Бромоводородная кислота

Рекомендации

1. ↑ и
2. (in) Дэвид Р. Лид, Справочник по химии и физике , Бока-Ратон, CRC,16 июня 2008 г., 89- е  изд. , 2736  с. ( ISBN  978-1-4200-6679-1 и 1-4200-6679-X ) , стр.  9-50
3. рассчитывается молекулярная масса от .
4. ↑ и (ru) Роберт Х. Перри и Дональд В. Грин , Perry’s Chemical Engineers ‘Handbook , США, McGraw-Hill,1997 г., 7- е  изд. , 2400  с. ( ISBN  0-07-049841-5 ) , стр.  2-50
5. (in) У. М. Хейнс, Справочник по химии и физике , CRC, 2010-2011 91- е  изд. , 2610  с. ( ISBN  978-1-4398-2077-3 ) , стр.  14-40
6. (in) Дэвид Р. Лид, Справочник CRC по химии и физике , CRC Press,2009 г., 90- е  изд. , 2804  с. , Твердый переплет ( ISBN  978-1-4200-9084-0 )

HAsO 2  · H 3 AsO 3  · H 3 AsO 4  · HAt  · HSO 3 F  · HBF 4  · HBr  · HBrO  · HBrO 2  · HBrO 3  · HBrO 4  · HCl  · HClO  · HClO 2  · HClO 3  · HClO 4  · HCN  · HCNO  · H 2 CrO 4 / H 2 Cr 2 O 7  · H 2 CO 3  · H 2 CS 3  · HF  · HFΟ  · H 2 Hg  · HI  · HIO  · HIO 2  · HIO 3  · HIO 4  · HMnO 4  · H 2 MoO 4  · HNC  · HNCO  · HNO  · HNO 3  · H 2 N 2 O 2  · HNO 5 S  · H 3 NSO 3  · H 2 O  · H 2 O 2  · H 2 O 3  · H 3 O · H 3 PO 2  · H 3 PO 3  · H 3 PO 4  · H 4 P 2 O 7  · H 5 P 3 O 10  · H 2 PtCl 6  · H 2 O  · H 2 O 2  · H 2 Если  · H 2 SeO 3  · H 2 SeO 4  · H 4 SiO 4  · H 2 SiF 6  · HSCN  · HNSC  · H 2 SO 3  · H 2 SO 4  · H 2 SO 5  · H 2 S 2 O 3  · H 2 S 2 O 6  · H 2 S 2 O 7  · H 2 S 2 O 8  · CF 3 SO 3 H  · H 2 Te  · H 2 TeO 3  · H 6 TeO 6  · H 4 TiO 4  · H 2 Po  · HCo (CO) 4  · H 2 Ac  · XEH 2  · клатрат водорода  · PSH

Соединения брома

AgBr AlBr 3 AmBr 3 AsBr 3 AuBr 3 BBr 3 B 2 Br 4 BaBr 2 BeBr 2 BiBr 3 BrCl CsBr BrF BrF 3 BrF 5 HBr IBr IBr 5 AtBr KBr LiBr 3 руб. NaBr BrO 2 RbBr TlBr CaBr 2 CdBr 2 CoBr 2 CuBr 2 CrBr 2 DyBr 2 EuBr 2 2 февраля GeBr 2 HfBr 2 HgBr 2 Hg 2 Br 2 MgBr 2 MnBr 2 NiBr 2 Br 2 O Br 2 O 3 Br 2 O 5 ПбБР 2 PdBr 2 PtBr 2 RaBr 2 S 2 Br 2 Se 2 Br 2 SnBr 2 SrBr 2 TeBr 2 YbBr 2 ZnBr 2 CeBr 3 CrBr 3 CSBr 3 DyBr 3 ErBr 3 EuBr 3 3 февр. GaBr 3 GdBr 3 HfBr 3 HoBr 3 InBr InBr 3 IrBr 3 ЛаБр 3 LuBr 3 MoBr 3 NBr 3 NdBr 3 PBr 3 ПрБр 3 ReBr 3 СбБР 3 SmBr 3 TbBr 3 TmBr 3 УБР 3 VBr 3 YBr 3 YbBr 3 CBr 4 GeBr 4 HfBr 4 ПбБР 4 Себр 4 SiBr 4 SnBr 4 TeBr 4 ThBr 4 TiBr 4 УБР 4 WBr 4 ZrBr 4 NbBr 5 PBr 5 TaBr 5 УБР 5 WBr 5 PBr 7

