WikiSort.ru - Не сортированное

Бромоводород
Общие
Систематическое наименование	бромоводород
Традиционные названия	Бромистый водород
Хим. формула	HBr
Физические свойства
Состояние	бесцветный газ
Молярная масса	80,91 г/моль
Плотность	газ (25 °C), 3,307 г/л, жидкий (−68 °C) 2,17 г/см³
Энергия ионизации	11,62 ± 0,01 эВ[1]
Термические свойства
Т. плав.	–86.80 °C
Т. кип.	–66.38 °C
Кр. точка	90,0 °C, 8,54 МПа
Энтальпия образования	-34,1 кДж/моль
Давление пара	20 ± 1 атм[1], 20,003 бар[2], 26,5 бар[2] и 40,7 бар[2]
Химические свойства
pKa	≈ –9
Растворимость в воде	193 (20 °C)
Структура
Дипольный момент	0,24 Д
Классификация
Рег. номер CAS	10035-10-6
PubChem	260
Рег. номер EINECS	233-113-0
SMILES	Br
InChI	1S/BrH/h1H CPELXLSAUQHCOX-UHFFFAOYSA-N
RTECS	MW3850000
ChEBI	47266
Номер ООН	1048
ChemSpider	255
Безопасность
NFPA 704	0 3 0
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Бро́моводоро́д (HBr) — соединение брома с водородом. Бесцветный тяжёлый токсичный газ, образует туман в сыром воздухе.

Получение

В промышленности бромоводород получают непосредственным взаимодействием простых веществ:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Br_{2}{\xrightarrow {200-400^{o}C,Pt}}2HBr}}}$

Также бромистый водород получается как побочный продукт при синтезе бромпроизводных органических соединений

В лаборатории получают гидролизом трибромида или пентабромида фосфора:

${\displaystyle {\mathsf {PBr_{3}+3H_{2}O\longrightarrow H_{3}PO_{3}+3HBr}}}$

${\displaystyle {\mathsf {PBr_{5}+4H_{2}O\longrightarrow H_{3}PO_{4}+5HBr}}}$

Восстановление брома несколькими способами:

${\displaystyle {\mathsf {3Br_{2}+S+4H_{2}O{\xrightarrow {100-150^{o}C}}H_{2}SO_{4}+6HBr}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Br_{2}+KNO_{2}+H_{2}O{\xrightarrow {\ }}KNO_{3}+2HBr}}}$

Вытеснение из бромидов щелочных металлов разбавленной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {KBr+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {H_{2}O}}KHSO_{4}+HBr\uparrow }}}$

Физические свойства

Бромистый водород - это бесцветный ядовитый газ с резким запахом, сильно дымящий на воздухе. Термически очень устойчив.

Хорошо растворим в воде: 221 г/100 г воды при 0 °C (193 при 25°, 130 при 100 °C). Водный раствор образует азеотропную смесь с 47,63 % HBr, которая кипит при 124,3 °C.

Растворяется в этаноле, образуя слабый электролит.

При охлаждении водных растворов HBr можно получить кристаллогидраты:

• HBr·H₂O — устойчив при −15,5÷-3,3 °C
• HBr·2H₂O — плавится при −11,2 °C
• HBr·4H₂O — плавится при −55,8 °C

Чистый HBr образует кристаллы орторомбической сингонии, пространственная группа F mmm, параметры при −173 °C a = 0,5640 нм, b = 0,6063 нм, c = 0,5555 нм, Z = 4.

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода образует сильную одноосновную кислоту:

${\displaystyle {\mathsf {HBr+H_{2}O\rightleftarrows Br^{-}+H_{3}O^{+}\ \ p{\mathit {K}}=-9}}}$

Термически HBr очень устойчив, при температуре 1000 °C разлагаются около 0,5 % молекул:

${\displaystyle {\mathsf {2HBr\rightleftarrows H_{2}+Br_{2}}}}$

Как кислота реагирует с металлами, их оксидами, основаниями:

${\displaystyle {\mathsf {2HBr+Mg{\xrightarrow {\ }}MgBr_{2}+H_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {2HBr+CaO{\xrightarrow {\ }}CaBr_{2}+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2HBr+Ba(OH)_{2}{\xrightarrow {\ }}BaBr_{2}+2H_{2}O}}}$

Является восстановителем, медленно окисляется на воздухе, из-за чего водные растворы со временем окрашиваются в бурый цвет:

${\displaystyle {\mathsf {4HBr+O_{2}{\xrightarrow {\tau ^{o}C}}2Br_{2}+2H_{2}O}}}$

Применение

Применяют для приготовления бромидов, синтеза различных органических бромпроизводных и для реактивного ионного травления.

Транспортировка

Безводный HBr транспортируют в баллонах ёмкостью 6,8 и 68 кг под давлением 24 атм.

Токсичность

Бромистый водород — едкое, весьма токсичное вещество, обладающее удушающим действием. Предельно допустимая концентрация = 10 мг/м³, поражающая токсодоза = 2,4 мг/л·мин.

Примечания

Литература

• ГОСТ 2062-77 Кислота бромистоводородная
• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. — Бином. Лаборатория знаний, 2008. — Т. 2. — 666 с.
• Неорганическая химия. В 3 т. / Под ред. Ю. Д. Третьякова. — М.: Изд. центр «Академия», 2004. — Т. 2. — 368 с. — ISBN 5-7695-1436-1.
• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учеб. для химико-технол. вузов. — 2-е изд., перераб. и доп. — М: Высш. шк., 1988. — 640 с., ил.