臭素が名前の由来です。 臭素は興味深い特性を持つ有毒元素です。 体内の臭素

遠くにヨウ素と塩素の両方の匂いを思い出させます。 飛んでいて、有毒です。 臭素分子は二原子です (式 Br 2)。

話

液体臭素は金と容易に相互作用し、三臭化金 AuBr 3 を形成します。

2 A u + 3 B r 2 → 2 A u B r 3 (\displaystyle (\mathsf (2Au+3Br_(2)\rightarrow 2AuBr_(3)))

応用

化学では

• 臭素系物質は有機合成に広く使用されています。
• 「臭素水」（臭素水溶液）は、不飽和有機化合物の定性測定用試薬として使用されます。

産業用途

臭素元素のかなりの部分は、1,2-ジブロモエタンの製造に 1980 年代初頭まで使用されていました。これは、テトラエチル鉛を含むガソリンのアンチノック添加剤であるエチル液の一部でした。 この場合、ジブロモエタンは臭素源として機能し、比較的揮発性の二臭化鉛を形成し、エンジン部品への固体酸化鉛の堆積を防止しました。 臭素は、プラスチック、木材、繊維材料に耐火性を与える添加剤である難燃剤の合成にも使用されます。

• 臭化銀 AgBr は写真撮影において感光性物質として使用されます。
• 五フッ化臭素は、非常に強力な推進剤酸化剤として使用されることがあります。
• 臭化物溶液は石油生産に使用されます。
• 重金属臭化物の溶液は、浮遊選鉱法による鉱物の濃縮における「重質液体」として使用されます。
• 多くの有機臭素化合物が殺虫剤や殺虫剤として使用されています。

医学において

• 医学では、臭化ナトリウムと臭化カリウムが鎮静剤として使用されます。

武器の生産において

生理作用

臭素とその蒸気は有毒です。 空気中の臭素濃度が約0.001％（体積比）の場合、すでに粘膜の刺激、めまい、鼻血が観察され、さらに高濃度では気道けいれん、窒息が観察されます。 臭素蒸気の MPC - 0.5 mg / m3。 ラットの経口LD 50 は1700 mg/kgです。 人間の場合、経口致死量は 14 mg/kg です。 臭素蒸気による中毒の場合、犠牲者は直ちに新鮮な空気の場所に移送されるべきです（できるだけ早く酸素吸入が示されます）。 呼吸を回復するには、アンモニアで湿らせた綿棒を短時間使用し、定期的に短時間犠牲者の鼻に当てます。 さらなる治療は医師の監督下で実施する必要があります。 推奨される吸入量

臭素は、19 世紀初頭に発見されたハロゲンの単体物質です。 地球上で最も一般的な元素ではありませんが、広く点在しています。海や海洋、湖などで見つかります。 地下水、V 地球の地殻、大気、植物（マメ科植物、海藻）に含まれる。 化学活性が高いため、純粋な形では見つかりません。 臭素鉱物はほとんど存在せず、工業的価値はありません。 彼らは海水、苦い湖、 地下水油田関連。

プロパティ

濃い赤色の液体。 通常の状態では、すべての単体物質のうち臭素と水銀だけが液体です。 その匂いは不快であり、この物質に名前を付けたのは彼でした（悪臭を意味するギリシャ語の「ブロモス」に由来）。 他のハロゲンよりは優れていますが、水にはほとんど溶けません。 有機溶剤と任意の割合で混合します。

反応性元素である強力な酸化剤は、かなり強力な臭化水素酸 HBr を形成します。 さらに、多くの酸素含有酸を生成します。 ハロゲン、非金属、金属と反応する。 酸素、窒素、白金、タンタルとは反応しません。 臭化物を形成し、有機化合物と容易に結合します。

化学元素としての臭素と、クリニックで鎮静剤として処方される薬「臭素」を区別する必要があります。 臭素は非常に有毒であり、医療目的には、中枢神経系の抑制プロセスを強化する臭化カリウムまたは臭化ナトリウムが使用されます。