Применение:

Бром и его соединения широко применяются в основном органическом синтезе. Бромид серебра AgBr применяется в фотографии как светочувствительное вещество. Соединения брома используются для создания антипиренов — добавок, придающих пожароустойчивость пластикам, древесине, текстильным материалам. Пентафторид брома иногда используется как очень мощный окислитель ракетного топлива. 1,2-дибромэтан применяют как антидетонирующую добавку в моторном топливе. Растворы бромидов используются в нефтедобыче. В медицине бромид натрия и калия применяют как успокаивающие средства.

Бромоводородная кислота. Способы получения, физические и химические свойства

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.

Источник

Физические и химические свойства Hbr

Вещество Hbr представляет собой газ с ярко-желтой окраской и резким запахом. Это химическое соединение образуется при соединении водорода (H2) и брома (Br2). Оно растворимо в воде, образуя сильную кислоту, известную как гидробромидная кислота.

Физические свойства Hbr:

• Температура кипения: -66 градусов Цельсия
• Температура плавления: -86 градусов Цельсия
• Плотность: 3,12 г/см³
• Молекулярная масса: 80,91 г/моль
• Растворимость в воде: хорошая

Химические свойства Hbr:

• Hbr является сильной кислотой и образует низкотемпературные гидробромиды с большинством металлов и металлоидов.
• Он реагирует с основаниями, образуя соли. Например, с гидроксидами натрия или калия образуется бромид натрия или калия.
• При нагревании Hbr распадается на водород и бром. Реакция происходит при температуре около 150 градусов Цельсия.

Hbr широко используется в химической промышленности в качестве катализатора, а также в процессе синтеза некоторых органических соединений. Гидробромидная кислота также используется для нейтрализации щелочных веществ и в некоторых медицинских препаратах.

Мифы, легенды, заблуждения и их опровержения

Существует широко распространённая городская легенда, будто бы в армии, местах лишения свободы и психиатрических больницах добавляют соединения брома в еду для снижения полового влечения. Происхождение этого мифа доподлинно неизвестно.

Препараты брома имеют солёный вкус и оказывают седативный (успокаивающий) и снотворный эффект.

Ни в коем случае не следует путать «аптечный бром» (водные растворы бромида калия или натрия), который применяют при расстройствах нервной системы, и элементарный бром, который является весьма токсичным веществом с раздражающим действием. Принимать элементарный бром внутрь ни в коем случае не следует — это сильнейший яд.

Синтез

Бромоводородный газ можно получить в лаборатории путем бромирования тетралина (1,2,3,4-тетрагидронафталина). Обратной стороной является потеря половины брома. Выход составляет примерно 94%, или, что то же самое, 47% брома превращается в HBr.

C₁₀ЧАС₁₂ + 4 руб.₂ → С₁₀ЧАС₈Br₄ + 4 HBr

Бромоводородный газ также можно синтезировать в лаборатории путем реакции концентрированной серной кислоты с бромидом натрия.

NaBr (s) + H₂ЮЗ₄ → HBr (г) + NaHSO₄

Недостатком этого метода является то, что большая часть продукта теряется при окислении избытком серной кислоты с образованием брома и диоксида серы.

2 HBr + H₂ЮЗ₄ → Br₂ + ТАК₂ + 2 часа₂ИЛИ

Бромистый водород можно получить в лаборатории путем реакции очищенного газообразного водорода с бромом. Это катализируется платиновым асбестом и проводится в кварцевой трубке при 250 ° C.

Br₂ + H₂ → 2 HBr

Безводный бромистый водород также может быть получен в небольших масштабах термолизом трифенилфосфонийбромида в ксилоле при кипячении с обратным холодильником.

HBr может быть получен методом красного фосфора. Сначала в водяной реактор добавляют красный фосфор, а затем медленно бром при перемешивании и реакции бромистоводородной кислоты и фосфористой кислоты путем седиментации, фильтрации и дистилляции получают бромистоводородную кислоту.

