Минимальная и максимальная степень окисления брома. Химические свойства брома

(Bromum; от греч, (зловоние), Вr - хим. элемент VII группы периодической системы элементов; ат. Но 35, ат. м. 79,904. Красно-бурая жидкость с сильным неприятным запахом. Природный Б. состоит из изотопов 79Вr (50,54%) и 81Вг (49,46%). Известно 16 радиоактивных изотопов Б. с массовыми числами от 74 до 88, а также пять изомеров. Радиоизотопы характеризуются гл. обр. бета- и гамма-радиоактивностью. Период полураспада наиболее долгоживущего изотопа 80Вr - 4,5 ч. Б. открыл в 1826 франц. химик А. Ж. Балар.

Содержание Б. в земной коре 3 10-5 ат.%. Встречается в основном в соляных озерах, морской воде и буровых водах нефтяных месторождений. Б.- постоянный спутник хлора. При т-ре -7,2° С жидкий бром превращается в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары Б. желто-бурого цвета, tкип 58,78° С. Плотность жидкого Б. 3,1882 (т-ра 0° С) и 3,1028 г/см3 (т-ра 25° С), диэлектрическая проницаемость 3. Хорошо растворим в воде (3,53 г Б. в 100 г воды при т-ре 20° С) и во мн. органических растворителях (сероуглероде, четыреххлористом углероде, спиртах). Обладает высокой упругостью паров. В парах элементарный Б. состоит из двухатомных молекул.

Отличается высокой хим. активностью, непосредственно соединяется со мн. неметаллами и металлами, образуя соединения со степенью окисления - 1.

Соединение брома с водородом - бромистый HBr - бесцветный газ с резким запахом, tпл — 88° С, tкип — 67° С; получают его непосредственным соединением элементов, действием сильных минеральных к-т (напр., серной к-ты) на соединения Б. с металлами или воды - на соединения Б. с неметаллами. Бромистый хорошо растворяется в воде (1200 г/л воды при т-ре 10° С), образуя бро-мистоводородную к-ту - одну из сальных минеральных к-т. Соли бро-мистоводородной к-ты - бромиды. Непосредственным взаимодействием Б. с кислородом получают чрезвычайно неустойчивые при обычных т-рах и давлениях двуокись Вr02 и окись Вг20.

При растворении брома в воде или растворах едких щелочей образуются соответственно бромноватистая к-та HBrO либо ее соли - гипобромиты. Эти соединения, степень окисления Б. в к-рых равна +1, относятся к числу сильных окислителей. Гипобромиты при нагревании переходят в соли бромноватой к-ты НВr03 со степенью окисления Б. 4-5. Соли бромноватой к-ты - бро-маты - находят применение в неорганическом и органическом синтезе как окислители. Б. со степенями окисления +3 и +7 (в отличие от аналогичных соединений хлора и йода) не известны. С галогенами Б. образует 1, а. межгалоидные соединения.

В соединениях с фтором и хлором проявляет положительные степени окисления: +1 (BrF, BrCl),+3 (BrF3) и +5(BrF5); в соединении с йодом степень окисления равна -1 (JBr). Межгалоидные соединения Б. относятся к числу весьма реакцион-носпособных веществ и используются при получении многих неорганических и органических соединений галогенов. Сырьем для получения брома служат морская , буровые воды нефтяных месторождений и др. Осн. способ получения Б.- обработка бромсодержащих растворов элементарным хлором. Б.- исходный продукт для получения некоторых бромистых солей, органических производных. Соединения Б. используют в фотографии, при произ-ве некоторых красителей и др. Пары Б. чрезвычайно токсичны, жидкий Б. действует на кожу, вызывая плохо заживающие ожоги.

Бром единственный жидкий не металл. Это вещество красно — бурого цвета, тяжёлое и летучее. Сосуд, в котором находится бром, всегда окрашен его парами в красно — бурый цвет.

Бром имеет тяжёлый неприятный запах (бром в переводе — зловонный) . В воде растворяется плохо, образуя бромную воду. Гораздо лучше он растворяется в органических растворителях, бензоле, толуоле, хлороформе.

Если к бромной воде прилить небольшое количество бензола и хорошо взболтать, после расслаивания можно заметить, как окраска бромной воды исчезает, а собравшийся на верху бензол окрасился в ярко — оранжевый цвет, это объясняется тем, что бензол извлек из воды бром в следствии его лучшей растворимости в бензоле.

Хранят бром в склянках с притёртыми пробками, резиновые пробки для работы с бромом и для работы с хлором, не применимы, так как они быстро разъедаются. Бром намного тяжелее воды (плотность 3г/см³) и температура кипения 63°C , температура затвердевания — 7,3°C .

