БРОМОВОДИЧНА КИСЕЛИНА (ХБР): СТРУКТУРА, СВОЈСТВА, ФОРМИРАЊЕ - ХЕМИЈА - 2025

Бромоводонична киселина је неорганско једињење је водени раствор бензинске зове бромоводоник. Његова хемијска формула је ХБр, и може се посматрати на различите еквивалентне начине: као молекуларни хидрид или халогенид водоника у води; то јест хидрацид.

У хемијским једнаџбама то би требало бити записано као ХБр (ац), што значи да је хидробромна киселина, а не гас. Ова киселина је једна од најјачих познатих, чак и више од хлороводоничне киселине, ХЦл. Објашњење за то лежи у природи његове ковалентне везе.

Извор: КЕС47 путем Википедије

Зашто је ХБр тако јака киселина, а још више растворена у води? Пошто је ковалентна веза Х-Бр веома слаба, због лошег преклапања 1с орбитала Х и 4п Бр.

Ово није изненађујуће ако пажљиво погледате горњу слику, где је очигледно да је атом брома (смеђи) много већи од атома водоника (бели).

Сходно томе, било какве сметње узрокују прекид везе Х-Бр, ослобађајући Х ⁺ јон . Дакле, бромоводична киселина је Бронстед киселина, јер преноси протоне или водоничне јоне. Његова снага је такав да се користи у синтези различитих органоброминатед једињења (као што је 1-Бромо етана, ЦХ ₃ ЦХ ₂ Бр).

Бромоводична киселина је, после хидројодне, ХИ, један од најјачих и најкориснијих хидрацида за варење одређених чврстих узорака.

Структура бромоводичне киселине

На слици је приказана структура Х-Бр, чија су својства и карактеристике, чак и својства гаса, уско повезане са његовим воденим растворима. Због тога долази до тачке у којој постоји конфузија у вези са којим од два једињења се односи: ХБр или ХБр (ац).

Структура ХБр (ац) се разликује од структуре ХБр, јер сада молекули воде решавају овај дијатомски молекул. Када је довољно близу, Х ⁺ се преноси за молекул Х ₂ О као што је приказано следећом хемијском једначином:

ХБр + Х ₂ О => Бр ^- + Х ₃ О ⁺

Стога, структура бромоводоничне киселине чине Бр ^- и Х ₃ О ⁺ јона у интеракцији електростатички. Сада је мало другачија од ковалентне везе Х-Бр.

Његова висока киселост је последица чињенице да гломазни Бр ^{- анион} једва интеракцију са Х ₃ О ⁺ , без могућности да се спречило преношење Х ⁺ у другу околне хемијских врста.

Киселост

На пример, Цл ^- анд Ф ^{- иако} не формирају ковалентне везе са Х ₃ О ⁺ , могу комуницирају кроз друга међумолекулским као што су водоничне везе (која само Ф ^{- способан} да прихвати). Водоничне везе Ф ^- Х-ОХ ₂ ⁺ "хиндер" донација Х ⁺ .

Из тог разлога је флуороводична киселина, ХФ, слабија киселина у води од бромоводоничне киселине; јер јонске интеракције Бр ^- Х ₃ О ⁺ не утичу на пренос Х ⁺ .

Међутим, иако је вода присутна у ХБр (ак), њено понашање је у коначници слично као код разматрања молекула Х-Бр; што значи, Х ⁺ се преноси из ХБр или Бр ^- Х ₃ О ⁺ .

Физичка и хемијска својства

Молекуларна формула

ХБр.

Молекуларна тежина

80.972 г / мол. Имајте на уму да, као што је споменуто у претходном одељку, сматра се само ХБр, а не молекул воде. Ако молекуларна тежина је узета из формуле Бр ^- Х ₃ О ^{+ ит} ће имати вредност од око 99 г / мол.

Физичка присутност

Безбојна или бледо жута течност, која ће зависити од концентрације раствореног ХБр. Што је више жуте боје, биће концентрованија и опаснија.

Мирис

Кисело, иритантно.

Праг мириса

6,67 мг / м ³ .

Густина

1,49 г / цм ³ (48% в / в водени раствор). Ова вредност, као и вредности талишта и врелишта, зависе од количине ХБр раствореног у води.

Тачка топљења

-11 ° Ц (12 ° Ф, 393 ° К) (49% в / в водени раствор).

Тачка кључања

122 ° Ц (252 ° Ф. 393 ° К) на 700 ммХг (47-49% в / в водени раствор).

Растворљивост у води

-221 г / 100 мл (на 0 ° Ц).

-204 г / 100 мл (15 ° Ц).

-130 г / 100 мл (100 ° Ц).

Ове вредности се односе на гасовити ХБр, а не на бромоводичну киселину. Као што се може видети, како температура расте, растворљивост ХБр опада; понашање које је природно у гасовима. Стога, ако су потребни концентровани раствори ХБр (ак), боље је радити с њима на ниским температурама.

Ако ради на високим температурама, ХБр ће изаћи у облику гасовитих дијатомејских молекула, па реактор мора бити запечаћен да се спречи његово пропуштање.

Густина паре

2,71 (у односу на ваздух = 1).

Киселост пКа

-9.0. Ова негативна константа указује на велику снагу киселости.

Калорични капацитет

29,1 кЈ / мол.

Стандардна моларна енталпија

198,7 кЈ / мол (298 К).

