Как бром взаимодействует с металлами

Химические свойства брома, уравнения реакций

Бром – это химически активный неметалл, относящийся к группе галогенов, которые являются энергичными окислителями. Он активно применяется в различных сферах, включая медицину, промышленность, производство оружия. Химические свойства брома многочисленны, и сейчас о них стоит вкратце рассказать.

Общая характеристика

Данное вещество при нормальных условиях представляет собой красно-бурую жидкость. Она едкая, тяжелая, имеет неприятный запах, который немного напоминает йодный. Жидкость ядовитая, но про токсичные свойства химического элемента брома будет рассказано чуть позже. Общие характеристики можно выделить в следующий перечень:

  • Атомная масса составляет 79,901 … 79,907 г/моль.
  • Электроотрицательность равна 2.96 по шкале Полинга.
  • Электродный потенциал нулевой.
  • Всего шесть степеней окислений – 0, -1, +1, +3, +5 и +7.
  • Энергия ионизации составляет 1142,0 (11,84) кДж/моль.
  • Плотность равна 3,102 (25 °C) г/см³ при нормальных условиях.
  • Температура кипения и плавления составляет 58,6 °C и −7,25 °C соответственно.
  • Удельная теплота испарения и плавления равна 29,56 и 10,57 кДж/моль.
  • Показатели молярной теплоемкости и объема равны 75,69 Дж/(K•моль) и 23,5 см³/моль соответственно.

Интересно, что название этого элемента с древнегреческого переводится как «зловоние». И кто знает, как пахнут бромовые растворы, понимает, о чем речь. Запах у него действительно не из приятных.

Основные химические свойства

Данное вещество существует в виде 2-атомных молекул Br2. Если увеличить температуру до 800 °C, то станет заметна их диссоциация на атомы. Чем выше будут градусы, тем интенсивнее будет осуществляться данный процесс.

К основным химическим свойствам брома стоит отнести его способность растворяться в воде. Это, конечно, характерно для всех галогенов, но он лучше остальных взаимодействует с Н2О. Растворимость составляет 3,58 грамм на 100 миллилитров воды при температуре в 20 °C.

Получающийся в итоге этой реакции раствор именуют бромной водой. У нее есть целый ряд специфических особенностей.

Бромная вода

На свету она постепенно выделяет кислород. Это возникает из-за того, что бромноватистая кислота, входящая в состав данного раствора, начинает разлагаться. Жидкость, кстати, имеет характерный желто-оранжевый цвет.

Бромную воду используют для проведения реакции, которая в виде формулы выглядит так: Br2 + Н2О → HBr + HBrO. Как можно видеть, в результате образуются такие вещества, как бромоводородная и неустойчивая бромноватистая кислоты.

Раствор является очень мощным окислителем. Бромная вода способна воздействовать на такие металлы, как никель, кобальт, железо, марганец и хром. Еще ее применяют в химическом синтезе определенных препаратов органического происхождения и при анализах. Также бромная вода задействуется при идентификации алкенов. Когда она вступает с ними в реакцию, то обесцвечивается. Кстати, особенность бромной воды в том, что она не замерзает даже при -20 °С.

А готовят ее обычно так: в 250 миллилитров дистиллированной воды добавляют бром в количестве 1 мл, интенсивно при этом перемешивая компоненты. Процесс осуществляется в вытяжном шкафу. Хранят раствор в емкости, выполненной из стекла темного цвета.

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.

Читайте также:  Интересные факты про литье металлов

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.

Двойные и тройные связи

С веществами, которым они свойственны, также способен взаимодействовать обсуждаемый элемент. И, рассказывая про химические свойства брома, уравнения реакций данного типа тоже стоит рассмотреть. Вот одно из таковых: С2Н4 + Br2 → C2H4BR2. Это взаимодействие с этиленом. Ему как раз и свойственна двойная связь.

Интересно, что когда бром смешивается с растворами щелочей, карбоната калия или натрия, то результатом становится образование соответствующих броматов и бромидов (солей). Вот уравнение, демонстрирующее это: 3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3 + 3СО2.

И да, перечисляя важнейшие химические свойства брома, нельзя не упомянуть, что в жидком состоянии он легко взаимодействует с золотом. Результатом становится образование трибромида (AuBr3). А реакция выглядит следующим образом: 2Au + 3Br2 → 2AuBr3.

Токсичность

Химические свойства брома обусловливают его опасность для человеческого организма. Даже если его концентрация в воздухе превышает отметку в 0,001 % по объему, то возникают головокружение, раздражение слизистых оболочек, кровотечение из носа, а иногда даже удушье и спазмы дыхательных путей.

