Oppdagelsen av brom fant sted i den første tredjedelen av 1800-tallet, uavhengig av hverandre, den tyske kjemikeren Carl Jacob Loewich i 1825, og franskmannen Antoine Jerome Balard i 1826 introduserte verden for et nytt kjemisk grunnstoff. Et interessant faktum - i utgangspunktet kalte Balar elementet sitt murid(fra latin Muria- saltlake), fordi han gjorde sin oppdagelse mens han studerte saltgruvene i Middelhavet.
Brom (fra det eldgamle greske βρῶμος, bokstavelig oversatt "stinkende", "stank", "stinker") er et element i hovedundergruppen til gruppe VII i den fjerde perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D.I. Mendeleev (i den nye klassifiseringen - et element i den 17. gruppen). Brom er et halogen, et reaktivt ikke-metall, med et atomnummer på 35 og en molekylvekt på 79,904. Symbolet brukes til å betegne Br(fra latin Bromum).
Finne brom i naturen
Brom er et utbredt kjemisk grunnstoff som finnes i miljøet nesten overalt. Spesielt mye brom finnes i saltvann - hav og innsjøer, hvor det er tilgjengelig i form av kaliumbromid, natriumbromid og magnesiumbromid. Den største mengden brom dannes under fordampning av sjøvann; det finnes også i noen bergarter, så vel som i planter.
I menneskekroppen er det opptil 300 mg brom, hovedsakelig i skjoldbruskkjertelen, også brom inneholder blod, nyrer og hypofyse, muskler og beinvev.
Fysiske og kjemiske egenskaper til brom
Brom er vanligvis en kaustisk tung væske, har en rødbrun farge og en skarp, svært ubehagelig (stinkende) lukt. Det er det eneste ikke-metallet som er i flytende tilstand ved romtemperatur.
Brom (så vel som bromdamp) er et giftig og giftig stoff; når du arbeider med det, er det nødvendig å bruke kjemiske beskyttelsesmidler, fordi brom danner brannskader når det kommer i kontakt med huden og slimhinnene til en person.
Sammensetningen av naturlig brom er to stabile isotoper (79 Br og 81 Br), brommolekylet består av to atomer og har den kjemiske formelen Br 2.
Kroppens daglige behov for brom
Behovet for en sunn organisme for brom er ikke mer enn 0,8-1 g.
Sammen med det tilgjengelige i kroppen, mottar en person brom med mat. Hovedleverandørene av brom er nøtter (,), belgfrukter (, og), og pasta fra, meieriprodukter, alger og nesten alle typer sjøfisk.
Faren og skaden ved brom
Elementært brom er en potent gift; det er strengt forbudt å ta det oralt. Bromdamp kan forårsake lungeødem, spesielt hos de som er utsatt for allergiske reaksjoner eller har sykdommer i lungene og luftveiene (bromdamp er svært farlig for astmatikere).
Tegn på overflødig brom
Et overskudd av dette stoffet oppstår vanligvis når en overdose av brompreparater er kategorisk uønsket for mennesker, fordi det kan utgjøre en reell helsefare. De viktigste tegnene på et overskudd av brom i kroppen er betennelse og utslett på huden, funksjonsfeil i fordøyelsessystemet, generell sløvhet og depresjon, vedvarende bronkitt og rhinitt, ikke assosiert med forkjølelse og virus.
Symptomer på brommangel
Mangelen på brom i kroppen manifesteres av søvnløshet, veksthemming hos barn og ungdom, en reduksjon i nivået av hemoglobin i blodet, men disse symptomene er ikke alltid forbundet med en utilstrekkelig mengde brom, derfor for å bekrefte mistanker, du må besøke en lege og bestå de nødvendige testene. Ofte, på grunn av mangel på brom, øker risikoen for spontanabort (abort til forskjellige tider, opp til tredje trimester).
Nyttige egenskaper av brom og dens effekt på kroppen
Brom (i form av bromider) brukes til forskjellige sykdommer, dens hovedeffekt er beroligende, så brompreparater er ofte foreskrevet for nervøse lidelser og søvnforstyrrelser. Bromsalter er et effektivt middel for behandling av sykdommer som forårsaker kramper (spesielt epilepsi), samt lidelser i det kardiovaskulære systemet og enkelte gastrointestinale plager (magesår og duodenalsår).
Bromfordøyelighet
Absorpsjonen av brom bremses av aluminium, og derfor er det nødvendig å ta preparater som inneholder bromsalter bare etter å ha konsultert en lege.
I motsetning til udokumenterte rykter (mer som anekdoter), har ikke brom en deprimerende effekt på menns seksuelle lyst og potens. Angivelig tilsettes brom i form av et hvitt pulver til maten til unge soldater i hæren, samt mannlige pasienter i psykiatriske dispensarer og fanger i fengsler og kolonier. Det er ikke en eneste vitenskapelig bekreftelse på dette, og rykter kan forklares med brom (dets preparaters) evne til å ha en beroligende effekt.
I følge noen kilder fremmer brom aktiveringen av seksuell funksjon hos menn og en økning i både volumet av ejakulanten og antall sædceller inneholdt i den.
Bruken av brom i livet
Brom brukes ikke bare i medisin (kaliumbromid og natriumbromid), men også på andre områder, som fotografering, oljeproduksjon og produksjon av drivstoff. Brom brukes til fremstilling av kjemiske krigføringsmidler, noe som igjen understreker behovet for forsiktig håndtering av dette elementet.
Oppdagelsen av brom ble ledet av studiene til den franske kjemikeren A. Balard, som i 1825, med klor på en vandig løsning oppnådd etter vasking av tangaske, isolerte en mørkebrun, illeluktende væske. Han kalte denne flytende muride (fra latin muria - pickle) og sendte en melding om oppdagelsen til Paris Academy of Sciences. Kommisjonen kalte det nye grunnstoffet brom på grunn av det faktum at brom har en tung, ubehagelig lukt av røyk (fra gresk brwmoz- stank).
Å være i naturen, få:
Innholdet av brom i jordskorpen (1,6 * l0 -4 masse%) er estimert til 10 15 -10 16 tonn Brom er en konstant følgesvenn av klor. Bromsalter (NaBr, KBr, MgBr 2) finnes i forekomster av kloridsalter (i bordsalt opptil 0,03 %, i kaliumsalter – sylvitt og karnallitt – opptil 0,3 %), samt i sjøvann (0,065 %) , saltlake av saltsjøer (opptil 0,2 %) og underjordiske saltlaker, vanligvis forbundet med salt- og oljeforekomster (opptil 0,1 %).