Стандардна моларна ентропија

-36,3 кЈ / мол.

тачка паљења

Није запаљиво.

Номенклатура

Његов назив „бромоводонична киселина“ комбинује две чињенице: присуство воде и бром има валенцију од -1 у једињењу. На енглеском је нешто очигледније: хидробромна киселина, где се префикс 'хидро' (или хидро) односи на воду; иако се, у ствари, може односити и на водоник.

Бром има валенсу -1 јер је везан на атом водоника мање електронегативан од њега; али ако је везан или у интеракцији са атомима кисеоника, он може имати бројне валенције, као што су: +2, +3, +5 и +7. Са Х може усвојити само једну валенцију, и зато је свом називу додан суфикс -ицо.

Будући да је ХБр (г), хидроген бромид безводан; то јест, нема воде. Због тога је назив назван по другим номенклатурним стандардима, који одговарају стандарду хидрогенхалогенида.

Како се формира?

Постоји неколико синтетских метода за припрему бромоводичне киселине. Неки од њих су:

Меша се водоника и брома у води

Без описивања техничких детаља, ова киселина се може добити директним мешањем водоника и брома у реактору напуњеном водом.

Х ₂ + Бр ₂ => ХБр

На овај начин, како се формира ХБр, раствара се у води; ово се може повући у дестилацијама, тако да се могу екстраховати раствори различитих концентрација. Водоник је гас, а бром је течност тамно црвенкасте боје.

Фосфор трибромид

У сложенијем процесу се мешају песак, хидрирани црвени фосфор и бром. Замке за воду постављају се у ледене купке како би се спречило да ХБр изађе и уместо тога створи бромоводичну киселину. Реакције су:

2П + 3Бр ₂ => 2ПБр ₃

Пбр ₃ + 3Х ₂ О => 3ХБр + Х ₃ ПО ₃

Сумпор-диоксид и бром

Други начин да се припреми је реакција брома са сумпор-диоксидом у води:

Бр ₂ + СО ₂ + 2Х ₂ О => 2ХБр + Х ₂ СО ₄

Ово је редокс реакција. Бр ₂ се смањује, добици електроне, спајањем са водоника; док СО ₂ оксидира, она губи електроне када формира више ковалентне везе са другим кисеоника, као што је у сумпорној киселини.

Апликације

Припрема бромида

Бромидне соли могу се припремити реакцијом ХБр (ак) са металним хидроксидом. На пример, производња калцијум-бромида сматра се:

Ца (ОХ) ₂ + 2ХБр => ЦАБР ₂ + Х ₂ О

Други пример је за натријум-бромид:

НаОХ + ХБр => НаБр + Х ₂ О

Тако се могу добити многи неоргански бромиди.

Синтеза алкил халогенида

А шта је са органским бромидима? То су органобромирана једињења: РБр или АрБр.

Дехидрација алкохола

Сировина за добијање може бити алкохол. Када им се протонира киселина ХБр, они формирају воду, што је добра одлазећа група, а на њено место је уграђен позамашни Бр атом, који ће ковалентно бити повезан са угљеником:

РОХ + ХБр => РБР + Х ₂ О

Ова дехидратација се врши на температурама изнад 100 ° Ц, како би се олакшало ломљење Р-ОХ ₂ ⁺ бонд .

Додатак алкенима и алкинима

Молекул ХБр може се додати из његовог воденог раствора у двоструку или троструку везу алкена или алкина:

Р ₂ Ц = ЦР ₂ + ХБр => РХЦ-ЦРБр

РЦ≡ЦР + ХБр => РХЦ = ЦРБр

Може се добити неколико производа, али под једноставним условима, производ се превасходно формира тамо где се бром везује за секундарни, терцијарни или квартерни угљеник (правило Марковников-а).

Ови халогениди су укључени у синтезу других органских једињења и њихов спектар употребе је веома обиман. Исто тако, неки од њих могу се чак користити и у синтези или дизајнирању нових лекова.

Расцепљање етра

Из етера се могу добити два алкил халогена истовремено, а сваки носи један од два бочна ланца Р или Р 'почетног етра РО-Р'. Догоди се нешто слично дехидрацији алкохола, али њихов механизам реакције је различит.

Реакција се може издвојити следећом хемијском једначином:

РОР '+ 2ХБр => РБр + Р'Бр

И вода се такође ослобађа.

Катализатор

Његова киселост је таква да се може користити као ефикасан катализатор киселине. Уместо додавања Бр ^- аниона у молекуларну структуру, намешта се други молекул.

Референце

1. Грахам Соломонс ТВ, Цраиг Б. Фрихле. (2011). Органска хемија. Амини. (10 ^Тх издање.). Вилеи Плус.
2. Цареи Ф. (2008). Органска хемија. (Шесто издање). Мц Грав Хилл.
3. Стевен А. Хардингер (2017). Илустровани речник органске хемије: бромоводична киселина. Опоравак од: цхем.уцла.еду
4. Википедиа. (2018). Бромоводична киселина. Опоравак од: ен.википедиа.орг
5. ПубЦхем. (2018). Бромоводична киселина. Опоравак од: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
6. Национални институт за сигурност и хигијену на раду. (2011). Водоник бромид . Опоравак од: инсхт.ес
7. ПрепЦхем. (2016). Припрема бромоводоничне киселине. Опоравак од: препцхем.цом