п₄+6 руб.₂+12 часов₂O → 12 HBr + 4 H₃PO₃

Бромистый водород, полученный указанными выше способами, может загрязниться Br.₂, который можно удалить, пропустив газ через раствор фенола в тетрахлорметане или другом подходящем растворителе при комнатной температуре, с получением 2,4,6-трибромфенола и, таким образом, с образованием большего количества HBr.

Этот процесс также можно проводить с помощью высокотемпературной медной крошки или медной сетки (водород: бромистый водород, 1993-2016).

Особенности работы

При работе с бромом следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, специальными перчатками. Из-за высокой химической активности и токсичности как паров брома, так и жидкого брома его следует хранить в стеклянной, плотно закупоренной толстостенной посуде. Сосуды с бромом располагают в ёмкостях с песком, который предохраняет сосуды от разрушения при встряхивании. Из-за высокой плотности брома сосуды с ним ни в коем случае нельзя брать только за горло (горло может оторваться, и тогда бром окажется на полу).

Проливы брома целесообразно посыпать карбонатом натрия:

либо влажной пищевой содой:

Однако реакция элементарного брома с содой носит сильно экзотермический характер, что ведёт к увеличению испарения брома, к тому же выделяющаяся углекислота также способствует испарению, поэтому пользоваться вышеописанными методами не рекомендуется . Лучше всего для дегазации брома подходит водный раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃. Для локализации больших проливов брома можно использовать раствор тиосульфата натрия с добавками пенообразующих веществ и аэросила. Этот же раствор (3—5-процентный тиосульфат натрия) используется для смачивания ватно-марлевых повязок, которые помогают защитить органы дыхания от паров брома.

История

Бром был независимо открыт двумя химиками: Карлом Якобом Лёвихом (нем. Carl Jacob Löwig ) в 1825 году, и Антуаном Жеромом Баларом в 1826 году. Открытие Балара, молодого преподавателя колледжа города Монпелье, сделало его имя известным всему миру. Из одной популярной книги в другую кочует утверждение, что, огорчённый тем, что в открытии брома никому не известный Антуан Балар опередил самого Юстуса фон Либиха, последний воскликнул, что, дескать, не Балар открыл бром, а бром открыл Балара. Однако это утверждение неточно: фраза принадлежала не фон Либиху, а Шарлю Жерару, который очень хотел, чтобы кафедру химии в Парижском университете занял Огюст Лоран, а не избранный на должность профессора А. Балар.

Другие реакции брома

Важно оговориться, что этот активный неметалл во всех отношениях смешивается с большинством органических растворителей. Чаще всего вследствие данного процесса их молекулы бромируются

По своей химической активности данный элемент находится между хлором и иодом. С этими веществами он тоже взаимодействует. Вот, например, реакция с раствором иодида, вследствие которой образуется свободный иод: Br₂ + 2Kl → I₂ + 2KBr. А при воздействии на бромиды хлора появляется свободный бром: Cl₂ + 2KBr → Br₂ + 2KCl.

Со многими другими веществами рассматриваемый элемент тоже взаимодействует за счет своих химических свойств. Реакция брома с серой дает S₂Br₂. При взаимодействии с фосфором появляются PBr₃ и PBr₅. Это все бинарные неорганические соединения. Кроме перечисленных элементов, неметалл также взаимодействует с селеном и теллуром.

Но вот с чем бром не реагирует непосредственно, так это с азотом и кислородом. Зато с галогенами взаимодействует. А его реакции с металлами дают бромиды — MgBr₂, CuBr₂, AlBr₃ и т.д.

И, конечно, рассказывая про физические и химические свойства брома, нельзя не упомянуть, что существуют также вещества, являющиеся устойчивыми к его действию. Это платина и тантал, а еще в какой-то мере свинец, титан и серебро.