Det opprinnelige råstoffet for industriell produksjon av brom er sjøvann, innsjøer og underjordisk vann som inneholder brom i form av et bromidion. Brom isoleres med klor og destilleres av fra løsningen med vanndamp eller luft. Fra den resulterende brom-luftblandingen fanges brom opp av kjemiske absorbere. For dette brukes løsninger av jernbromid. Fra de resulterende mellomproduktene isoleres brom ved påvirkning av klor eller syre. Deretter skilles brom fra vann og renses fra klorurenheter ved destillasjon.
Laboratorier bruker også prosesser basert på oksidasjon av bromider:
6KBr + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 = 3Br 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O
Fysiske egenskaper:
Brom er det eneste ikke-metallet som er flytende ved romtemperatur. Et enkelt stoff er en tung rødbrun væske med en ubehagelig lukt (tetthet ved 20 ° C - 3,1 g / cm 3, kokepunkt + 59,82 ° C), bromdamp har en gulbrun farge. Ved -7,25°C stivner brom til rødbrune nålformede krystaller med en lett metallisk glans. Brom er mer løselig i vann enn andre halogener (3,58 g / 100 g H 2 O ved 20 ° C) - " bromvann Betydelig bedre løselig brom i organiske løsningsmidler enn de brukes til å ekstrahere det fra vandige løsninger.
Kjemiske egenskaper:
Brom er et sterkt oksidasjonsmiddel, det reagerer direkte med nesten alle ikke-metaller (med unntak av inerte gasser, oksygen, nitrogen og karbon) og mange metaller:
2P + 3Br2 = 2PBr3; 2Al + 3Br2 = 2AlBr3
I et vandig medium oksiderer brom nitritter til nitrater, ammoniakk til nitrogen, jodider til fritt jod, svovel og sulfitter til svovelsyre:
2NH3 + 6Br2 = N2 + 6HBr; 3Br 2 + S + 4H 2 O \u003d 6HBr + H 2 SO 4
Når brom interagerer med alkaliløsninger, dannes de tilsvarende bromidene og hypobromittene (i kulden) eller bromatene:
Br 2 + 2NaOH \u003d NaBr + NaBrO + H 2 O (ved t Brom er karakterisert ved forbindelser med ulike oksidasjonstilstander: -1, +1, +3, +5, +7.
De viktigste forbindelsene:
Hydrogenbromid HBr- en giftig fargeløs gass med en skarp lukt, rykende i luften på grunn av interaksjon med vanndamp. Det er svært løselig i vann: ved 0 ° C løses 612 volumer hydrogenbromid i ett volum vann. Løsning - sterk monobasisk hydrobromsyre. Salter - bromider fargeløse krystaller, svært løselig i vann (uløselig AgBr, blekgul).
Brom(I)oksid Br 2 O., brun gass. Dannet ved virkningen av brom på HgO i CCl4. Egenskaper...
Hypoklorsyre HBrO- et sterkt oksidasjonsmiddel. Det dannes ved å løse opp brom i vann, under påvirkning av lys brytes det ned til HBr og oksygen; har svake sure egenskaper, eksisterer kun i løsning. Salter - hypobromitter, KBrO, NaBrO - oppnådd i fri tilstand i form av krystallinske hydrater. Alle av dem er veldig ustabile når oppvarmede (eller forsurede løsninger) brytes ned til bromid og bromat:
3KBrO = 2KBr + KBrO 3
Bromitter, salter av ukjent selv i en løsning av bromsyre HBrO 2 - dannes under oksidasjon av hypobromitter med brom i et alkalisk medium: Ba (BrO) 2 + 2Br 2 + 4KOH \u003d Ba (BrO 2) 2 + 4KBr + 2H2O
Bromsyre, HBrO 3 - konsentrert løsning er en fargeløs sirupsaktig væske. Salter - bromater. Bromsyre og bromater er sterke oksidasjonsmidler:
2S + 2NaBrO 3 \u003d Na 2 SO 4 + Br 2 + SO 2
Bromsyre HBrO 4 finnes i vandige løsninger med en konsentrasjon som ikke overstiger 6 mol/L. Til tross for at HBrO 4 er det sterkeste oksidasjonsmidlet blant oksygensyrene til brom, går reaksjonene med dets deltakelse veldig sakte.
Bromtrifluorid, BrF 3 - rød væske bp. 126°C, dannet ved direkte reaksjon av brom med fluor. Den samhandler med vann og organiske stoffer med en eksplosjon. Med hensyn til uorganiske forbindelser oppfører det seg som et sterkt fluoreringsmiddel.
Applikasjon:
Brom og dets forbindelser er mye brukt i grunnleggende organisk syntese. Sølvbromid AgBr brukes i fotografering som et lysfølsomt stoff. Bromforbindelser brukes til å lage brannhemmere - tilsetningsstoffer som gir brannmotstand til plast, tre og tekstilmaterialer. Brompentafluorid brukes noen ganger som et veldig kraftig drivstoffoksidasjonsmiddel. 1,2-dibrometan brukes som et antibanketilsetningsstoff i motordrivstoff. Bromidløsninger brukes i oljeproduksjon. I medisin brukes natrium og kaliumbromid som beroligende midler.
Biologisk rolle og toksisitet:
Brom i form av et enkelt stoff er giftig. Flytende brom forårsaker brannskader som er vanskelig å lege. Bromdamp ved en konsentrasjon på 1 mg/m 3 forårsaker irritasjon av slimhinner, hoste, svimmelhet og hodepine, og ved høyere konsentrasjon (>60 mg/m 3) - kvelning og død.
I menneskekroppen er brom, i form av bromidioner, involvert i reguleringen av aktiviteten til skjoldbruskkjertelen, da det er en konkurrerende hemmer av jod.
Petrova M.A., Pukhova M.S.
HF Tyumen State University, 572 gruppe.
Encyclopedia "Circumnavigation":
Brom
BROM-a (-y); m.[fra gresk. brōmos - dårlig lukt]
1. Et kjemisk grunnstoff (Br), en tung rødbrun giftig væske som ryker i luften (brukes i kjemisk produksjon, i form av salter - i medisin og fotografering). Bromsalter. Bromposjon.
2. Et stoff som inneholder dette stoffet eller dets forbindelser (brukt som et beroligende eller hypnotisk middel). Skriv ut, ta b. Dropp brom (brom).
