Brom je porijeklo imena. Brom je otrovan element sa zanimljivim svojstvima. Brom u tijelu
Daleko podsjeća na miris i joda i hlora. Letenje, otrovno. Molekul broma je dvoatomski (formula Br 2).
Priča
Tečni brom lako stupa u interakciju sa zlatom, formirajući zlatni tribromid AuBr 3:
2 A u + 3 B r 2 → 2 A u B r 3 (\displaystyle (\mathsf (2Au+3Br_(2)\rightarrow 2AuBr_(3))))Aplikacija
U hemiji
- Supstance na bazi broma se široko koriste u organskoj sintezi.
- "Bromna voda" (vodeni rastvor broma) koristi se kao reagens za kvalitativno određivanje nezasićenih organskih jedinjenja.
Industrijska primjena
Značajan dio elementarnog broma korišten je do ranih 1980-ih za proizvodnju 1,2-dibromoetana, koji je bio dio etilne tekućine, aditiva protiv detonacije u benzinu, koji sadrži tetraetil olovo; dibromoetan je u ovom slučaju služio kao izvor broma za formiranje relativno hlapljivog olovnog dibromida kako bi se spriječilo taloženje čvrstih olovnih oksida na dijelovima motora. Brom se također koristi u sintezi usporivača plamena - aditiva koji daju otpornost na vatru plastici, drvu i tekstilnim materijalima.
- Srebrni bromid AgBr se koristi u fotografiji kao fotoosjetljiva supstanca.
- Brom pentafluorid se ponekad koristi kao veoma moćan oksidator potisnog gasa.
- U proizvodnji ulja koriste se otopine bromida.
- Rastvori bromida teških metala koriste se kao "teške tečnosti" u obogaćivanju minerala metodom flotacije.
- Mnoga organobromina jedinjenja se koriste kao insekticidi i pesticidi.
U medicini
- U medicini se natrijum bromid i kalijum bromid koriste kao sedativi.
U proizvodnji oružja
Fiziološko djelovanje
Brom i njegove pare su otrovni. Već pri koncentraciji broma u vazduhu u koncentraciji od oko 0,001% (volumenski) uočava se iritacija sluzokože, vrtoglavica, krvarenje iz nosa, a pri većim koncentracijama grčevi disajnih puteva, gušenje. MPC pare broma - 0,5 mg / m³. Oralni LD 50 za pacove je 1700 mg/kg. Za ljude, smrtonosna oralna doza je 14 mg/kg. U slučaju trovanja parom broma, žrtvu treba odmah (što je prije moguće) iznijeti na svježi zrak. rana faza prikazane su inhalacije kiseonika); da biste obnovili disanje, možete koristiti tampon navlažen amonijakom na kratko vrijeme, na kratko vrijeme povremeno ga prinositi žrtvinom nosu. Dalje liječenje treba provoditi pod medicinskim nadzorom. Preporučene inhalacije
Brom je jednostavna supstanca, halogen, otkrivena početkom 19. veka. Nije najčešći element na Zemlji, ali je široko rasprostranjen: može se naći u morima i okeanima, u jezerima i podzemne vode, V zemljine kore, atmosfera, u biljkama (mahunarke, morske alge). Ne nalazi se u čistom obliku zbog visoke hemijske aktivnosti. Minerala broma ima malo i oni nemaju industrijsku vrijednost. Izvlače brom iz morske vode, gorkih jezera, podzemne vode povezana sa naftnim poljima.
Svojstva
Teška tamnocrvena tečnost. Samo brom i živa od svih jednostavnih supstanci su tečnosti u normalnim uslovima. Miris je neprijatan, on je dao ime tvari (od grčkog "bromos", što znači loš miris). Slabo je rastvorljiv u vodi, iako je bolji od ostalih halogena. Miješa se sa organskim rastvaračima u bilo kojoj proporciji.
