KYSELINA BROMOVODÍKOVÁ (HBR): STRUKTURA, VLASTNOSTI, TVORBA - CHEMIE - 2025

Kyselinou bromovodíkovou je anorganická sloučenina je vodný roztok plynu tzv bromovodíku. Jeho chemický vzorec je HBr a lze jej považovat různými ekvivalentními způsoby: jako molekulární hydrid nebo halogenovodík ve vodě; to znamená, hydracid.

V chemických rovnicích by měl být psán jako HBr (ac), což znamená, že se jedná o kyselinu bromovodíkovou, nikoli o plyn. Tato kyselina je jednou z nejsilnějších známých, dokonce více než kyselina chlorovodíková, HCl. Vysvětlení tohoto spočívá v povaze jeho kovalentního pouta.

Zdroj: KES47 prostřednictvím Wikipedie

Proč je HBr tak silná kyselina a ještě více rozpuštěná ve vodě? Protože kovalentní vazba H-Br je velmi slabá, kvůli špatnému překrývání 1s orbitálů H a 4p Br.

To není překvapivé, když se podíváte zblízka na horní obrázek, kde je jasně atom bromu (hnědý) mnohem větší než atom vodíku (bílý).

V důsledku toho jakékoli rušení způsobí přerušení vazby H-Br a uvolnění iontu H ⁺. Kyselina hydrobromová je tedy Brönstedova kyselina, protože přenáší protony nebo ionty vodíku. Její síla je taková, že se používá při syntéze různých organobrominated sloučenin (jako je například 1-brom ethan, CH ₃ CH ₂ Br).

Kyselina bromovodíková je po kyselině jodovodíkové HI jednou z nejsilnějších a nejužitečnějších hydracidů pro trávení určitých pevných vzorků.

Struktura kyseliny bromovodíkové

Obrázek ukazuje strukturu H-Br, jejíž vlastnosti a vlastnosti, dokonce i vlastnosti plynu, úzce souvisí s jeho vodnými roztoky. Proto přichází místo, kde existuje zmatek ohledně toho, na kterou z těchto dvou sloučenin se odkazuje: HBr nebo HBr (ac).

Struktura HBr (ac) se liší od struktury HBr, protože molekuly vody nyní řeší tuto diatomickou molekulu. Když je dostatečně blízko, H ⁺ se přenese na molekulu H ₂ O, jak je naznačeno v následující chemické rovnice:

HBr + H ₂ O => Br ^- + H ₃ O ⁺

To znamená, že struktura kyseliny bromovodíkové se skládá z Br ^- a H ₃ O ⁺ iontů interakce elektrostaticky. Nyní je to trochu jiné než kovalentní pouto H-Br.

Jeho velkou předností je kyselost, je vzhledem k tomu, že objemná Br ^- anion může stěží vzájemně působí s H ₃ O ⁺, aniž by byl schopen zabránit přenosu H ⁺ na jiné okolní chemických druhů.

Kyselost

Například Cl ^- a F ^- ačkoli netvoří kovalentní vazby s H ₃ O ⁺, mohou interagovat prostřednictvím jiných intermolekulárních sil, jako jsou vodíkové vazby (které pouze F ^- je schopen přijmout). Vodíkové vazby F ^- -H-OH ₂ ⁺ "brání" darování H ⁺.

Z tohoto důvodu je kyselina fluorovodíková, HF, ve vodě slabší než kyselina bromovodíková; protože iontové interakce Br ^- H ₃ O ⁺ neovlivňují přenos H ⁺.

Přestože je voda přítomna v HBr (aq), její chování je nakonec podobné chování při zvažování molekuly H-Br; to je, H ⁺ se přenáší z HBr nebo Br ^- H ₃ O ⁺.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Molekulární vzorec

HBr.

Molekulární váha

80,972 g / mol. Všimněte si, že jak je uvedeno v předchozí části, uvažuje se pouze HBr, nikoli molekula vody. V případě, že molekulová hmotnost byly odebrány ze vzorce Br ^- H ₃ O ^{+, že} bude mít hodnotu přibližně 99 g / mol.

Fyzický vzhled

Bezbarvá nebo světle žlutá kapalina, která bude záviset na koncentraci rozpuštěného HBr. Čím je žlutší, tím koncentrovanější a nebezpečnější bude.

Zápach

Rychlý, dráždivý.

Prahová hodnota zápachu

6,67 mg / m ³.

Hustota

1,49 g / cm ³ (48% m / m vodný roztok). Tato hodnota, stejně jako hodnoty odpovídající bodům tání a varu, závisí na množství HBr rozpuštěném ve vodě.

Bod tání

-11 ° C (12 ° F, 393 ° K) (49% m / m vodný roztok).

Bod varu

122 ° C (252 ° F, 393 ° K) při 700 mmHg (47-49% m / m vodný roztok).

Rozpustnost ve vodě

-221 g / 100 ml (při 0 ° C).

-204 g / 100 ml (15 ° C).

-130 g / 100 ml (100 ° C).

Tyto hodnoty se vztahují na plynný HBr, nikoli na kyselinu bromovodíkovou. Jak je vidět, jak se teplota zvyšuje, rozpustnost HBr klesá; chování, které je v plynech přirozené. Pokud jsou tedy vyžadovány koncentrované roztoky HBr (aq), je lepší s nimi pracovat při nízkých teplotách.

Pokud pracuje při vysokých teplotách, HBr unikne ve formě plynných rozsivkových molekul, takže reaktor musí být utěsněn, aby se zabránilo jeho úniku.

Hustota par

2,71 (ve vztahu ke vzduchu = 1).

Kyselina pKa

-9,0. Tato záporná konstanta svědčí o její velké kyselosti.

Kalorická kapacita

29,1 kJ / mol.

