Teplota topenia brómu. Uvoľnený bróm sa oddelí extrakciou nepolárnymi rozpúšťadlami alebo destiláciou vodnou parou. Kde sa bróm používa v ľudskom živote?

DEFINÍCIA

bróm- chemický prvok nachádzajúci sa vo štvrtej perióde v skupine VIIA periodickej tabuľky D.I. Mendelejev.

Atómové číslo je 35. Štruktúra atómu je znázornená na obr. 1. Nekov z rodiny p.

Ryža. 1. Schéma štruktúry atómu brómu.

Za normálnych podmienok je bróm červenohnedá kvapalina so silným nepríjemným zápachom. Jedovatý. Hustota 3,19 g/cm3 (pri to = 0 °C). Pri vare (t 0 = 58,6 o C) prechádza bróm z kvapalného skupenstva do plynného - tvorí hnedohnedú paru.

Relatívna atómová hmotnosť atómového brómu je 79,904 amu. Jeho relatívna molekulová hmotnosť bude 79,904 a jeho molárna hmotnosť:

M(Br2) = Mr (Br2) x 1 mol = 79,904 g/mol.

Je známe, že molekula brómu je dvojatómová - Br 2, potom sa relatívna atómová hmotnosť molekuly brómu bude rovnať:

Ar (Br 2) = 79,904 × 2 = 159,808 amu

Relatívna molekulová hmotnosť molekuly brómu bude 159,808 a molárna hmotnosť bude:

M(Br2) = Mr (Br2) x 1 mol = 159,808 g/mol alebo jednoducho 160 g/mol.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Cvičenie

Napíšte reakčné rovnice podľa schémy transformácie: Br2 → NaBr → Br2 → HBr → KBr → AgBr.

Odpoveď

Aby sa z brómovej vody získal bromid sodný, je potrebné ju ošetriť zriedeným roztokom hydroxidu sodného. Reakcia prebieha pri teplote 0 - 5 °C. Dulute Br2 + 2NaBr = NaBr + NaBrO + H20. Bróm je možné získať z bromidu sodného, ​​ak sa k soli pridá zriedená kyselina sírová (10-50%) (v pevnom stave agregátu): 2NaBr + H2S04 (zriedený) = Na2S04 + 2HBr. Na získanie bromovodíka z brómovej vody sa do reakčnej zmesi musí pridať vodík: Br2 + H2 = 2HBr. Bromid draselný sa tvorí v dôsledku interakcie zriedených roztokov bromovodíka a hydroxidu draselného: HBr zriedená + KOH zriedená = KBr + H20. Žltá zrazenina - bromid strieborný - sa môže získať spracovaním dusičnanu strieborného s roztokom bromidu draselného: KBr + AgN03 = AgBr↓ + KNO3.

Bróm je reaktívny nekov patriaci do skupiny halogénov, čo sú energetické oxidačné činidlá. Aktívne sa používa v rôznych oblastiach vrátane medicíny, priemyslu a výroby zbraní. Chemické vlastnosti brómu sú početné a stojí za to o nich teraz stručne hovoriť.

všeobecné charakteristiky

Za normálnych podmienok je táto látka červenohnedá kvapalina. Je žieravý, ťažký a má nepríjemný zápach, ktorý trochu pripomína jód. Kvapalina je jedovatá, ale o toxických vlastnostiach chemického prvku bróm sa bude diskutovať o niečo neskôr. Všeobecné charakteristiky možno identifikovať v nasledujúcom zozname:

• Atómová hmotnosť je 79,901 ... 79,907 g/mol.
• Elektronegativita je 2,96 na Paulingovej stupnici.
• Potenciál elektródy je nulový.
• Celkovo existuje šesť oxidačných stavov - 0, -1, +1, +3, +5 a +7.
• Ionizačná energia je 1142,0 (11,84) kJ/mol.
• Hustota je 3,102 (25 °C) g/cm³ za normálnych podmienok.
• Teploty varu a topenia sú 58,6 °C a -7,25 °C.
• Merné teplo vyparovania a topenia je 29,56 a 10,57 kJ/mol.
• Molárna tepelná kapacita a objemové ukazovatele sú 75,69 J/(K.mol) a 23,5 cm³/mol.

Je zaujímavé, že názov tohto prvku je preložený zo starovekej gréčtiny ako „smrad“. A každý, kto vie, ako vonia roztoky brómu, rozumie, o čom hovoríme. Naozaj nemá príjemnú vôňu.