Пары брома вызывают удушение. Ядовит и жидкий бром, причиняющий при попадании на кожу сильные ожоги, переливать бром из одного сосуда в другой рекомендуется в резиновых перчатках и под тягой. При попадании на кожу следует смыть органическими растворителями, при смывании водой избежать ожога почти не возможно.

С водородом бром образует бромистый :

Br2 + H2 = 2HBr

процесс идёт при сильном нагревании.

Если насыпать в пробирку с жидким бромом немного алюминиевых опилок, они сгорают в броме с образованием бромистого алюминия, что сопровождается выделением бурых паров брома и искр:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Также с ним реагируют , а даёт сильный взрыв.

При взаимодействии свободных галогенов со сложными веществами они ведут себя как окислители, например при взаимодействии с водой. В начале Br растворяется в воде с образованием бромной воды (Br2aq) , а затем постепенно между водой и галогеном начинается реакция. Бром с водой реагирует очень медленно, а и особенно реагируют очень быстро.

При смешивании свободного галогена (хлора) с солью другого галогена (бромида) , бесцветный раствор мгновенно окрашивается в жёлтый цвет. При взбалтывании этого раствора с бензолом характерная окраска бензольного кольца указывает на наличие свободного брома. Это объясняется тем, что как более активный галоген окисляет бром, вытесняя его из соли:

2KBr + Cl = 2KCl + Br2

Более активный по окислению вытесняет менее активный бром, поэтому возможны реакции между иодитом и бромом, йодитом и хлором, бромидом и хлором. Некоторые из этих реакций используют для получения свободных галогенов из их солей, в основном из бромида магния:

MgBr2 + Cl2 = MgCl2 + Br2

Окислительное действие галогенов проявляется и при реакции и с другими сложными веществами, если через бромную воду пропускать , то очень скоро бромная обесцвечивается и образовавшаяся жидкость помутнеет вследствие восстановления Br и окисления.

Соли брома и их применение

Из солей брома следует отметить бромид магния MgBr2 который в природе сопровождает поваренную соль, а также хлорид калия. После извлечения поваренной соли (NaCl) из воды в рассоле остаётся значительный процент бромида магния. Так же он встречается в морской воде, но в очень небольших количествах.

Бромид калия и натрия.

Применяют применение в медицине, они сильно понижают возбудимость нервной системы, но лечение бромистыми препаратами допустимо только при здоровых почках, иначе вследствие задержки выделения бромидов из бромидов может наступить отравление, поэтому в настоящее время используют новые менее опасные для организма препараты.

Дата публикации 09.01.2013 14:03

Бромоводородная кислота (другое название бромоводород) - это неорганическое соединение водорода (H) с бромом (Br). Это бесцветный газ, который во влажном воздухе образует густой туман.

Какие существуют способы получения бромоводорода

По причине высокой степени окисляемости бромоводороной кислоты, ее нельзя получить посредством воздействия серной кислоты концентрированной на бромиды металлов щелочных. Происходит следующая реакция:

2KBr (бромид калия) + 2Н2SO4 (кислота серная) = К2SO4 (калия сульфат) + SO2 (оксид серы) + Br2 (молекула брома) + 2Н2О (вода)

1. В промышленности получение кислот, таких как бромоводородная, осуществляется посредством реакции, в ходе которой взаимодействуют составляющие элементы. Например, рассматриваемое нами вещество можно получить следующим способом:

H2 (молекула водорода) + Br2 (молекула брома) = 2HBr (бромоводородная кислота)

Эта реакция осуществима при температуре от 200 до 400 градусов.

2. Также возможно получение бромоводородной кислоты и в лабораторных условиях несколькими способами.

Посредством гидролиза пентабромида фосфора или трибромида:

PBr3 (трибромид) + 3H2O (три молекулы воды) = H3PO3 (кислота фосфорная) + 3HBr (бромоводородная кислота, формула химическая)

PBr5 (пентабромид) + 4H2O (четыре молекулы воды) = H3PO4 (кислота фосфорная) + 5HBr (бромоводород)

Путем восстановления брома:

3Br2 (три молекулы брома) + S (сера) + 4H2O (вода) = (реакция возможна при температуре, равной 100-150 градусов) H2SO4 (серная кислота) + 6HBr (бромоводород)

3Br2 (три молекулы брома) + KNO2 (калия нитрит) + 4H2O (вода) = KNO3 (нитрат калия) + 2HBr (бромоводород)

Посредством вытеснения разбавленной кислотой щелочных металлов из бромидов:

KBr (бромистый калий) + H2SO4 (серная кислота) = KHSO4 (калия гидросульфат) + HBr (выделяется в виде газа)

3. Как побочный продукт бромистый водород можно получить при синтезе органических бромопроизводных соединений.

