Відкрити головне меню

Бром

хімічний елемент із атомним номером 35

Бром (Br) — хімічний елемент з атомним номером 35, що належить до галогенів і утворює однойменну просту речовину Br2, червоно-буру рідину з різким запахом.

Бром (Br)
Атомний номер 35
Зовнішній вигляд простої речовини червоно-бура рідина з
сильним неприємним запахом
Brom amp.jpg
Властивості атома
Атомна маса (молярна маса) 79,904 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома n/a пм
Енергія іонізації (перший електрон) 1142,0 (11,84) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація [Ar] 3d10 4s2 4p5
Хімічні властивості
Ковалентний радіус 114 пм
Радіус іона (+5e)47 (−1e)196 пм
Електронегативність (за Полінгом) 2,96
Електродний потенціал 0
Ступені окиснення 7, 5, 3, 1, −1
Термодинамічні властивості
Густина 3,12 г/см³
Молярна теплоємність (Br—Br) 0,473 Дж/(К·моль)
Теплопровідність 0,005 Вт/(м·К)
Температура плавлення 265,9 К
Теплота плавлення (Br—Br) 10,57 кДж/моль
Температура кипіння 331,9 К
Теплота випаровування (Br—Br) 29,56 кДж/моль
Молярний об'єм 23,5 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґратки орторомбічна
Період ґратки 6,670 Å
Відношення с/а n/a
Температура Дебая n/a К
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Бром у Вікісховищі?

Кларк брому 1,6·10−4% за масою. Він проявляє валентність від 1 до 7. Молекула брому двоатомна (формула Br2).

ІсторіяРедагувати

 
Антуан-Жером Балар

Бром добув французький хімік Антуан-Жером Балар у 1826 році з морських водоростей. Промислове виробництво почалось з 1860 року.

Походження назвиРедагувати

Назву запропонував Жозеф-Луї Гей-Люссак, яка походить від грец. βρῶμος — сморід (сморід цапа).

Поширення в природіРедагувати

 
Ампула з бромом всередині акрилового куба

Бром широко поширений в природі і в розсіяному стані зустрічається майже всюди. Майже всі з'єднання брому розчиняються у воді і тому легко вилуговується з гірських порід. Як домішка, він є в сотнях мінералів. Але є лише невелика кількість нерозчинних у воді мінералів — галогенідів срібла і міді. Найвідоміший з них — бромаргірит AgBr. Інші мінерали — йодоброміт Ag(Br, Cl, I), емболіт Ag(Cl, Br). Власних мінералів брому мало ще й тому, що його іонний радіус дуже великий і йон брому не може надійно закріпитися в кристалічній решітці інших елементів, разом з катіонами середніх розмірів. У накопиченні брому основну роль відіграють процеси випаровування океанічної води, в результаті чого він накопичується як в рідкій, так і у твердій фазах. Найбільші концентрації відзначаються в кінцевих маткових розсолах. У гірських породах бром присутній головним чином у вигляді йонів, які мігрують разом з ґрунтовими водами. Частина земного брому пов'язана в організмах рослин у складні і здебільшого нерозчинні органічні сполуки. Деякі рослини активно накопичують бром. Це в першу чергу бобові — горох, квасоля, сочевиця, а також морські водорості. У морі зосереджена велика частина брому. Є він і у воді солоних озер, і в підземних водоносних пластах, супутніх родовищам горючих копалин, а також калійних солей і кам'яної солі. Є бром і в атмосфері, причому вміст цього елементу в повітрі приморських районів завжди більше, ніж в районах з континентальним кліматом.

Як вихідна сировина для виробництва брому служать:

  1. Морська вода (65 мг/л)
  2. Розсоли соляних озер
  3. Підземні води нафтових і газових родовищ
 
Австралійський емболіт — Ag(Cl, Br)

ОтриманняРедагувати

Мінерали: бромаргірит AgBr, емболіт Ag(Cl, Br). В природі бром знаходиться в розсіяному стані, супутник хлору. Легко вилуговується. Міститься у морській воді (0,065 % за масою), розсолах соляних озер (до 0,2 %), підземних розсолах, пов'язаних з соляними і нафтовими родовищами. Ізоморфні домішки брому є в кам'яній солі, сильвіні, карналіті, бішофіті.

