Pôvod názvu je bróm. Bróm je jedovatý prvok so zaujímavými vlastnosťami. Bróm v tele

Vzdialene pripomínajúci vôňu jódu aj chlóru. Lietajúci, jedovatý. Molekula brómu je dvojatómová (vzorec Br2).

Príbeh

Kvapalný bróm ľahko interaguje so zlatom a vytvára bromid zlatý AuBr 3:

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

Aplikácia

V chémii

• Látky na báze brómu sú široko používané v organickej syntéze.
• "Brómová voda" (vodný roztok brómu) sa používa ako činidlo na kvalitatívne stanovenie nenasýtených organických zlúčenín.

Priemyselná aplikácia

Významná časť elementárneho brómu sa používala až do začiatku 80. rokov na výrobu 1,2-dibrómetánu, ktorý bol súčasťou etylovej kvapaliny, antidetonačnej prísady do benzínu, obsahujúcej tetraetylolovo; dibrómetán v tomto prípade slúžil ako zdroj brómu na tvorbu relatívne prchavého dibromidu olovnatého, aby sa zabránilo usadzovaniu pevných oxidov olova na častiach motora. Bróm sa používa aj pri syntéze retardérov horenia - prísad, ktoré dodávajú plastom, drevu a textilným materiálom požiarnu odolnosť.

• Bromid strieborný AgBr sa používa vo fotografii ako fotosenzitívna látka.
• Fluorid brómu sa niekedy používa ako veľmi silné okysličovadlo pohonnej látky.
• Roztoky bromidu sa používajú pri výrobe ropy.
• Roztoky bromidov ťažkých kovov sa používajú ako „ťažké kvapaliny“ pri obohacovaní minerálov flotačnou metódou.
• Mnohé organické zlúčeniny brómu sa používajú ako insekticídy a pesticídy.

V medicíne

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

Pri výrobe zbraní

Fyziologické pôsobenie

Bróm a jeho výpary sú toxické. Už pri koncentrácii brómu vo vzduchu v koncentrácii okolo 0,001 % (obj.) sa pozoruje podráždenie slizníc, závraty, krvácanie z nosa, pri vyšších koncentráciách - kŕče dýchacích ciest, dusenie. MPC pár brómu - 0,5 mg / m³. Orálna LD50 pre potkany je 1700 mg/kg. Pre ľudí je smrteľná perorálna dávka 14 mg/kg. V prípade otravy parami brómu by mala byť obeť okamžite prenesená na čerstvý vzduch (vdychovanie kyslíka sa prejaví čo najskôr); na obnovenie dýchania môžete použiť tampón navlhčený v amoniaku na krátky čas a pravidelne ho na krátky čas privádzať k nosu obete. Ďalšia liečba by sa mala vykonávať pod lekárskym dohľadom. Odporúčané inhalácie

Bróm je jednoduchá látka, halogén, objavená na začiatku 19. storočia. Nie je najbežnejším prvkom na Zemi, ale je široko rozptýlený: možno ho nájsť v moriach a oceánoch, v jazerách a podzemnej vody, V zemská kôra, atmosfére, v rastlinách (strukoviny, morské riasy). Nenachádza sa vo svojej čistej forme kvôli vysokej chemickej aktivite. Brómových minerálov je málo a nemajú žiadnu priemyselnú hodnotu. Extrahujú bróm z morskej vody, horkých jazier, podzemnej vody spojené s ropnými poliami.

Vlastnosti

Ťažká tmavočervená kvapalina. Len bróm a ortuť zo všetkých jednoduchých látok sú za normálnych podmienok kvapalinami. Vôňa je nepríjemná, bol to on, kto dal názov látke (z gréckeho "bromos", čo znamená nepríjemný zápach). Je slabo rozpustný vo vode, aj keď lepšie ako iné halogény. Mieša sa s organickými rozpúšťadlami v akomkoľvek pomere.

Reaktívny prvok, silné oxidačné činidlo, tvorí pomerne silnú kyselinu bromovodíkovú HBr. Okrem toho tvorí množstvo kyselín obsahujúcich kyslík. Reaguje s halogénmi, nekovmi, kovmi. Nereaguje s kyslíkom, dusíkom, platinou, tantalom. Vytvára bromidy, ľahko spája organické zlúčeniny.

Je potrebné rozlišovať medzi brómom ako chemickým prvkom a liekom "bróm", ktorý je predpísaný na klinike ako sedatívum. Bróm je veľmi toxický a na lekárske účely sa používa bromid draselný alebo bromid sodný, ktoré zvyšujú procesy inhibície v centrálnom nervovom systéme.