臭素とその蒸気は有毒であり、液体臭素が皮膚に触れると長期にわたる治癒しない化学火傷を引き起こします。 試薬を扱う作業は、特別な衣服、手袋、ガスマスクを含むすべての保護具を使用した場合にのみ許可されます。 臭素蒸気の吸入は、肺水腫を引き起こす可能性があるため、呼吸器疾患のある人にとって特に危険です。 臭素中毒の場合は、新鮮な空気または酸素吸入を提供し、医師に連絡する必要があります。 牛乳、炭酸飲料、炭酸飲料を温めるのに役立ちます ミネラルウォーター、 コーヒー。 チオ硫酸ナトリウム溶液は臭素流出に対する解毒剤および中和剤として機能します。 また、煙を防ぐために顔の包帯に含浸させることもできます。 少量の流出の場合は、通常の重曹で十分ですが、臭素との反応は発熱し、気温が上昇し、煙が増加するため、チオ硫酸ナトリウムを用意するのが最善です。

応用

- 化学産業では、臭素は臭化カリウムや臭化ナトリウム、臭化水素酸、ジブロモエタンなどの有機および無機化合物を製造するために使用されます。
- 臭素は高品質のゴムとして需要があります。
・分析用には臭素、臭素水、臭化カリウム、臭化ナトリウムが使用されます。
- 臭化銀は写真の感光材料として使用されます。
- 生産された臭素のほぼ半分は、有機合成において昆虫による損傷から木材を保護するために使用されるアンチノック添加剤として燃料の一部である 1,2 ジブロモエタンを得るために使用されます。
- 臭素は、塗料、プラスチック、木材、繊維材料に消火特性を与える特殊な添加剤および含浸剤である難燃剤の製造に広く使用されています。
- 消火器の充填にはブロモクロロメタンが使用されています。
- 五フッ化臭素はロケット燃料に使用されます。
- で 農業臭素化合物は植物の害虫を防除するために使用されます。
- 臭化物の溶液は、石油生産、採掘および加工プラントで使用されます。
- 医学では、KBr と NaBr の溶液は、たとえばコルバロールの組成に含まれる鎮静剤の一部です。
- 臭素は、プールや浄水場の塩素に代わる消毒剤として使用できます。

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原子番号	35
外観単体の物質	強い不快臭のある赤褐色の液体
原子の性質
原子質量 （モル質量）	79.904a. e.m. (g/mol)
原子半径	なし 午後
イオン化エネルギー (第一電子)	1142.0 (11.84) kJ/モル (eV)
電子構成	3D 10 4秒 2 4p 5
化学的特性
共有結合半径	午後114時
イオン半径	(+5e)47 (-1e)196 午後
電気陰性度 (ポーリングによると)	2,96
電極電位	0
酸化状態	7, 5, 3, 1, -1
単体物質の熱力学的性質
密度	3.12 g/cm3
モル熱容量	75.69 J/(K mol)
熱伝導率	0.005W/(m・K)
融点	265.9K
溶ける熱	(Br-Br) 10.57 kJ/mol
沸騰温度	331.9K
蒸発熱	(Br-Br) 29.56 kJ/mol
モル体積	23.5 cm3/mol
単体の結晶格子
格子構造	斜方晶系
格子パラメータ	a=6.67 b=4.48 c=8.72 Å
c/a比	—
デバイ温度	該当なし K

Br	35
79,904
3D 10 4秒 2 4p 5

-D.I.メンデレーエフの化学元素の周期系の第4周期の第7グループの主要サブグループの元素、原子番号35。記号Br（緯度ブロムム）で示されます。 反応性非金属で、ハロゲンのグループに属します。 単体臭素 (CAS 番号: 7726-95-6) は、通常の状態では、強い不快臭を伴う重い赤茶色の液体です。 臭素分子は二原子です (式 Br2)。

