值,例如第一游離能電子親和力、分子解離焓、離子半徑和X-X鍵結長度。[12]溴的揮發性導致其高度的侵入性、窒息性和刺激性氣味。[15]

全部四個穩定的鹵素皆有分子間凡得瓦力引力,它們的強度隨著同核雙原子鹵素分子的電子數量增加而增高。因此,溴的熔點及沸點皆在氯和碘之間。也因為鹵素一族的分子量由上而下增加,溴的密度、熔化熱和蒸發熱介於氯和碘之間,雖然因為其雙原子分子結構,它們的蒸發熱皆很低(導致高揮發性)。[12]鹵素的顏色由上而下變深:氟是淡黃色氣體,氯是黃綠色,溴是紅棕色揮發性液體(熔點−7.2 °C,沸點58.8 °C),碘是有光澤的黑色固體。這個趨勢的形成原因是可被鹵素吸收的可見光波長由上而下增加。[12]針對鹵素的顏色,對溴而言,由於在最高佔用分子反鍵結軌域πg和最低未佔用分子反鍵結軌域σu之間的電子躍遷英语Atomic electron transition[16]它的顏色在低溫變淺,所以固態溴在−195 °C時是淡黃色。[12]

就像固態氯和碘,固態溴的晶體屬於斜方晶系,是一種溴分子的層狀晶格。溴分子鍵長為227皮米(近似於氣態溴分子的鍵長228皮米),在同一層溴分子中,Br···Br的距離為331皮米,層間距離為399皮米(溴凡德瓦半徑195皮米)。這個結構代表溴是非常差的電導體,在稍低於熔點下量測的導電度,約為5 × 10−13 Ω−1 cm−1,但比完全量測不出導電度的氯稍好。[12]

在55GPa(約54萬倍大氣壓力)的壓力下,溴從絕緣體轉為金屬。在75GPa,它轉為面心斜方結構。在100GPa,它轉為體心斜方單原子結構。[17]

同位素[编辑]

溴有兩個穩定的同位素79Br及81Br。自然界中只有這兩種同位素,79Br佔51%,81Br佔49%。兩者皆有3/2-核子自旋,可用於核磁共振,其中81Br較常用。它們近似一比一的分布對用質譜儀分辨含有溴的化合物十分有幫助。其它至少已發現23種放射性同位素存在,[18]不少是核分裂的產物,多因半衰期太短而無法存在於自然界。有幾種來自於核分裂產物的大原子量溴同位素會產生延遲性的中子衰變。所有的放射性溴同位素的半衰期相對來講是比較短的,半衰期最長的是一個中子數不足的同位素。其中,最重要的是80Br(t1/2=17.7分鐘)、80mBr (t1/2=4.421小時)和82Br(t1/2=35.28小時),皆為天然溴元素中子活化產生。[12]最穩定的溴放射性同位素是77Br(t1/2=57.04小時)。比79Br輕的同位素最主要的衰變模式是藉由電子捕獲衰變為的同位素;比81Br重的同位素藉由β衰變的同位素;80Br可能藉由前述兩方法衰變成穩定80Se或80Kr。[19]

自然存在形式及製備[编辑]

世界溴生產量趨勢

溴在自然界中和其他卤素一样,基本没有单质状态存在。它的化合物常常和氯的化合物混杂在一起,但是数量少得多,在一些矿泉水、盐湖水(如死海)和海水中含有溴。地球上99%的溴元素以Br-的形式存在于海水中,所以人们也把溴称为「海洋元素」。由過濾法,溴鹽在海水裡的含量約65 ppm[20]但它在海裡的濃度比氯小。溴可以在溴含量豐富的鹵井與死海(接近50000ppm)中商業開採。[21][22]

在死海的鹽蒸發區,約旦(右)與以色列(左)在此生產溴。

2007年製造的溴接近556,000公噸(價值約25億美元),其中最主要的生產國是美國以色列中國[23][24][25]溴的生產量自1960年代以來已經成長了六倍,美國溴含量最多的地方在哥倫比亞縣猶尼昂縣[26]中國的溴來源位於山東省,而以色列的溴則源於死海的水。使用氯氣來處理富含溴的鹵水,在過程中,溴離子被氯氣所氧化而形成溴分子。

