Бромоводород

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).

По реакции, указанной ниже, целесообразно посыпать проливы брома карбонатом натрия:

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

либо влажной пищевой содой:

6NaHCO3+3Br2→5NaBr+NaBrO3+6CO2↑+3H2O{\displaystyle {\mathsf {6NaHCO_{3}+3Br_{2}\rightarrow 5NaBr+NaBrO_{3}+6CO_{2}\uparrow +3H_{2}O}}}

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[источник не указан 980 дней]. Лучше всего[источник не указан 980 дней] 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 % тиосульфат натрия) используется для смачивания ватно-марлевых повязок, которые помогают защитить органы дыхания от паров брома.

синтез

Газообразный бромистый водород может быть изготовлен в лаборатории путем бромирования тетралина (1,2,3,4-тетрагидронафталина). Недостатком является то, что половина брома теряется. Выход составляет приблизительно 94%, или, что то же самое, 47% брома заканчивается как HBr..

С₁₀H₁₂ + 4 руб.₂ → C₁₀H₈бром₄ + 4 HBr

Газообразный бромистый водород также может быть синтезирован в лаборатории реакцией концентрированной серной кислоты на бромид натрия.

NaBr (s) + H₂SW₄ → HBr (г) + NaHSO₄

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

2 HBr + H₂SW₄ → Br₂ + SW₂ + 2 ч₂О

Бромистый водород можно получить в лаборатории путем реакции между очищенным газообразным водородом и бромом. Это катализируется платиновым асбестом и проводится в кварцевой трубке при 250 ° C..

бром₂ + H₂ → 2 HBr

Мелкомасштабный безводный бромистый водород также может быть получен путем термолиза трифенилфосфонийбромида в кипящем с обратным холодильником ксилоле..

HBr может быть получен методом красного фосфора. Сначала в водный реактор добавляют красный фосфор, а затем медленно перемешивают бром и реакцию бромистоводородной кислоты и фосфористой кислоты путем осаждения, фильтрации и полученной дистилляции будет бромистоводородная кислота..

P₄+6 руб.₂+12 ч₂O → 12 HBr + 4 H₃ПО₃

Бромистый водород, полученный вышеуказанными способами, может быть загрязнен Br₂, который можно удалить, пропуская газ через раствор фенола в тетрахлорметане или другом подходящем растворителе при комнатной температуре, получая 2,4,6-трибромфенол и, таким образом, генерируя больше HBr.

Этот процесс также может быть осуществлен через медную крошку или медную марлю при высокой температуре (Водород: бромистый водород, 1993-2016).

Структура бромистоводородной кислоты

На изображении показана структура H-Br, свойства и характеристики которого, даже газа, тесно связаны с его водными растворами. Вот почему наступает момент, когда вы вступаете в заблуждение относительно того, на какое из двух соединений намекают: HBr или HBr (ac).

Структура HBr (ac) отличается от структуры HBr, потому что теперь молекулы воды сольватируют эту двухатомную молекулу. Когда это достаточно близко, H передается+ к молекуле Н₂Или как указано в следующем химическом уравнении:

HBr + H₂O => Br— + H₃О+

Таким образом, структура бромистоводородной кислоты состоит из ионов Br— и H₃О+ взаимодействуя электростатически. Теперь это немного отличается от ковалентной связи H-Br.

Его большая кислотность обусловлена громоздким анионом Br- едва может взаимодействовать с Н₃О+, не может помешать ему передать H+ к другому окружающему химическому виду.

кислотность

Например, Cl- и F- хотя они не образуют ковалентные связи с Н₃О+, они могут взаимодействовать через другие межмолекулярные силы, такие как водородные мостики (которые только F- умеет их принимать). Водородные мостики F—Н-ОН₂+ «Мешают» пожертвованию Н+.

Именно по этой причине плавиковая кислота HF является более слабой кислотой в воде чем бромистоводородная кислота; так как, ионные взаимодействия Br- H₃О+ не беспокоить передачи Н+.

Однако, хотя вода присутствует в HBr (ac), ее поведение в конце описания аналогично поведению молекулы H-Br; то есть H+ Переводится из HBr или Br-H₃О+.