Bróm a jeho výpary sú jedovaté a tekutý bróm spôsobuje pri kontakte s pokožkou dlhodobé nehojace sa chemické popáleniny. S činidlom je dovolené pracovať len s použitím všetkých ochranných prostriedkov, vrátane špeciálneho odevu, rukavíc a plynovej masky. Vdychovanie pár brómu je nebezpečné najmä pre ľudí s ochoreniami dýchacích ciest, pretože sa môže vyvinúť pľúcny edém. V prípade otravy brómom treba človeku zabezpečiť čerstvý vzduch alebo inhaláciu kyslíka a privolať lekára. Pomáha teplé mlieko, sóda, sóda obsahujúca minerálka, káva. Roztok tiosíranu sodného slúži ako protijed a neutralizátor pri úniku brómu. Môže byť tiež impregnovaný do obväzov na ochranu pred výparmi. Na malé úniky postačí obyčajná sóda bikarbóna, ale reakcia s brómom je exotermická, čo spôsobí zvýšenie teploty vzduchu a zvýšenie výparov, preto je najlepšie mať po ruke tiosíran sodný.

Aplikácia

- V chemickom priemysle sa bróm používa na výrobu organických a anorganických zlúčenín, ako je bromid draselný a sodný, kyselina bromovodíková, dibrómetán a mnohé ďalšie.
- Bróm je žiadaný pre vysokokvalitnú gumu.
- Na analytické účely sa používa bróm, brómová voda, bromid draselný, bromid sodný.
- Bromid strieborný sa používa ako fotosenzitívny materiál vo fotografii.
- Takmer polovica vyrobeného brómu sa v organickej syntéze používa na získanie 1,2 dibrómetánu, ktorý je súčasťou paliva ako antidetonačné aditívum, používané na ochranu dreva pred poškodením hmyzom.
- Bróm sa široko používa na výrobu spomaľovačov horenia - špeciálnych prísad a impregnácií, ktoré dávajú farbám, plastom, drevu, textilným materiálom protipožiarne vlastnosti.
- Brómchlórmetán sa používa na plnenie hasiacich prístrojov.
- Fluorid brómu sa používa v raketovom palive.
- IN poľnohospodárstvo zlúčeniny brómu sa používajú na ničenie škodcov rastlín.
- Roztoky bromidov sa používajú v závodoch na výrobu ropy, ťažbu a spracovanie.
- V medicíne sú roztoky KBr a NaBr súčasťou sedatív, napríklad v zložení Corvalolu.
- Bróm je možné použiť ako dezinfekčný prostriedok na nahradenie chlóru v bazénoch, úpravniach vody.

Bromid draselný, bromid sodný, kyselina bromovodíková, štandardný titer bromidu draselného sa predávajú v našom internetovom obchode za konkurencieschopné ceny.

atómové číslo	35
Vzhľad jednoduchá látka	červenohnedá kvapalina so silným nepríjemným zápachom
Vlastnosti atómu
Atómová hmotnosť (molárna hmota)	79,904 a. e.m. (g/mol)
Polomer atómu	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
Teplo odparovania	(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). Reaktívny nekov, patrí do skupiny halogénov. Jednoduchá látka bróm (číslo CAS: 7726-95-6) je za normálnych podmienok ťažká červenohnedá kvapalina so silným nepríjemným zápachom. Molekula brómu je dvojatómová (vzorec Br2).

Príbeh

Bróm objavil v roku 1826 A. J. Balar, mladý vysokoškolský učiteľ v meste Montpellier. Objav Balaru dostal jeho meno do povedomia celého sveta. Z jednej populárnej knihy do druhej sa šíri tvrdenie, že Liebig, znepokojený skutočnosťou, že neznámy Antoine Balard bol pred samotným Justusom Liebigom v objave brómu, zvolal, že vraj to nebol Balar, kto objavil bróm, ale bróm. objavil Balar. Nie je to však pravda, presnejšie povedané, 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 na post profesora.

pôvod mena

Názov prvku je βρῶμος — smrad.

Potvrdenie

Bróm sa získava chemicky zo soľanky -:

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. Bod topenia (tuhnutie) brómu je -7,2 °C, bod varu 58,8 °C, pri vare sa bróm mení z kvapaliny na hnedo-hnedú 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 %). Umelo získané rádioaktívne izotopy.

Chemické vlastnosti

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

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

Br2 + H20 -> HBr + HBrO.

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

Bróm je medziprodukt v chemickej aktivite medzi chlórom a jódom. Keď bróm reaguje s roztokmi jodidu, uvoľňuje sa voľný jód:

Br2 + 2KI → I2↓ + 2KBr.

Naopak, pôsobením chlóru na bromidy vo vodných roztokoch sa uvoľňuje voľný bróm:

Keď bróm reaguje so sírou, vzniká S 2 Br 2, keď bróm reaguje s fosforom, vznikajú PBr 3 a PBr 5. Bróm tiež reaguje s nekovmi selénom a telúrom.