Standardní molární entalpie

198,7 kJ / mol (298 K).

Standardní molární entropie

-36,3 kJ / mol.

bod vznícení

Není hořlavý.

Nomenklatura

Její název „kyselina bromovodíková“ kombinuje dvě skutečnosti: přítomnost vody a to, že brom má ve sloučenině valenci -1. V angličtině je to o něco jasnější: kyselina bromovodíková, kde předpona „hydro“ (nebo hydro) odkazuje na vodu; i když ve skutečnosti se může vztahovat také na vodík.

Brom má valenci -1, protože je vázán na atom vodíku méně elektronegativní než on; ale pokud byl vázán nebo interagoval s atomy kyslíku, může mít mnoho valencí, jako jsou: +2, +3, +5 a +7. Pomocí H může přijmout pouze jednu valenci, a proto je k názvu přidána přípona -ico.

Vzhledem k tomu, že bromovodík HBr (g) je bezvodý; to znamená, že nemá vodu. Proto je pojmenován podle jiných nomenklaturních standardů, které odpovídají halogenovodíkům.

Jak se formuje?

Existuje několik syntetických metod pro přípravu kyseliny bromovodíkové. Někteří z nich jsou:

Směs vodíku a bromu ve vodě

Bez popisu technických podrobností lze tuto kyselinu získat přímým smícháním vodíku a bromu v reaktoru naplněném vodou.

H ₂ + Br ₂ => HBr

Tímto způsobem se při tvorbě HBr rozpustí ve vodě; to ji může přetáhnout v destilacích, takže lze extrahovat roztoky s různými koncentracemi. Vodík je plyn a brom je tmavě načervenalá kapalina.

Fromid fosforitý

Ve složitějším procesu se smísí písek, hydratovaný červený fosfor a brom. Odlučovače vody jsou umístěny do ledových lázní, aby se zabránilo úniku HBr a místo toho se vytvořila kyselina bromovodíková. Reakce jsou:

2P + 3BR ₂ => 2PBr ₃

PBR ₃ + 3H ₂ O => 3HBr + H ₃ PO ₃

Oxid siřičitý a brom

Dalším způsobem, jak jej připravit, je reakce bromu s oxidem siřičitým ve vodě:

Br ₂ + SO ₂ + 2 H ₂ O => 2HBr + H ₂ SO ₄

Toto je redoxní reakce. Br ₂ se snižuje zisky elektrony, lepením s vodíky; Zatímco SO ₂ oxiduje, ztrácí elektrony, když forma je kovalentní vazby s jinými atomy kyslíku, jako v kyselině sírové.

Aplikace

Příprava bromidu

Bromidové soli mohou být připraveny reakcí HBr (aq) s hydroxidem kovu. Za výrobu bromidu vápenatého se například považuje:

Ca (OH) ₂ + 2HBr => CaBr ₂ + H ₂ O

Dalším příkladem je bromid sodný:

NaOH + HBr => NaBr + H ₂ O

Takto lze připravit mnoho anorganických bromidů.

Syntéza alkylhalogenidů

A co organické bromidy? Jsou to organobromované sloučeniny: RBr nebo ArBr.

Dehydratace alkoholů

Surovinou, která je získá, mohou být alkoholy. Když jsou protonovány kyselostí HBr, tvoří vodu, což je dobrá odstupující skupina, a na jejím místě je zabudován objemný atom Br, který bude kovalentně vázán uhlíkem:

ROH + HBr => RBr + H ₂ O

Tato dehydratace se provádí při teplotách nad 100 ° C, aby se usnadnilo lámání R-OH ₂ ⁺ vazby.

Přidání k alkenům a alkenům

Molekula HBr může být přidána ze svého vodného roztoku na dvojnou nebo trojnou vazbu alkenu nebo alkinu:

R ₂ C = CR ₂ + HBr => RHC-CRBr

RC≡CR + HBr => RHC = CRBr

Lze získat několik produktů, ale za jednoduchých podmínek se produkt primárně vytváří tam, kde je brom vázán na sekundární, terciární nebo kvartérní uhlík (Markovnikovovo pravidlo).

Tyto halogenidy se podílejí na syntéze jiných organických sloučenin a jejich rozsah použití je velmi rozsáhlý. Podobně některé z nich lze dokonce použít při syntéze nebo navrhování nových léků.

Štěpení etherů

Z etherů lze získat dva alkylhalogenidy současně, z nichž každý nese jeden ze dvou postranních řetězců R nebo R 'původního etheru RO-R'. Stává se něco podobného dehydrataci alkoholů, ale jejich reakční mechanismus je jiný.

Reakci lze nastínit pomocí následující chemické rovnice:

ROR '+ 2HBr => RBr + R'Br

A voda se také uvolňuje.

Katalyzátor

Jeho kyselost je taková, že může být použita jako účinný kyselý katalyzátor. Místo přidání Br ^- anion do molekulární struktury, to je způsob, jak pro další molekuly tak učinit.

Reference

1. Graham Solomons TW, Craig B. Fryhle. (2011). Organická chemie. Amines. (10 ^th edition.). Wiley Plus.
2. Carey F. (2008). Organická chemie. (Šesté vydání). Mc Graw Hill.
3. Steven A. Hardinger. (2017). Ilustrovaný glosář organické chemie: Kyselina bromovodíková. Obnoveno z: chem.ucla.edu
4. Wikipedia. (2018). Kyselina bromovodíková. Obnoveno z: en.wikipedia.org
5. PubChem. (2018). Kyselina bromovodíková. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Národní ústav bezpečnosti a hygieny při práci. (2011). Bromovodík. Obnoveno z: insht.es
7. PrepChem. (2016). Příprava kyseliny bromovodíkové. Obnoveno z: prepchem.com