2 Br + Cl2 → 2 Cl + Br2

由於溴的商業運用以及很長的保存時間,人們不會刻意的去製備它。但小量的溴可以經由固態溴化鈉與濃硫酸(H2SO4)製備。反應的第一步是製造氣態的溴化氫(HBr),但於此反應條件下,部分的溴化氫會被進一步硫酸氧化形成溴分子(Br2)與二氧化硫(SO2)。

NaBr (s) + H2SO4(aq)→ HBr (aq) + NaHSO4(aq)
2 HBr (aq) + H2SO4(aq)→ Br2(g) + SO2(g) + 2 H2O(l)

還可以用氫溴酸過氧化氫反應製備。

2HBr (aq) + H2O2(aq)→ 2H2O(l) + Br2(g)

或者使用以下歸中反應製備:

5Br- + BrO3- + 6H+ → 3Br2 + 3H2O

使用相似的化合物,如使用稀鹽酸次氯酸鈉也是可以的。最重要的是,該陰離子(以上述的例子,硫酸根氯離子)的電負度比溴還大,使取代反應能夠發生。

化学性质[编辑]

有機化學[编辑]

N-溴代琥珀醯亞胺

有機化合物要被溴化有加成反應取代反應兩種途徑。溴對的雙鍵進行電加成,中途產生一個環狀含溴的中間產物。在像二硫化碳之類的無水溶劑裡,反應將產生二溴的產物。舉例來說,它跟乙烯反應將會產生1,2-二溴乙烷,溴也可以對苯酚苯胺進行加成反應。當用來反應的是溴水時,除了本來會出現的二溴化物外,有少部分的烯會被反應成鹵代醇。由於溴的反應是非常的可靠的,所以溴水被拿來做檢測烯類、苯酚與苯胺的檢測試劑。就像其他的鹵素一樣,溴也可以進行自由基反應,舉例來說,類在光照下可被溴溴化。

溴,在有催化量的的的情況下,可以輕易的以溴化羧酸中的α-氫。這個方法被稱做赫爾-烏爾哈-澤林斯基反應,是商業製溴乙酸法的基礎。人們通常使用N-溴代琥珀醯亞胺來代替元素態的溴,因為它比較好處理,而且反應也比較溫和且更具選擇性。有機溴化物相對於活性較弱的有機氯化物與較貴的有機碘化物而言,是比較好的選擇。因此,格氏試劑與有機鋰化物通常使用相對應的有機溴化物來製造。

無機反應[编辑]

溴的氧化態
-1 HBr
+1 BrCl
+3 BrF3
+5 BrF5
+5 BrO3
+7 BrO4

溴是一種氧化劑,它會把離子氧化成碘,同時自身還原成溴離子

Br2 + 2 I → 2 Br + I2

溴也會把金屬與類金屬氧化成相對應的溴化物,通常無水的溴與含水的溴比起來活性較低,但無水的溴會與鹼土金屬鹼金屬劇烈的反應。

如果溴是溶解在含水的氫氧化物中的話,溴離子(Br)將會與次溴酸根(BrO)一起產生,產生的次溴酸根是溴化物且具有漂白能力的原因。在一些化合物中,次溴酸根的自身氧化還原是定量的,其產生的溴酸根是與氯酸根相當相似的強氧化劑。

3 BrO → BrO3 + 2 Br

過溴酸根無法使用製造過氯酸根的方法-電解來製造,其製造方法是將溴酸根與進行反應。

BrO3 + H2O + F2 → BrO4 + 2 HF

用途[编辑]

許多種的有機溴化物在工業上有其應用,其中一部份是由溴製備而來,另一部份則是由溴化氫製備而來。而溴化氫則是以在溴中燃燒氫來取得。[2]

加成反應[27]是製備1,2-二溴乙烷的過程,而1,2-二溴乙烷是有機溴化物中被製造的量最多的。

C2H4 + Br2 → CH2BrCH2Br

阻燃物[编辑]