Промислово бром отримують окисленням бромідів хлором. Джерелом бромідів служить морська вода:

2 Br + Cl2 → 2 Cl + Br2

В лабораторії добувають дією сірчаної кислоти на бромід в присутності MnO2 та нагріванні:

NaBr (тв) + H2SO4 (aq) → HBr (aq) + NaHSO4 (aq)
2 HBr (aq) + H2SO4 (aq) → Br2 (г) + SO2 (г) + 2 H2O (р)

Хімічні властивостіРедагувати

Бром належить до головної підгрупи сьомої групи періодичної системи. Маючи в зовнішньому електронному шарі сім електронів, його атоми легко віднімають валентні електрони від атомів інших елементів і перетворюються в негативно одновалентні іони Br. Цим самим проявляються його різко виражені окисні властивості.

Реакції з неметаламиРедагувати

Бром реагує з воднем: Br22 → 2HBr Не реагує з киснем, але відомі його оксиди отримані іншими шляхами: Дає сполуки з фтором

Реакції з складними неорганічними сполукамиРедагувати

3Br2+ 3H2O = HBrO3+ 5HBr

Реакції з органічними сполукамиРедагувати

ЗаміщенняРедагувати

Алкани реагують з бромом при нагріванні, реакція проходить по радикальному механізму: CH3-CH3 + Br2 → C2H6−xBrx + HBr Ароматичні сполуки реагують по іонному механізму, в присутності каталізаторів (напр. AlBr3):

C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr

Фенол бромується в водному розчині й без каталізатора Кетони бромуються набагато легше за відповідні алкани: Ph-CO-CH2-CH3 + Br2 -H+→ Ph-CO-CHBr-CH3 + HBr

ПриєднанняРедагувати

Бром приєднується по подвійному зв'язку алкенів: CH2=CH2 + Br2 → Br-CH2-CH2-Br

ОкисненняРедагувати

З Оксигеном в реакцію не вступає.

ЗастосуванняРедагувати

Застосовують бром і його сполуки у фотографії (як світлочутлива речовина), медицині (як заспокійливий засіб), виробництві барвників, виробництві зброї (у часи Першої світової війни для виробництва бойових отруйних речовин), у техніці (як потужний окислювач ракетного палива, як інсектициди і пестициди), в нафтовидобутку тощо.

Біологічна рольРедагувати

Препарати брому діють заспокійливо на організм людини. Бром та його пари сильно токсичні. Вже при вмісті брому в повітрі в концентрації близько 0,001 % (за об'ємом) спостерігається подразнення слизових оболонок, запаморочення, носові кровотечі, а при більш високих концентраціях — спазми дихальних шляхів, задуха.

Особливості роботиРедагувати

При роботі з бромом слід користуватися захисним спецодягом, протигазом, спеціальними рукавичками. Через високу хімічну активність і токсичність, як парів брому, так і рідкого брому його слід зберігати в скляній, щільно закупореній товстостінній посудині. Склянки з бромом розташовують у ємностях з піском, який охороняє склянки від руйнування при струшуванні. Через високу щільність брому склянки з ним в жодному разі не можна брати тільки за горло (горло може відірватися, і тоді бром виявиться на підлозі). По реакції, зазначеної нижче, доцільно посипати протоки карбонатом натрію:

3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3+ 3CO2↑,

або вологою харчовою содою:

6NaHCO3+3Br2=NaBrO3+5NaBr+6CO2+3H2O.

Однак реакція елементарного брому з содою носить сильно екзотермічний характер, що веде до збільшення випаровування брому, до того ж виділювана вуглекислота також сприяє випаровуванню, тому користуватися вищеописаними методами не рекомендується. Найкраще для дегазації брому підходить водний розчин тіосульфату натрію Na2S2O3. Для локалізації великих проливів брому можна використовувати розчин тіосульфату натрію з добавками піноутворюючих речовин і аеросилу. Цей же розчин (3—5 % тіосульфат натрію) використовується для змочування ватно-марлевих пов'язок, які допомагають захистити органи дихання від парів брому.

МіфРедагувати

Існує легенда, буцімто в їжу для військовослужбовців (при виробництві крохмалю, який відправляли на військові склади) додають бромовмістні речовини для зменшення тяги чоловіків до жінок і зниження потенції. Проте бром має лише заспокійливу дію, і якби це було справді так, то смак їжі був би відчутно солоним.

Див. такожРедагувати

ЛітератураРедагувати

  • Глосарій термінів з хімії // Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк : Вебер, 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0
  • Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Східний видавничий дім, 2004—2013.

ПосиланняРедагувати