Reaktivni element, jako oksidaciono sredstvo, formira prilično jaku bromovodončnu kiselinu HBr. Osim toga, stvara niz kiselina koje sadrže kisik. Reaguje sa halogenima, nemetalima, metalima. Ne reaguje sa kiseonikom, azotom, platinom, tantalom. Formira bromide, lako spaja organska jedinjenja.
Potrebno je razlikovati brom, kao hemijski element, i lek "brom", koji se u ambulanti prepisuje kao sedativ. Brom je veoma toksičan, a u medicinske svrhe se koristi kalijum bromid ili natrijum bromid, koji pojačavaju procese inhibicije u centralnom nervnom sistemu.
Brom i njegove pare su otrovni, a tečni brom uzrokuje dugotrajne nezacjeljujuće hemijske opekotine kada dođe u dodir s kožom. Dozvoljeno je raditi s reagensom samo uz korištenje sve zaštitne opreme, uključujući specijalnu odjeću, rukavice i gas masku. Udisanje pare broma posebno je opasno za osobe sa respiratornim oboljenjima, jer se može razviti plućni edem. U slučaju trovanja bromom, osobi treba omogućiti udisanje svježeg zraka ili kisika i pozvati ljekara. Pomaže toplo mlijeko, soda, koja sadrži sodu mineralna voda, kafa. Rastvor natrijevog tiosulfata služi kao protuotrov i neutralizator za izlijevanje broma. Takođe se može impregnirati u obloge za lice radi zaštite od isparenja. Za manja izlivanja će biti dovoljna obična soda bikarbona, ali reakcija s bromom je egzotermna, što uzrokuje porast temperature zraka i povećanje isparenja, pa je najbolje imati pri ruci natrijum tiosulfat.
Aplikacija
- U hemijskoj industriji brom se koristi za proizvodnju organskih i neorganskih jedinjenja, kao što su kalijum i natrijum bromid, bromovodonična kiselina, dibromoetan i mnoga druga.
- Brom je tražen za visokokvalitetnu gumu.
- Za analitičke svrhe koriste se brom, brom voda, kalijum bromid, natrijum bromid.
- Srebrni bromid se koristi kao fotoosetljivi materijal u fotografiji.
- Skoro polovina proizvedenog broma koristi se za dobijanje 1,2 dibrometana, koji je deo goriva kao antidetonacioni aditiv, koji se koristi za zaštitu drveta od oštećenja od insekata, u organskoj sintezi.
- Brom se široko koristi za proizvodnju usporivača plamena - specijalnih aditiva i impregnacija koji bojama, plastici, drvetu, tekstilnim materijalima daju protivpožarna svojstva.
- Bromoklorometan se koristi za punjenje aparata za gašenje požara. 
- Brom pentafluorid se koristi u raketnom gorivu.
- IN poljoprivreda jedinjenja broma se koriste za suzbijanje biljnih štetočina.
- Rastvori bromida se koriste u pogonima za proizvodnju, rudarstvo i preradu nafte.
- U medicini, rastvori KBr i NaBr su deo sedativa, na primer, u sastavu Corvalola.
- Brom se može koristiti kao dezinficijens za zamjenu hlora u bazenima, postrojenjima za prečišćavanje vode.
Kalijum bromid, natrijum bromid, bromovodična kiselina, kalijum bromid standardnog titra se prodaju u našoj internet prodavnici po konkurentnim cenama.