Биологическое значение

В 2014 году исследование показало, что бром (в форме бромид-иона) является необходимым кофактором в ходе биосинтеза коллагена IV, делая элемент существенным в архитектуре базальной мембраны и развитии тканей у животных. Тем не менее, не было отмечено никаких чётких симптомов или синдромов дефицита при полном удалении брома из пищи. В других биологических функциях бром может не быть необходимым, но всё же приносить пользу, особенно когда он заменяет хлор. Например, в присутствии перекиси водорода H₂O₂ синтезируемая эозинофилами с ионами хлорида или бромида эозинофильная пероксидаза обеспечивает мощный механизм, с помощью которого эозинофилы убивают многоклеточных паразитов (таких, как, например, нематодные черви, участвующие в филяриозе) и некоторые бактерии, такие как бактерии туберкулёза). Эозинофильная пероксидаза — это галопероксидаза, которая более эффективно использует бром, а не хлор для этой цели, производя гипобромит (бромводородную кислоту), хотя использование хлорид-иона также возможно. Хотя α-галоэфиры, как правило, считаются высокореактивными и, следовательно, токсичными промежуточными продуктами в биоорганическом синтезе, млекопитающие, включая людей, кошек и крыс, по-видимому, биосинтезируют следы α-бромэфира, 2-октил-4-бром-3-оксобутаноата, которые присутствуют в их спинномозговой жидкости и, вероятно, играют пока неясную роль в возникновении быстрого сна.

Морские организмы являются основным источником броморганических соединений, и именно в этих организмах роль брома могла бы быть намного более высокой. Более 1600 таких броморганических соединений были идентифицированы к 1999 году. Наиболее распространённым является метилбромид (CH₃Br), около 56 000 тонн которого синтезируется за год морскими водорослями. Эфирное масло гавайской водоросли Asparagopsis taxiformis состоит из 80 % бромоформа. Большинство таких броморганических соединений в море синтезируется водорослями под действием уникального фермента, ванадийбромпероксидазы.

Соединение — бром

Соединения брома с кислородом очень неустойчивы и получаются с трудом. Известны: ВгяОя, образующийся в результате действия озона на бром при 80, ВгО2, получающийся при взаимодействии брома с кислородом в тлеющем разряде, и Вг2О, возникающий в небольших количествах при взаимодействии сухой окиси ртути с бромом.
 

Винарные соединения брома ( I) и иода ( I), кроме Вг2О, образуются при непосредственном взаимодействии простых веществ.
 

Бинарые соединения брома ( I) и иода ( I) являются кислотными соединениями.
 

Предпочтительным соединением брома является бромистый водород, так как введение ионов других металлов ( калия, натрия) способствует при указанных температурах окислению растворителя — уксусной кислоты.
 

Существуют соединения брома с валентностью I, но они крайне нестабильны.
 

В остаточные соединения брома может быть также внедрено некоторое количество иода.
 

В присутствии соединений брома CS2 окрасился бы в желтый ( до красно-желтого) цвет.
 

В воде соединения брома являются гораздо более сильными окислителями, чем аналогичные соединения хлора, но последние представляют собой более активные галогенирующие агенты. Аномальное поведение, когда соединения брома неожиданно дают более высокие скорости окисления, показывает, что на скорость окисления сильнее влияют такие факторы, как механизмы реакций, сила связей и стерические препятствия, чем окислительные потенциалы.
 

В медицине соединения брома ( NaBr, KBr) применяются в качестве средства, успокаивающего нервную систему.
 

Процесс промотируется соединениями брома, тогда окисление протекает внутри лабильного комплекса, включающего катализатор, ароматический углеводород, полярный растворитель или продукты его окисления, а также бром. В результате устраняется смолообразование и повышается селективность образования целевых продуктов.
 

Кроме того, соединения брома применяют в химико-фармацевтической промышленности, фотокинопромышленности, в производстве некоторых органических красителей.
 

Учитывая, что соединения брома являются более дорогими, вряд ли ими можно заменять хлюроодержащие присадки.
 

БРОМОВОДОРОД НВг — соединение брома с водородом; бесцветный газ, дымящий на воздухе, образуется при взаимодействии паров брома с водородом при высокой температуре. Применяют ее для получения различных бромидов, как катализатор в органических синтезах, для синтеза органических бромпроизводных.
 

БРОМИДЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ, соединения брома с менее электроотрицат. AgBr, HgBr, CuBr, PbBfa), устойчивы в водных р-рах; многие раств. ВВгз, SiBf4) и многовалентных металлов ( AlBr3, TiBr, ЗпВгд) — легкоплавкие летучке в-ва с молекулярной кристаллич.
 