Физические свойства бромоводорода

1. Бромоводородная кислота - это газ без цвета, имеющий неприятный и резкий запах. Сильно дымится на воздухе. Обладает высокой устойчивостью к температурам.

2. Хорошо растворяется в H2O (вода) и этаноле с образованием электролита. Водный раствор бромоводорода образует азеотропную смесь, которая кипит при температуре 124 градуса. В одном литре воды растворяется около полулитра бромводорода (при 0 градусов).

3. В процессе охлаждения водного раствора бромистого водорода можно получить следующие кристаллогидраты: HBr*H2O, HBr*2H2O, HBr*4H2O.

4. Чистый бромоводород образует кристаллы сингонии орторомбической, пространственной группы F mmm.

5. При температуре -66,8 градусов переходит в жидкое состояние, а при - 87 градусов затвердевает.

Химические свойства бромоводорода

1. Бромоводородная кислота при взаимодействии с водой образует сильную кислоту одноосновную. Эта реакция выглядит так:

HBr + H2O (вода) = Br- (анион брома) + H3O+ (ион гидроксония)

2. Данное вещество устойчиво к высоким температурам, однако, при 1000 градусах около 0,5% всех молекул разлагаются:

2HBr (бромоводородная кислота) = H2 (молекула водорода) + Br2 (молекула брома)

3. Рассматриваемое нами химическое соединение реагирует с различными металлами, а также их основаниями и оксидами. Примеры реакций:

2HBr + Mg (магний) = MgBr2 (бромид магния) + H2 (выделяется в виде газа)

2HBr + CaO (кальция оксид) = CaBr2 (бромид кальция) + H2O (вода)

HBr + NaOH (натрия гидроксид) = NaBr (бромид натрия) + H2O (вода)

4. Бромоводород также является восстановителем. На воздухе медленно окисляется. По этой причине его водные растворы через некоторое время окрашиваются в бурый цвет. Реакция будет такая:

4HBr (бромоводородная кислота) + O2 (молекула кислорода) = 2Br2 (молекула брома) + 2H2O (вода)

Применение

Бромоводород используют для создания (синтеза) различных органических производных брома и для приготовления бромидов различных металлов. Особенное значение имеет бромид серебра, так как он используется в производстве кинофотоматериалов.

Как производится транспортировка

В баллонах емкостью 68 или 6,8 литров под давлением в 24 атмосферы.

Среди всех химических элементов-неметаллов есть особый ряд - галогены. Эти атомы получили свое название за особые свойства, которые они проявляют в химических взаимодействиях. К ним относятся:

• хлор;
• бром;
• фтор.

Хлор и фтор - это ядовитые газы, обладающие сильной окислительной способностью. Йод при нормальных условиях представляет собой кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с выраженным металлическим блеском. Проявляет свойства восстановителя. А как выглядит четвертый галоген? Каковы свойства брома, образуемые им соединения и характеристики как элемента, и как простого вещества? Попробуем разобраться.

Бром: общая характеристика элемента

Как частица бром занимает ячейку под порядковым номером 35. Соответственно, в составе его ядра 35 протонов, а электронная оболочка вмещает такое же количество электронов. Конфигурация внешнего слоя: 4s 2 p 5 .

Располагается в VII группе, главной подгруппе, входит в состав галогенов - особой по свойствам группы химических элементов. Всего известно около 28 различных изотопных разновидностей данного атома. Массовые числа варьируются от 67 до 94. Устойчивых и стабильных, а также преобладающих по процентному содержанию в природе известно два:

• бром 79 - его 51%;
• бром 81 - его 49%.

Средняя атомная масса элемента равна 79,904 единицы. Степень окисления брома варьируется от -1 до +7. Проявляет сильные окислительные свойства, однако уступает в них хлору и фтору, превосходя йод.

История открытия

Открыт данный элемент был позже своих коллег по подгруппе. К тому моменту уже было известно о хлоре и йоде. Кто же совершил это открытие? Можно назвать сразу три имени, так как именно столько ученых практически одновременно сумели синтезировать новый элемент, оказавшийся впоследствии рассматриваемым атомом. Эти имена:

• Антуан Жером Балар.
• Карл Левиг.
• Юстус Либих.

Однако официальным "отцом" считается именно Балар, так как он первым не только получил и описал, но и отправил на научную конференцию химиков новое вещество, представляющее собой неизведанный элемент.