Reakcia brómu s vodíkom prebieha pri zahrievaní a vedie k tvorbe bromovodíka HBr. Roztok HBr vo vode je kyselina bromovodíková, podobnej sily ako kyselina chlorovodíková HCl. Soli kyseliny bromovodíkovej - bromidy (NaBr, MgBr 2, AlBr 3 atď.). Kvalitatívnou reakciou na prítomnosť bromidových iónov v roztoku je tvorba svetložltej zrazeniny bromidu strieborného AgBr, ktorý je prakticky nerozpustný vo vode, s iónmi Ag +.

Bróm priamo nereaguje s kyslíkom a dusíkom. Bróm tvorí veľké množstvo rôznych zlúčenín s inými halogénmi. Napríklad bróm tvorí nestabilný BrF3 a BrF5 s fluórom a IBr s jódom. Pri interakcii s mnohými kovmi vytvára bróm bromidy, napríklad AlBr 3, CuBr 2, MgBr 2 atď. Tantal a platina sú odolné voči pôsobeniu brómu, v 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 pridá bróm, čím sa získajú zodpovedajúce dibrómderiváty:

C2H4 + Br2 -> C2H4Br2.

Bróm tiež spája 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 interaguje s alkalickými roztokmi a s roztokmi uhličitanu sodného alebo draselného, ​​tvoria 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, bróm HBrO.

Aplikácia

V chémii

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

V strojárstve

- Bromid strieborný AgBr sa používa vo fotografii ako fotosenzitívna látka.
- Používa sa na vytváranie retardérov horenia - prísad, ktoré dávajú ohňovzdornosť plastom, drevu, textilným materiálom.
- Fluorid brómu sa niekedy používa ako veľmi silné okysličovadlo pohonnej látky.
- 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 používal na výrobu bojových chemických látok.

Fyziologické pôsobenie

Už pri koncentrácii brómu vo vzduchu v koncentrácii okolo 0,001 % (obj.) sa pozoruje podráždenie slizníc, závraty, pri vyšších koncentráciách - kŕče dýchacích ciest až dusenie. MPC pár brómu je 0,5 mg/m³. Pri požití je toxická dávka 3 g, smrteľná od 35 g Pri otrave parami brómu treba postihnutého ihneď vyviesť na čerstvý vzduch; na obnovenie dýchania môžete použiť tampón navlhčený v amoniaku na krátky čas a pravidelne ho na krátky čas privádzať k nosu obete. Ďalšia liečba by sa mala vykonávať pod lekárskym dohľadom. Tekutý bróm pri kontakte s pokožkou spôsobuje bolestivé popáleniny.

Vlastnosti práce

Pri práci s brómom je potrebné používať ochranný odev, plynovú masku a špeciálne rukavice. Vzhľadom na vysokú reaktivitu a toxicitu pár brómu aj kvapalného brómu by sa mal skladovať v sklenenej, tesne uzavretej hrubostennej nádobe. Fľaštičky s brómom sú umiestnené v nádobách s pieskom, ktorý chráni banky pred zničením pri pretrepaní. Kvôli vysokej hustote brómu by sa fľaše s ním nikdy nemali brať 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 v armáde údajne pridávajú bróm do jedla na zníženie sexuálnej túžby. Tento mýtus nemá žiadny základ - túžbu úspešne znižuje fyzická aktivita a doplnky skutočne pridávané do jedla sa najčastejšie ukážu ako kyselina askorbová na prevenciu beriberi. Navyše, brómové prípravky majú slanú chuť a neovplyvňujú ani príťažlivosť, ani potenciu. Majú sedatívny a sedatívny účinok.

Červeno-hnedá kvapalina s ostrým špecifickým zápachom, slabo rozpustná vo vode, ale rozpustná v benzéne, chloroforme, sírouhlíku a iných organických rozpúšťadlách. Takáto odpoveď môže byť daná 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 popáleniny, ktoré sa dlho nehoja. V našom článku to budeme študovať fyzikálne vlastnosti a tiež zvážiť chemické reakcie charakteristické pre bróm.

Hlavnou podskupinou siedmej skupiny je poloha 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 spoločného páru elektrónov, tento typ väzby sa nazýva kovalentná. Je tiež nepolárny, nachádza sa v rovnakej vzdialenosti od jadier atómov. Vzhľadom na pomerne veľký polomer atómu - 1,14 A °, oxidačné vlastnosti prvku, jeho elektronegativita a nekovové vlastnosti sú menšie ako vlastnosti fluóru a chlóru. Teplota varu naopak stúpa a je 59,2 °C, relatívna molekulová hmotnosť brómu je 180. Vo voľnom stave sa vzhľadom na vysokú aktivitu prvok ako jednoduchá látka nevyskytuje. V prírode sa vyskytuje vo viazanom stave vo forme solí sodíka, horčíka, draslíka, ich obsah je vysoký najmä v morskej vode. Niektoré druhy hnedých a červených rias: sargassum, fucus, batrachospermum, obsahujú veľké množstvo bróm a jód.