◁ Brom, th, th. B narkotika. B-te vann(vandig løsning av brom). Brom, th, th. B narkotika. Brom, th, th. B-th salter, metaller. Kaliumbromidløsning(beroligende dråper).
brom(lat. Bromum), et kjemisk grunnstoff i gruppe VII i det periodiske systemet, refererer til halogener. Navn fra gresk. brōmos - stank. Kraftig rødbrun væske som ryker i luften med en skarp ubehagelig lukt; tetthet 3,1 g/cm 3, t pl -7,25°C, t topp 59,2°C. Det brukes som et bromeringsmiddel, for produksjon av bromider, organiske og andre bromforbindelser, i analytisk kjemi. Brom er giftig.
BROMBROM (lat. Bromum), Br (les "brom"), et kjemisk grunnstoff med atomnummer 35, atommasse 79,904. Navnet skyldes det faktum at brom har en tung, ubehagelig lukt av damp (fra gresk bromos - stank).
Naturlig brom er en blanding av to nuklider (cm. NUKLID) med massetall 79 (i en blanding av 50,56 masse%) og 81. Konfigurasjon av det ytre elektronlaget 4 s 2
s 5
. I forbindelser viser den oksidasjonstilstander –1, +1, +3, +5 og +7 (valenser I, III, V og VII), med de mest karakteristiske oksidasjonstilstandene –1 og +5.
Det ligger i den fjerde perioden i gruppe VIIA av det periodiske systemet av elementer av Mendeleev, refererer til halogener (cm. HALOGENER).
Radien til det nøytrale bromatomet er 0,119 nm, de ioniske radiene til Br - , Br 3+ , Br 5+ og Br 7+ er henholdsvis 0,182, 0,073, 0,045 og 0,039 nm. De sekvensielle ioniseringsenergiene til et nøytralt bromatom er henholdsvis 11,84, 21,80, 35,9, 47,3 og 59,7 eV. Elektronaffinitet 3,37 eV. I følge Pauling-skalaen er elektronegativiteten til brom 2,8.
Oppdagelseshistorie
Oppdagelsen av brom førte til forskningen til den franske kjemikeren A. Balar (cm. BALAR Antoine Gerome), som i 1825, ved å virke med klor på en vandig løsning oppnådd etter å ha vasket asken av tang, isolerte en mørkebrun, illeluktende væske. Han kalte denne væsken, også hentet fra sjøvann, muride (fra latin muria - saltløsning, saltlake) og sendte en melding om oppdagelsen hans til Paris Academy of Sciences. Kommisjonen satt opp for å verifisere denne rapporten godtok ikke navnet Balar og ga det nye grunnstoffet brom. Oppdagelsen av brom gjorde den unge og lite kjente vitenskapsmannen berømt. Etter at Balars artikkel dukket opp, viste det seg at flasker med et lignende stoff ventet på forskning fra de tyske kjemikerne K. Levig og J. Liebig (cm. LIBICH Justus). Etter å ha gått glipp av muligheten til å oppdage et nytt grunnstoff, utbrøt Liebig: "Det var ikke Balar som oppdaget brom, men brom oppdaget Balar."
Å være i naturen
Brom er et ganske sjeldent grunnstoff i jordskorpen. Innholdet i den er estimert til 0,37·10 -4 % (omtrent 50. plass).
Kjemisk er brom svært aktivt og forekommer derfor ikke i naturen i fri form. Det er en del av et stort antall forskjellige forbindelser (natrium, kalium, magnesiumbromider, etc.), som følger med natrium-, kalium- og magnesiumklorider. Bromins egne mineraler - bromargyritt (sølvbromid AgBr) og embolitt (blandet klorid og sølvbromid) - er ekstremt sjeldne (se Naturlige bromider (cm. NATURLIGE BROMIDER)). Kilden til brom er vannet i bitre innsjøer, saltlake assosiert med olje og ulike saltforekomster, og sjøvann (65 10 -4%), Dødehavet er rikere på brom. For tiden utvinnes brom vanligvis fra vannet i noen bitre innsjøer, hvorav den ene ligger spesielt i landet vårt i Kulunda-steppen (i Altai).
Fysiske og kjemiske egenskaper
Under normale forhold er brom en tung (tetthet 3,1055 g/cm 3) rødbrun tykk væske med en skarp lukt. Brom er et av de enkle stoffene som er flytende under normale forhold (bortsett fra brom er kvikksølv også et slikt stoff). Smeltepunktet for brom er -7,25 °C, kokepunktet er +59,2 °C. Standard elektrodepotensial Br 2 /Br - i en vandig løsning er +1,065 V.
Det eksisterer i fri form i form av diatomiske molekyler Br 2 . En merkbar dissosiasjon av molekyler til atomer observeres ved en temperatur på 800 °C og øker raskt med en ytterligere økning i temperaturen. Diameteren til Br 2-molekylet er 0,323 nm, den indre nukleære avstanden i dette molekylet er 0,228 nm.
Brom er litt, men bedre enn andre halogener, løselig i vann (3,58 g i 100 g vann ved 20 ° C), løsningen kalles bromvann. I bromvann fortsetter en reaksjon med dannelse av hydrobromsyre og ustabile hypobromsyrer:
Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO.
Med de fleste organiske løsemidler er brom blandbart i alle henseender, og bromering av organiske løsemiddelmolekyler forekommer ofte.
Brom er mellomliggende i kjemisk aktivitet mellom klor og jod. Når brom reagerer med jodidløsninger, frigjøres fritt jod:
Br2 + 2KI = I2 + 2KBr.
Tvert imot, under virkningen av klor på bromider i vandige løsninger, frigjøres fritt brom:
Cl 2 + 2 NaBr \u003d Br 2 + 2 NaCl.
Reaksjonen av brom med svovel gir S 2 Br 2, reaksjonen av brom med fosfor produserer PBr 3 og PBr 5. Brom reagerer også med ikke-metaller selen (cm. SELENIUM) og tellur (cm. TELLURIUM) .
Reaksjonen av brom med hydrogen fortsetter ved oppvarming og fører til dannelse av hydrogenbromid HBr. En løsning av HBr i vann er hydrobromsyre, tilsvarende i styrke som saltsyre HCl. Salter av hydrobromsyre - bromider (NaBr, MgBr 2, AlBr 3, etc.). En kvalitativ reaksjon på tilstedeværelsen av bromidioner i en løsning er dannelsen av et lysegult AgBr-utfelling med Ag + ioner, som er praktisk talt uløselig både i vann og i en salpetersyreløsning.
Brom reagerer ikke direkte med oksygen og nitrogen. Brom danner et stort antall forskjellige forbindelser med andre halogener. For eksempel danner brom ustabil BrF 3 og BrF 5 med fluor, og IBr med jod. Ved interaksjon med mange metaller danner brom bromider, for eksempel AlBr 3, CuBr 2, MgBr 2 osv. Tantal og platina er resistente mot brom, i mindre grad sølv, titan og bly.