Смертельная доза для человека составляет всего 14 мг/кг перорально. Если возникло отравление бромом, то нужно:

  • Вызвать «Скорую».
  • Вывести потерпевшего на свежий воздух.
  • Расстегнуть сдавливающую одежду.
  • Постараться успокоить его.
  • Промыть кожу водой, если вещество попало на покровы. Протереть после этого спиртом.
  • Дать пострадавшему молоко с добавлением небольшого количества соды. Она нейтрализует действие брома.
  • Промыть желудок, если вещество попало в организм через рот. Давать пить воду, но маленькими порциями, рекомендуется предложить сорбенты для уменьшения степени всасываемости.

Бром действительно опасное вещество. Его даже используют в производстве боевых отравляющих припасов.

Работа с бромом

Поскольку химические свойства брома обусловливают его токсичность, то люди, которые вынуждены с ним контактировать, используют специальные перчатки, противогазы и спецодежду.

Хранят вещество в толстостенной таре из стекла. Ее, в свою очередь, хранят в емкостях с песком. Он помогает защитить тару от разрушения, которое может возникнуть из-за встряхивания.

Кстати, из-за очень высокой плотности вещества бутылки с ним нельзя брать за горло. Оно легко может оторваться. А последствия от разлитого токсичного брома, да еще в таком количестве, катастрофичны.

Применение

Напоследок пару слов о том, как и где используют бром. Можно выделить следующие сферы и области применения:

  • Химия. Бром задействован в органическом синтезе, а его раствором определяют качество непредельных соединений.
  • Промышленность. С добавлением брома делают антипирены, которые придают пожароустойчивость таким материалам, как текстиль, древесина и пластик. А еще из него раньше активно изготавливали 1.2-дибромэтан, который был главной составляющей этиловой жидкости.
  • Фотография. Бромид серебра используется как светочувствительное вещество.
  • Ракетное топливо. Пентафторид брома – его мощный окислитель.
  • Нефтедобыча. В этой сфере используются бромидные растворы.
  • Медицина. Бромиды калия и натрия используют в качестве успокаивающих средств.
Читайте также:  Охарактеризуйте отношение щелочных металлов к воде

Так что каким бы токсичным ни было это вещество для человеческого организма, в некоторых сферах оно незаменимо.

Источник

Химические свойства брома

С другой стороны, у брома по сравнению с хлором и фтором больше размеры атомов и общее число электронов в молекуле, а поэтому сильнее межмолекулярное взаимодействие. Следствием этого является то, что температура кипения брома выше, чем фтора и хлора.

При стандартных условиях бром – жидкость. Молярная концентрация вещества в жидкой фазе больше, чем в газе, и реакции с жидким бромом протекают зачастую более энергично, чем с газообразным хлором. Например, компактные алюминий и железо, не реагирующие с хлором при комнатной температуре, возгораются в жидком броме при непродолжительном нагревании, хотя энтальпии образования бромидов менее экзотермичны, чем соответствующих хлоридов:

Следовательно, различия в течении реакций определяются исключительно кинетическими причинами.

Химическая активность брома ниже, чем хлора, но еще достаточно высока. Со многими металлами и неметаллами он химически взаимодействует при обычных условиях. Так, например, железо, цинк, алюминий горят в жидком броме, реакция между кристаллическим фосфором и бромом идет при обычных условиях. Бром по активности мало уступает хлору.

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при повышенной температуре и, по-видимому, включает цепные процессы.

BaS + 4Br2 + 4H2O = BaSO4 + 8HBr – эту реакцию проводят для получения раствора HBr.

Непосредственно бром не реагирует с кислородом, азотом, углеродом и благородными газами. Бром окисляется более легкими галогенами:

Реакции с кислородом не идут из-за очень низкой устойчивости оксидов всех галогенов.

В отличие от хлора, основные электроны атома брома включают не только s- и p-, но d-электроны. У атома брома имеет место 18-ти электронный предвнешний слой. Следствием этого является то, что вакантные d-АО атома брома меньше экранированы от положительного заряда ядра и менее эффективно участвуют в образовании связей. Соединения с положительными степенями окисления для брома менее характерны, чем для хлора. Это явление, известное как “вторичная периодичность”, которая особенно обнаруживается в кислородных соединениях брома. При этом 10 электронов 3d атомных орбиталей являются кайносимметричными, поэтому сильнее притянуты к атомному ядру.

Это главная причина, почему только сравнительно недавно (1968 г.) были получены производные брома в степени окисления +7, в частности бромная кислота HBrO4, при этом в качестве окислителя использовался XeF2.

Бром также как и хлор диспропорционирует в водном растворе, но склонность к диспропорционированию у него выражена менее ярко:

Br2 + H2O – HBr + HBrO (1), Кг = 4·10 -9 , Кр = 7,2·10 -9 , рК = 8,2

3BrO – ↔ BrO3 – + 2Br – (2)

4BrO – ↔ BrO4 – + 3Br –

Образующаяся в реакции (1) бромноватистая кислота не выделена в индивидуальном состоянии и может существовать лишь в разбавленных растворах.