| atomski broj | 35 |
| Izgled jednostavna supstanca | crveno-smeđa tečnost sa jakim neprijatnim mirisom |
| Atom svojstva | |
| Atomska masa (molarna masa) |
79.904 a. e.m. (g/mol) |
| Radijus atoma | n/a pm |
| Energija jonizacije (prvi elektron) |
1142,0 (11,84) kJ/mol (eV) |
| Elektronska konfiguracija | 3d 10 4s 2 4p 5 |
| Hemijska svojstva | |
| kovalentni radijus | 114 pm |
| Jonski radijus | (+5e)47 (-1e)196 pm |
| Elektronegativnost (prema Paulingu) |
2,96 |
| Potencijal elektrode | 0 |
| Stanja oksidacije | 7, 5, 3, 1, -1 |
| Termodinamička svojstva jednostavne supstance | |
| Gustina | 3,12 g/cm³ |
| Molarni toplotni kapacitet | 75,69 J/(K mol) |
| Toplotna provodljivost | 0,005 W/(m K) |
| Temperatura topljenja | 265.9K |
| Toplota topljenja | (Br—Br) 10,57 kJ/mol |
| Temperatura ključanja | 331.9K |
| Toplota isparavanja | (Br—Br) 29,56 kJ/mol |
| Molarni volumen | 23,5 cm³/mol |
| Kristalna rešetka jednostavne supstance | |
| Rešetkasta struktura | ortorombni |
| Parametri rešetke | a=6,67 b=4,48 c=8,72 Å |
| c/a odnos | — |
| Debye temperatura | n/a K |
| Br | 35 |
| 79,904 | |
| 3d 10 4s 2 4p 5 | |
- element glavne podgrupe sedme grupe četvrtog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, atomski broj 35. Označava se simbolom Br (lat. Bromum). Reaktivni nemetal, pripada grupi halogena. Jednostavna supstanca brom (CAS broj: 7726-95-6) u normalnim uslovima je teška crveno-smeđa tečnost jakog neprijatnog mirisa. Molekul broma je dvoatomski (formula Br2).
Priča
Brom je 1826. godine otkrio A. J. Balar, mladi profesor na fakultetu u gradu Montpellieru. Otkriće Balara učinilo je njegovo ime poznatim cijelom svijetu. Iz jedne popularne knjige u drugu, luta tvrdnja da je, uznemiren činjenicom da je nepoznati Antoine Balard bio ispred samog Justusa Liebiga u otkriću broma, Liebig uzviknuo da, kažu, nije Balar taj koji je otkrio brom, već brom otkrio Balar. Međutim, to nije tačno, ili, tačnije, nije sasvim tačno. Postojala je fraza, ali nije pripadala J. Liebigu, već Charlesu Gerardu, koji je zaista želio da Auguste Laurent preuzme katedru za hemiju na Sorboni, a ne A. Balardu, koji je izabran na mjesto profesora.
porijeklo imena
Ime elementa je βρῶμος — smrad.
Potvrda
Brom se hemijski dobija iz slane vode -:
Fizička svojstva
U normalnim uslovima, brom je crveno-smeđa tečnost oštrog neprijatnog mirisa, otrovna i gori u dodiru sa kožom. Gustina na 0°C - 3,19 g/cm³. Tačka topljenja (stvrdnjavanje) broma je -7,2°C, tačka ključanja je 58,8°C, pri ključanju brom prelazi iz tečnosti u smeđe-smeđe pare, što iritira respiratorni trakt kada se udiše. Standardni potencijal elektrode Br² / Br - u vodenom rastvoru je +1,065 V.
Obični brom se sastoji od izotopa 79 Br (50,56%) i 81 Br (49,44%). Vještački dobijeni radioaktivni izotopi.
Hemijska svojstva
Postoji u slobodnom obliku u obliku dvoatomskih molekula Br 2 . Primjetna disocijacija molekula na atome uočena je na temperaturi od 800 °C i brzo raste s daljnjim povećanjem temperature. Prečnik Br 2 molekula je 0,323 nm, međunuklearna udaljenost u ovom molekulu je 0,228 nm.
Brom je malo, ali bolji od ostalih halogena, rastvorljiv u vodi (3,58 g u 100 g vode na 20°C), rastvor se naziva bromna voda. U bromnoj vodi se odvija reakcija s stvaranjem bromovodične i nestabilne hipobromne kiseline:
Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO.
S većinom organskih rastvarača, brom se može miješati u svim aspektima, a često dolazi do bromiranja molekula organskog rastvarača.
