БІДНА БРОМОВА КИСЛОТА (HBR): СТРУКТУРА, ВЛАСТИВОСТІ, УТВОРЕННЯ - ХІМІЯ - 2025

Бромистоводневої кислота являє собою неорганічну сполуку є водним розчином газу називається бромистого водню. Його хімічна формула - HBr, і її можна розглядати різними еквівалентними способами: як молекулярний гідрид або галогенід водню у воді; тобто гідрацид.

У хімічних рівняннях слід писати як HBr (ac), таким чином вказуючи, що це бромистоводнева кислота, а не газ. Ця кислота - одна з найсильніших відомих, навіть більше, ніж соляна кислота - HCl. Пояснення цього полягає в природі його ковалентного зв’язку.

Джерело: KES47 через Wikipedia

Чому НВг така сильна кислота, а тим більше розчиняється у воді? Оскільки ковалентний зв’язок H-Br дуже слабкий, через слабке перекриття орбіталей 1s H і 4p Br.

Це не дивно, якщо уважно придивитися до верхнього зображення, де явно атом брому (коричневий) значно більший, ніж атом водню (білий).

Отже, будь-яке порушення спричиняє розрив зв’язку H-Br, вивільняючи іон Н ⁺ . Отже, бромоводородна кислота - це Бронстедова кислота, оскільки передає протони або іони водню. Його сила така, що його використовують у синтезі різних органобромінованих сполук (таких як 1-Бром етан, CH ₃ CH ₂ Br).

Бідна бромова кислота - після гідроіодичної, HI - одна з найсильніших і найкорисніших гідрацидів для перетравлення певних твердих зразків.

Структура бромистоводневої кислоти

На зображенні показана структура H-Br, властивості та характеристики якої навіть газу, тісно пов'язані з його водними розчинами. Ось чому настає момент, коли виникає плутанина щодо того, про яке з двох сполук йдеться: HBr або HBr (ac).

Будова HBr (ac) відрізняється від структури HBr, оскільки зараз молекули води вирішують цю діатомічну молекулу. Коли вона досить близька, Н ⁺ переноситься на молекулу H ₂ O, як зазначено в наступному хімічному рівнянні:

HBr + H ₂ O => Br ^- + H ₃ O ⁺

Таким чином, структура бромистоводневої кислоти складається з іонів Br ^- і H ₃ O ^+, взаємодіючих електростатично. Тепер він дещо інший, ніж ковалентний зв’язок H-Br.

Його велика кислотність зумовлена ​​тим, що об'ємний Br ^- аніон ледве взаємодіє з Н ₃ O ⁺ , не маючи змоги запобігти перенесенню Н ⁺ на інший навколишній хімічний вид.

Кислотність

Наприклад, Cl ^- і F ^- хоча вони не утворюють ковалентних зв'язків з H ₃ O ⁺ , вони можуть взаємодіяти через інші міжмолекулярні сили, наприклад водневі зв’язки (які тільки F ^- здатні прийняти). Водневі зв’язки F ^- -H-OH ₂ ⁺ "перешкоджають" пожертвуванню H ⁺ .

Саме з цієї причини фтороводородна кислота HF є слабкою кислотою у воді, ніж бромистоводнева кислота; оскільки іонні взаємодії Br ^- H ₃ O ⁺ не впливають на перенесення H ⁺ .

Однак, хоча вода присутня в HBr (aq), її поведінка в кінцевому рахунку схожа з поведінкою при розгляді молекули H-Br; тобто Н ⁺ передається з HBr або Br ^- H ₃ O ⁺ .

Фізичні та хімічні властивості

Молекулярна формула

HBr.

Молекулярна маса

80,972 г / моль. Зауважимо, що, як було сказано в попередньому розділі, вважається лише HBr, а не молекула води. Якби молекулярну масу брали за формулою Br ^- H ₃ O ^{+, вона} мала б значення приблизно 99 г / моль.

Зовнішність

Безбарвна або блідо-жовта рідина, яка залежатиме від концентрації розчиненого HBr. Чим вона жовтіша, тим сконцентрованішою та небезпечнішою буде.

Запах

Гострий, дратівливий.

Поріг запаху

6,67 мг / м ³ .

Щільність

1,49 г / см ³ (48% мас. / Мас. Водного розчину). Ця величина, як і значення для температур плавлення і кипіння, залежать від кількості HBr, розчиненого у воді.

Точка плавлення

-11 ° C (12 ° F, 393 ° K) (49% мас. / Водний розчин).

Точка кипіння

122 ° C (252 ° F. 393 ° K) при 700 мм рт.ст. (47-49% мас. / Мас. Водного розчину).

Розчинність у воді

-221 г / 100 мл (при 0 ° С).

-204 г / 100 мл (15 ° С).

-130 г / 100 мл (100 ° С).

Ці значення відносяться до газоподібного HBr, а не до бромистоводневої кислоти. Як видно, підвищення температури знижує розчинність HBr; поведінка, природна в газах. Отже, якщо потрібні концентровані розчини HBr (aq), краще працювати з ними при низьких температурах.

Якщо працювати при високих температурах, HBr вийде у вигляді газоподібних діатомічних молекул, тому реактор повинен бути герметичним для запобігання його витоку.

Щільність пари

2,71 (по відношенню до повітря = 1).

Кислотність pKa

-9,0. Ця негативна константа свідчить про її велику міцність кислотності.

Калорійність

29,1 кДж / моль.

