Бромистоводородная кислота (HBr) структура, свойства, образование, использование. Hbr это в химии.

Восстановительные свойства бромистого водорода и йодистого водорода также наблюдаются при взаимодействии с концентрированной серной кислотой. В этом случае HBg снижает уровень H₂SО₄к SO₂. 3 :352

БРОМ

(от греч. bromos — «вонючий», «пахнущий») — химический элемент с атомным номером 35. Относится к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей краткой форме периодической таблицы относится к главной подгруппе VII группы или группе VIIA), находится в четвертом периоде таблицы. Атомный вес элемента составляет 79,901…79,907 а.е. Он обозначается символом Br (от латинского bromum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов. При нормальных условиях простое вещество бром представляет собой тяжелую едкую красновато-коричневую жидкость с сильным неприятным «тяжелым» запахом, который издалека напоминает запах йода и хлора одновременно. Он летуч и токсичен. Молекула брома является двухатомной (тип Br2).

• 1 История
• 2 Происхождение названия
• 3 Нахождение в природе
• 4 Получение
• 5 Физические свойства 5.1 Изотопы

6.1 Бромсодержащие кислоты

7.1 В химии

Бром выводится из организма через мочу. Поэтому злоупотребление мочегонными средствами и строгие несбалансированные диеты могут привести к дефициту брома в организме.

Диеты, которые работают

Дефицит брома — не единственное последствие несбалансированного питания. Чтобы защитить свое здоровье и держать вес под контролем, вам необходима эффективная диета, назначенная специалистом. Узнайте, как назначаются диеты.

Читайте также.

Дефицит брома характеризуется бессонницей, замедлением роста, снижением уровня гемоглобина в крови и ослаблением репродуктивных органов. Бром считается токсичным веществом, избыток которого в организме может привести к тяжелым последствиям. Доза брома в 35 г и более считается смертельной. Поэтому самостоятельный прием препаратов, содержащих бром, должен осуществляться только под непосредственным наблюдением врача.

Физические свойства

При нормальных условиях бром представляет собой красновато-коричневую летучую жидкость с сильным неприятным запахом, которая токсична и вызывает ожоги при контакте с кожей. Наряду с ртутью, бром является одним из двух простых веществ (и единственным неметаллическим веществом), которое при комнатной температуре находится в жидком состоянии. Его плотность при 0 °C составляет 3,19 г/см³. Температура плавления брома составляе т-7,2 °C. Температура кипения составляет +58,6 °C; при кипении бром переходит из жидкости в коричневатые пары, которые при вдыхании раздражают дыхательные пути. Стандартный электродный потенциал Br2/Br- в водном растворе составляет +1,065 В.

Твердый бром образует молекулярные кристаллы (состоящие из молекул Br2) в ромбовидных скоплениях, параметры ячейки a

= 0,667 нм, b = 0,448 нм, c = 0,872 нм.

Изотопы

Природный бром состоит из двух стабильных изотопов 79Br (50,56 %) и 81Br (49,44 %). Многочисленные радиоактивные изотопы брома были получены искусственным путем.

Структура бромистого водорода

На рисунке показана структура H-Br, свойства и характеристики которого, даже в виде газа, тесно связаны со свойствами и характеристиками его водных растворов. По этой причине возникает ситуация, когда уже не знаешь, какое из двух соединений имеется в виду: HBr или HBr(ac).

Структура HBr(ac) отличается от структуры HBr, потому что молекулы воды теперь растворяют эту двухатомную молекулу. Когда это достаточно близко, H + переносится на молекулу H.₂Или как указано в приведенном ниже химическом уравнении:

Таким образом, структура бромистого водорода состоит из Br — и H₃O+, которые взаимодействуют электростатически. Это несколько отличается от ковалентной связи H-Br.

Его высокая кислотность обусловлена громоздким анионом Br, который почти не взаимодействует с H₃O+, не может предотвратить перенос H+ к другому химическому виду в окружающей среде.

кислотность

Например, хотя Cl и F не образуют ковалентных связей с H₃O+, они могут взаимодействовать через другие межмолекулярные силы, такие как водородные связи (которые могут принимать только F -). Водородные связи F — -H-OH₂+ «препятствуют» донорству H+ .

По этой причине плавиковая кислота HF в воде является более слабой кислотой, чем бромистый водород, поскольку ионные взаимодействия Br — H₃O+ не мешают переносу H+.

Хотя вода присутствует в HBr(ac), она ведет себя аналогично молекуле H-Br в конце описания, т.е. H + переносится из HBr или Br — H₃О + .

Физико-химические свойства

Молекулярная формула

Молекулярный вес

80,972 г/моль Обратите внимание, что, как упоминалось в предыдущем разделе, рассматривается только молекула HBr, а не молекула воды. Если молекулярная масса получена из формулы Br — H₃O+ он имеет значение около 99 г/моль.

Внешний вид

Бесцветная или светло-желтая жидкость, в зависимости от концентрации растворенного HBr. Чем она желтее, тем более концентрирована и опасна.

запах

Порог запаха

плотность

1,49 г/см3 (водный раствор при 48 % масс./об.). Это значение, как и значения для точек плавления и кипения, зависит от количества HBr, растворенного в воде.

Точка плавления

-11ºC (12ºF, 393ºK) (водный раствор при 49% масс./об.).

Точка кипения

122ºC (252ºF, 393ºK) при 700 мм рт. ст. (водный раствор 47-49% масс./масс.).