Reakcie s jednoduchými látkami

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

Br2 + H2 \u003d 2HBr

Bróm však priamo nereaguje 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, sú rýchle:

Br 2 + 3 F 2 \u003d 2 BrF 3

Pri poslednej reakcii je oxidačný stav prvku +3, pôsobí ako redukčné činidlo. V priemysle sa bróm vyrába oxidáciou bromovodíka silnejším halogénom, ako je chlór. 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. Takže pri pôsobení brómovej vody, ktorá má červeno-hnedú farbu, na roztok siričitanu sodného pozorujeme zmenu farby roztoku. Je to spôsobené oxidáciou strednej soli, siričitanu, na síran sodný brómom. Samotný halogén sa redukuje a mení sa na bromovodík, ktorý nemá žiadnu farbu.

Interakcia s organickými zlúčeninami

Molekuly Br 2 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, nerozpustnej vo vode - brómbenzénu:

C6H6 + Br2 \u003d C6H5Br + HBr

Jednoduchá látka bróm rozpustená vo vode sa používa ako indikátor na určenie prítomnosti nenasýtených väzieb medzi atómami uhlíka v molekule organických látok. Takáto 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, pričom vytvára deriváty metánu, etánu a iných alkánov. Známou reakciou je pridávanie častíc brómu, ktorého vzorec je Br2, k nenasýteným látkam s jednou alebo dvoma dvojitými alebo trojitými väzbami v molekulách, napríklad k eténu, acetylénu alebo butadiénu.

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

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 spojeného s hydroxylovou skupinou je fenol. V jeho molekule sa sleduje vzájomný vplyv skupín atómov na seba. Preto substitučné reakcie s halogénmi v ňom prebiehajú oveľa rýchlejšie ako v benzéne. Okrem toho proces nevyžaduje zahrievanie a prítomnosť katalyzátora. Okamžite sú tri atómy vodíka v molekule fenolu nahradené radikálmi brómu. Výsledkom reakcie je vznik tribrómfenolu.

Kyslíkové zlúčeniny brómu

Pokračujme v štúdiu otázky, čo je bróm. Interakcia halogénu s studená voda vedie k produkcii kyseliny chlórnej HBrO. Je slabšia ako zlúčenina chlóru znížením jej oxidačných vlastností. Ďalšiu zlúčeninu, kyselinu brómovú, možno získať oxidáciou brómovej vody chlórom. Skôr v chémii sa 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 - a zodpovedajúca kyselina - HBrO 4 . Halogénové ióny majú redukčné vlastnosti: keď molekuly HBr pôsobia na kovy, tieto sú oxidované katiónmi vodíka. Preto s kyselinou interagujú iba tie kovové prvky, ktoré sú v sérii aktivít až po vodík. V dôsledku reakcie sa tvoria stredné soli - bromidy a uvoľňuje sa voľný vodík.

Použitie 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 v boji proti burine a hmyzím škodcom. Na impregnáciu sa používajú retardéry horenia - látky, ktoré zabraňujú samovznieteniu stavebné materiály, plasty, látky. V medicíne je už dlho známy inhibičný účinok solí: bromidu draselného a sodného 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 kontrolovať lekár.

V našom článku sme zistili, čo je bróm a aké fyzické a Chemické vlastnosti charakteristické pre neho.

DEFINÍCIA

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

Poradové 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 s ostrým nepríjemným zápachom. Jedovatý. Hustota 3,19 g/cm3 (pri to = 0 °C). Pri vare (t 0 \u003d 58,6 o C) prechádza bróm z kvapalného stavu do plynného stavu - tvorí hnedo-hnedú paru.

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

M(Br2) \u003d Mr (Br2) × 1 mol \u003d 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) \u003d 79,904 × 2 \u003d 159,808 am.u.

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

M(Br 2) \u003d M r (Br 2) × 1 mol \u003d 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

Na získanie bromidu sodného z brómovej vody je potrebné na ňu pôsobiť zriedeným roztokom hydroxidu sodného. Reakcia prebieha pri teplote 0 - 5 °C. Dulute Br2 + 2NaBr \u003d NaBr + NaBrO + H20. Bróm je možné získať z bromidu sodného, ​​ak sa k soli (v pevnom stave agregácie) pridá zriedená kyselina sírová (10-50%): 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 zriedený + KOH zriedený \u003d KBr + H20. Žltá zrazenina - bromid strieborný sa môže získať pôsobením na dusičnan strieborný s roztokom bromidu draselného: KBr + AgN03 = AgBr↓ + KN03.