Brom er et sterkt oksidasjonsmiddel, det oksiderer sulfittionet til sulfat, nitrittionet til nitrat, etc.
Ved interaksjon med organiske forbindelser som inneholder en dobbeltbinding, tilsettes brom, noe som gir de tilsvarende dibromderivatene:
C 2 H 4 + Br 2 \u003d C 2 H 4 Br 2.
Brom slutter seg også til organiske molekyler, som inneholder en trippelbinding. Misfarging av bromvann når en gass føres gjennom det eller en væske tilsettes, indikerer at en umettet forbindelse er tilstede i gassen eller væsken.
Når det oppvarmes i nærvær av en katalysator, reagerer brom med benzen og danner brombenzen C 6 H 5 Br (substitusjonsreaksjon).
Når brom interagerer med alkaliløsninger og med løsninger av natrium- eller kaliumkarbonater, dannes de tilsvarende bromidene og bromatene, for eksempel:
Br 2 + 3Na 2 CO 3 \u003d 5NaBr + NaBrO 3 + 3CO 2.
applikasjon
Brom brukes til fremstilling av en rekke uorganiske og organiske stoffer, i analytisk kjemi. Bromforbindelser brukes som drivstofftilsetningsstoffer, plantevernmidler, flammehemmere og i fotografering. Legemidler som inneholder brom er viden kjent. Det skal bemerkes at det vanlige uttrykket: "legen foreskrev brom i en spiseskje etter å ha spist" betyr selvfølgelig bare at en vandig løsning av natrium (eller kalium) bromid er foreskrevet, og ikke rent brom. Den beroligende effekten av brompreparater er basert på deres evne til å forbedre hemmingsprosessene (cm. BREMSING) i sentralnervesystemet.
Egenskaper ved å jobbe med brom
Når du arbeider med brom, bør det brukes verneklær, gassmasker og hansker. Maksimal konsentrasjonsgrense for bromdamp er 0,5 mg/m 3 . Allerede ved en konsentrasjon av brom i luften ved en konsentrasjon på ca. 0,001% (volum), er irritasjon av slimhinnene, svimmelhet, og ved høyere konsentrasjoner - spasmer i luftveiene, kvelning observert. Ved inntak er den toksiske dosen 3 g, den dødelige dosen er fra 35 g. Ved forgiftning med bromdamp må offeret umiddelbart fjernes til frisk luft; for å gjenopprette pusten, kan du bruke en vattpinne fuktet med ammoniakk, med jevne mellomrom bringe den til offerets nese i kort tid. Videre behandling bør utføres under medisinsk tilsyn. Flytende brom ved kontakt med huden forårsaker smertefulle brannskader.
På grunn av den høye kjemiske aktiviteten og toksisiteten til både bromdamp og flytende brom, bør det oppbevares i en tett forseglet tykkvegget beholder av glass. Hetteglass med brom legges i beholdere med sand, som beskytter flaskene mot ødeleggelse når de ristes. På grunn av den høye tettheten av brom, bør flasker med det aldri bare tas i halsen (halsen kan gå av, og da vil den giftige væsken være på gulvet).
For å nøytralisere det sølt brom, må overflaten med det umiddelbart dekkes med en slurry av våt brus Na 2 CO 3.
encyklopedisk ordbok. 2009 .
Synonymer:Se hva "brom" er i andre ordbøker:
brom- brom, og du ... Russisk rettskrivningsordbok
brom- brom / ... Morfemisk rettskrivningsordbok
BROM- BROM, Brom (fra gresk brom-stank), flytende metalloid, halogenidgruppe, med kjemikalier. betegnelsen Vg; på. V. 79,92; inntar 35. plass i det periodiske systemet av grunnstoffer, 4. i gruppe VII. Mørk rødbrun væske, ud. vekt 3.188 … … Big Medical Encyclopedia
- (gresk bromos fetid). Enkel flytende kropp rød, med en veldig ubehagelig lukt; oppdaget av Balard i 1726 i sjøvann og saltkilder. Ordbok med utenlandske ord inkludert i det russiske språket. Chudinov A.N., 1910. BROM ... ... Ordbok for utenlandske ord i det russiske språket
BROM, brom, ektemann. (gresk bromos dårlig lukt). Kjemisk grunnstoff, etsende brunrød væske med sterk lukt (kjemisk). Brom brukes i medisin, fotografi og teknologi. || Bromforbindelser, bruk. i medisin (leilighet). Legen skrev ut... Ushakovs forklarende ordbok
- (symbol Br), flyktig, flytende element av HALOGEN-gruppen (syvende gruppe i det periodiske system). Det ble først isolert i 1826. Det er det eneste ikke-metalliske grunnstoffet som forblir flytende ved romtemperatur. Det er utvunnet fra løselig ... Vitenskapelig og teknisk encyklopedisk ordbok
Innholdet i artikkelen
BROM(Brom, Br) - element 17 (VIIa) av gruppen av det periodiske systemet, atomnummer 35, relativ atommasse 79,904. Naturlig brom består av to stabile isotoper: 79 Br (50,69 at.%) og 81 Br (49.31 at.%), og totalt 28 isotoper er kjent med massetall fra 67 til 94. I kjemiske forbindelser viser brom oksidasjonstilstander fra -1 til +7, i naturen forekommer det utelukkende i oksidasjonstilstanden -1.
Oppdagelseshistorie.
Nesten samtidig kom tre forskere nær oppdagelsen av brom, men bare en av dem var bestemt til å bli offisielt anerkjent som oppdageren.
I 1825 begynte en ung fransk kjemiker Antoine-Jérôme Balard, som jobbet som forbereder ved den farmakologiske skolen ved universitetet i den lille sørlige byen Montpellier, sin første uavhengige vitenskapelige forskning. Siden antikken har Montpellier vært kjent for sine saltgruver. For å utvinne salt på strandkanten ble bassenger gravd ut og fylt med sjøvann. Etter at vannet fordampet under påvirkning av sollys, ble de utfelte saltkrystallene øset ut, og den gjenværende moderluten (saltlake) ble returnert tilbake til havet.