Základné chemické vlastnosti

Táto látka existuje vo forme 2-atómových molekúl Br2. Ak sa teplota zvýši na 800 °C, prejaví sa ich disociácia na atómy. Čím vyššie stupne, tým intenzívnejší bude tento proces.

Medzi hlavné chemické vlastnosti brómu patrí jeho schopnosť rozpúšťať sa vo vode. To je, samozrejme, typické pre všetky halogény, ale lepšie ako ostatné interaguje s H2O.Rozpustnosť je 3,58 gramu na 100 mililitrov vody pri teplote 20 °C.

Výsledný roztok z tejto reakcie sa nazýva brómová voda. Má množstvo špecifických vlastností.

Brómová voda

Na svetle postupne uvoľňuje kyslík. K tomu dochádza v dôsledku skutočnosti, že kyselina bromná, ktorá je súčasťou tohto roztoku, sa začína rozkladať. Kvapalina má mimochodom charakteristickú žlto-oranžovú farbu.

Na uskutočnenie reakcie sa používa brómová voda, ktorá vo forme vzorca vyzerá takto: Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO. Ako vidíte, v dôsledku toho vznikajú látky, ako sú kyseliny bromovodíkové a nestabilné kyseliny brómovodíkové.

Roztok je veľmi silné oxidačné činidlo. Brómová voda môže napadnúť kovy ako nikel, kobalt, železo, mangán a chróm. Používa sa aj pri chemickej syntéze niektorých liečiv organického pôvodu a pri analýzach. Brómová voda sa používa aj pri identifikácii alkénov. Keď s nimi reaguje, sfarbí sa. Mimochodom, zvláštnosťou brómovej vody je, že nezamŕza ani pri -20 °C.

A zvyčajne sa pripravuje takto: pridajte bróm v množstve 1 ml do 250 mililitrov destilovanej vody za intenzívneho miešania zložiek. Proces sa vykonáva v digestore. Roztok uchovávajte v nádobe z tmavého skla.

Iné reakcie brómu

Je dôležité poznamenať, že tento aktívny nekov je vo všetkých ohľadoch miešateľný s väčšinou organických rozpúšťadiel. Najčastejšie sa v dôsledku tohto procesu ich molekuly brómujú.

Z hľadiska svojej chemickej aktivity je tento prvok medzi chlórom a jódom. S týmito látkami tiež interaguje. Tu je napríklad reakcia s roztokom jodidu, v dôsledku ktorej vzniká voľný jód: Br 2 + 2Kl → I 2 + 2KBr. A keď sú vystavené chlórbromidom, objaví sa voľný bróm: Cl 2 + 2 KBr → Br 2 + 2 KCl.

Príslušný prvok tiež interaguje s mnohými ďalšími látkami vďaka svojim chemickým vlastnostiam. Reakciou brómu so sírou vzniká S2Br2. Pri interakcii s fosforom sa objavujú PBr 3 a PBr 5. Všetko sú to binárne anorganické zlúčeniny. Okrem uvedených prvkov interaguje nekov aj so selénom a telúrom.

S čím však bróm nereaguje priamo, je dusík a kyslík. Ale interaguje s halogénmi. A jeho reakcie s kovmi produkujú bromidy - MgBr 2, CuBr 2, AlBr 3 atď.

A samozrejme, keď hovoríme o fyzikálnych a chemických vlastnostiach brómu, nemožno nespomenúť, že existujú aj látky, ktoré sú odolné voči jeho pôsobeniu. Ide o platinu a tantal a do istej miery aj olovo, titán a striebro.

Dvojité a trojité väzby

Predmetný prvok je tiež schopný interagovať s látkami, pre ktoré sú charakteristické. A keď hovoríme o chemických vlastnostiach brómu, za zváženie stoja aj reakčné rovnice tohto typu. Tu je jeden z nich: C2H4 + Br2 → C2H4BR2. Ide o interakciu s etylénom. Presne sa vyznačuje dvojitou väzbou.

Je zaujímavé, že keď sa bróm zmieša s roztokmi zásad, uhličitanu draselného alebo sodíka, výsledkom je tvorba zodpovedajúcich bromičnanov a bromidov (solí). Tu je rovnica, ktorá to demonštruje: 3Br2 + 3Na2C03 → 5NaBr + NaBr03 + 3C02.