Brom je srednji u hemijskoj aktivnosti između hlora i joda. Kada brom reaguje sa rastvorima jodida, oslobađa se slobodni jod:
Br 2 + 2KI → I 2 ↓ + 2KBr.
Naprotiv, pod djelovanjem klora na bromide u vodenim otopinama oslobađa se slobodni brom:
Kada brom reaguje sa sumporom, nastaje S 2 Br 2, a kada brom reaguje sa fosforom, nastaju PBr 3 i PBr 5. Brom takođe reaguje sa nemetalima selenom i telurom.
Reakcija broma sa vodonikom se nastavlja kada se zagreva i dovodi do stvaranja bromovodonika HBr. Otopina HBr u vodi je bromovodična kiselina, po jačini slična hlorovodoničkoj kiselini HCl. Soli bromovodonične kiseline - bromidi (NaBr, MgBr 2, AlBr 3, itd.). Kvalitativna reakcija na prisustvo bromidnih jona u rastvoru je formiranje svetložutog taloga srebrnog bromida AgBr, koji je praktično nerastvorljiv u vodi, sa Ag+ jonima.
Brom ne reaguje direktno sa kiseonikom i azotom. Brom stvara veliki broj različitih spojeva sa drugim halogenima. Na primjer, brom stvara nestabilne BrF 3 i BrF 5 s fluorom, a IBr s jodom. U interakciji sa mnogim metalima, brom stvara bromide, na primjer, AlBr 3, CuBr 2, MgBr 2 itd. Tantal i platina su u manjoj mjeri otporni na djelovanje broma - srebro, titanijum i olovo.
Brom je jako oksidaciono sredstvo, oksidira sulfitni ion u sulfat, nitrit ion u nitrat itd.
Prilikom interakcije s organskim jedinjenjima koja sadrže dvostruku vezu, dodaje se brom, dajući odgovarajuće dibromo derivate:
C 2 H 4 + Br 2 → C 2 H 4 Br 2.
Brom se takođe pridružuje organskim molekulima, koji sadrže trostruku vezu. Promjena boje bromne vode kada se kroz nju prođe plin ili joj se doda tekućina ukazuje na to da je u plinu ili tekućini prisutno nezasićeno jedinjenje.
Kada se zagreje u prisustvu katalizatora, brom reaguje sa benzenom i formira bromobenzen C 6 H 5 Br (reakcija supstitucije).
Kada brom stupi u interakciju s alkalnim otopinama i otopinama natrijevih ili kalijevih karbonata, nastaju odgovarajući bromidi i bromati, na primjer:
3Br 2 + 3Na 2 CO 3 → 5NaBr + NaBrO 3 + 3CO 2.
Bromirane kiseline
Pored bromovodične kiseline bez kiseonika HBr, brom formira brojne kiseonikove kiseline: brom HBrO 4, brom HBrO 3, brom HBrO 2, brom HBrO.
Aplikacija
U hemiji
Supstance na bazi broma se široko koriste u bazičnoj organskoj sintezi.
U inženjerstvu
- Srebrni bromid AgBr se koristi u fotografiji kao fotoosjetljiva supstanca.
- Koristi se za stvaranje usporivača plamena - aditiva koji daju otpornost na vatru plastici, drvu, tekstilnim materijalima.
- Brom pentafluorid se ponekad koristi kao veoma moćan oksidator potisnog gasa.
- 1,2-dibromoetan se trenutno koristi kao antidetonacioni aditiv u motornom gorivu, umjesto tetraetil olova.
— U proizvodnji ulja koriste se otopine bromida.
U medicini
U medicini se natrijum bromid i kalijum bromid koriste kao sedativi.
U proizvodnji oružja
Od Prvog svetskog rata brom se koristio za proizvodnju hemijskih ratnih agenasa.