Физические и химические свойства

Бромистый водород — это бесцветный газ при комнатной температуре с кислым раздражающим запахом. Соединение стабильно, но постепенно темнеет при воздействии воздуха или света, как показано на Рисунке 2 (Национальный центр биотехнологической информации, Сан-Франциско).

Рисунок 2: внешний вид бромистого водорода.

Он имеет молекулярную массу 80,91 г / моль и плотность 3,307 г / л, что делает его тяжелее воздуха. Газ конденсируется, образуя бесцветную жидкость с температурой кипения -66,73 градуса Цельсия.

По мере охлаждения жидкость затвердевает, образуя белые кристаллы, температура плавления которых составляет -86,82 градуса Цельсия при плотности 2,603 г / мл (Egon Wiberg, 2001). Внешний вид этих кристаллов показан на рисунке 3.

Рисунок 3: внешний вид бромистого водорода.

Расстояние связи между бромом и водородом составляет 1,414 ангстрем, а их энергия диссоциации составляет 362,5 кДж / моль.

Бромистый водород более растворим в воде, чем хлористый водород, и 221 г может быть растворен в 100 мл воды при 0 градусах Цельсия, что эквивалентно объему 612 литров этого газа на каждый литр воды. Он также растворим в спирте и других органических растворителях.

В водном растворе (бромистоводородная кислота) кислотные свойства HBr являются доминирующими (как в случае HF и HCl), а в связи между водородом и галогеном она слабее в случае бромистого водорода, чем в хлористый водород.

Следовательно, если хлор пропускать через бромистый водород, наблюдается образование коричневых паров, характерных для молекулярного брома. Реакция, объясняющая это, следующая:

2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2

Это свидетельствует о том, что бромистый водород является более сильным восстановителем, чем хлористый водород, и что хлористый водород является лучшим окислителем.

Бромистый водород — сильная безводная кислота (без воды). Быстро и экзотермически реагирует с основаниями всех типов (включая амины и амиды).

Реагирует экзотермически с карбонатами (включая известняк и строительные материалы, содержащие известняк) и гидрокарбонатами с образованием диоксида углерода.

Реагирует с сульфидами, карбидами, боридами и фосфидами с образованием легковоспламеняющихся или токсичных газов.

Реагирует со многими металлами (включая алюминий, цинк, кальций, магний, железо, олово и все щелочные металлы) с образованием легковоспламеняющегося газообразного водорода.

Яростно ответьте:

уксусный ангидрид
2-аминоэтанол
гидроксид аммония
фосфид кальция
хлорсульфоновая кислота
1,1-дифторэтилен
этилендиамин
полиэтиленимина
дымящая серная кислота
хлорная кислота
б-propriolactone
ОКСИД пропилена
перхлорат серебра
Фосфид урана (IV)
винилацетат
карбид кальция
карбид рубидия
ацетилид цезия
ацетилид рубидия
борид магния
сульфат ртути (II)
фосфид кальция
карбид кальция (Chemical Datasheet, 2016).

Водородный показатель

При проведении диссоциирующих реакций важно правильно определить уровень кислотности воды. Для его количественного выражения применяется величина pH, называющаяся силой, весом или потенциалом водорода

Она позволяет измерить активность ионов водорода. Если уровень pH превышает 7, то у вещества присутствуют кислотные свойства, если же этот показатель меньше 7, то свойства являются основными.

Способы определения

Результаты химических реакций, в которых участвует любое вещество, напрямую зависят от уровня его кислотности. А потому химики всегда измеряют этот показатель.

Существует несколько методов определения pH:

Буферный раствор

Буферным раствором называется вещество, отличающееся наличием постоянной концентрации ионов водорода.

При добавлении сильной кислоты или такого же основания в небольших дозах эти растворы сохраняют изначальный уровень кислотности.

Для приготовления такой смеси нужно смешать слабое кислое вещество или основание с соответствующей солью.

При изготовлении буферного раствора необходимо учитывать следующие факторы:

Реакционная способность и опасности

Бромистый водород классифицируется как едкое и раздражающее соединение. Это чрезвычайно опасно при попадании на кожу (раздражающее и разъедающее) и в глаза (раздражающее), а также при проглатывании и вдыхании (раздражение легких).