A áno, pri vymenúvaní najdôležitejších chemických vlastností brómu nemožno nespomenúť, že v tekutom stave ľahko interaguje so zlatom. Výsledkom je tvorba tribromidu (AuBr 3). A reakcia vyzerá takto: 2Au + 3Br 2 → 2AuBr 3.

Toxicita

Chemické vlastnosti brómu ho robia nebezpečným pre ľudské telo. Aj keď jeho koncentrácia vo vzduchu presiahne 0,001 % objemu, dochádza k závratom, podráždeniu slizníc, krvácaniu z nosa, niekedy až duseniu a kŕčom dýchacích ciest.

Smrteľná dávka pre ľudí je len 14 mg/kg perorálne. Ak dôjde k otrave brómom, musíte:

• Zavolajte sanitku.
• Preneste postihnutého na čerstvý vzduch.
• Rozopínajte tesné oblečenie.
• Skúste ho upokojiť.
• Ak sa látka dostane na pokožku, opláchnite ju vodou. Potom utrite alkoholom.
• Dajte obeti mlieko s malým množstvom sódy. Neutralizuje účinok brómu.
• Opláchnite žalúdok, ak látka vstúpi do tela cez ústa. Dajte piť vodu, ale v malých dávkach, odporúča sa ponúknuť sorbenty na zníženie stupňa absorpcie.

Bróm je skutočne nebezpečná látka. Dokonca sa používa pri výrobe bojových chemických látok.

Keďže chemické vlastnosti brómu určujú jeho toxicitu, ľudia, ktorí sú nútení s ním prísť do kontaktu, používajú špeciálne rukavice, plynové masky a špeciálne oblečenie.

Hmotu skladujte v hrubostenných sklenených nádobách. Ten sa zase skladuje v nádobách s pieskom. Pomáha chrániť nádobu pred poškodením, ku ktorému môže dôjsť v dôsledku trasenia.

Mimochodom, kvôli veľmi vysokej hustote látky sa fľaše s ňou nedajú vziať za krk. Dá sa ľahko odlepiť. A následky rozliateho toxického brómu, a dokonca aj v takom množstve, sú katastrofálne.

Aplikácia

Na záver pár slov o tom, ako a kde sa bróm používa. Je možné rozlíšiť nasledujúce oblasti a oblasti použitia:

• Chémia. Bróm sa podieľa na organickej syntéze a jeho roztok určuje kvalitu nenasýtených zlúčenín.
• priemysel. S prídavkom brómu sa vyrábajú spomaľovače horenia, ktoré dodávajú ohňovzdornosť materiálom ako textil, drevo a plast. A predtým sa z nej aktívne vyrábal 1,2-dibrómetán, ktorý bol hlavnou zložkou etylovej kvapaliny.
• Fotografia. Ako fotosenzitívna látka sa používa bromid strieborný.
• Raketové palivo. Fluorid brómu je jeho silné oxidačné činidlo.
• Produkcia ropy. V tejto oblasti sa používajú roztoky bromidu.
• Liek. Ako sedatíva sa používajú bromidy draselné a sodné.

Nech je teda táto látka pre ľudský organizmus akokoľvek toxická, v niektorých oblastiach je nenahraditeľná.

Kvapalina je červenohnedej farby, s ostrým, špecifickým zápachom, zle rozpustná vo vode, ale rozpustná v benzéne, chloroforme, sírouhlíku a iných organických rozpúšťadlách. Túto odpoveď možno dať na otázku: „Čo je bróm? Zlúčenina patrí do skupiny najaktívnejších nekovov, ktoré reagujú s mnohými jednoduchými látkami. Je vysoko toxický: vdychovanie jeho pár dráždi dýchacie cesty a kontakt s pokožkou spôsobuje ťažké, dlhotrvajúce popáleniny. V našom článku budeme študovať jeho fyzikálne vlastnosti a tiež zvážime chemické reakcie charakteristické pre bróm.