話

臭素は、1826 年にモンペリエ市の若い大学教師 A. J. Balar によって発見されました。 バラールの発見により、彼の名は全世界に知られるようになりました。 人気のある本から別の本へと、無名のアントワーヌ・バラールが臭素の発見においてユスタス・リービッヒ自身より先を行っていたという事実に心を痛め、リービッヒは臭素を発見したのはバラールではなく臭素だと叫んだという主張がさまよっている。バラルを発見した。 しかし、これは真実ではありません。より正確に言えば、完全に真実ではありません。 というフレーズがありましたが、それは J. リービッヒのものではなく、教授のポストに選出された A. バラールではなく、オーギュスト ローランにソルボンヌ大学の化学講座の教授になってもらいたかったシャルル ジェラールのものでした。

名前の由来

要素の名前は βρῶμος — 悪臭.

レシート

臭素は塩水から化学的に得られます -:

物理的特性

通常の状態では、臭素は赤茶色の液体で、鋭い不快な臭いがあり、有毒で、皮膚に接触すると火傷をします。 0℃での密度 - 3.19 g / cm3。 臭素の融点（固化）は-7.2℃、沸点は58.8℃で、沸騰すると臭素は液体から茶褐色の蒸気に変化し、吸入すると気道を刺激します。 水溶液中の標準電極電位 Br2 / Br - は +1.065 V です。

通常の臭素は、同位体 79 Br (50.56%) と 81 Br (49.44%) で構成されます。 人工的に得られた放射性同位体。

化学的特性

それは、二原子分子 Br 2 の形で遊離形態で存在します。 分子から原子への顕著な解離は 800 °C の温度で観察され、温度がさらに上昇すると急速に増加します。 Br 2 分子の直径は 0.323 nm、この分子の核間距離は 0.228 nm です。

臭素は他のハロゲンよりわずかですが水に溶けやすく（20℃の水100g中に3.58g）、その溶液は臭素水と呼ばれます。 臭素水中では、反応が進行して臭化水素酸と不安定な次亜臭素酸が生成されます。

Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO。

臭素はほとんどの有機溶媒とあらゆる点で混和し、有機溶媒分子の臭素化がよく起こります。

臭素は、化学活性において塩素とヨウ素の中間です。 臭素がヨウ化物溶液と反応すると、遊離ヨウ素が放出されます。

Br 2 + 2KI → I 2 ↓ + 2KBr。

逆に、水溶液中の臭化物に塩素が作用すると、遊離臭素が放出されます。

臭素が硫黄と反応すると S 2 Br 2 が形成され、臭素がリンと反応すると PBr 3 と PBr 5 が形成されます。 臭素は非金属のセレンやテルルとも反応します。

臭素と水素の反応は加熱すると進行し、臭化水素 HBr が生成します。 HBr の水溶液は臭化水素酸であり、強度は塩酸 HCl と同様です。 臭化水素酸の塩 - 臭化物 (NaBr、MgBr 2、AlBr 3 など)。 溶液中の臭化物イオンの存在に対する定性的な反応は、Ag + イオンによる、水に実質的に不溶性の臭化銀 AgBr の淡黄色の沈殿物の形成です。

臭素は酸素や窒素と直接反応しません。 臭素は他のハロゲンと多数の異なる化合物を形成します。 例えば、臭素はフッ素と不安定な BrF 3 および BrF 5 を形成し、ヨウ素と IBr を形成します。 臭素は多くの金属と相互作用すると、AlBr 3、CuBr 2、MgBr 2 などの臭化物を形成します。タンタルとプラチナは、程度は低いものの臭素の作用に対して耐性があります。 銀、チタン、鉛.