Balars veileder, professor Joseph Anglada, ga ham i oppdrag å studere den kjemiske sammensetningen av den drenerte saltlaken og kysttangen. Ved å virke på saltlaken med forskjellige reagenser la Bolar merke til at når klor føres gjennom den, får løsningen en intens gul farge. Klor og alkalisk ekstrakt av algeaske farget tilsvarende. Til å begynne med antydet Balar at den observerte fargen skyldtes tilstedeværelsen av jod i prøvene som ble undersøkt, som reagerer med klor og danner et ukjent stoff. Først ekstraherte han det suksessivt med eter og vandig kaliumhydroksid. Etter å ha behandlet den resulterende alkaliske løsningen med pyrolusitt (MnO 2) i et svovelsyremedium, isolerte Balar en ubehagelig luktende rødbrun væske og forsøkte å separere den i komponentene. Da alle forsøk mislyktes, ble det klart at dette var et nytt element. Etter å ha bestemt tettheten og kokepunktet til en væske, i tillegg til å ha studert dens viktigste kjemiske egenskaper, sendte Balard 30. november 1825 en rapport om sine eksperimenter til Paris Academy of Sciences. I den ble spesielt navnet "murid" (fra det latinske ordet "muria" - saltlake) foreslått for det nye elementet.
En kommisjon på tre kjemikere ble oppnevnt for å bekrefte meldingen: Louis Vauquelin (Louis Nicolas Vauquelin), Louis Tenard (Louis Jacques Thénard) og Joseph Gay-Lussac. Etter å ha gjentatt de beskrevne eksperimentene, bekreftet de Balars konklusjoner, men navnet "murid" ble anerkjent som mislykket, fordi. at saltsyre da ble kalt acidum muriaticum - muriic (fra det hypotetiske grunnstoffet murium), og dets salter - muriates, og bruken av slike lignende navn "murid" og "murium" kunne forårsake misforståelser. I henhold til anbefaling fra nomenklaturkomiteen ved Vitenskapsakademiet ble det foreslått å navngi det nye grunnstoffet brom fra det greske brwmoV - fetid. I Russland ble ikke navnet "brom" etablert umiddelbart; i lang tid ble navnene "vrom", "murid" og "vromide" brukt for element nr. 35.
Senere viste det seg at elementært brom for første gang ikke ble oppnådd av Balar, men av en student av den berømte tyske kjemikeren Leopold Gmelin, Karl Lewig (Carl Jacob Löwig, Leopold Gmelin), som i 1825 ved Universitetet i Heidelberg isolerte det fra vannet til en kilde i Kreuznach. Mens han forberedte mer av stoffet for forskning, dukket Balars melding opp.
Den berømte tyske kjemikeren Justus Lubich kom nær oppdagelsen av brom, akkurat som Balard, som forvekslet det med en forbindelse av klor og jod.
Vi kan si at oppdagelsen av brom lå på overflaten, og den franske kjemikeren Charles Gerard (Charles Frédéric Gerhardt) sa til og med at «Det var ikke Balard som oppdaget brom, men brom oppdaget Balard».
I naturen forekommer brom nesten alltid sammen med klor som en isomorf urenhet i naturlige klorider (opptil 3 % i sylvitt KCl og karnalitt KCl MgCl 2 6H 2 O). Bromins egne mineraler: brommargyritt AgBr, bromsilvinitt KMgBr 3 6H 2 O og embolitt Ag(Br, Cl) er sjeldne og har ingen industriell verdi. De ble oppdaget mye senere enn elementært brom (bromargyritt - i Mexico, i 1841). Clarke (gjennomsnittlig innhold i jordskorpen) av brom i jordskorpen er 2,1 10 -4 %.
En stor mengde brom finnes i jordens hydrosfære (ca. 3/4 av det som er tilgjengelig i jordskorpen): i havene (6,6 10 -3%), saltsjøer, underjordiske saltlaker og grunnvann. Den høyeste konsentrasjonen av oppløste bromider - omtrent 6 mg / l - er notert i vannet i Dødehavet, og den totale mengden brom i det er estimert til 1 milliard tonn. Sammen med sprut av saltvann kommer bromforbindelser inn i atmosfæren.
Brom finnes også i levende organismer. Innholdet av brom i levende fytomasse er 1,6·10–4 %. I menneskekroppen er den gjennomsnittlige konsentrasjonen av brom omtrent 3,7 mg / kg, det meste er konsentrert i hjernen, leveren, blodet og nyrene. Blant de uorganiske anionene som utgjør blodet, rangerer bromidion på femte plass i mengde etter klorid, bikarbonat, fosfat og sulfat; konsentrasjonen i blodplasma er i området 20–150 µmol/L. Noen dyr, sopp og planter (først og fremst belgfrukter) er i stand til å akkumulere brom, spesielt i marin fisk og alger.
Får brom.
Den industrielle produksjonen av brom begynte i 1865 på grunnlag av Strassfurt-saltforekomsten i Tyskland; to år senere begynte brom å bli utvunnet i USA, i delstaten Virginia. I 1924 ble muligheten for å utvinne brom fra sjøvann demonstrert om bord på skipet "Etila", og i 1934 ble det organisert industriell produksjon basert på denne metoden. I Russland ble det første bromanlegget bygget i 1917 ved Saki-saltsjøen.
Alle industrielle metoder for å oppnå brom fra saltløsninger er basert på fortrengning av klor fra bromider:
MgBr 2 + Cl 2 \u003d MgCl 2 + Br 2
Når brom oppnås ved blåsing, surgjøres råstoffet (saltlake fra saltsjøer, tilhørende vann i oljebrønner, sjøvann) med svovelsyre til pH 3,5 og behandles med en overflødig mengde klor. Saltlaken som inneholder oppløst brom mates deretter til toppen av kolonnen fylt med små keramiske ringer. Løsningen renner nedover ringene, og en kraftig luftstrøm blåses mot den, mens brom går over i gassfasen. Brom-luftblanding føres gjennom en løsning av natriumkarbonat:
3Na 2 CO 3 + 3Br 2 = 5NaBr + NaBrO 3 + 3CO 2
For å isolere brom fra den resulterende blandingen av bromid og natriumbromat, surgjøres det med svovelsyre:
5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Na 2 SO 4 + 3Br 2 + 3H 2 O
Andre foreslåtte metoder for å ekstrahere brom fra klorert saltlake, ekstraksjon med hydrokarboner eller adsorpsjon med ionebytterharpikser, er ikke mye brukt.
En del av bromidløsningene som brukes i industrien (opptil 35 % i USA) resirkuleres for å få ytterligere mengder brom.