БРОМИДЫ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ, соединения брома с менее электроотрицат. AgBr, HgBr, CuBr, PbBr2), устойчивы в водных р-рах; многие раств.
 

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. — Бином. Лаборатория знаний, 2008. — Т. 2. — 666 с.
• Неорганическая химия. В 3 т. / Под ред. Ю. Д. Третьякова. — М.: Изд. центр «Академия», 2004. — Т. 2. — 368 с. — ISBN 5-7695-1436-1.
• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учеб. для химико-технол. вузов. — 2-е изд., перераб. и доп. — М: Высш. шк., 1988. — 640 с., ил.

Бромиды

HBr

LiBr

BeBr2

BBr3BBrI2BBr2I

CBr4

NBr3NOBrNH4BrNHg2Br

O

F

NaBr

MgBr2

AlBr3

SiBr2Si5Br10Si4Br10Si3Br8Si2Br6Si2H5BrSiI3BrSiI2Br2SiBr2F2SiBr2Cl2SiBr4SiIBr3SiBrF3SiBrCl3SiBr3FSiIBrClFSiBr2ClFSiBr3ClSiH3BrSiH2Br2SiHBr3

PBr3PBr5

S2Br2

Cl

KBrKPb2Br5KCuBr3K2PbBr6KTlBr4

CaBr2

ScBr3

TiBr2TiBr3TiBr4

VBr2VBr3VOBrVOBr2VOBr3

CrBr2CrBr3

MnBr2

FeBr2Fe3Br8FeBr3

CoBr2

NiBr2

CuBrKCuBr3CuBr2

ZnBr2

GaBrGaBr2GaBr3

GeBr2GeBr4GeHBr3GeH3BrGeH2Br2

AsBr3

Se2Br2SeOBr2SeBr4

Br

RbBr

SrBr2

YBr3

ZrBr3ZrBr4

Nb3Br8NbBr3NbBr4NbOBr2NbBr5NbO2BrNbOBr3NbS2Br2

MoBr2MoBr3MoBr4MoO2Br2

Tc

RuBr3

RhBr3

PdBr2

AgBr

CdBr2Cd2As3Br

InBrInBr2InBr3

SnBr2SnI2Br2SnBr2Cl2SnBrCl3SnBr3ClSnBr4

SbBr3Sb4O5Br2

TeBr4

IBrIBr3

CsBr

BaBr2

HfBr2HfBr3HfBr4

TaBr2TaBr3TaBr5

WBr2WBr3WBr4WBr5WBr6WO2Br2WOBr4

ReBr3ReBr4ReBr5ReO2Br2ReOBr4ReO3Br

OsBr3

IrBrIrBr2IrBr3IrBr4

PtBr2PtBr3PtBr4

AuBrAuBr2AuBr3С2H5AuBr2

Hg2Br2Hg(NH2)BrHgIBrHg2(NH)Br2HgBr2

TlBrTlBr3

KPb2Br5PbBr2K2PbBr6

BiBrBiBr2BiBr3BiOBr

PoBr2PoBr4

AtBr

Fr

RaBr2

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

↓

LaBr3

CeBr3

PrBr3PrOBr

NdBr2NdBr3NdOBr

Pm

SmBr2SmBr3

EuBr2EuBr3EuOBrEu3O4Br

GdBr3

Tb

DyBr2DyBr3DyOBr

HoBr3HoOBr

Er

Tm

YbBr2YbBr3

LuBr3LuOBr

AcBr3AcOBr

Th

PaBr4PaBr5PaOBr2

UBr4

NpBr3NpBr4NpOBr2

PuBr3PuOBr

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Acetyl

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

H +

Li +

K +

Na +

NH4 +

Ba 2+

Ca 2+

Mg 2+

Sr 2+

Al 3+

Cr 3+

Fe 2+

Fe 3+

Ni 2+

Co 2+

Mn 2+

Zn 2+

Ag +

Hg 2+

Pb 2+

Sn 2+

Cu 2+

OH —

Р

Р

Р

Р

Р

М

Н

М

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

—

—

Н

Н

Н

F —

Р

М

Р

Р

Р

М

Н

Н

М

М

Н

Н

Н

Р

Р

Р

Р

Р

—

Н

Р

Р

Cl —

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

М

Р

Р

Br —

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Н

М

М

Р

Р

I —

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

?