Антуан Балар занимался исследованием состава морской соли. Проводя над ней многочисленные он в один из дней пропускал через раствор хлор и увидел, что образуется какое-то желтое соединение. Приняв это за продукт взаимодействия хлора и йода в растворе, он стал дальше исследовать полученный продукт. Подверг следующим обработкам:

• воздействовал эфиром;
• вымочил в ;
• обработал пиролюзитом;
• выдержал в сернокислой среде.

В результате он получил летучую буровато-красную жидкость с неприятным запахом. Это и был бром. Затем он провел тщательное исследование физических и химических характеристик этого вещества. После отправил доклад о нем, описал свойства брома. Название, которое Балар дал элементу, было мурид, однако оно не прижилось.

Сегодняшнее общепринятое имя этого атома бром, что в переводе с латыни означает "вонючий", "зловонный". Это вполне подтверждается свойствами его простого вещества. Год открытия элемента - 1825.

Возможные степени окисления брома

Таковых можно назвать несколько. Ведь, благодаря своей бром может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, с явным преобладанием первых. Всего можно выделить пять возможных вариантов:

• -1 - низшая степень окисления брома;

В природе встречаются только те соединения, в составе которых элемент в отрицательном значении. +7 - максимальная степень окисления брома. Ее он проявляет в составе бромной кислоты HBrO 4 и ее солей броматов (NaBrO 4). Вообще данная степень окисления брома встречается крайне редко, так же как и +2. А вот соединения с -1; +3 и +5 - очень распространенные и имеют значение не только в химической промышленности, но и в медицине, технике и других отраслях хозяйства.

Бром как простое вещество

При обычных условиях рассматриваемый элемент представляет собой двухатомную молекулу, однако является не газом, а жидкостью. Очень ядовитой, дымящей на воздухе и издающей крайне неприятный запах. Даже пары в низкой концентрации способны вызывать ожоги на коже и раздражение слизистых оболочек тела. Если же превысить допустимую норму, то возможно удушье и смерть.

Химическая формула данной жидкости - Br 2 . Очевидно, что символ образован от греческого названия элемента - bromos. Связь между атомами одинарная, ковалентная неполярная. Радиус атома относительно большой, поэтому бром вступает в реакции достаточно легко. Это позволяет широко использовать его в химических синтезах, часто как реактив на качественное определение органических соединений.

В виде простого вещества в природе не встречается, так как легко улетучивается в виде красновато-бурого дыма, обладающего разъедающим действием. Только в форме различных многокомпонентных систем. Степень окисления брома в соединениях различного рода зависит от того, с каким именно элементом идет реакция, то есть с каким веществом.

Физические свойства

Данные характеристики можно выразить несколькими пунктами.

1. Растворимость в воде - средняя, но лучше, чем у других галогенов. Насыщенный раствор называют бромной водой, она имеет красновато-бурый цвет.
2. Температура кипения жидкости - +59,2 0 С.
3. Температура плавления -7,25 0 С.
4. Запах - резкий, неприятный, удушливый.
5. Цвет - красновато-бурый.
6. Агрегатное состояние простого вещества - тяжелая (с высокой плотностью), густая жидкость.
7. Электроотрицательность по шкале Поллинга - 2,8.

Данные характеристики сказываются на способах получения данного соединения, а так же налагают обязательства для соблюдения крайней осторожности при работе с ним.

Химические свойства брома

С точки зрения химии, бром ведет себя двояко. Проявляет и окислительные, и восстановительные свойства. Как и все другие элементы, принимать электроны он способен от металлов и менее электроотрицательных неметаллов. Восстановителем же он является с сильными окислителями, такими как:

• кислород;
• фтор;
• хлор;
• некоторые кислоты.

Естественно, что и степень окисления брома при этом варьируется от -1 до +7. С чем же конкретно способен вступать в реакции рассматриваемый элемент?

1. С водой - в результате образуется смесь кислот (бромоводородная и бромноватистая).
2. С различными йодидами, так как бром способен вытеснять йод из его солей.
3. Со всеми неметаллами напрямую, кроме кислорода, углерода, азота и благородных газов.
4. Почти со всеми металлами как сильный окислитель. Со многими веществами даже с воспламенением.
5. В реакциях ОВР бром часто содействует окислению соединений. Например, сера и сульфиты превращаются в сульфат-ионы, йодиды в йод, как простое вещество.
6. С щелочами с образованием бромидов, броматов или гипоброматов.

Особое значение имеют химические свойства брома, когда он входит в состав кислот и солей, им образованных. В этом виде очень сильны его свойства, как окислителя. Гораздо ярче выражены, чем у простого вещества.