Fiziološko djelovanje
Već pri koncentraciji broma u vazduhu u koncentraciji od oko 0,001% (volumenski) uočava se iritacija sluzokože, vrtoglavica, a pri većim koncentracijama - grčevi respiratornog trakta, gušenje. MPC pare broma je 0,5 mg/m³. Prilikom gutanja, toksična doza je 3 g, smrtonosna doza je od 35 g. U slučaju trovanja bromnim parama, žrtvu treba odmah iznijeti na svježi zrak; da biste obnovili disanje, možete kratko vrijeme koristiti tampon navlažen amonijakom, povremeno ga nakratko prinositi žrtvinom nosu. Dalje liječenje treba provoditi pod medicinskim nadzorom. Tečni brom u kontaktu sa kožom izaziva bolne opekotine.
Karakteristike rada
Pri radu sa bromom treba koristiti zaštitnu odeću, gas masku i posebne rukavice. Zbog visoke reaktivnosti i toksičnosti i pare broma i tekućeg broma, treba ga čuvati u staklenoj, dobro zatvorenoj posudi debelih zidova. Bočice s bromom stavljaju se u posude s pijeskom, koji štite tikvice od uništenja prilikom protresanja. Zbog velike gustine broma, flaše sa njim nikada ne treba uzimati samo za grlo (grlo može da se odvoji, a onda će brom završiti na podu).
Da bi se neutralizirao prosuti brom, površina s njim mora biti ispunjena otopinom natrijevog sulfita Na 2 SO 3
Mitovi i legende
Rasprostranjena je legenda da u vojsci navodno dodaju brom u hranu kako bi smanjili seksualnu želju. Ovaj mit nema uporište - želju se uspješno smanjuje fizičkom aktivnošću, a suplementi koji se zapravo dodaju hrani najčešće se ispostavljaju kao askorbinska kiselina za sprječavanje beri-beri. Osim toga, preparati broma su slanog okusa i ne utječu ni na privlačnost ni na potenciju. Imaju sedativno i sedativno djelovanje.
Crveno-smeđa tečnost, oštrog specifičnog mirisa, slabo rastvorljiva u vodi, ali rastvorljiva u benzenu, hloroformu, ugljen-disulfidu i drugim organskim rastvaračima. Takav odgovor se može dati na pitanje: "Šta je brom?" Spoj spada u grupu najaktivnijih nemetala, koji reagira s mnogim jednostavnim tvarima. Veoma je toksičan: udisanje njegovih para iritira respiratorni trakt, a kontakt sa kožom izaziva teške opekotine koje ne zarastaju dugo vremena. U našem članku ćemo to proučiti fizička svojstva, a također razmotriti kemijske reakcije karakteristične za brom.
Glavna podgrupa sedme grupe je pozicija elementa u periodnom sistemu hemijskih elemenata. Posljednji energetski sloj atoma sadrži dva s-elektrona i pet p-elektrona. Kao i svi halogeni, brom ima značajan afinitet prema elektronima. To znači da lako privlači negativne čestice drugih hemijskih elemenata u svoju elektronsku ljusku, postajući anion. Molekularna formula broma je Br 2 . Atomi su međusobno povezani uz pomoć zajedničkog para elektrona, ova vrsta veze se naziva kovalentna. Takođe je nepolaran, nalazi se na istoj udaljenosti od jezgara atoma. Zbog prilično velikog radijusa atoma - 1,14A °, oksidacijska svojstva elementa, njegova elektronegativnost i nemetalna svojstva postaju manje od fluora i klora. Tačka ključanja, naprotiv, raste i iznosi 59,2 ° C, relativna molekulska težina broma je 180. U slobodnom stanju, zbog visoke aktivnosti, element kao jednostavna supstanca se ne pojavljuje. U prirodi se može naći u vezanom stanju u obliku soli natrijuma, magnezija, kalija, njihov sadržaj je posebno visok u morskoj vodi. Neke vrste smeđih i crvenih algi: sargasum, fucus, batrachospermum, sadrže veliki broj brom i jod.