Verdensproduksjonen av brom (per 2003) var omtrent 550 tusen tonn per år, det meste produseres i USA (39,4%), Israel (37,6%) og Kina (7,7%). Dynamikken i bromproduksjonen i forskjellige land i verden er vist i tabell 1.
| Tab. 1. DYNAMIKK I VERDENS BROMPRODUKSJON(i tusen tonn). | |||||
| Et land | 1999 | 2000 | 2001 | 2002 | 2003 |
| USA | 239 | 228 | 212 | 222 | 216 |
| Israel | 181 | 210 | 206 | 206 | 206 |
| Kina | 42 | 42 | 40 | 42 | 42 |
| Storbritannia | 55 | 32 | 35 | 35 | 35 |
| Jordan | – | – | – | 5 | 20 |
| Japan | 20 | 20 | 20 | 20 | 20 |
| Ukraina | 3 | 3 | 3 | 3 | 3 |
| Aserbajdsjan | 2 | 2 | 2 | 2 | 2 |
| Frankrike | 1,95 | 2 | 2 | 2 | 2 |
| India | 1,5 | 1,5 | 1,5 | 1,5 | 1,5 |
| Tyskland | 0,5 | 0,5 | 0,5 | 0,5 | 0,5 |
| Italia | 0,3 | 0,3 | 0,3 | 0,3 | 0,3 |
| Turkmenistan | 0,15 | 0,15 | 0,15 | 0,15 | 0,15 |
| Spania | 0,1 | 0,1 | 0,1 | 0,1 | 0,1 |
| Totalt i verden | 547 | 542 | 523 | 540 | 548 |
Prisen på elementært brom varierer fra $700 til $1000 per tonn. Russlands årlige etterspørsel etter brom er estimert til 20-25 tusen tonn, den tilfredsstilles hovedsakelig gjennom import fra USA og Israel.
I laboratoriet kan brom fremstilles ved å reagere bromider med et egnet oksidasjonsmiddel, slik som kaliumpermanganat eller mangandioksid, under sure forhold.
MnO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaBr \u003d Br 2 + MnSO 4 + Na 2 SO 4
Det frigjorte bromet separeres ved ekstraksjon med ikke-polare løsningsmidler eller ved dampdestillasjon.
Enkel substans.
Brom er det eneste ikke-metallet som er flytende ved romtemperatur. Elementært brom er en tung rødbrun væske med en ubehagelig lukt (tetthet ved 20 ° C - 3,1 g / cm 3, kokepunkt +59,82 ° C), bromdamp har en gulbrun farge. Ved -7,25°C stivner brom til rødbrune nåler med en svak metallisk glans.
I fast, flytende og gassform eksisterer brom i form av diatomiske molekyler Br 2 , merkbar dissosiasjon til atomer begynner først ved 800 ° C, dissosiasjon skjer også under påvirkning av lys. Elementært brom er et sterkt oksidasjonsmiddel, det reagerer direkte med nesten alle ikke-metaller (med unntak av inerte gasser, oksygen, nitrogen og karbon) og mange metaller, disse reaksjonene er ofte ledsaget av antennelse (for eksempel med fosfor, antimon , tinn):
2S + Br 2 = S 2 Br 2
2P + 3Br2 = 2PBr3; PBr 3 + Br 2 = 2 PBr 5
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
Ni + Br 2 = NiBr 2
Mange metaller reagerer sakte med vannfritt brom på grunn av dannelsen av en bromidfilm på overflaten, som er uløselig i brom. Av metallene som er mest motstandsdyktige mot virkningen av brom (selv ved høye temperaturer og i nærvær av fuktighet) sølv, bly, platina og tantal. Gull, i motsetning til platina, reagerer lett med det, og danner AuBr 3 .
I et vandig medium oksiderer brom nitritter til nitrater, ammoniakk til nitrogen, jodider til fritt jod, svovel og sulfitter til svovelsyre:
2NH3 + 6Br2 = N2 + 6HBr
3Br 2 + S + 4H 2 O \u003d 6HBr + H 2 SO 4
Brom er moderat løselig i vann (3,58 g per 100 g ved 20 ° C), når denne løsningen avkjøles til 6 ° C, utfelles granatrøde krystaller av bromklatrathydrat av sammensetningen 6Br 2 46H 2 O. Løseligheten brom øker betydelig ved tilsetning av bromider på grunn av dannelsen av sterke komplekse forbindelser:
KBr + Br 2 = KBr 3
I en vandig løsning av brom ("bromvann") er det en likevekt mellom molekylært brom, bromidion og bromoksosyrer:
Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO
I en mettet løsning dissosieres brom med 0,85 %, i en 0,001 molar løsning med 17 %.
Når bromvann lagres i lyset, brytes det gradvis ned med frigjøring av oksygen på grunn av fotolyse av hypobromsyre:
2HOBr+ hv\u003d 2HBr + O 2
Når brom interagerer med alkaliløsninger, dannes de tilsvarende bromidene og hypobromittene (i kulden) eller bromatene:
Br 2 + 2 NaOH = NaBr + NaBrO + H 2 O (ved t
3Br 2 + 6NaOH \u003d 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O
På grunn av den høye kjemiske aktiviteten til brom, brukes tanker med innvendig bly- eller nikkelfôr til transport. Små volumer brom lagres i glass.
Bromforbindelser.
Det er kjent kjemiske forbindelser av brom der det kan ha oksidasjonstilstander på –1, 0, +1, +3, +5 og +7. Av størst praktisk interesse er stoffer som inneholder brom i -1-oksidasjonstilstanden, disse inkluderer hydrogenbromid, samt uorganiske og organiske bromider. Bromforbindelser i positive oksidasjonstilstander er hovedsakelig representert av brom oksygensyrer og deres salter; de er alle sterke oksidasjonsmidler.
Hydrogenbromid HBr, er en giftig (MPC = 2 mg/m 3) fargeløs gass med en skarp lukt, rykende i luften på grunn av interaksjon med vanndamp. Når det avkjøles til -67 ° C, blir hydrogenbromid til en flytende tilstand. HBr er svært løselig i vann: ved 0 ° C løses 612 volumer hydrogenbromid i ett volum vann, i en løsning dissosieres HBr til ioner:
HBr + H 2 O \u003d H 3 O + + Br -
En vandig løsning av HBr kalles hydrobromsyre, det er en av de sterke syrene (pK a \u003d -9,5). I HBr har brom en oksidasjonstilstand på -1 og derfor utviser hydrobromsyre reduserende egenskaper, den oksideres av konsentrert svovelsyre og atmosfærisk oksygen (i lyset):
H 2 SO 4 + 2HBr \u003d Br 2 + SO 2 + 2H 2 O
4HBr + O 2 \u003d 2Br 2 + 2H 2 O
Ved interaksjon med metaller, så vel som med metalloksider og hydroksyder, danner hydrobromsyre salter - bromider:
HBr + KOH = KBr + H2O
I industrien oppnås hydrogenbromid ved direkte syntese fra elementer i nærvær av en katalysator (platina eller aktivert karbon) H 2 + Br 2 \u003d 2HBr og, som et biprodukt, under bromering av organiske forbindelser:
I laboratoriet kan HBr lages ved å reagere konsentrert fosforsyre med alkalimetallbromider ved oppvarming:
NaBr + H3P04 = NaH2P04 + HBr
En praktisk laboratoriemetode for syntese av HBr er også interaksjonen av brom med benzen eller dekalin i nærvær av jern:
C10H18 + Br2 = C10H17Br + HBr
Hydrogenbromid brukes til å produsere bromider og noen organiske bromforbindelser.