Стандартна молярна ентальпія

198,7 кДж / моль (298 К).

Стандартна молярна ентропія

-36,3 кДж / моль.

точка займання

Не горючий.

Номенклатура

Його назва "бромистоводнева кислота" поєднує два факти: наявність води та бром має валентність -1 у сполуці. В англійській мові це дещо очевидніше: бромоводородна кислота, де префікс 'hydro' (або hydro) відноситься до води; хоча насправді це може також стосуватися водню.

Бром має валентність -1, оскільки він пов'язаний з атомом водню, менш електронегативним, ніж він; але якщо він був пов'язаний або взаємодіє з атомами кисню, він може мати численні валентності, такі як: +2, +3, +5 і +7. З H він може приймати лише одну валентність, і саме тому до його імені додається суфікс -ico.

Враховуючи, що HBr (g), бромід водню, є безводним; тобто в ній немає води. Тому його названо за іншими стандартами номенклатури, що відповідають нормам галогенідів водню.

Як воно формується?

Існує кілька синтетичних методів приготування бромистоводневої кислоти. Деякі з них:

Суміш водню та брому у воді

Без опису технічних деталей цю ​​кислоту можна отримати при безпосередньому змішуванні водню та брому в реакторі, наповненому водою.

H ₂ + Br ₂ => HBr

Таким чином у міру утворення HBr він розчиняється у воді; це може перетягнути його в дистиляції, тому розчини з різною концентрацією можна витягувати. Водень - це газ, а бром - темно-рудувата рідина.

Трибромід фосфору

У більш детальному процесі змішують пісок, гідратований червоний фосфор і бром. Водяні пастки розміщують у крижаних ваннах, щоб запобігти виходу HBr і натомість утворити бромисту брому. Реакції такі:

2P + 3Br ₂ => 2PBr ₃

PBr ₃ + 3H ₂ O => 3HBr + H ₃ PO ₃

Двоокис сірки та бром

Інший спосіб його приготування - це реакція брому з діоксидом сірки у воді:

Br ₂ + SO ₂ + 2H ₂ O => 2HBr + H ₂ SO ₄

Це окислювально-відновна реакція. Br ₂ відновлюється, набирає електрони, зв’язуючись з воднем; Хоча SO ₂ окислюється, він втрачає електрони, утворюючи більш ковалентні зв’язки з іншими оксигенами, як у сірчаній кислоті.

Програми

Препарат броміду

Солі броміду можна отримати, взаємодіючи HBr (aq) з гідроксидом металу. Наприклад, виробництво броміду кальцію вважається:

Ca (OH) ₂ + 2HBr => CaBr ₂ + H ₂ O

Інший приклад - бромід натрію:

NaOH + HBr => NaBr + H ₂ O

Таким чином, можна отримати багато неорганічних бромідів.

Синтез алкільних галогенідів

А як щодо органічних бромідів? Це органоброміновані сполуки: RBr або ArBr.

Зневоднення спиртів

Сировиною для їх отримання можуть бути спирти. Коли вони протонізуються кислотністю HBr, вони утворюють воду, яка є доброю відходить групою, а на її місце вбудовується об'ємний атом Br, який стане ковалентно зв'язаним вуглецем:

ROH + HBr => RBr + H ₂ O

Це зневоднення здійснюється при температурі вище 100 ° С, щоб полегшити розрив зв'язку R-OH ₂ ⁺ .

Додавання до алкенів і алкінів

Молекула HBr може бути додана з її водного розчину до подвійної або потрійної зв'язку алкену або алкіну:

R ₂ C = CR ₂ + HBr => RHC-CRBr

RC≡CR + HBr => RHC = CRBr

Можна отримати різні продукти, але в простих умовах продукт утворюється в першу чергу там, де бром пов'язаний з вторинним, третинним або четвертинним вуглецем (правило Марковникова).

Ці галогеніди беруть участь у синтезі інших органічних сполук, і їх спектр використання дуже великий. Так само деякі з них можуть навіть використовуватися при синтезі або розробці нових лікарських засобів.

Розщеплення ефірів

З ефірів одночасно можна отримати два алкільних галогеніди, кожен з яких має одну з двох бічних ланцюгів R або R 'вихідного ефіру RO-R'. Буває щось подібне до зневоднення спиртів, але механізм їх реакції інший.

Реакцію можна окреслити за допомогою наступного хімічного рівняння:

ROR '+ 2HBr => RBr + R'Br

І вода також виділяється.

Каталізатор

Його кислотність така, що її можна використовувати як ефективний кислотний каталізатор. Замість того, щоб додавати Br ^- аніон до молекулярної структури, це дає можливість іншій молекулі зробити це.

Список літератури

1. Грем Соломон TW, Крейг Б. Фріхле. (2011 р.). Органічна хімія. Аміни. (10- ^е видання.) Wiley Plus.
2. Кері Ф. (2008). Органічна хімія. (Шосте видання). Mc Graw Hill.
3. Стівен А. Хардінгер. (2017). Ілюстрований словник органічної хімії: бромоводородна кислота. Відновлено: chem.ucla.edu
4. Вікіпедія. (2018). Бідна бромова кислота. Відновлено з: en.wikipedia.org
5. PubChem. (2018). Бідна бромова кислота. Відновлено з: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Національний інститут безпеки та гігієни на виробництві. (2011 р.). Бромід водню . Відновлено: insht.es
7. PrepChem. (2016). Приготування бромистоводневої кислоти. Відновлено з: prepchem.com