臭素は強力な酸化剤であり、亜硫酸イオンを硫酸塩に酸化し、亜硝酸イオンを硝酸塩に酸化します。

二重結合を含む有機化合物と相互作用する場合、臭素が追加され、対応するジブロモ誘導体が得られます。

C 2 H 4 + Br 2 → C 2 H 4 Br 2。

臭素は三重結合を含む有機分子にも結合します。 臭素水に気体を通したとき、または液体を加えたときの臭素水の変色は、気体または液体中に不飽和化合物が存在していることを示しています。

触媒の存在下で加熱すると、臭素はベンゼンと反応してブロモベンゼン C 6 H 5 Br を生成します（置換反応）。

臭素がアルカリ溶液および炭酸ナトリウムまたは炭酸カリウムの溶液と相互作用すると、対応する臭化物および臭素酸塩が形成されます。たとえば、次のとおりです。

3Br 2 + 3Na 2 CO 3 → 5NaBr + NaBrO 3 + 3CO 2。

臭素酸

酸素を含まない臭化水素酸 HBr に加えて、臭素は多くの酸素酸、臭素 HBrO 4、臭素 HBrO 3、臭素 HBrO 2、臭素 HBrO を形成します。

応用

化学では

臭素系物質は、基本的な有機合成に広く使用されています。

エンジニアリングにおいて

- 臭化銀 AgBr は、写真撮影において感光性物質として使用されます。
- 難燃剤、つまりプラスチック、木材、繊維材料に耐火性を与える添加剤の作成に使用されます。
- 五フッ化臭素は、非常に強力な推進剤酸化剤として使用されることがあります。
- 1,2-ジブロモエタンは現在、四エチル鉛の代わりに自動車燃料のアンチノック添加剤として使用されています。
— 臭化物溶液は石油生産に使用されます。

医学において

医学では、臭化ナトリウムと臭化カリウムが鎮静剤として使用されます。

武器の生産において

第一次世界大戦後、臭素は化学兵器の製造に使用されてきました。

生理作用

すでに空気中の臭素濃度が約0.001％（体積比）の場合、粘膜の刺激、めまい、そしてより高い濃度では、気道のけいれん、窒息が観察されます。 臭素蒸気の MPC は 0.5 mg/m3 です。 摂取した場合の毒性量は 3 g、致死量は 35 g です。臭素蒸気による中毒の場合、被害者は直ちに新鮮な空気の場所に移送されなければなりません。 呼吸を回復するには、アンモニアで湿らせた綿棒を短時間使用し、定期的に短時間犠牲者の鼻に当てます。 さらなる治療は医師の監督下で実施する必要があります。 液体臭素が皮膚に接触すると、痛みを伴う火傷を引き起こします。

仕事の特徴

臭素を扱う場合は、防護服、ガスマスク、特別な手袋を使用する必要があります。 臭素蒸気と液体臭素は両方とも高い反応性と毒性があるため、しっかりと密封された厚肉のガラス容器に保管する必要があります。 臭素の入ったバイアルは、振ったときにフラスコが破壊されないように砂の入った容器に入れられます。 臭素の濃度が高いため、臭素が入ったボトルを喉だけで飲むことは絶対に避けてください (喉が外れて臭素が床に落ちてしまう可能性があります)。

流出した臭素を中和するには、臭素が付着した表面を亜硫酸ナトリウム Na 2 SO 3 溶液で満たす必要があります。

神話と伝説

軍隊では性欲を抑えるために食品に臭素を加​​えているという伝説が広く広まっている。 この通説には根拠がありません。欲望は身体活動によってうまく軽減され、実際に食品に添加されるサプリメントは、ほとんどの場合、脚気を予防するためのアスコルビン酸であることが判明します。 さらに、臭素製剤は塩味があり、魅力や効能には影響しません。 鎮静作用や鎮静作用があります。

赤褐色の液体で、鋭い特有の臭気を持ち、水には溶けにくいが、ベンゼン、クロロホルム、二硫化炭素などの有機溶媒には溶ける。 このような答えは、「臭素とは何ですか?」という質問に対して与えることができます。 この化合物は最も活性な非金属のグループに属し、多くの単体物質と反応します。 毒性が非常に高く、蒸気を吸入すると気道を刺激し、皮膚に接触すると重度の火傷を引き起こし、長期間治りません。 私たちの記事ではそれを研究します 物理的特性、臭素に特有の化学反応も考慮します。

