BROM: HISTORIE, STRUKTURA, ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE, VLASTNOSTI, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Bromu je nekovový prvek patřící do skupiny halogenů, skupiny 17 (VIIA) periodické tabulky prvků. Jeho chemická značka je Br. Zdá se, jako diatomic molekuly, jejichž atomy jsou spojeny kovalentní vazbou, což je důvod, proč je přiřazen molekulární vzorec Br ₂.

Na rozdíl od fluoru a chloru není brom v terestrických podmínkách plyn, ale červenohnědá kapalina (obrázek níže). Je to kouření a je to spolu s rtutí, jedinou tekutinou. Pod ním jód, i když zesiluje svou barvu a zbarví se do fialové, může krystalizovat na těkavou pevnou látku.

Lahvička s čistým kapalným bromem. Zdroj: Hi-Res obrázky chemických prvků

Bromine byl objeven, nezávisle, v 1825 Carl Löwig, kdo studoval pod vedením německého lékárníka Leopold Gmelin; av roce 1826 francouzský chemik Antoine-Jérome Balard. Avšak publikování Balardových experimentálních výsledků předcházelo Löwigovi.

Brom je 62. nejhojnějším prvkem na Zemi, který je distribuován v nízkých koncentracích skrz zemskou kůru. V moři je průměrná koncentrace 65 ppm. Lidské tělo obsahuje 0,0004% bromu, jeho funkce není definitivně známa.

Tento prvek je komerčně využíván v solankách nebo na místech, která jsou kvůli zvláštním podmínkám místa s vysokou koncentrací solí; například Mrtvé moře, ke kterému se sbíhají vody sousedních území, nasycené solemi.

Je to žíravý prvek schopný napadat kovy, jako je platina a palladium. Bróm, rozpuštěný ve vodě, může také působit korozivně na lidské tkáně, což zhoršuje situaci, protože může vzniknout kyselina bromovodíková. Pokud jde o toxicitu, může způsobit významné poškození orgánů, jako jsou játra, ledviny, plíce a žaludek.

Brom je v atmosféře velmi škodlivý, je 40 až 100krát destruktivnější pro ozonovou vrstvu než chlor. Polovina ztráty ozónové vrstvy v Antarktidě je způsobena reakcemi souvisejícími s brommethylem, sloučeninou používanou jako fumigant.

Má mnoho použití, jako například: retardér hoření, bělidlo, povrchový dezinfekční prostředek, aditivum do paliva, meziprodukt při výrobě sedativ, při výrobě organických chemikálií atd.

Dějiny

Práce Carla Löwiga

Bromine byl objeven nezávisle a téměř současně Carl Jacob Löwig, německý chemik v 1825, a Antoine Balard, francouzský chemik v 1826.

Carl Löwig, žák německého lékárníka Leopolda Gmelina, sbíral vodu z pramene v Bad Kreuznachu a přidal do ní chlor; Po přidání etheru se kapalná směs míchala.

Poté byl ether oddestilován a odpařen. Výsledkem byl červenohnědý materiál, kterým byl brom.

Práce Antoina Balarda

Balard použil popel z hnědé řasy známé jako fucus a smíchal je se solným roztokem, extrahovaným z Montpellierových solných bytů. Proto vydal brom, uváděním chloru do vodného materiálu podrobena extrakci, ve kterém je bromid hořečnatý, MgBr ₂ byl přítomen,.

Následně byl materiál destilován v přítomnosti oxidu manganičitého a kyseliny sírové za vzniku červených par, které kondenzovaly do tmavé kapaliny. Balard si myslel, že se jedná o nový prvek a nazval jej vrahem, odvozeným z latinského slova muria, kterým byl označen solný roztok.

To bylo hlásil, že Balard změnil jméno z vraždy na brôme na návrh Anglada nebo Gay-Lussac, založený na skutečnosti, že brôme znamená faul, který definuje vůni objeveného prvku.

Výsledky byly publikovány Belardem v Annales of Chemie and Physique, předtím než Löwig publikoval jeho.

Teprve od roku 1858 bylo možné vyrábět brom ve významném množství; V roce, kdy byla objevena a využívána ložiska soli Stassfurt, byla získána brom jako vedlejší produkt potaše.

Struktura a elektronová konfigurace bromu

Molekula

Molekula Br2. Zdroj: Benjah-bmm27.

Obrázek výše ukazuje bromu molekula, Br ₂, s kompaktní plnicí vzoru. Ve skutečnosti existuje jediná kovalentní vazba mezi dvěma atomy bromu, Br-Br.

Vzhledem k tomu, že je to homogenní a diatomická molekula, postrádá trvalý dipólový moment a může interagovat s ostatními stejného typu pouze pomocí londýnských rozptylových sil.

