Бром
Бром
- Символ, номер
- Br, 35
- Атомная масса
- 79,904 а.е.м.
- Электронная конфигурация
- [Ar] 3d10 4s2 4p5
- Электроотрицательность
- 2,96 по шкале Полинга
- Степени окисления
- 7; 5; 3; 1; -1
- Плотность
- 3,12 г/см3
- Температура плавления
- 265,9 K
- Температура кипения
- 331,9 K
- Молярная теплоёмкость
- Дж/(K·моль)
- Структура кристаллической решетки
- орторомбическая
- Теплопроводность
- (300 K) 0,005 Вт/(м·К)
Бром — химический элемент с атомным номером 35. Обозначается символом Br.
Открытие[править]
Бром добыл французский химик Антуан Жером Баларом в 1826 году, выделив элемент из морских водорослей. Промышленное производство началось с 1860 года.
Происхождение названия[править]
Название предложил Жозеф Луи Гей-Люссак исходящей от греч. βρῶμος — вонь.
Распространение в природе[править]
Бром широко распространен в природе и в рассеянном состоянии встречается почти везде. Почти все соединения брома растворяются в воде. Как примесь, он есть в сотнях минералов. Но есть только небольшое количество нерастворимых в воде минералов — галогенидов серебра и меди. Самый известный из них — бромаргирит AgBr. Другие минералы — йодобромит Ag (Br, Cl, I), эмболит Ag (Cl, Br). Собственных минералов брома мало еще и потому, что его ионный радиус очень большой и ион брома не может надежно закрепиться в кристаллической решетке других элементов, вместе с катионами средних размеров. В накоплении брома основную роль играют процессы испарения океанической воды, в результате чего он накапливается как в жидкой, так и в твердой фазах. Наибольшие концентрации отмечаются в конечных маточных рассолах. В горных породах бром присутствует главным образом в виде ионов, которые мигрируют вместе с грунтовыми водами. Часть земного брома связана в организмах растений в сложные нерастворимые органические соединения. Некоторые растения активно накапливают бром. Это в первую очередь бобовые — горох, фасоль, чечевица, а также морские водоросли. В море сосредоточена большая часть брома. Есть он и в воде соленых озер, и в подземных водоносных пластах, сопутствующих месторождениям горючих ископаемых, а также калийных солей и каменной соли. Есть бром и в атмосфере, причем содержание этого элемента в воздухе приморских районов всегда больше, чем в районах с континентальным климатом.
Получение[править]
В природе бром находится в рассеянном состоянии, спутник хлора. Содержится в морской воде (0,065 % по массе), рассолах соляных озер (до 0,2 %), подземных рассолах, связанных с соляными и нефтяными месторождениями. Изоморфные примеси брома есть в каменной соли, сильвине, карналлите.
Промышленно бром получают окислением бромидов хлором. Источником бромидов служит морская вода:
- 2Br− + Cl2 → 2Cl− + Br2
В лаборатории добывают действием серной кислоты на бромид в присутствии MnO2 и нагревании:
- NaBr + H2SO4 → HBr + NaHSO4
- 2HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + 2H2O
Химические свойства[править]
Бром относится к главной подгруппы седьмой группы периодической системы. Имея во внешнем электронном слое семь электронов, его атомы легко отнимают валентные электроны от атомов других элементов и превращаются в отрицательно одновалентные ионы Br−. Этим проявляются его резко выраженные окислительные свойства.
Реакции с неметаллами[править]
Бром реагирует с водородом
- Br2 + Н2 → 2HBr
Не реагирует с кислородом, но известны его оксиды полученные другими путям. Дает соединения с фтором.
Реакции с органическими соединениями[править]
Алканы реагируют с бромом при нагревании, реакция проходит по радикальному механизму
- CH3-CH3 + Br2 → C2H6-XBrX + HCl
Ароматические соединения реагируют по ионному механизму, в присутствии катализаторов (например, AlBr3):
- CH6CH6 + Br2 → C6H5Br + HBr
Бром присоединяется по двойной связи алкенов
- CH2=CH2 + Br2 → Br-CH2-CH2-Br
Применение[править]
Применяют бром и его соединения в фотографии (как светочувствительное вещество), медицине (как успокаивающее средство), производстве красителей, производстве оружия (во времена Первой мировой войны для производства боевых отравляющих веществ), в технике (как мощный окислитель ракетного топлива, как инсектициды и пестициды), в нефтедобыче и т. д.
Биологическая роль[править]
Препараты брома действуют успокаивающе на организм человека. Бром и его пары токсичны. Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001 % (по объему) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье.
Особенности работы[править]
При работе с бромом следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, специальными перчатками. Из-за высокой химической активности и токсичности как паров брома, так и жидкого брома, его следует хранить в стеклянной, плотно закупоренной толстостенной посуде. Стаканы с бромом располагают в емкостях с песком, который предохраняет стакана от разрушения при встряхивании. Из-за высокой плотности брома склянки с ним ни в коем случае нельзя брать только за горло (горло может оторваться, и тогда бром окажется на полу). По реакции, указанной ниже, целесообразно посыпать проливы карбонатом натрия:
- 3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2↑,
или влажной пищевой содой:
- 6NaHCO3 + 3Br2 = NaBrO3 + 5NaBr + 6CO2 + 3H2O.
Однако реакция элементарного брома с содой носит сильно экзотермический характер, что ведет к увеличению испарения брома, к тому же выделяемая углекислота также способствует испарению, поэтому пользоваться вышеописанными методами не рекомендуется. Лучше всего для дегазации брома подходит водный раствор тиосульфата натрия Na2S2O3.
Миф[править]
Существует легенда о том, что в пищу для военнослужащих (при производстве крахмала, который отправляли на военные склады) якобы добавляют бромосодержащие вещества для уменьшения тяги мужчин к женщинам, и снижение потенции. Однако бром имеет только успокаивающее действие, и вкус еды был бы достаточно соленым.
Литература[править]
- Глоссарий терминов по химии // Й.Опейда, О.Швайка. Ин-т физико-органической химии и углехимии им. Л. М. Литвиненко НАН Украины, *Донецкий национальный университет — Донецк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
- Малая горная энциклопедия. В 3-х т. / Под ред. В. С. Белецкого . — Донецк: Донбасс, 2004. — ISBN 966-7804-14-3
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |||||||||||||||||||||||||||
1 | H | He | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
2 | Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
3 | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
4 | K | Ca | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | Ge | As | Se | Br | Kr | ||||||||||||||||||||||||||
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd | In | Sn | Sb | Te | I | Xe | ||||||||||||||||||||||||||
6 | Cs | Ba | La | Ce | Pr | Nd | Pm | Sm | Eu | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Lu | Hf | Ta | W | Re | Os | Ir | Pt | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | At | Rn | ||||||||||||
7 | Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Pu | Am | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Md | No | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | ||||||||||||
8 | Uue | Ubn | Ubu | Ubb | Ubt | Ubq | Ubp | Ubh | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|