Reakcije sa jednostavnim supstancama
Element karakteriše interakcija sa mnogim nemetalima: sumporom, fosforom, vodonikom:
Br 2 + H 2 \u003d 2HBr
Međutim, brom ne reagira direktno s dušikom, ugljikom i kisikom. Većina metala se lako oksidira bromom. Samo neki od njih su pasivni na djelovanje halogena, na primjer, olovo, srebro i platina. Reakcije sa bromom aktivnijih halogena, kao što su fluor i klor, su brze:
Br 2 +3 F 2 \u003d 2 BrF 3
U posljednjoj reakciji, oksidacijsko stanje elementa je +3, djeluje kao redukcijski agens. U industriji, brom se proizvodi oksidacijom bromovodika sa jačim halogenom, kao što je hlor. Glavni izvori sirovina za dobijanje jedinjenja su podzemne bušotine, kao i visoko koncentrirani rastvor slanih jezera. Halogen može komunicirati sa složenim supstancama iz klase srednjih soli. Dakle, pod djelovanjem bromne vode, koja ima crveno-smeđu boju, na otopinu natrijum sulfita, uočavamo promjenu boje otopine. To je zbog oksidacije srednje soli, sulfita, u natrijum sulfat pomoću broma. Sam halogen se reducira, pretvarajući se u oblik bromovodonika, koji nema boju.
Interakcija sa organskim jedinjenjima
Br 2 molekule su sposobne za interakciju ne samo s jednostavnim, već i sa složenim tvarima. Na primjer, reakcija supstitucije se odvija između aromatičnog ugljikovodika benzena i broma kada se zagrijava, u prisustvu katalizatora - željeznog bromida. Završava stvaranjem bezbojnog jedinjenja, nerastvorljivog u vodi - bromobenzena:
C 6 H 6 + Br 2 \u003d C 6 H 5 Br + HBr
Jednostavna supstanca brom otopljena u vodi koristi se kao indikator za određivanje prisutnosti nezasićenih veza između atoma ugljika u molekulu organske tvari. Takva kvalitativna reakcija nalazi se u molekulima alkena ili alkina, pi vezama, na kojima je glavna hemijske reakcije specificirani ugljovodonici. Jedinjenje ulazi u reakcije supstitucije sa zasićenim ugljovodonicima, dok formira derivate metana, etana i drugih alkana. Poznata reakcija je dodavanje čestica broma, čija je formula Br2, nezasićenim tvarima s jednom ili dvije dvostruke ili trostruke veze u molekulima, na primjer, kao što su eten, acetilen ili butadien.
CH 2 \u003d CH 2 + Br 2 \u003d CH 2 Br - CH 2 Br
Ne samo jednostavna supstanca, već i njeno vodonično jedinjenje, HBr, može da reaguje sa ovim ugljovodonicima.
Osobine interakcije halogena sa fenolom
Organska tvar koja se sastoji od benzenskog prstena povezanog s hidroksilnom grupom je fenol. U njegovoj molekuli prati se međusobni uticaj grupa atoma jednih na druge. Stoga se reakcije supstitucije s halogenima u njemu odvijaju mnogo brže nego u benzenu. Štoviše, proces ne zahtijeva zagrijavanje i prisustvo katalizatora. Odmah su tri atoma vodika u molekulu fenola zamijenjena bromnim radikalima. Kao rezultat reakcije nastaje tribromofenol.
Kiseonička jedinjenja broma
Nastavimo proučavati pitanje šta je brom. Interakcija halogena sa hladnom vodom dovodi do proizvodnje hipohlorne kiseline HBrO. Slabiji je od spoja hlora jer smanjuje njegova oksidaciona svojstva. Još jedno jedinjenje, bromna kiselina, može se dobiti oksidacijom bromne vode hlorom. Ranije se u hemiji vjerovalo da brom ne može imati spojeve u kojima bi mogao pokazati oksidacijsko stanje od +7. Međutim, oksidacijom kalijevog bromata dobivena je sol - kalijev bromat, a iz nje - i odgovarajuća kiselina - HBrO 4. Halogeni joni imaju svojstva redukcije: kada molekule HBr djeluju na metale, potonji se oksidiraju vodikovim kationima. Dakle, samo oni metalni elementi koji su u nizu aktivnosti do vodika stupaju u interakciju sa kiselinom. Kao rezultat reakcije nastaju srednje soli - bromidi, a oslobađa se slobodni vodik.