Состав хранится в баллонах со сжиженным газом под давлением. Продолжительное воздействие огня или сильной жары может привести к сильному разрыву контейнера под давлением, который может высвободиться с выделением раздражающих токсичных паров.

Продолжительное воздействие низких концентраций или кратковременное воздействие высоких концентраций может привести к неблагоприятным последствиям для здоровья из-за вдыхания.

Термическое разложение безводного бромистого водорода дает токсичные газы брома. Он может стать легковоспламеняющимся, если реагирует с выделением водорода. При контакте с цианидом выделяет токсичные газы цианистого водорода.

Вдыхание вызывает сильное раздражение носа и верхних дыхательных путей, что может вызвать повреждение легких.

Проглатывание вызывает ожоги во рту и желудке. Попадание в глаза вызывает сильное раздражение и ожоги. Попадание на кожу вызывает раздражение и ожоги.

Если это химическое вещество в растворе попало в глаза, их следует немедленно промыть большим количеством воды, иногда приподнимая нижнее и верхнее веко.

Контактные линзы нельзя носить при работе с этим химическим веществом. Если ткань глаза замерзла, немедленно обратитесь за медицинской помощью.

Если ткань не замерзла, немедленно и тщательно промойте глаза большим количеством воды в течение не менее 15 минут, периодически приподнимая нижнее и верхнее веко.

Если раздражение, боль, отек или слезотечение не проходят, как можно скорее обратитесь за медицинской помощью.

Если это химическое вещество в растворе попадает на кожу и не вызывает обморожения, немедленно промойте загрязненную кожу водой.

При попадании этого химического вещества на одежду немедленно снимите одежду и промойте кожу водой.

В случае обморожения немедленно обратитесь за медицинской помощью. Не трите пораженные участки и не смывайте водой. Чтобы предотвратить дальнейшее повреждение ткани, не пытайтесь снимать замерзшую одежду с морозных участков.

При вдыхании большого количества этого химического вещества пострадавшего следует немедленно вывести на свежий воздух. Если дыхание остановилось, выполните реанимацию «рот в рот». Пострадавшего следует держать в тепле и покое и как можно скорее обратиться за медицинской помощью.

Если это химическое вещество в растворе было проглочено, немедленно обратитесь за медицинской помощью.

Бромоводородная кислота

Общие
Бромоводород


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
pK_a	≈ –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

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.

приложений

Приготовление бромидов

Бромидные соли могут быть получены, если HBr (ac) реагирует с гидроксидом металла. Например, производство бромида кальция считается:

Ca (OH)₂ + 2HBr => CaBr₂ + H₂О

Другой пример для бромида натрия:

NaOH + HBr => NaBr + H₂О

Таким образом, многие из неорганических бромидов могут быть получены.

Синтез алкилгалогенидов

А как насчет органических бромидов? Это броморганические соединения: RBr или ArBr.

Обезвоживание спиртов

Сырьем для их получения могут быть спирты. При протонировании кислотностью HBr они образуют воду, которая является хорошей исходящей группой, и вместо этого включается объемный атом Br, который становится ковалентно связанным с углеродом:

ROH + HBr => RBr + H₂О

Эту дегидратацию проводят при температуре выше 100 ° C, чтобы облегчить разрыв связи R-OH₂+.

Добавление к алкенам и алкинам

Молекула HBr может быть добавлена из ее водного раствора к двойной или тройной связи алкена или алкина:

R₂C = CR₂ + HBr => RHC-CRBr

RC≡CR + HBr => RHC = CRBr

Можно получить несколько продуктов, но в простых условиях продукт сначала образуется там, где бром связан с вторичным, третичным или четвертичным углеродом (правило Марковникова)..

Эти галогениды вмешиваются в синтез других органических соединений, и диапазон их применения очень широк. Кроме того, некоторые из них могут даже использоваться в синтезе или разработке новых лекарств..