四溴雙酚A

含溴阻燃劑的重要性與日俱增,當燃燒發生時,阻燃劑會生成氫溴酸,它會干擾在火焰當中所進行的氧化連鎖反應。高活性的氫、氧與氫氧根自由基會與溴化氫反應成活性沒那麼強的溴自由基。[28][29]含溴的化合物可以藉由在聚合過程中加入一些被溴化的單體或在聚合後加入含溴化合物的方法加入聚合物中。添加四溴雙酚A可以製造聚酯與環氧樹脂,用於印刷電路板(PCB)的環氧樹脂通常都是由阻燃劑製成的,並且在產品縮寫中以FR來表示。(如FR-4與FR-2)溴乙烯可以用來製造聚乙烯聚氯乙烯聚丙烯十溴二苯醚可以添加在已完成的聚合物中。[30]

汽油添加劑[编辑]

1,2-二溴乙烷是添加在含鉛汽油中的一種汽油添加劑,它藉由產生揮發性的溴化鉛來移除引擎中的鉛,此類用法在美國佔了1966年全部溴用量的77%,但這種用途在1970年代因為會污染環境而被禁止了。[31]此化合物也曾被當作殺蟲用的燻劑,但此種應用也一樣的被禁止了。[25]

殺蟲劑[编辑]

溴甲烷

溴甲烷曾被廣泛的用做煙薰土地用的農藥蒙特婁公約決定到2005年逐漸淘汰這種會破壞臭氧層的化合物。在1991年,估計有35,000公噸的此化合物被用來對付線蟲動物真菌雜草還有一些土壤的問題。[32][33]

其他用途[编辑]

嵌入DNA中的溴化乙錠發出的橘紅色螢光
  • 鈣、鈉與鋅的溴化物在溴的市場中佔有一席之地,這些鹽類在水裡產生稠密的化合物,可以用來做鑽井液,有時也被稱做clear brine fluids[25][34]
  • 溴也可以用來生產溴化植物油,溴化植物油在許多橘子口味的軟性飲料中當作乳劑。在此化合物於1940年代被發現後,它被廣泛地使用,直到在1970年代中期,英國與美國限制了它的使用並且研發出了替代用的乳劑。[35]但在1997年美國的軟性飲料仍然可以含有含溴植物油。[36]
  • 某些染料、農業化學藥品與藥品是有機溴化合物。1-溴-3-氯丙烷、1-溴乙基苯與1-溴化烷是利用烯類與溴化氫的反馬氏規則加成來製備的。溴化乙錠(EtBr)在凝膠電泳中當作DNA的染色劑。
  • 折射率的化合物。
  • 水淨化消毒用化合物。[25]
  • 溴化鉀被一些攝影業者使用來防止霧(不希望出現的銀的還原)的生成。
  • 溴蒸氣被用於敏化銀版攝影法用的銀版的第二步,該版之後會經過汞蒸氣的處理。溴的角色是加強剛被碘化的銀版的光敏。

生物上的應用[编辑]

溴在人體中還未找到已知的功能,但有機溴化合物的確自然存在。海中的有機物是有機溴化合物的主要來源,在1999年有超過1600種化合物被發現。其中最常見的是溴甲烷,海藻估計製造了56,000公噸的此化合物,[37]夏威夷的蘆筍藻所製成的香精油中就含有80%的溴甲烷。[38]一個有名且已被人類長時間使用的有機溴化合物是泰爾紫[37][39]這種含溴的紫色物质存在于一種體型中等的掠食性海蝸牛:腹足綱紫螺蝸牛之中。這種天然的有機溴化合物直到1909年才被保罗·弗里德兰德英语Paul Friedländer (chemist)所發現。[40]大部分自然界中的有機溴化合物是由溴化過氧化酶英语vanadium bromoperoxidase所產生的。[41]

安全与法规[编辑]

元素狀態的溴是有毒且有刺激性的,其蒸氣有強烈腐蝕性,能破壞橡膠。因為溴是一種氧化劑,它不能與大部分的有機或無機化合物穩定的共存,所以輸送溴時需要謹慎,通常是使用內襯著鉛的鋼製桶子,並以堅固的金屬架支撐。