Получение

То, что рассматриваемое нами вещество важное и значимое с точки зрения химии, подтверждает факт его ежегодной добычи в количестве 550 тысяч тонн. Страны-лидеры по этим показателям:

• Китай.
• Израиль.

Промышленный способ добычи свободного брома основан на обработке соляных растворов озер, скважин, морей. Из них выделяется соль нужного элемента, которая переводится в подкисленную форму. Ее пропускают через мощный поток воздуха или водяного пара. Таким образом, формируется газообразный бром. Затем обрабатывают его и получают смесь натриевых солей - бромидов и броматов. Их растворы подкисляют и на выходе имеют свободное жидкое вещество.

Лабораторные способы синтеза основаны на вытеснении брома из его солей хлором, как более сильным галогеном.

Нахождение в природе

В чистом виде рассматриваемое нами вещество в природе не встречается, так как это дымящая на воздухе легколетучая жидкость. В основном входит в состав соединений, в которых проявляется минимальная степень окисления брома -1. Это соли - бромиды. Очень много этого элемента сопровождает природные соли хлора - сильвины, карналлиты и прочие.

Минералы самого брома были открыты позже, чем он сам. Самых распространенных из них три:

• эмболит - смесь хлора и брома с серебром;
• бромаргинит;
• бромсильвинит - смесь калия, магния и брома со связанной водой (кристаллогидрат).

Также данный элемент входит обязательно в состав живых организмов. Его недостаток приводит к возникновению различных заболеваний нервной системы, расстройств, нарушению сна и ухудшению памяти. В более худших случаях грозит бесплодием. Рыбы, способны накапливать бром в значительных количествах в виде солей.

В земной коре массовое содержание его достигает 0,0021%. Много содержит морская вода и в целом гидросфера Земли.

Соединения брома с низшей степенью окисления

Какая степень окисления у брома в его соединениях с металлами и водородом? Самая низшая, которая возможна для данного элемента - минус один. Именно эти соединения и представляют самый большой практический интерес для человека.

1. HBr - бромоводород (газ), или бромоводородная кислота. В газообразном агрегатном состоянии не имеет цвета, однако очень резко и неприятно пахнет, сильно дымит. Обладает разъедающим действием на слизистые оболочки тела. Хорошо растворяется в воде, формируя кислоту. Она, в свою очередь, хорошим восстановителем. Легко переходит в свободный бром при действии серной, азотной кислот и кислорода. Промышленное значение имеет как источник бромид-иона для образования солей с катионами металлов.
2. Бромиды - соли вышеуказанной кислоты, в которых степень окисления брома так же равна -1. Практический интерес представляют: LiBr и KBr.
3. Соединения органической природы, содержащие бромид-ион.

Соединения с высшей степенью окисления

К таковым относится несколько основных веществ. Степень окисления высшая брома равна +7, значит в этих соединениях он как раз ее и должен проявлять.

1. Бромная кислота - HBrO 4 . Самая сильная из всех известных для данного элемента кислот, однако при этом и самая устойчивая к атакам сильных восстановителей. Это объясняется особым геометрическим строением молекулы, которая в пространстве имеет форму тетраэдра.
2. Перброматы - соли выше обозначенной кислоты. Для них так же характерна максимальная степень окисления брома. Они являются сильными окислителями, благодаря чему и находят применение в химической промышленности. Примеры: NaBrO 4 , KBrO 4 .

Применение брома и его соединений

Можно обозначить несколько областей, в которых бром и его соединения находят непосредственное применение.

1. Производство красителей.
2. Для изготовления фотоматериалов.
3. В качестве лекарственных средств в медицине (соли брома).
4. В автомобильной промышленности, а именно как добавка в бензины.
5. Используют как пропитку для понижения уровня воспламеняемости некоторых органических материалов.
6. При изготовлении буровых растворов.
7. В сельском хозяйстве при изготовлении защитных от насекомых опрыскивателей.
8. В качестве дезинфектора и обеззараживателя, в том числе, для воды.

Биологическое действие на организм

Как избыток, так и недостаток брома в организме имеют весьма неприятные последствия.

Еще Павлов первым определил влияние этого элемента на живых существ. Опыты на животных доказали, что длительное недополучение ионов брома приводит к:

• нарушению работы нервной системы;
• расстройству половой функции;
• выкидышам и бесплодию;
• уменьшению роста;
• снижению уровня гемоглобина;
• бессоннице и так далее.

Избыточное накапливание в органах и тканях приводит к подавлению работы головного и спинного мозга, различным наружным заболеваниям кожи.