Hlavnou podskupinou siedmej skupiny je umiestnenie prvku v periodickej tabuľke chemických prvkov. Posledná energetická vrstva atómu obsahuje dva s elektróny a päť p elektrónov. Ako všetky halogény, bróm má významnú elektrónovú afinitu. To znamená, že ľahko priťahuje negatívne častice iných chemických prvkov do svojho elektrónového obalu a stáva sa aniónom. Molekulový vzorec brómu je Br2. Atómy sú navzájom spojené pomocou zdieľaného páru elektrónov, tento typ väzby sa nazýva kovalentná. Je tiež nepolárny, nachádza sa v rovnakej vzdialenosti od atómových jadier. V dôsledku pomerne veľkého polomeru atómu - 1,14 A°, sú oxidačné vlastnosti prvku, jeho elektronegativita a nekovové vlastnosti menšie ako vlastnosti fluóru a chlóru. Teplota varu sa naopak zvyšuje a dosahuje 59,2 °C, relatívna molekulová hmotnosť brómu je 180. Vo voľnom stave sa prvok pre svoju vysokú aktivitu nevyskytuje ako jednoduchá látka. V prírode sa vyskytuje vo viazanom stave vo forme sodných, horečnatých a draselných solí, ktorých obsah je vysoký najmä v morskej vode. Niektoré druhy hnedých a červených rias: sargassum, fucus, batrachospermum, obsahujú veľké množstvo brómu a jódu.

Reakcie s jednoduchými látkami

Prvok je charakterizovaný interakciou s mnohými nekovmi: sírou, fosforom, vodíkom:

Br2 + H2 = 2HBr

Bróm však nereaguje priamo s dusíkom, uhlíkom a kyslíkom. Väčšina kovov sa ľahko oxiduje brómom. Len niektoré z nich sú pasívne voči pôsobeniu halogénu, napríklad olovo, striebro a platina. Reakcie s brómom aktívnejších halogénov, ako je fluór a chlór, prebiehajú rýchlo:

Br2+3F2 = 2 BrF3

Pri poslednej reakcii je oxidačný stav prvku +3, pôsobí ako redukčné činidlo. V priemysle sa bróm vyrába oxidáciou bromovodíka silnejším halogénom, napríklad chlórom. Hlavnými zdrojmi surovín na získanie zlúčeniny sú podzemné vrtné vody, ako aj vysoko koncentrovaný roztok soľných jazier. Halogén môže interagovať s komplexnými látkami z triedy stredných solí. Keď teda brómová voda, ktorá má červenohnedú farbu, pôsobí na roztok siričitanu sodného, ​​pozorujeme zmenu farby roztoku. K tomu dochádza v dôsledku oxidácie strednej soli, siričitanu, brómom na síran sodný. Samotný halogén sa redukuje a mení sa na bromovodík, ktorý nemá žiadnu farbu.

Interakcia s organickými zlúčeninami

Molekuly Br2 sú schopné interagovať nielen s jednoduchými, ale aj so zložitými látkami. Napríklad substitučná reakcia prebieha medzi aromatickým uhľovodíkom benzénom a brómom pri zahrievaní v prítomnosti katalyzátora - bromidu železitého. Končí tvorbou bezfarebnej zlúčeniny, vo vode nerozpustnej, brómbenzénu:

C6H6 + Br2 = C6H5Br + HBr

Jednoduchá látka bróm rozpustená vo vode sa používa ako indikátor na určenie prítomnosti nenasýtených väzieb medzi atómami uhlíka v molekule organických látok. Táto kvalitatívna reakcia sa nachádza v molekulách alkénov alebo alkínov, väzbách pí, od ktorých závisia hlavné chemické reakcie týchto uhľovodíkov. Zlúčenina vstupuje do substitučných reakcií s nasýtenými uhľovodíkmi, čím vznikajú deriváty metánu, etánu a iných alkánov. Známa je reakcia adície brómových častíc, ktorých vzorec je Br2, k nenasýteným látkam s jednou alebo dvoma dvojitými alebo trojitými väzbami v molekulách, ako je napríklad etén, acetylén alebo butadién.

CH2 = CH2 + Br2 = CH2Br - CH2Br

S týmito uhľovodíkmi môže reagovať nielen jednoduchá látka, ale aj jej vodíková zlúčenina HBr.

Vlastnosti interakcie halogénu s fenolom

Organická látka pozostávajúca z benzénového kruhu viazaného na hydroxylovú skupinu je fenol. Jeho molekula ukazuje vzájomný vplyv skupín atómov na seba. Preto v ňom prebiehajú substitučné reakcie s halogénmi oveľa rýchlejšie ako v benzéne. Okrem toho proces nevyžaduje zahrievanie alebo prítomnosť katalyzátora. Okamžite sú tri atómy vodíka v molekule fenolu nahradené radikálmi brómu. Výsledkom reakcie je vznik tribrómfenolu.