Р

?

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

М

?

S 2-

М

Р

Р

Р

Р

—

—

—

Н

—

—

Н

—

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

HS —

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

?

?

?

?

?

Н

?

?

?

?

?

?

?

SO3 2-

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Н

М

Н

?

—

Н

?

Н

Н

?

М

М

—

Н

?

?

HSO3 —

Р

?

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

?

?

?

?

?

?

?

?

?

?

?

?

?

SO4 2-

Р

Р

Р

Р

Р

Н

М

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

—

Н

Р

Р

HSO4 —

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

—

?

?

?

?

?

?

?

?

?

?

Н

?

?

NO3 —

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

—

Р

NO2 —

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

?

?

?

?

Р

М

?

?

М

?

?

?

?

PO4 3-

Р

Н

Р

Р

—

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

CO3 2-

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

?

?

Н

?

Н

Н

Н

Н

Н

?

Н

?

Н

CH3COO —

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

—

Р

Р

—

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

—

Р

SiO3 2-

Н

Н

Р

Р

?

Н

Н

Н

Н

?

?

Н

?

?

?

Н

Н

?

?

Н

?

?

Растворимые (>1%)

Нерастворимые ( Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время. Вы можете также связаться с преподавателем напрямую: 8(906)72 3-11-5 2 Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса » » на другом сайте. Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши. Если вы считаете, что результат запроса » » содержит ошибку, нажмите на кнопку «Отправить». Этим вы поможете сделать сайт лучше. К сожалению, регистрация на сайте пока недоступна. На сайте есть сноски двух типов: Подсказки — помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего. Дополнительная информация — такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения. Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

Литература[править | править код]

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. — Бином. Лаборатория знаний, 2008. — Т. 2. — 666 с.
• Неорганическая химия. В 3 т. / Под ред. Ю. Д. Третьякова. — М.: Изд. центр «Академия», 2004. — Т. 2. — 368 с. — ISBN 5-7695-1436-1.
• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учеб. для химико-технол. вузов. — 2-е изд., перераб. и доп. — М: Высш. шк., 1988. — 640 с., ил.

Бромиды

HBr

LiBr

BeBr2

BBr3BBrI2BBr2I

CBr4

NBr3NOBrNH4BrNHg2Br

O

F

NaBr

MgBr2

AlBr3

SiBr2Si5Br10Si4Br10Si3Br8Si2Br6Si2H5BrSiI3BrSiI2Br2SiBr2F2SiBr2Cl2SiBr4SiIBr3SiBrF3SiBrCl3SiBr3FSiIBrClFSiBr2ClFSiBr3ClSiH3BrSiH2Br2SiHBr3