Kaliumbromid KBr- et fargeløst krystallinsk stoff, svært løselig i vann (65 g i 100 g vann ved 20 ° C), t pl \u003d 730 ° C. Kaliumbromid brukes til fremstilling av fotografiske emulsjoner og som antiduggmiddel i fotografering. KBr overfører infrarøde stråler godt og fungerer derfor som et materiale for fremstilling av linser for IR-spektroskopi.
Litiumbromid LiBr, er et fargeløst hygroskopisk stoff (t pl = 552 ° C), svært løselig i vann (63,9 % ved 20 ° C). LiBr 2H 2 O krystallinsk hydrat er kjent Litiumbromid oppnås ved å reagere vandige løsninger av litiumkarbonat og hydrobromsyre:
Li 2 CO 3 + 2HBr \u003d 2LiBr + H 2 O + CO 2
Litiumbromid brukes i behandlingen av psykiske lidelser og kronisk alkoholisme. På grunn av sin høye hygroskopisitet, brukes LiBr som et tørkemiddel i klimaanlegg og for dehydrering av mineraloljer.
hypobromsyre HOBr refererer til svake syrer, det eksisterer bare i fortynnede vandige løsninger, som oppnås ved interaksjon av brom med en suspensjon av kvikksølvoksid:
2Br 2 + 2HgO + H 2 O \u003d HgO HgBr 2 Ї + 2HOBr
Hypoklorsyresalter kalles hypobromitter, kan de oppnås ved å reagere brom med en kald alkaliløsning ( se ovenfor), når alkaliske løsninger varmes opp, er hypobromitter uforholdsmessige:
3NaBrO = 2NaBr + NaBrO3
Oksydasjonstilstanden til brom +3 tilsvarer bromsyre HBrO 2, som foreløpig ikke er mottatt. Bare dens salter er kjent - bromitter, som kan oppnås ved oksidasjon av hypobromitter med brom i et alkalisk medium:
Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH = Ba(BrO2)2 + 4KBr + 2H2O
Bromsyre HBrO 3 ble oppnådd i løsninger ved innvirkning av fortynnet svovelsyre på løsninger av dens salter - bromater:
Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2HBrO 3 + BaSO 4 Ї
Når man prøver å oppnå løsninger med en konsentrasjon over 30 %, brytes bromsyre ned ved en eksplosjon.
Bromsyre og bromater er sterke oksidasjonsmidler:
2S + 2NaBrO 3 \u003d Na 2 SO 4 + Br 2 + SO 2.
Kaliumbromat KBrO 3 - et fargeløst krystallinsk stoff, løselig i vann (6,9 g KBrO 3 løses opp i 100 g vann ved 20 ° C, ved 100 ° C - 49,7 g). Når den varmes opp til 434 ° C, brytes den ned uten å smelte:
2KBrO3 = 2KBr + 3O2
Kaliumbromat oppnås ved elektrolyse av KBr-løsninger eller ved interaksjon av kaliumhydroksid med brom og klor:
12KOH + Br2 + 5Cl2 = 2KBrO3 + 10KCl + 6H2O
KBrO 3 brukes i analytisk kjemi som et oksidasjonsmiddel i bromatometrisk titrering, det er en del av nøytralisatorene for perm.
Den mest stabile av bromoksosyrene er bromsyre HBrO 4 , som finnes i vandige løsninger med en konsentrasjon som ikke overstiger 6 mol/l. Til tross for at HBrO 4 er det sterkeste oksidasjonsmidlet blant oksysyrene av brom, går redoksreaksjoner med dets deltakelse veldig sakte. For eksempel frigjør ikke bromsyre klor fra en én molar løsning av saltsyre, selv om denne reaksjonen er termodynamisk gunstig. Den spesielle stabiliteten til BrO 4-ionet skyldes det faktum at oksygenatomer, som omgir bromatomet langs tetraederet, effektivt beskytter det mot angrep fra reduksjonsmidlet. Bromsyreløsninger kan oppnås ved å surgjøre løsninger av dets salter - perbromater, som igjen syntetiseres ved elektrolyse av bromatløsninger, så vel som ved oksidasjon av alkaliske løsninger av bromater med fluor eller xenonfluorider:
NaBrO3 + XeF2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + Xe + H2O
På grunn av de sterke oksiderende egenskapene til perbromater ble de syntetisert først i andre halvdel av 1900-tallet. Den amerikanske vitenskapsmannen Evan H. Appelman i 1968.
Oksygensyrer av brom og deres salter kan brukes som oksidasjonsmidler.
Biologisk rolle og toksisitet av bromforbindelser.
Mange aspekter av den biologiske rollen til brom er ennå ikke belyst. I menneskekroppen er brom involvert i reguleringen av aktiviteten til skjoldbruskkjertelen, da det er en konkurrerende hemmer av jod. Noen forskere mener at bromforbindelser er involvert i aktiviteten til eosinofiler - celler i immunsystemet. Eosinofil peroksidase oksiderer bromidioner til hypoklorsyre, som hjelper til med å ødelegge fremmede celler, inkludert kreftceller. Mangelen på brom i maten fører til søvnløshet, veksthemming og en reduksjon i antall røde blodlegemer i blodet. Det daglige inntaket av brom i menneskekroppen med mat er 2–6 mg. Fisk, frokostblandinger og nøtter er spesielt rike på brom.
Det elementære bromet er giftig. Flytende brom forårsaker brannskader som er vanskelig å helbrede, hvis det kommer i kontakt med huden, må det vaskes av med mye vann eller en brusløsning. Bromdamp i en konsentrasjon på 1 mg/m 3 forårsaker irritasjon av slimhinner, hoste, svimmelhet og hodepine, og ved høyere konsentrasjon (>60 mg/m 3) kvelning og død. Ved forgiftning med bromdamp anbefales det å inhalere ammoniakk. Giftigheten av bromforbindelser er mindre stor, men ved langvarig bruk av bromholdige legemidler kan kronisk forgiftning - bromisme - utvikles. Symptomene er generell sløvhet, utseende av utslett på huden, apati, døsighet. Bromidioner, som kommer inn i kroppen i lang tid, forhindrer akkumulering av jod i skjoldbruskkjertelen, og hemmer dens aktivitet. For å fremskynde utskillelsen av brom fra kroppen, foreskrives en diett med mye salt og mye vann.