Upotreba jedinjenja broma
Visoka oksidaciona sposobnost broma, čija je masa prilično velika, široko se koristi u analitičkoj hemiji, kao i u hemiji organske sinteze. U poljoprivredi se preparati koji sadrže brom koriste u borbi protiv korova i insekata. Usporivači požara - za impregnaciju se koriste tvari koje sprječavaju spontano izgaranje građevinski materijal, plastike, tkanine. U medicini je odavno poznat inhibitorni učinak soli: kalijum i natrijev bromid - na prolaz bioelektričnih impulsa duž nervnih vlakana. Koriste se u liječenju poremećaja nervnog sistema: histerije, neurastenije, epilepsije. S obzirom na jaku toksičnost jedinjenja, dozu lijeka treba kontrolirati liječnik.
U našem članku saznali smo što je brom, a što fizički i Hemijska svojstva karakteristično za njega.
DEFINICIJA
Brom- hemijski element koji se nalazi u četvrtom periodu u VIIA grupi periodnog sistema D.I. Mendeljejev.
Serijski broj je 35. Struktura atoma je prikazana na sl. 1. Nemetal iz p-familije.
Rice. 1. Šema strukture atoma broma.
U normalnim uslovima, brom je crveno-smeđa tečnost oštrog neprijatnog mirisa. Otrovno. Gustina 3,19 g/cm 3 (pri t 0 = 0 o C). Prilikom ključanja (t 0 \u003d 58,6 o C), brom prelazi iz tekućeg stanja u plinovito stanje - formira smeđe-smeđu paru.
Relativna atomska masa atomskog broma je 79.904 amu. Njegova relativna molekulska težina će biti 79,904, a molarna masa će biti:
M(Br 2) = M r (Br 2) × 1 mol = 79,904 g / mol.
Poznato je da je molekula broma dvoatomna - Br 2, tada će relativna atomska masa molekule broma biti jednaka:
A r (Br 2) = 79,904 × 2 = 159,808 a.m.u.
Relativna molekulska težina molekula broma bit će jednaka 159,808, a molarna masa:
M(Br 2) \u003d M r (Br 2) × 1 mol = 159,808 g / mol ili jednostavno 160 g / mol.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | Napišite jednadžbe reakcije u skladu sa shemom transformacije: Br 2 → NaBr → Br 2 → HBr → KBr → AgBr. |
| Odgovori | Da bi se iz bromne vode dobio natrijum bromid, potrebno je na njega djelovati razrijeđenim rastvorom natrijum hidroksida. Reakcija se odvija na temperaturi od 0 - 5 o C. Br 2 + 2NaBr dulute \u003d NaBr + NaBrO + H 2 O. Brom je moguće dobiti iz natrijevog bromida ako se soli (u čvrstom agregacijskom stanju) doda razrijeđena sumporna kiselina (10-50%): 2NaBr + H 2 SO 4 (razrijeđeno) = Na 2 SO 4 + 2HBr. Da bi se bromovodonik dobio iz bromne vode, u reakcionu smjesu se mora dodati vodik: Br 2 + H 2 = 2HBr. Kalijum bromid nastaje kao rezultat interakcije razrijeđenih otopina bromovodika i kalijevog hidroksida: HBr razrijeđen + KOH razrijeđen \u003d KBr + H 2 O. Žuti talog - srebro bromid može se dobiti djelovanjem na srebrni nitrat sa rastvorom kalijum bromida: KBr + AgNO 3 = AgBr↓ + KNO 3 . |
