Strukturformel
Allgemeines
Name	Bromchlorid
Andere Namen	Brommonochlorid Chlorbromid
Summenformel	BrCl
Kurzbeschreibung	rotbraunes Gas[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 13863-41-7 EG-Nummer 237-601-4 ECHA-InfoCard 100.034.169 PubChem 61697 Wikidata Q421222
Eigenschaften
Molare Masse	115,35 g·mol−1
Aggregatzustand	gasförmig
Dichte	3,129 g·cm−3 (−140 °C)[2]
Schmelzpunkt	−54 °C[3][4][5]
Siedepunkt	−5 °C (Zersetzung 10 °C)[3]
Dampfdruck	20 Torr (−50 °C)[5]
Löslichkeit	in Wasser kommt es zur Hydrolyse[3]
Dipolmoment	0,519(4) D[6] (1,7 · 10−30 C · m)
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[3] Gefahr H- und P-Sätze H: 270​‐​280​‐​331​‐​290​‐​314​‐​400 P: 220​‐​273​‐​280​‐​303+361+353+315​‐​304+340+311​‐​305+351+338+310[3]
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Bromchlorid ist eine gasförmige Interhalogenverbindung, die aus den Elementen Brom und Chlor besteht. Brom hat in dieser Verbindung formal die Oxidationsstufe +1. Es handelt sich um eine kovalente Verbindung.

Erste Untersuchungen der Schmelz- und Siedekurven von Mischungen aus Chlor und Brom wurden schon am Anfang des 20. Jahrhunderts publiziert, wobei keine Verbindungsbildung nachweisbar war.^[7][8] Später beschrieben einige Autoren Beobachtungen, die auf eine mögliche Existenz einer Brom-Chlor-Verbindung hinwiesen, wobei weder die Zusammensetzung geklärt noch eine Herstellung realisiert werden konnte.^{[9][10][11][12]} Der erste Nachweis des Bromchlorids über den Vergleich von Dampfdruckkurven und die Isolierung der reinen Verbindung gelang Hermann Lux im Jahr 1930.^[4]

Die erste Herstellung von Bromchlorid erfolgte durch Hermann Lux mittels langsamer Destillation eines Chlor-Brom-Gemischs bei −70 °C.^[4] Die Verbindung lässt sich durch UV-Bestrahlung eines Chlor-Brom-Gemisches in Halogenkohlenwasserstoff (CF_nCl_4−n) herstellen.^[1]

Bromchlorid ist im festen Zustand eine ockergelbe Substanz, die bei −54 °C scharf schmilzt.^[4] Im Vergleich dazu schmilzt ein 1:1-Gemisch aus Chlor und Brom im Bereich zwischen −66 °C und −52 °C.^[4] Abweichende Schmelzpunktangaben für Bromchlorid anderer Autoren bei −66 °C^[1] oder −75 °C^[9] beruhen möglicherweise auf Messungen an Gemischen der Elemente. Die ockergelbe Schmelze siedet unter Normaldruck bei −5 °C, wobei schon ab 10 °C eine Zersetzung der Verbindung beobachtet wird.^[3] Im Kristallgitter werden zickzackförmige BrCl-Ketten gebildet.^[2] Die Verbindung kristallisiert in einem orthorhombischen Kristallgitter mit der Raumgruppe Cmc2₁ (Raumgruppen-Nr. 36)Vorlage:Raumgruppe/36.^[2]

In Wasser hydrolysiert die Verbindung zu hypobromiger Säure und Salzsäure.^[5]

${\displaystyle \mathrm {BrCl+H_{2}O\rightarrow HOBr+HCl} }$

In Gegenwart eines Überschusses an Chloridionen können Verbindungen mit dem Polyhalogenidion BrCl₂⁻ erhalten werden.^[5]

${\displaystyle \mathrm {BrCl+Cl^{-}\rightleftharpoons {BrCl_{2}}^{-}} }$

Bromchlorid wird bei der Herstellung von Lithium-Schwefeldioxid-Batterien^[13] verwendet. Außerdem wird es als Wirkstoff in Desinfektionsmitteln, Fungiziden und Algiziden eingesetzt.^[14]

1. ↑ ^{a b c} A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9, S. 466.
2. ↑ ^{a b c} T. Drews, K. Seppelt: Bromine Monofluoride. In: Z. Anorg. Allg. Chem. 638, 2012, S. 2106–2110, doi:10.1002/zaac.201200293.
3. ↑ ^{a b c d e f} Eintrag zu Bromchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 29. September 2024. (JavaScript erforderlich)
4. ↑ ^{a b c d e} H. Lux: Zur Kenntnis des Bromchlorids. In: Chem. Ber. 63, 1930, S. 1156–1158, doi:10.1002/cber.19300630525.
5. ↑ ^{a b c d} L. Kolditz: Anorganische Chemie. Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 1983, S. 528.
6. ↑ David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Dipole Moments, S. 9-51.
7. ↑ P Lebeau: In: Compt. rend. Acad. Sciences. 143, 1906, S. 589.
8. ↑ B. J. Karsten: Über das gegenseitige Verhalten der Halogene speziell der Systeme Chlor-Brom und Chlor-Jod. In: Z. anorg. Chem. 53, 1907, S. 365–392, doi:10.1002/zaac.19070530126.
9. ↑ ^{a b} V. Thomas, P Dupuis: In: Comptes Rendus Hebdomadaires des Seances de l'Academie des Sciences. 143, 1906, S. 282. Volltext
10. ↑ M. Delepine, L Ville: In: Compt. rend. Acad. Science. 170, 1920, S. 1390.
11. ↑ G. S. Forbes, R. M. Fuoss: The Reaction Between Bromine and Chloride Ion in Hydrochloric Acid. Bromine Chloride. In: J. Am. Chem. Soc. 49, 1927, S. 142–156, doi:10.1021/ja01400a019.
12. ↑ S Barratt: In: Proc. Roy. Soc. London. 122, 1929, S. 582.
13. ↑ tayloredge.com: Lithium Battery Chemistry (PDF, engl.; 355 kB)
14. ↑ cdpr.ca.gov (englisch) (Memento vom 1. Juni 2010 im Internet Archive).