PBr3PBr5

S2Br2

Cl

KBrKPb2Br5KCuBr3K2PbBr6KTlBr4

CaBr2

ScBr3

TiBr2TiBr3TiBr4

VBr2VBr3VOBrVOBr2VOBr3

CrBr2CrBr3

MnBr2

FeBr2Fe3Br8FeBr3

CoBr2

NiBr2

CuBrKCuBr3CuBr2

ZnBr2

GaBrGaBr2GaBr3

GeBr2GeBr4GeHBr3GeH3BrGeH2Br2

AsBr3

Se2Br2SeOBr2SeBr4

Br

RbBr

SrBr2

YBr3

ZrBr3ZrBr4

Nb3Br8NbBr3NbBr4NbOBr2NbBr5NbO2BrNbOBr3NbS2Br2

MoBr2MoBr3MoBr4MoO2Br2

Tc

RuBr3

RhBr3

PdBr2

AgBr

CdBr2Cd2As3Br

InBrInBr2InBr3

SnBr2SnI2Br2SnBr2Cl2SnBrCl3SnBr3ClSnBr4

SbBr3Sb4O5Br2

TeBr4

IBrIBr3

CsBr

BaBr2

HfBr2HfBr3HfBr4

TaBr2TaBr3TaBr5

WBr2WBr3WBr4WBr5WBr6WO2Br2WOBr4

ReBr3ReBr4ReBr5ReO2Br2ReOBr4ReO3Br

OsBr3

IrBrIrBr2IrBr3IrBr4

PtBr2PtBr3PtBr4

AuBrAuBr2AuBr3С2H5AuBr2

Hg2Br2Hg(NH2)BrHgIBrHg2(NH)Br2HgBr2

TlBrTlBr3

KPb2Br5PbBr2K2PbBr6

BiBrBiBr2BiBr3BiOBr

PoBr2PoBr4

AtBr

Fr

RaBr2

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

↓

LaBr3

CeBr3

PrBr3PrOBr

NdBr2NdBr3NdOBr

Pm

SmBr2SmBr3

EuBr2EuBr3EuOBrEu3O4Br

GdBr3

Tb

DyBr2DyBr3DyOBr

HoBr3HoOBr

Er

Tm

YbBr2YbBr3

LuBr3LuOBr

AcBr3AcOBr

Th

PaBr4PaBr5PaOBr2

UBr4

NpBr3NpBr4NpOBr2

PuBr3PuOBr

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Бромоводородная кислота

Бромоводородная кислота

Бромоводород
Общие
Систематическое наименование	бромоводород
Химическая формула	HBr
Отн. молек. масса	80,91 а. е. м.
Молярная масса	80,91 г/моль
Физические свойства
Плотность вещества	3.307 г/л, газ (25°C) г/см³
Состояние (ст. усл.)	бесцветный газ
Термические свойства
Температура плавления	–86.80 °C
Температура кипения	–66.38 °C
Критическая точка	51,4 °C
Энтальпия (ст. усл.)	-34,1 кДж/моль
Химические свойства
pKa	≈ –9
Растворимость в воде	193 (20°C) г/100 мл
Классификация
номер CAS

Бромоводород НВr — соединение брома с водородом. Бесцветный газ, сильно дымит на воздухе. Образуется при взаимодействии паров брома с водородом при высокой температуре.

Хорошо растворим в воде, при растворении протекают следующие процессы:

В лаборатории обычно получают гидролизом бромида фосфора:

Применяют для приготовления бромидов, синтеза различных органических бромпроизводных.

При растворении в воде образуется сильная одноосновная бромоводородная кислота.

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое «Бромоводородная кислота» в других словарях:

бромоводородная кислота — (HBr) [http://slovarionline.ru/anglo russkiy slovar neftegazovoy promyishlennosti/] Тематики нефтегазовая промышленность EN hydrogen bromide … Справочник технического переводчика

бромоводородная кислота — (бромистоводородная кислота), раствор бромоводорода в воде, одна из самых сильных кислот (сильнее, чем соляная кислота). Чистая бромоводородная кислота бесцветная, на воздухе буреет (медленно окисляется, выделяя бром). Сильный восстановитель.… … Энциклопедический словарь

БРОМОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА — (бромистово дородная кислота), р р бромоводорода в воде, одна из самых сильных к т (сильнее, чем соляная кислота). Чистая Б. к. бесцветная, на воздухе буреет (медленно окисляется, выделяя бром). Сильный восстановитель. Соли Б. к. бромиды. Б. к.… … Естествознание. Энциклопедический словарь

Кислота — У этого термина существуют и другие значения, см. Кислота (значения) … Википедия

бромистоводородная кислота — то же, что бромоводородная кислота … Энциклопедический словарь

БРОМИСТОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА — то же,что бромоводородная кислота … Естествознание. Энциклопедический словарь

Кислоты и ангидриды — Служебный список статей, созданный для координации работ по развитию темы. Данное предупреждение не устанавл … Википедия

Кислоты и ангидриды — КИСЛОТЫ И АНГИДРИДЫ. Кислоты класс химических соединений характеризующихся диссоциацией в водном растворе с образованием гидратированных ионов H+. Ангидриды химические соединения, производные органических и неорганических кислот, образующиеся при … Российская энциклопедия по охране труда

Кислоты — У этого термина существуют и другие значения: Кислота (наркотик) Кислоты один из основных классов химических соединений. Они получили своё название из за кислого вкуса большинства кислот, таких, как азотная или серная. По определению кислота … … Википедия

Физические свойства:

Бром — единственный неметалл, жидкий при комнатной температуре. Простое вещество представляет собой тяжелую красно-бурую жидкость с неприятным запахом (плотность при 20°C — 3,1 г/см 3 , температура кипения +59,82°C), пары брома имеют желто-бурый цвет. При температуре -7,25°C бром затвердевает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. В воде бром растворим лучше других галогенов (3,58 г/100 г Н₂О при 20°С) — «бромная вода». Значительно лучше растворим бром в органических растворителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов.