當某些特定的含溴離子化合物在酸性環境下與高錳酸鉀(KMnO4)混合時,會產生淡棕色的溴霧,它聞起來像是漂白水,並且對黏膜有很強的刺激性以及催淚性。一旦有人暴露於其中,應該立即移動至有新鮮空氣的地方,如果出現了某些症狀,那麼必須以藥物治療。

参考文献[编辑]

  1. ^ 1.0 1.1 Haynes, William M. (编). CRC Handbook of Chemistry and Physics 92nd. Boca Raton, FL: CRC Press. 2011: 4.121. ISBN 1439855110. 
  2. ^ 2.0 2.1 Jack F. Mills "Bromine" in Ullmann's Encyclopedia of Chemical Technology Wiley-VCH Verlag; Weinheim, 2002. DOI: 10.1002/14356007.a04_391
  3. ^ 3.0 3.1 Balard, Antoine. Memoire of a peculire Substance contained in Sea Water. Annals of Philosophy. 1826: 387– and 411–. 
  4. ^ 4.0 4.1 Landolt, Hans Heinrich. Nekrolog: Carl Löwig. Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 1890, 23 (3): 905–909. doi:10.1002/cber.18900230395. 
  5. ^ Weeks, Mary Elvira. The discovery of the elements: XVII. The halogen family.. Journal of Chemical Education. 1932, 9: 1915. 
  6. ^ Rediscovery of elements (PDF). [永久失效連結]
  7. ^ Balard, A.J. Annales de Chimie et Physique 32: 337–382. 1826. 
  8. ^ Wisniak, Jaime. Antoine-Jerôme Balard. The discoverer of bromine (PDF). Revista CENIC Ciencias Químicas. 2004, 35 (1). [失效連結]
  9. ^ Barger, M. Susan; White, William Blaine. Technological Practice of Daguerreotypy. The Daguerreotype: Nineteenth-century Technology and Modern Science. JHU Press. 2000: 31–35. ISBN 9780801864582. 
  10. ^ Shorter, Edward. A History of Psychiatry: From the Era of the Asylum to the Age of Prozac. John Wiley and Sons: 200–202. 1997. ISBN 9780471245315. 
  11. ^ Gemoll W, Vretska K: Griechisch-Deutsches Schul- und Handwörterbuch("Greek-German dictionary"), 9th ed., published by öbvhpt Archive.is存檔,存档日期2012-09-08, ISBN 978-3-209-00108-5
  12. ^ 12.0 12.1 12.2 12.3 12.4 12.5 12.6 12.7 Greenwood and Earnshaw, pp. 800–4
  13. ^ Johann Wolfgang Dobereiner. Purdue University. [2008-03-08]. (原始内容存档于2014-11-14). 
  14. ^ A Historic Overview: Mendeleev and the Periodic Table (PDF). NASA. [2008-03-08]. 
  15. ^ Greenwood and Earnshaw, p. 793–4
  16. ^ Greenwood and Earnshaw, pp. 804–9
  17. ^ Duan, Defang; 等. Ab initio studies of solid bromine under high pressure. Physical Review B. 2007-09-26, 76 (10): 104113. Bibcode:2007PhRvB..76j4113D. doi:10.1103/PhysRevB.76.104113. 
  18. ^ GE Nuclear Energy. Chart of the Nuclides, 14th Edition. 1989. 
  19. ^ Template:NUBASE 2003
  20. ^ Tallmadge, John A.; Butt, John B.; Solomon Herman J. Minerals From Sea Salt. Ind. Eng. Chem. 1964, 56 (7): 44–65. doi:10.1021/ie50655a008. 
  21. ^ Oumeish, Oumeish Youssef. Climatotherapy at the Dead Sea in Jordan. Clinics in Dermatology. 1996, 14 (6): 659–664. doi:10.1016/S0738-081X (96)00101-0 请检查|doi=值 (帮助). 
  22. ^ Al-Weshah, Radwan A. The water balance of the Dead Sea: an integrated approach. Hydrological Processes. 2008, 14 (1): 145–154. 
  23. ^ Emsley, John. Bromine. Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford, England, UK: Oxford University Press. 2001: 69–73. ISBN 0198503407. 
  24. ^ Lyday, Phyllis A. Comodity Report 2007: Bromine (PDF). United States Geological Survey. [2008-09-03]. 
  25. ^ 25.0 25.1 25.2 25.3 Lyday, Phyllis A. Mineral Yearbook 2007: Bromine (PDF). United States Geological Survey. [2008-09-03]. 