第 7 グループの主なサブグループは、化学元素の周期表における元素の位置です。 原子の最後のエネルギー層には、2 つの s 電子と 5 つの p 電子が含まれています。 すべてのハロゲンと同様に、臭素は大きな電子親和力を持っています。 これは、他の化学元素の負の粒子を電子殻に引き込みやすく、陰イオンになることを意味します。 臭素の分子式は Br 2 です。 原子は結合電子対の助けを借りて互いに接続されており、このタイプの結合は共有結合と呼ばれます。 また、非極性であり、原子核から同じ距離に位置します。 原子の半径が1.14A°とかなり大きいため、元素の酸化特性、電気陰性度、非金属特性はフッ素や塩素よりも小さくなります。 逆に沸点は上昇し59.2℃、臭素の相対分子量は180です。遊離状態では活性が高いため、単体としての元素は存在しません。 自然界では、ナトリウム、マグネシウム、カリウムの塩の形で結合した状態で存在しており、その含有量は特に海水に多く含まれています。 いくつかの種類の褐藻および紅藻類: ホンダワラ、ヒバマタ、バトラコスペルマム、 たくさんの臭素とヨウ素。

単体物質との反応

この元素は、硫黄、リン、水素などの多くの非金属との相互作用によって特徴付けられます。

Br 2 + H 2 \u003d 2HBr

ただし、臭素は窒素、炭素、酸素と直接反応しません。 ほとんどの金属は臭素によって容易に酸化されます。 ハロゲンの作用に反応しないのは、鉛、銀、白金などの一部だけです。 フッ素や塩素などのより活性なハロゲンと臭素との反応は高速です。

Br2+3F2\u003d2BrF3

最後の反応では、元素の酸化状態は +3 であり、還元剤として機能します。 産業においては、臭素は臭化水素を塩素などのより強力なハロゲンで酸化することによって生成されます。 この化合物を入手するための主な原料源は、地下の掘削水と塩湖の高濃度溶液です。 ハロゲンは、中程度の塩のクラスの複雑な物質と相互作用することができます。 したがって、亜硫酸ナトリウムの溶液に赤茶色の臭素水を作用させると、溶液の変色が観察されます。 これは、臭素によ​​る中間塩である亜硫酸塩の硫酸ナトリウムへの酸化によるものです。 ハロゲン自体は還元され、色のない臭化水素の形に変わります。

有機化合物との相互作用

Br 2 分子は、単純な物質だけでなく複雑な物質とも相互作用することができます。 たとえば、臭化第二鉄という触媒の存在下で加熱すると、芳香族炭化水素ベンゼンと臭素の間で置換反応が起こります。 それは水に不溶の無色の化合物、ブロモベンゼンの形成で終わります。

C 6 H 6 + Br 2 \u003d C 6 H 5 Br + HBr

水に溶けた単体の臭素は、有機物質の分子中の炭素原子間の不飽和結合の存在を判断するための指示薬として使用されます。 このような定性的な反応はアルケンまたはアルキンの分子、パイ結合に見られ、これらの炭化水素の主な化学反応はそれに依存します。 この化合物は飽和炭化水素と置換反応を起こし、メタン、エタン、その他のアルカンの誘導体を形成します。 よく知られている反応は、分子内に 1 つまたは 2 つの二重結合または三重結合を持つ不飽和物質、たとえばエテン、アセチレン、ブタジエンなどへの臭素粒子 (式 Br2) の付加です。

CH 2 \u003d CH 2 + Br 2 \u003d CH 2 Br - CH 2 Br

これらの炭化水素とは、単体の物質だけでなく、その水素化合物である HBr も反応します。

ハロゲンとフェノールの相互作用の特徴

ベンゼン環と水酸基が結合した有機物がフェノールです。 その分子内では、原子グループの相互影響が追跡されます。 したがって、ベンゼンに比べてハロゲンによる置換反応が速く進みます。 さらに、このプロセスは加熱や触媒の存在を必要としません。 フェノール分子内の 3 つの水素原子がすぐに臭素ラジカルに置き換えられます。 反応の結果として、トリブロモフェノールが形成されます。