Zlúčeniny brómového kyslíka

Pokračujme v štúdiu otázky, čo je bróm. Reakciou halogénu so studenou vodou vzniká kyselina bromná HBrO. Je slabšia ako zlúčenina chlóru v dôsledku zníženia jej oxidačných vlastností. Ďalšia zlúčenina, kyselina brómová, sa môže pripraviť oxidáciou brómovej vody chlórom. Predtým sa v chémii verilo, že bróm nemôže mať zlúčeniny, v ktorých by mohol vykazovať oxidačný stav +7. Oxidáciou bromičnanu draselného sa však získala soľ - bromičnan draselný a z nej zodpovedajúca kyselina - HBrO 4. Halogénové ióny majú redukčné vlastnosti: keď molekuly HBr pôsobia na kovy, tieto sú oxidované katiónmi vodíka. Preto reagujú s kyselinou iba tie kovové prvky, ktoré sú v rade aktivít pred vodíkom. V dôsledku reakcie vznikajú medziprodukty - bromidy a uvoľňuje sa voľný vodík.

Aplikácia zlúčenín brómu

Vysoká oxidačná schopnosť brómu, ktorého hmotnosť je pomerne veľká, sa široko používa v analytickej chémii, ako aj v chémii organickej syntézy. V poľnohospodárstve sa prípravky s obsahom brómu používajú na ničenie buriny a hmyzích škodcov. Spomaľovače horenia sú látky, ktoré zabraňujú samovznieteniu a používajú sa na impregnáciu stavebných materiálov, plastov a tkanín. Medicína už dlho pozná inhibičný účinok solí: bromidu draselného a sodíka na prechod bioelektrických impulzov pozdĺž nervových vlákien. Používajú sa pri liečbe porúch nervového systému: hystéria, neurasténia, epilepsia. Vzhľadom na silnú toxicitu zlúčenín by mal dávkovanie lieku sledovať lekár.

V našom článku sme zistili, čo je bróm a aké fyzikálne a chemické vlastnosti sú preň charakteristické.

O dôsledkoch brómu pre mužov sa často mylne hovorí. Mýtus, že táto látka znižuje libido, sa z neznámych dôvodov neskutočne rozšíril. Povráva sa tiež, že vo väzniciach a v armáde sa mladým ľuďom proti ich vôli podával bróm, aby potlačil mužské libido. To však nemôže byť pravda, keďže, ako už bolo uvedené vyššie, tento prvok nemôže viesť k takýmto dôsledkom.

Zdroje brómu

Je pravidlom, že ľudia jedia bróm každý deň bez toho, aby vôbec vedeli o jeho prítomnosti v konkrétnej potravine. Hoci môže byť jedovatý, v potravinách je len zložkou rôznych zlúčenín, a preto má veľmi slabé toxínové vlastnosti.

Bróm sa nachádza v produktoch nasledujúcich skupín:

• strukoviny,
• orechy,
• morská ryba,
• obilniny,
• morské riasy,
• kamenná soľ,
• cestoviny.

Denná potreba brómu je 3-8 mg.

Nedostatok látky

Nedostatok brómu sa zvyčajne vyvíja v dôsledku nadmerného užívania diuretík. Je nepravdepodobné, že by zlá výživa spôsobila nedostatok, pretože látka je pomerne široko distribuovaná v rôznych skupinách potravín.

Medzi hlavné príznaky nedostatku patria:

• pomalý rast a vývoj,
• problémy so spánkom,
• neurasténia, hystéria,
• rozvoj anémie,
• patológie pohlavných žliaz,
• vysoké riziko potratu,
• nízka kyslosť v žalúdku,
• gastrointestinálne patológie.

Nadmerná ponuka

Napriek dosť vážnym príznakom nie je nedostatok taký zlý ako nadbytok brómu. Tento prvok je sám o sebe toxický. Bróm môže spôsobiť určité škody aj v množstve troch gramov a dávka 35 g môže byť pre človeka smrteľná.

Po prvé, poškodenie postihne lymfatické uzliny. Otrava brómom potom poškodí vaječníky alebo semenníky v závislosti od pohlavia obete. Vďaka svojim upokojujúcim vlastnostiam prvok spôsobí apatiu.