Эфирный кливаж

Из простых эфиров можно получить два алкилгалогенида одновременно, каждый из которых несет одну из двух боковых цепей R или R ‘исходного эфира R-O-R’. Случается что-то похожее на обезвоживание спиртов, но механизм его реакции другой.

Реакция может быть схематизирована с помощью следующего химического уравнения:

ROR ‘+ 2HBr => RBr + R’Br

И вода тоже выделяется.

Его кислотность такова, что он может быть использован в качестве эффективного кислотного катализатора. Вместо добавления аниона Br- к молекулярной структуре, открывает путь для другой молекулы, чтобы сделать это.

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?

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

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

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

NaBr

MgBr₂

AlBr₃

SiBr₂Si₅Br₁₀Si₄Br₁₀Si₃Br₈Si₂Br₆Si₂H₅BrSiI₃BrSiI₂Br₂SiBr₂F₂SiBr₂Cl₂SiBr₄SiIBr₃SiBrF₃SiBrCl₃SiBr₃FSiIBrClFSiBr₂ClFSiBr₃ClSiH₃BrSiH₂Br₂SiHBr₃

PBr₃PBr₅

S₂Br₂

KBrKPb₂Br₅KCuBr₃K₂PbBr₆KTlBr₄

CaBr₂

ScBr₃

TiBr₂TiBr₃TiBr₄

VBr₂VBr₃VOBrVOBr₂VOBr₃

CrBr₂CrBr₃

MnBr₂

FeBr₂Fe₃Br₈FeBr₃

CoBr₂

NiBr₂

CuBrKCuBr₃CuBr₂

ZnBr₂

GaBrGaBr₂GaBr₃

GeBr₂GeBr₄GeHBr₃GeH₃BrGeH₂Br₂

AsBr₃

Se₂Br₂SeOBr₂SeBr₄

RbBr

SrBr₂

YBr₃

ZrBr₃ZrBr₄

Nb₃Br₈NbBr₃NbBr₄NbOBr₂NbBr₅NbO₂BrNbOBr₃NbS₂Br₂

MoBr₂MoBr₃MoBr₄MoO₂Br₂

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

RaBr₂

↓

LaBr₃

CeBr₃

PrBr₃PrOBr

NdBr₂NdBr₃NdOBr

SmBr₂SmBr₃

EuBr₂EuBr₃EuOBrEu₃O₄Br

GdBr₃

DyBr₂DyBr₃DyOBr

HoBr₃HoOBr

YbBr₂YbBr₃

LuBr₃LuOBr

AcBr₃AcOBr

PaBr₄PaBr₅PaOBr₂

UBr₄

NpBr₃NpBr₄NpOBr₂

PuBr₃PuOBr

Получение

В промышленности бромоводород получают непосредственным взаимодействием простых веществ:

H2+Br2→200−400oC,Pt2HBr{\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Br_{2}{\xrightarrow {200-400^{o}C,Pt}}2HBr}}}

Также бромистый водород получается как побочный продукт при синтезе бромпроизводных органических соединений

В лаборатории получают гидролизом трибромида или пентабромида фосфора:

PBr3+3H2O⟶H3PO3+3HBr{\displaystyle {\mathsf {PBr_{3}+3H_{2}O\longrightarrow H_{3}PO_{3}+3HBr}}}

PBr5+4H2O⟶H3PO4+5HBr{\displaystyle {\mathsf {PBr_{5}+4H_{2}O\longrightarrow H_{3}PO_{4}+5HBr}}}

Восстановление брома несколькими способами:

3Br2+S+4H2O→100−150oCH2SO4+6HBr{\displaystyle {\mathsf {3Br_{2}+S+4H_{2}O{\xrightarrow {100-150^{o}C}}H_{2}SO_{4}+6HBr}}}

Br2+KNO2+H2O→ KNO3+2HBr{\displaystyle {\mathsf {Br_{2}+KNO_{2}+H_{2}O{\xrightarrow {\ }}KNO_{3}+2HBr}}}

Вытеснение из бромидов щелочных металлов разбавленной кислотой:

KBr+H2SO4→H2OKHSO4+HBr↑{\displaystyle {\mathsf {KBr+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {H_{2}O}}KHSO_{4}+HBr\uparrow }}}