臭素の酸素化合物

臭素とは何かという問題を勉強し続けましょう。 ハロゲンとの相互作用 冷水次亜塩素酸HBrOの生成につながります。 酸化力が弱められているため、塩素化合物よりも弱くなります。 別の化合物である臭素酸は、臭素水を塩素で酸化することで得られます。 化学の初期には、臭素には +7 の酸化状態を示す化合物はあり得ないと考えられていました。 しかし、臭素酸カリウムの酸化により、臭素酸カリウムという塩が得られ、そこから対応する酸HBrO 4 が得られました。 ハロゲンイオンには還元特性があります。HBr 分子が金属に作用すると、金属は水素カチオンによって酸化されます。 したがって、水素までの活性系列にある金属元素のみが酸と相互作用します。 反応の結果として、中程度の塩、つまり臭化物が形成され、遊離水素が放出されます。

臭素化合物の使用

質量が非常に大きい臭素の高い酸化能力は、有機合成化学だけでなく分析化学でも広く使用されています。 農業では、雑草や害虫と戦うために臭素を含む製剤が使用されます。 難燃剤 - 自然発火を防ぐ物質が含浸に使用されています。 建材、プラスチック、布地。 医学では、神経線維に沿った生体電気インパルスの伝達に対する塩、臭化カリウムと臭化ナトリウムの阻害効果は長い間知られていました。 それらは、ヒステリー、神経衰弱、てんかんなどの神経系疾患の治療に使用されます。 化合物の強い毒性を考慮すると、薬物の投与量は医師によって管理される必要があります。

私たちの記事では、臭素とは何か、物理的および臭素とは何かを明らかにしました。 化学的特性彼の特徴。

意味

臭素- D.I.の周期表の VIIA 族の第 4 周期に位置する化学元素。 メンデレーエフ。

通し番号は 35 です。原子の構造は図に示されています。 1. p族の非金属。

米。 1. 臭素原子の構造の模式図。

通常の状態では、臭素は鋭い不快な臭いを持つ赤茶色の液体です。 有毒。 密度 3.19 g/cm 3 (t 0 = 0 ℃)。 沸騰すると（t 0 \u003d 58.6℃）、臭素は液体状態から気体状態に変わり、茶褐色の蒸気を形成します。

臭素原子の相対原子量は 79.904 amu です。その相対分子量は 79.904、モル質量は次のようになります。

M(Br 2) \u003d M r (Br 2) × 1 mol \u003d 79.904 g / mol。

臭素分子は二原子 - Br 2 であることが知られており、臭素分子の相対原子量は次のようになります。

A r (Br 2) \u003d 79.904 × 2 \u003d 159.808 a.m.u.

臭素分子の相対分子量は 159.808 に等しく、モル質量は次のようになります。

M(Br 2) \u003d M r (Br 2) × 1 mol \u003d 159.808 g / mol、または単純に160 g / mol。

問題解決の例

例 1

エクササイズ

変換スキームに従って反応方程式を書きます。 Br2→NaBr→Br2→HBr→KBr→AgBr。

答え

臭素水から臭化ナトリウムを得るには、水酸化ナトリウムの希薄溶液を臭素水に作用させる必要があります。 反応は0～5℃の温度で起こります。 Br 2 + 2NaBr 希薄\u003d NaBr + NaBrO + H 2 O。 希硫酸 (10 ～ 50%) を塩 (固体の凝集状態) に添加すると、臭化ナトリウムから臭素を得ることができます。 2NaBr + H 2 SO 4 (希釈) = Na 2 SO 4 + 2HBr。 臭素水から臭化水素を得るには、反応混合物に水素を添加する必要があります。 Br 2 + H 2 = 2HBr。 臭化カリウムは、臭化水素と水酸化カリウムの希溶液の相互作用の結果として形成されます。 HBr希釈 + KOH希釈\u003d KBr + H 2 O。 臭化カリウム溶液を硝酸銀に作用させると、黄色の沈殿物である臭化銀が得られます。 KBr + AgNO 3 = AgBr↓ + KNO 3 。