Existujú dva hlavné dôvody, v dôsledku ktorých môžu nastať tieto nepríjemné následky.

Prvým dôvodom sú emisie produkované rôznymi priemyselnými podnikmi.

Druhým dôvodom je nadmerný príjem liekov s brómom, tabletami alebo akýmkoľvek iným typom. Ak sa človek domnieva, že potrebuje viac tejto látky, potom je najlepšie premýšľať o revízii svojho jedálnička a nie o kúpe liekov. Absolvujte kurz „Zdravé stravovanie“, aby ste sa opäť neotrávili úplne zbytočnými liekmi.

Bromizmus sa prejavuje takto:

• vyvíja sa bronchitída a rinitída,
• môže sa vyskytnúť konjunktivitída,
• zhoršený zrak a sluch,
• vzniká apatia
• objavuje sa bromidové akné.

Niekedy sa na ovplyvnenie srdcových patológií a ochorení nervového systému používajú sedatíva. Adonis bróm, ktorého návod na použitie je uvedený nižšie, je len jedným z týchto liekov. S jeho pomocou bojujú s nesprávnym krvným obehom a snažia sa ovplyvniť neurotické ochorenia, ako je nespavosť.

Použitie brómu prebieha takto:

• Nemali by ste užívať viac ako päť tabliet denne.
• Ak je cieľom prevencia, užívajte asi dve tablety denne.
• Ak sa uskutoční liečba, dávka sa zvýši na tri alebo štyri.
• Účinok užívania možno pocítiť asi po 4 hodinách.
• Bróm má tiež kontraindikácie: ak má srdce nesprávnu veľkosť alebo je choré od narodenia, potom sa lieky nemôžu použiť. Bude sa musieť opustiť aj v prípade arytmií a problémov s vedením.

Pri elektroforéze s brómom lekár buď ovplyvňuje osobu elektrickými impulzmi, alebo pridáva do pólov určité liečivé látky.

Bróm je liek podávaný cez katódu, čiže záporný pól. Pridáva sa pri nespavosti, rozvoji hypertenzie a vredov. Týmto spôsobom sa dosiahne upokojujúci a analgetický účinok.

Napíšte svoj názor na tento problém do komentárov a pošlite článok svojim priateľom! Prihláste sa na odber ďalších noviniek blogu, ktoré sa čoskoro objavia.

Budete tiež mať záujem dozvedieť sa o jeho prospešných vlastnostiach.

Zostaň silný!

Artem a Elena Vasyukovich

Atómové číslo	35
Vzhľad jednoduchej látky	červenohnedá kvapalina so silným nepríjemným zápachom
Vlastnosti atómu
Atómová hmotnosť (molárna hmota)	79,904 a. e.m. (g/mol)
Atómový polomer	n/a pm
Ionizačná energia (prvý elektrón)	1142,0 (11,84) kJ/mol (eV)
Elektronická konfigurácia	3d 10 4s 2 4p 5
Chemické vlastnosti
Kovalentný polomer	114 hod
Polomer iónov	(+5e)47 (-1e)196 pm
Elektronegativita (podľa Paulinga)	2,96
Elektródový potenciál	0
Oxidačné stavy	7, 5, 3, 1, -1
Termodynamické vlastnosti jednoduchej látky
Hustota	3,12 g/cm³
Molárna tepelná kapacita	75,69 J/(K mol)
Tepelná vodivosť	0,005 W/(m K)
Teplota topenia	265,9 tis
Teplo topenia	(Br-Br) 10,57 kJ/mol
Teplota varu	331,9 tis
Výparné teplo	(Br-Br) 29,56 kJ/mol
Molárny objem	23,5 cm³/mol
Kryštálová mriežka jednoduchej látky
Mriežková štruktúra	ortorombický
Parametre mriežky	a=6,67 b=4,48 c=8,72 Á
pomer c/a	—
Debyeho teplota	n/a K

Br	35
79,904
3d 10 4s 2 4p 5

- prvok hlavnej podskupiny siedmej skupiny štvrtej periódy periodickej sústavy chemických prvkov D.I.Mendelejeva, atómové číslo 35. Označuje sa symbolom Br (lat. Bromum). Chemicky aktívny nekov patrí do skupiny halogénov. Jednoduchá látka bróm (číslo CAS: 7726-95-6) je za normálnych podmienok ťažká kvapalina červenohnedej farby so silným nepríjemným zápachom. Molekula brómu je dvojatómová (vzorec Br2).