Химические свойства

В свободном виде существует в виде двухатомных молекул Br₂. Заметная диссоциация молекул на атомы наблюдается при температуре 800 °C и быстро возрастает при дальнейшем росте температуры. Диаметр молекулы Br₂ равен 0,323 нм, межъядерное расстояние в этой молекуле — 0,228 нм.

Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г на 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной и неустойчивой бромноватистой кислот:

Br2+H2O→HBr+HBrO{\displaystyle {\mathsf {Br_{2}+H_{2}O\rightarrow HBr+HBrO}}}

С большинством органических растворителей бром смешивается во всех отношениях, при этом часто происходит бромирование молекул органических растворителей.

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:

Br2+2KI→I2↓+2KBr{\displaystyle {\mathsf {Br_{2}+2KI\rightarrow I_{2}\downarrow +2KBr}}}

Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:

Cl2+2KBr→Br2+2KCl{\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2KBr\rightarrow Br_{2}+2KCl}}}

При реакции брома с серой образуется S₂Br₂, при реакции брома с фосфором — PBr₃ и PBr₅. Бром реагирует также с неметаллами селеном и теллуром.

Реакция брома с водородом протекает при нагревании и приводит к образованию бромоводорода HBr. Раствор HBr в воде — это бромоводородная кислота, по силе близкая к соляной кислоте HCl. Соли бромоводородной кислоты — бромиды (NaBr, MgBr₂, AlBr₃ и др.). Качественная реакция на присутствие бромид-ионов в растворе — образование с ионами Ag+ светло-желтого осадка бромида серебра AgBr, практически нерастворимого в воде.

С кислородом и азотом бром непосредственно не реагирует. Бром образует большое число различных соединений с остальными галогенами. Например, со фтором бром образует неустойчивые BrF₃ и BrF₅, с иодом — IBr. При взаимодействии со многими металлами бром образует бромиды, например, AlBr₃, CuBr₂, MgBr₂ и др. Устойчивы к действию брома тантал и платина, в меньшей степени — серебро, титан и свинец.

Жидкий бром легко взаимодействует с золотом, образуя трибромид золота AuBr₃:

2Au+3Br2→2AuBr3{\displaystyle {\mathsf {2Au+3Br_{2}\rightarrow 2AuBr_{3}}}}

Бром — сильный окислитель, он окисляет сульфит-ион до сульфата, нитрит-ион — до нитрата и т. д.

При взаимодействии с органическими соединениями, содержащими двойную связь, бром присоединяется, давая соответствующие дибромпроизводные:

C2H4+Br2→C2H4Br2{\displaystyle {\mathsf {C_{2}H_{4}+Br_{2}\rightarrow C_{2}H_{4}Br_{2}}}}

Присоединяется бром и к органическим молекулам, в составе которых есть тройная связь. Обесцвечивание бромной воды при пропускании через неё газа или добавлении к ней жидкости свидетельствует о том, что в газе или в жидкости присутствует непредельное соединение.

При нагревании в присутствии катализатора бром реагирует с бензолом с образованием бромбензола C₆H₅Br (реакция замещения).

При взаимодействии брома с растворами щелочей и с растворами карбонатов натрия или калия образуются соответствующие бромиды и броматы, например:

3Br2+3Na2CO3→5NaBr+NaBrO3+3CO2{\displaystyle {\mathsf {3Br_{2}+3Na_{2}CO_{3}\rightarrow 5NaBr+NaBrO_{3}+3CO_{2}}}}

Реагирует с родановодородом

HSCN+Br2→BrCN+HBr+S↓{\displaystyle {\mathsf {HSCN+Br_{2}\rightarrow BrCN+HBr+S\downarrow }}}

Бромсодержащие кислоты

Помимо бескислородной бромоводородной кислоты HBr, бром образует ряд кислородных кислот: бромную HBrO₄, бромноватую HBrO₃, бромистую HBrO₂, бромноватистую HBrO.