Диспропорционирование аниона BrO – протекает довольно быстро уже при комнатной температуре, поэтому растворы, содержащие этот анион можно готовить или хранить лишь при температуре около 0 °C. Даже при слабом нагревании таких растворов по реакции (2) быстро образуется анион BrO3 – . Впрочем, для практического получения последнего удобнее окислять горячий щелочной раствор бромида хлором.

Читайте также:  Водород относится к щелочным металлом верно или нет

Чтобы получить производные BrO4 – нужны чрезвычайно сильные окислители.

Источник

Соединения брома

Бромоводород (НBr)

Способы получения бромоводорода

  • из бромидов вытеснением НВr из его соли ортофосфорной кислотой:
  • гидролизом галогенидов неметаллов:
  • восстановлением свободных галогенов в водных растворах

Химические свойства бромоводорода

НВr по физическим и химическим свойствам сходен с HCl, однако молекула НВr менее устойчива, чем HCl.

Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

  • Бромоводородсильный восстановитель и взаимодействует с окислителями — соединениями марганца, хрома (VI), концентрированной серной кислотой и др:
  • Качественная реакция на бромид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра. При этом образуется осадок бромида серебра – бледно-желтого цвета:

Кислородные кислоты и окислы брома

Бромноватистая кислота (HBrO)

HBrOслабая неустойчивая кислота. В свободном виде не выделена. Максимально полученная концентрация HBrO в водном растворе — 30 %.

Ее соли и сложные эфиры называют гипобромитами.

Получение бромноватистой кислоты

HBrO получается при диспропорционировании брома в воде. Присутствие оксида ртути (II) смещает равновесие в сторону кислоты:

В полученном растворе концентрация бромноватистой кислоты не более 6 %.

Химические свойства бромноватистой кислоты

  • Разлагается при комнатной температуре:

В темноте также при нагревании выше 60ºС:

3HBrO = HBrO3 + 2HBr

  • Нейтрализуется щелочами:

HBrO + NaOH = NaBrO + H2O

  • HBrO является сильным окислителем:

Бромистая кислота (HBrO2)

Бромистая кислота HBrO2 —неустойчивое соединение, существует только в водных растворах. Разлагается в течение 4 часов.

Образует соли — бромиты, например бромит бария Ba(BrO2)2•H2O.

Бромноватая кислота (HBrO3)

Бромноватая кислота HBrO3 — бесцветная (или слегка желтоватая) жидкость. В свободном состоянии не выделена, существует в растворе с максимальной концентрацией до 50%. Является сильной кислотой.

Получение бромноватой кислоты

  • Окисление бромахлором в горячей воде:
  • Взаимодействие брома с раствором бромата серебра:
  • Гидролиз пентафторида брома:
  • Обменными реакциями между броматами и сильными кислотами:

Химические свойства бромноватой кислоты

  • При нагревании выше 100ºС разлагается:
  • Взаимодействует с щелочами с образованием броматов:
  • Проявляет свойства сильного окислителя:

Cоли бромноватой кислоты – броматы

Наиболее важными являются броматы калия и натрия – это белые вещества, хорошо растворимые в воде. Являются окислителями и слабыми восстановителями

Получение броматов

  • Получают при взаимодействии хлора и брома с горячим раствором щелочи:
  • При электролизе водного раствора бромида натрия:
  • При растворении брома в концентрированном горячем растворе щелочи:

Химические свойства броматов

  • Разлагаются при температуре выше 400ºС:
  • Свойства окислителя:

Бромная кислота (HBrO4)

Бромная кислота HBrO4сильная кислота. Cуществует только в водном растворе с максимальной концентрацией 83%. В свободном виде не выделена, устойчива в растворе с концентрацией менее 55%.

Соли кислоты — перброматы.

Получение бромной кислоты

  • Окисление бромноватой кислоты дифторидом ксенона:
  • Окисление броматов фтором с последующей обработкой кислотой:

NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O

Химические свойства бромной кислоты

  • Бромная кислотаразлагается при нагревании или при комнатной температуре при повышении ее концентрации:
  • Как кислота реагирует с щелочами:
  • Бромная кислота проявляет свойства сильного окислителя:

Соли бромной кислоты – перброматы

Наиболее выжный – пербромат калия. Белое вещество, умеренно растворимое в воде.

Получение перброматов

  • При взаимодействии броматов со фтором в щелочной среде:
  • При электролизе водных растворов броматов:

Химические свойства перброматов

  • Не разлагаются кислотами и щелочами.
  • При нагревании разлагается:
  • Являются медленными окислителями:

Оксиды брома

Известны оксиды брома — Вr2O, ВrO2 и Вr3O8, которые крайне неустойчивы.

Ни одно из кислородных соединений брома не нашло важного практического применения

Источник

Поделиться с друзьями
Металл