To je důvod, proč jeho načervenalá tekutina vzteká; v Br ₂ molekulách, i když jsou relativně těžké, jejich intermolekulární síly je drží volně pohromadě.

Brom je méně elektronegativní než chlor, a proto má méně atraktivní účinek na elektrony ve valenčních obalech. V důsledku toho vyžaduje méně energie, aby cestovalo po vyšších úrovních energie, absorbovalo zelené fotony a odráželo načervenalé barvy.

Krystaly

Struktura bromového krystalu. Zdroj: Ben Mills.

V plynné fázi, Br ₂ molekuly podstatně oddělené, dokud nejsou žádné účinné interakce mezi nimi. Pod teplotou tání však může brom zamrznout do načervenalých ortorombických krystalů (horní obrázek).

Všimněte si, že Br ₂ molekuly jsou uspořádány řádným způsobem, že vypadají jako „bromu červy.“ Zde a při těchto teplotách (T <-7,2 ° C) jsou disperzní síly dostatečné, aby vibrace molekul krystal nekolabovaly okamžitě; ale přesto několik z nich bude neustále sublimovat.

Valenční vrstva a oxidační stavy

Elektronová konfigurace bromu je:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵

Být 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵ jeho valenční shell (ačkoli 3d ¹⁰ orbitál nehraje hlavní roli v jeho chemických reakcích). Elektrony v orbitálech 4s a 4p jsou nejvzdálenější, celkem 7, jen jeden elektron od dokončení valenčního oktetu.

Z této konfigurace lze odvodit možné oxidační stavy pro brom: -1, pokud získá elektron, který je isoelektronický vůči kryptonu; 1, přičemž 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁴; +3, +4 a +5, ztrácí všechny elektrony z 4P orbitální (3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁰); a 7, takže žádné elektrony v 4s orbitálních (3d ¹⁰ 4S ⁰ 4p ⁰).

Vlastnosti

Fyzický vzhled

Tmavě červenohnědá dýmavá tekutina. V přírodě se vyskytuje jako diatomická molekula, jejíž atomy jsou vázány kovalentní vazbou. Brom je hustší než voda a v ní klesá.

Atomová hmotnost

79,904 g / mol.

Protonové číslo

35.

Zápach

Štiplavý, dusivý a dráždivý kouř.

Bod tání

-7,2 ° C

Bod varu

58,8 ° C

Hustota (Br

3,1028 g / cm ³

Rozpustnost ve vodě

33,6 g / l při 25 ° C Rozpustnost bromu ve vodě je nízká a má tendenci se zvyšovat s klesající teplotou; chování podobné chování jiných plynů.

Rozpustnosti

Volně rozpustný v alkoholu, etheru, chloroformu, tetrachlormethanu, sírouhlíku a koncentrované kyselině chlorovodíkové. Rozpustný v nepolárních a některých polárních rozpouštědlech, jako je alkohol, kyselina sírová a v mnoha halogenovaných rozpouštědlech.

Triple point

265,9 K při 5,8 kPa.

Kritický bod

588 K při 10,34 MPa.

Teplo fúze (Br

10,571 kJ / mol.

Odpařovací teplo (Br

29,96 kJ / mol.

Molární tepelná kapacita (Br

75,69 kJ / mol.

Tlak páry

Při teplotě 270 K, 10 kPa.

Teplota samovznícení

Není hořlavý.

bod vznícení

113 ° C

Skladovací teplota

Od 2 do 8 ° C.

Povrchové napětí

40,9 mN / m při 25 ° C

Prahová hodnota zápachu

0,05 - 3,5 ppm. 0,39 mg / m ³

Index lomu (ηD)

1,6083 při 20 ° C a 1,6478 při 25 ° C

Elektronegativita

2,96 na Paulingově stupnici.

Ionizační energie

- První úroveň: 1 139,9 kJ / mol.

- Druhá úroveň: 2 103 kJ / mol.

- Třetí úroveň: 3 370 kJ / mol.

Atomové rádio

120 hodin.

Kovalentní poloměr

120,3 pm.

Rádio Van der Waals

185 hodin.

Reaktivita

Je méně reaktivní než chlor, ale reaktivnější než jód. Je to oxidant méně silný než chlor a silnější než jód. Je to také slabší redukční činidlo než jód, ale silnější než chlor.

Pára chloru je vysoce korozivní pro mnoho materiálů a lidských tkání. Napadá mnoho kovových prvků, včetně platiny a palladia; ale nenapadá olovo, nikl, hořčík, železo, zinek a při teplotě do 300 ºC ani sodík.