Príbeh

Bróm objavil v roku 1826 mladý učiteľ na Montpellier College A. J. Balard. Balarov objav preslávil jeho meno po celom svete. Z jednej populárnej knihy do druhej putuje výrok, že rozrušený tým, že pri objave brómu bol neznámy Antoine Balard pred samotným Justusom Liebigom, Liebig zvolal, že vraj to nebol Balard, kto objavil bróm, ale bróm, ktorý objavil Balarda. Nie je to však pravda, respektíve nie celkom pravda. Bola tam fráza, ktorá však nepatrila J. Liebigovi, ale Charlesovi Gerardovi, ktorý skutočne chcel, aby na katedru chémie na Sorbonne nastúpil Auguste Laurent, a nie A. Balard, ktorý bol zvolený do funkcie profesora.

pôvod mena

Názov prvku pochádza z βρῶμος — smrad.

Potvrdenie

Bróm sa získava chemicky zo soľanky Br - :

Fyzikálne vlastnosti

Za normálnych podmienok je bróm červenohnedá kvapalina s ostrým, nepríjemným zápachom, jedovatá a pri kontakte s pokožkou páli. Hustota pri 0 °C - 3,19 g/cm³. Teplota topenia (tuhnutia) brómu je −7,2 °C, bod varu 58,8 °C, pri vare sa bróm mení z kvapaliny na hnedohnedú paru, ktorá pri vdýchnutí dráždi dýchacie cesty. Štandardný elektródový potenciál Br²/Br - vo vodnom roztoku je +1,065 V.

Obyčajný bróm pozostáva z izotopov 79Br (50,56 %) a 81Br (49,44 %). Rádioaktívne izotopy sa získavajú umelo.

Chemické vlastnosti

Vo voľnej forme existuje vo forme dvojatómových molekúl Br2. Pozorovateľná disociácia molekúl na atómy sa pozoruje pri teplote 800 °C a rýchlo sa zvyšuje s ďalším zvyšovaním teploty. Priemer molekuly Br 2 je 0,323 nm, medzijadrová vzdialenosť v tejto molekule je 0,228 nm.

Bróm je mierne, ale viac rozpustný ako iné halogény vo vode (3,58 g v 100 g vody pri 20 ° C), roztok sa nazýva brómová voda. V brómovej vode dochádza k reakcii s tvorbou bromovodíkových a nestabilných bromovodíkových kyselín:

Br2 + H20 -> HBr + HBrO.

Bróm je vo všetkých ohľadoch miešateľný s väčšinou organických rozpúšťadiel a často dochádza k bromácii molekúl organického rozpúšťadla.

Pokiaľ ide o chemickú aktivitu, bróm zaujíma medziľahlú polohu medzi chlórom a jódom. Keď bróm reaguje s roztokmi jodidov, uvoľňuje sa voľný jód:

Br2 + 2KI → I2↓ + 2KBr.

Naopak, keď chlór pôsobí na bromidy vo vodných roztokoch, uvoľňuje sa voľný bróm:

Reakciou brómu so sírou vzniká S2Br2 a reakciou brómu s fosforom PBr3 a PBr5. Bróm tiež reaguje s nekovmi selénom a telúrom.

Reakcia brómu s vodíkom nastáva pri zahrievaní a vedie k tvorbe bromovodíka HBr. Roztok HBr vo vode je kyselina bromovodíková, ktorá je svojou silou podobná kyseline chlorovodíkovej HCl. Soli kyseliny bromovodíkovej - bromidy (NaBr, MgBr 2, AlBr 3 atď.). Kvalitatívnou reakciou na prítomnosť bromidových iónov v roztoku je tvorba s iónmi Ag + svetložltej zrazeniny bromidu strieborného AgBr, prakticky nerozpustného vo vode.

Bróm nereaguje priamo s kyslíkom a dusíkom. Bróm tvorí veľké množstvo rôznych zlúčenín s inými halogénmi. Napríklad s fluórom tvorí bróm nestabilný BrF3 a BrF5, s jódom - IBr. Pri interakcii s mnohými kovmi vytvára bróm bromidy, napríklad AlBr 3, CuBr 2, MgBr 2 atď. Tantal a platina sú odolné voči brómu av menšej miere - striebro, titán a olovo.