  26. ^ Bromine:An Important Arkansas Industry 互联网档案馆存檔,存档日期2009-02-25., Butler Center for Arkansas Studies
  27. ^ N. A. Khan, F. E. Deatherage, and J. B. Brown (1963). "Stearolic Acid". Org. Synth.; Coll. Vol. 4: 851. 
  28. ^ Green, Joseph. Mechanisms for Flame Retardancy and Smoke suppression -A Review. Journal of Fire Sciences. 1996, 14 (6): 426–442. doi:10.1177/073490419601400602. 
  29. ^ Kaspersma, Jelle; Doumena, Cindy; Munrob Sheilaand; Prinsa, Anne-Marie. Fire retardant mechanism of aliphatic bromine compounds in polystyrene and polypropylene. Polymer Degradation and Stability. 2002, 77 (2): 325–331. doi:10.1016/S0141-3910 (02)00067-8 请检查|doi=值 (帮助). 
  30. ^ Weil, Edward D.; Levchik, Sergei. A Review of Current Flame Retardant Systems for Epoxy Resins. Journal of Fire Sciences. 2004, 22 (1): 25–40. doi:10.1177/0734904104038107. 
  31. ^ Alaeea, Mehran; Ariasb, Pedro; Sjödinc, Andreas; Bergman, Åke. An overview of commercially used brominated flame retardants, their applications, their use patterns in different countries/regions and possible modes of release. Environment International. 2003, 29 (6): 683–689. doi:10.1016/S0160-4120 (03)00121-1 请检查|doi=值 (帮助). 
  32. ^ Messenger, Belinda; Braun, Adolf. Alternatives to Methyl Bromide for the Control of Soil-Borne Diseases and Pests in California (PDF). Pest Management Analysis and Planning Program. 2000 [2008-11-17]. (原始内容 (PDF)存档于2010-04-21). 
  33. ^ Decanio, Stephen J.; Norman, Catherine S. Economics of the "Critical Use" of Methyl bromide under the Montreal Protocol. Contemporary Economic Policy. 2008, 23 (3): 376–393. doi:10.1093/cep/byi028. 
  34. ^ Darley, H. C. H.; Gray, George Robert. Composition and Properties of Drilling and Completion Fluids. Gulf Professional Publishing. 1988: 61–62. ISBN 9780872011472. 
  35. ^ Kaufman, Vered R.; Garti, Nissim. Effect of cloudy agents on the stability and opacity of cloudy emulsions for soft drinks. International Journal of Food Science & Technology. 1984, 19 (2): 255–261. doi:10.1111/j.1365-2621.1984.tb00348.x. 
  36. ^ Horowitz, B. Zane. Bromism from Excessive Cola Consumption',Clinical Toxicology 35 (3): 315–320. 1997. doi:10.3109/15563659709001219. 
  37. ^ 37.0 37.1 Gordon W. Gribble. The diversity of naturally occurring organobromine compounds. Chemical Society Reviews. 1999, 28 (5): 335. doi:10.1039/a900201d. 
  38. ^ Volatile halogen compounds in the alga Asparagopsis taxiformis (Rhodophyta). Journal of Agricultural snd Food Chemistry. 1976, 24 (4): 856–861. doi:10.1021/jf60206a040.  Authors list列表中的|first1=缺少|last1= (帮助); 使用|coauthors=需要含有|author= (帮助)
  39. ^ Gordon W. Gribble. Naturally Occurring Organohalogen Compounds. Acc. Chem. Res. 1998, 31 (3): 141–152. doi:10.1021/ar9701777. 
  40. ^ Friedländer, P. Über den Farbstoff des antiken Purpurs aus murex brandaris. Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 1909, 42 (1): 765–770. 
  41. ^ Butler, Alison; Carter-Franklin, Jayme N. The role of vanadium bromoperoxidase in the biosynthesis of halogenated marine natural products. Natural Product Reports. 2004, 21: 180–188. doi:10.1039/b302337k. 

外部連結[编辑]

參見[编辑]