Brom ve vodě podléhá změně a mění se na bromid. Může také existovat jako bromičnan (BrO ₃ ^-), v závislosti na pH kapaliny.

Díky svému oxidačnímu účinku může brom vyvolat uvolňování volných radikálů kyslíku. Jsou to silná oxidační činidla a mohou způsobit poškození tkáně. Také brom se může spontánně vznítit, když je kombinován s draslíkem, fosforem nebo cínem.

Aplikace

Benzínová aditiva

Ethylen dibromid byl použit k odstranění potenciálních usazenin z motorů automobilů. Po spalování benzínu, který používal olovo jako přísadu, se bróm kombinoval s olovem za vzniku bromidu olovnatého, těkavého plynu, který byl vypuzován koncovou trubkou.

Ačkoli brom odstranil olovo z benzínu, jeho destruktivní účinek na ozonovou vrstvu byl velmi silný, proto byl pro tuto aplikaci vyřazen.

Pesticidy

Methylen nebo brommethylbromid byl použit jako pesticid k čištění půdy, zejména k odstranění parazitických hlíst, jako je například háďátka.

Použití většiny sloučenin obsahujících brom však bylo vyřazeno kvůli jejich destruktivnímu působení na ozonovou vrstvu.

Regulace emisí rtuti

Brom se v některých rostlinách používá ke snížení emisí rtuti, velmi toxického kovu.

Fotografování

Bromid stříbrný se kromě jodidu stříbra a chloridu stříbrného používá jako fotografická emulze jako látka citlivá na světlo.

Terapeutické akce

V 19. a začátkem 20. století byly jako obecné sedativa používány bromid draselný a bromid lithný. Bromidy ve formě jednoduchých solí se v některých zemích stále používají jako antikonvulziva.

Americký úřad FDA však dnes nesouhlasí s používáním bromu k léčbě jakékoli nemoci.

Zpomalovač ohně

Brom je transformován plameny na kyselinu bromovodíkovou, která narušuje oxidační reakci, ke které dochází při požáru, a způsobuje její zánik. Polymery obsahující brom se používají k výrobě pryskyřic zpomalujících hoření.

Potravinářské přídatné látky

Do mouky byly přidány stopy bromičnanu draselného ke zlepšení vaření.

Činidla a chemické meziprodukty

Jako redukční činidlo a katalyzátor pro organické reakce se používá bromovodík. Brom se používá jako chemický meziprodukt při výrobě léčiv, hydraulických kapalin, chladicích činidel, odvlhčovačů a přípravků na zvlnění vlasů.

Rovněž najde uplatnění při výrobě vrtných kapalin, produktů pro dezinfekci vody, bělicích prostředků, povrchových dezinfekčních prostředků, barviv, palivových přísad atd.

Biologické působení

Studie provedená v roce 2014 naznačuje, že brom je nezbytným kofaktorem pro biosyntézu kolagenu IV, což činí z bromu nezbytný prvek pro vývoj zvířecích tkání. Neexistují však žádné informace o důsledcích deficitu prvku.

Kde se to nachází

Brom je získáván komerčně z hlubokých solných dolů a solných jám nalezených ve státě Arkansas a ve Velkém solném jezeře v Utahu, oba ve Spojených státech. Tato poslední solanka má koncentraci bromu 0,5%.

Pro extrakci bromu se do solanky přidá chlor v horkém plynném stavu, aby se oxidovaly bromidové ionty v roztoku, přičemž se shromažďuje elementární brom.

Mrtvé moře na hranici mezi Jordánskem a Izraelem je uzavřené moře, které je pod hladinou moře, díky čemuž má velmi vysokou koncentraci solí.

Brom a potaš se zde získávají komerčně, odpařováním vysoce slané vody z Mrtvého moře. V tomto moři může koncentrace bromu dosáhnout 5 g / l.

Nachází se také ve vysokých koncentracích v některých horkých pramenech. Například brominit je minerál bromidu stříbrného, ​​který se nachází v Bolívii a Mexiku.

Rizika

Brom v kapalném stavu je leptavý pro lidské tkáně. Největší nebezpečí pro člověka však představují brómové výpary a jejich vdechování.

Dýchání v prostředí s koncentrací bromu 11-23 mg / m ³ produkuje silným nárazům. Koncentrace 30–60 mg / m ³ je mimořádně škodlivá. Mezitím může být koncentrace 200 mg fatální.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Bróm. PubChem Database. CID = 23968. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Ross Rachel. (8. února 2017). Fakta o bromu. Obnoveno z: livesscience.com
4. Wikipedia. (2019). Borax. Obnoveno z: en.wikipedia.org
5. Lenntech BV (2019). Bróm. Obnoveno z: lenntech.com