Растворимость в воде

-221 г/100 мл (при 0 ºC).

-204 г/100 мл (при 15 ºC).

-130 г/100 мл (100 ºC).

Эти значения относятся к газообразному HBr, а не к бромистому водороду. Как видно, повышение температуры снижает растворимость HBr, что характерно для газов. Поэтому, если необходимы плотные растворы HBr(ac), их лучше обрабатывать при низких температурах…..

При высоких температурах HBr выходит в виде газообразных двухатомных молекул, поэтому реактор должен быть герметичным для предотвращения утечки.

Плотность пара

2,71 (относительно воздуха = 1).

Кислотность пКа

-9.0. Эта константа, будучи столь отрицательной, указывает на сильную кислотность.

Калорийность

Стандартная молярная энтальпия

198,7 кДж/моль (298 ºK).

Стандартная молярная энтропия

Точка зажигания

Номенклатура

Название «бромная кислота» объединяет два факта: наличие воды и то, что бром имеет валентност ь-1 в соединении. В английском языке это немного более очевидно: bromoic hydrogenic acid, где префикс «hydro» (или гидро) относится к воде, хотя может относиться и к водороду.

Бром имеет валентност ь-1, поскольку связан с атомом водорода с меньшей электроотрицательностью, чем он сам, но когда он связан или взаимодействует с атомами кислорода, он может иметь много валентностей, например: +2, +3, +5 и +7. С H он может считаться только моновалентным, поэтому его обозначают суффиксо м-ico.

HBr(d), бромистый водород, с другой стороны, является безводным, т.е. не содержит воды. Поэтому, согласно другим номенклатурным стандартам, его название соответствует галогеноводороду.

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода образует сильную одноосновную кислоту:

HBr термически очень стабилен, около 0,5 % молекул разлагается при 1000 °C:

Как кислота, она реагирует с металлами, их оксидами и основаниями:

Это восстановитель, который медленно окисляется на воздухе, со временем окрашивая водные растворы в черный цвет:

Бромистый водород является коррозионным, высокотоксичным и удушающим веществом. Предельно допустимая концентрация = 10 мг/м3, токсическое действие = 2,4 мг/л-мин.

• Фтороводород
• Хлороводород
• Бромоводород
• Йодоводород
• Астатоводород

• Бромат аммония (NH₄BrO₃)
• Бромат калия (KBrO₃)
• Бромат кальция (Ca(BrO₃)₂)
• Бромат натрия (NaBrO₃)
• Бромат серебра(I) (AgBrO₃)
• Бромат стронция (Sr(BrO₃)₂)
• Броматы
• Бромид алюминия (AlBr₃)
• Бромид бора(III) (BBr₃)
• Бромид магния (MgBr₂)
• Бромид меди(I) (CuBr)
• Бромид меди(II) (CuBr₂)
• Бромид ртути(I) (Hg₂Br₂)
• Бромиды
• Бромистая кислота (HBrO₂)
• Бромоводород (HBr)
• Бромная кислота (HBrO₄)
• Бромноватая кислота (HBrO₃)
• Бромноватистая кислота (HBrO)
• Бромопентакарбонилрений(I) (Re(CO)₅Br)
• Броморганические соединения
• Диоксид брома (BrO₂)
• Монобромид иода (IBr)
• Мононитрат брома (BrNO₃)
• Оксид брома(I) (Br₂O)
• Пербромат калия (KBrO₄)
• Тринитрат брома (Br(NO₃)₃)
• Триоксид диброма (Br₂O₃)
• Трифторид-оксид брома (BrOF₃)
• Трифторосульфат брома (Br(SO₃F)₃)
• Фторид брома(I) (BrF)
• Фторид брома(III) (BrF₃)
• Фторид брома(V) (BrF₅)
• Фторид-диоксид брома (BrO₂F)
• Фторид-триоксид брома (BrO₃F)
• Фторосульфат брома (BrSO₃F)
• Хлорид брома (BrCl)

Бромоводород в публицистике и документальной прозе править

Истоки этих замечательных исследований тесно связаны с изучением реакций двойного обмена в отсутствие воды. В одном из экспериментов по воздействию брома и бромида алюминия на этилхлорид Густавсон наблюдал образование бромистого водорода. В ходе дальнейших испытаний влияния брома в присутствии бромида алюминия на бензол и другие ароматические углеводороды он обнаружил каталитическое действие бромида алюминия на реакцию бромирования. 2

Источники править

1. ↑ 1 2 Мусабеков Ю. С. Гавриил Гавриилович Густавсон (1842-1908). ― М.: «Химия и жизнь», № 11, 1968 г.
2. ↑ 1 2 А. Е. Арбузов, Краткий очерк развития органической химии в России (монография). — М.-Л: 1948 г.
3. ↑ 1 2 3 Н. Л. Глинка. Общая химия: Учебное пособие для вузов (под. ред. В.А.Рабиновича, издание 16-е, исправленное и дополненное). ― Л.: Химия, 1973 г. ― 720 стр.
4. ↑ 1 2 Б. Павлов, В. Веденеев. Скрещенные молекулярные пучки: новый путь изучения химических реакций. — М.: «Химия и жизнь», № 1, 1965 г.
5. ↑ 1 2 3 4 А.М.Бутлеров Сочинения в 3 томах. — М.: Издательство Акдемии Наук СССР, 1953-1958 гг.

• Статья в Википедии
• Значения в Викисловаре
• Медиафайлы на Викискладе