Bróm je silné oxidačné činidlo; oxiduje siričitanový ión na síran, dusitanový ión na dusičnan atď.

Pri interakcii s organickými zlúčeninami obsahujúcimi dvojitú väzbu sa bróm pridáva, čím vznikajú zodpovedajúce dibrómderiváty:

C2H4 + Br2 -> C2H4Br2.

Bróm sa tiež viaže na organické molekuly, ktoré obsahujú trojitú väzbu. Zmena farby brómovej vody, keď cez ňu prechádza plyn alebo sa do nej pridáva kvapalina, naznačuje, že v plyne alebo kvapaline je prítomná nenasýtená zlúčenina.

Pri zahrievaní v prítomnosti katalyzátora reaguje bróm s benzénom za vzniku brómbenzénu C 6 H 5 Br (substitučná reakcia).

Keď bróm reaguje s alkalickými roztokmi a s roztokmi uhličitanu sodného alebo draselného, ​​vytvárajú sa zodpovedajúce bromidy a bromičnany, napríklad:

3Br2 + 3Na2C03 -> 5NaBr + NaBr03 + 3C02.

Brómované kyseliny

Okrem bezkyslíkatej kyseliny bromovodíkovej HBr tvorí bróm množstvo kyslíkatých kyselín: bróm HBrO 4, bróm HBrO 3, bróm HBrO 2, brómovaný HBrO.

Aplikácia

V chémii

Látky na báze brómu sú široko používané v základnej organickej syntéze.

V technológii

— Bromid strieborný AgBr sa používa vo fotografii ako fotosenzitívna látka.
- Používa sa na výrobu retardérov horenia - prísad, vďaka ktorým sú plasty, drevo a textilné materiály ohňovzdorné.
— Fluorid brómu sa niekedy používa ako veľmi silné okysličovadlo pre raketové palivo.
— 1,2-dibrómetán sa v súčasnosti používa ako antidetonačná prísada do motorových palív namiesto tetraetylolova.
— Roztoky bromidu sa používajú pri výrobe ropy.

V medicíne

V medicíne sa bromid sodný a bromid draselný používajú ako sedatíva.

Pri výrobe zbraní

Od prvej svetovej vojny sa bróm používa na výrobu bojových chemických látok.

Fyziologické pôsobenie

Už pri obsahu brómu vo vzduchu v koncentrácii okolo 0,001 % (obj.) sa pozoruje podráždenie slizníc, závraty, pri vyšších koncentráciách - kŕče dýchacích ciest, dusenie. MPC pár brómu je 0,5 mg/m³. Pri požití je toxická dávka 3 g, smrteľná - od 35 g V prípade otravy parami brómu musí byť obeť okamžite prevezená na čerstvý vzduch; Ak chcete obnoviť dýchanie, môžete použiť tampón navlhčený v amoniaku na krátky čas a pravidelne ho na krátku dobu privádzať k nosu obete. Ďalšia liečba by sa mala vykonávať pod dohľadom lekára. Tekutý bróm spôsobuje bolestivé popáleniny, ak sa dostane do kontaktu s pokožkou.

Vlastnosti práce

Pri práci s brómom by ste mali používať ochranný odev, plynovú masku a špeciálne rukavice. Vzhľadom na vysokú chemickú aktivitu a toxicitu pár brómu aj tekutého brómu by sa mal skladovať v sklenených, tesne uzavretých hrubostenných nádobách. Fľaše s brómom sú umiestnené v nádobách s pieskom, ktorý chráni banky pred zničením pri zatrasení. Kvôli vysokej hustote brómu by sa fľaše, ktoré ho obsahujú, nikdy nemali chytať len za hrdlo (hrdlo sa môže odtrhnúť a bróm potom skončí na podlahe).

Na neutralizáciu rozliateho brómu je potrebné povrch ním naplniť roztokom siričitanu sodného Na 2 SO 3

Mýty a legendy

Je rozšírená legenda, že armáda údajne pridáva bróm do jedla na zníženie libida. Tento mýtus nemá žiadny základ - túžbu úspešne znižuje fyzická aktivita a prísady skutočne pridávané do potravín sa najčastejšie ukážu ako kyselina askorbová, aby sa zabránilo nedostatku vitamínov. Brómové prípravky navyše chutia slane a neovplyvňujú ani túžbu, ani potenciu. Majú hypnotický a upokojujúci účinok.