Natriumbromid

Natriumbromid kann durch Reaktion von Natriumhydroxid und Bromwasserstoff hergestellt werden:

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

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

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.

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.

1. ↑ ^{a b c d} Datenblatt Natriumbromid bei Merck, abgerufen am 17. Mai 2024.
2. ↑ ^{a b c d e f g h i j k} Eintrag zu Natriumbromid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 2. Januar 2024. (JavaScript erforderlich)
3. ↑ ^{a b} Brockhaus ABC Chemie, F.A. Brockhaus Verlag Leipzig 1971, S. 920.
4. ↑ ^{a b} 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 b} 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. ↑ ^{a b} 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.