Bruken av brom og dets forbindelser.
Den første kjente bruken av bromforbindelser var i produksjonen av lilla fargestoff. Det ble utvunnet så langt tilbake som det andre årtusen f.Kr. fra murex bløtdyr som akkumulerer brom fra sjøvann. Prosessen med å trekke ut fargestoffet var svært arbeidskrevende (bare 1 gram lilla kan fås fra 8000 bløtdyr) og bare svært rike mennesker hadde råd til å bruke klær farget med det. I det gamle Roma var det bare representanter for de høyeste myndighetene som kunne bære det, så det ble kalt "kongelig lilla". Strukturen til det aktive prinsippet til dette fargestoffet ble etablert først i andre halvdel av 1800-tallet, det viste seg å være en bromforbindelse - 6,6 "- dibromindigo. Kunstig syntetiserte indigobromderivater brukes til å farge stoffer (hovedsakelig bomull) til og med nå.
På 1800-tallet De viktigste bruksområdene for bromforbindelser var fotografi og medisin.
Sølvbromid AgBr begynte å bli brukt som lysfølsomt materiale rundt 1840. Moderne fotografiske materialer basert på AgBr lar deg ta bilder med en lukkerhastighet på 10 -7 sekunder. For fremstilling av film basert på sølvbromid syntetiseres dette saltet i en vandig løsning av gelatin, mens de utfelte AgBr-krystallene er jevnt fordelt over hele volumet av løsningen. Etter at gelatinen stivner, dannes en fint dispergert suspensjon, som påføres jevnt med et tynt lag (fra 2 til 20 mikron tykt) på overflaten av bæreren - en gjennomsiktig film laget av celluloseacetat. Hver kvadratcentimeter av det resulterende laget inneholder flere hundre millioner korn sølvbromid, omgitt av en gelatinøs film. Når lys treffer en slik film, skjer den fotolytiske dekomponeringen av AgBr:
AgBr+ hv= Ag + Br
Flytningen av den omvendte prosessen i den fotografiske emulsjonen - oksidasjonen av sølv med brom, forhindres av gelatin. Fotolyse fører til dannelse av grupper av sølvatomer med størrelser på 10–7–10–8 cm i AgBr-mikrokrystaller, de såkalte latente bildesentrene. For å få et synlig bilde reduseres sølvbromid i de eksponerte områdene til metallisk sølv. De latente bildesentrene katalyserer (akselererer) reduksjonsreaksjonen og gjør det mulig å utføre den praktisk talt uten å påvirke ubelyste AgBr-krystaller. Etter å ha oppløst det gjenværende sølvbromidet på filmen, oppnås et svart-hvitt bilde (negativt), som er motstandsdyktig mot lys. For å lage et positivt bilde gjentar du prosessen ved å tenne (vanligvis) fotografisk papir gjennom filmen som har det negative bildet på.
Bromsalter har vist seg å være svært effektive legemidler for behandling av mange nervesykdommer. Den berømte russiske fysiologen I.P. Pavlov sa: "Menneskeheten burde være glad for at den har et så verdifullt medikament for nervesystemet som brom." Bruken av KBr i medisin som et beroligende og antikonvulsivt middel i behandlingen av epilepsi begynte i 1857. På den tiden var vandige løsninger av kalium og natriumbromid samlet kjent som brom. I lang tid forble virkningsmekanismen til brompreparater ukjent, det ble antatt at bromider reduserer eksitabilitet, og virker på samme måte som sovemedisiner. Først i 1910 viste en av Pavlovs studenter, P.M. Nikiforovsky, eksperimentelt at bromider forsterker hemmingsprosessene i sentralnervesystemet. Nå er bromider av natrium og kalium praktisk talt ute av bruk i behandlingen av nervesykdommer. De har blitt erstattet av mer effektive organobrominmedisiner.
På begynnelsen av 1900-tallet åpnet et nytt bruksområde for brom. Med spredningen av biler var det behov for store mengder billig bensin, men den eksisterende oljeindustrien på den tiden kunne ikke produsere de nødvendige volumene høyoktan drivstoff. For å forbedre kvaliteten på drivstoffet - for å redusere dens evne til å detonere i motoren - foreslo den amerikanske ingeniøren Thomas Midgley i 1921 å introdusere en ekstra komponent i bensin - tetraetylbly (Pb (C 2 H 5) 4, TPP). Dette tilsetningsstoffet har vist seg å være svært effektivt, men bruken har skapt et nytt problem - blyavleiringer i motorer. For å unngå dannelsen løses TES i bromhydrokarboner - 1,2-dibrometan (BrCH 2 CH 2 Br) og etylbromid (C 2 H 5 Br), den resulterende blandingen kalles "etylvæske" ( cm. OKTANNALL). Mekanismen for dens virkning er at under felles forbrenning av bromhydrokarboner og termiske kraftverk dannes flyktige blybromider, som føres ut av motoren sammen med eksosgassene. I midten av forrige århundre ble mesteparten av produsert brom brukt på produksjon av etylvæske - 75% i 1963. Nå oppfyller ikke bruken av etylvæske moderne miljøsikkerhetskrav, og verdensproduksjonen synker: i Russland, for eksempel var andelen blyholdig (inneholdende etylvæske) bensin av det totale volumet av motordrivstoff i 1995 mer enn 50 %, og i 2002 - 0,4 %. I Russland har bruken av termiske kraftverk vært forbudt siden 2003, og i noen regioner enda tidligere (i Moskva siden 1993).
Nå er hovedområdet for bruk av brom produksjon av flammehemmere (fra 40% av verdensforbruket av brom). Flammehemmere er stoffer som beskytter materialer av organisk opprinnelse mot antennelse. De brukes til impregnering av tekstiler, tre- og plastprodukter, produksjon av ikke-brennbar maling. Som flammehemmere brukes hovedsakelig aromatiske bromderivater: dibromstyren, tetrabromftalsyreanhydrid, dekabromdifenyloksid, 2,4,6-tribromfenol og andre. Bromklormetan brukes som fyllstoff i brannslukningsapparater designet for å slukke elektriske ledninger.
En betydelig del av brom (24 % i USA) i form av kalsium-, natrium- og sinkbromider brukes til å lage borevæsker som pumpes inn i brønner for å øke volumet av produsert olje.
Opptil 12 % av brom går til syntese av plantevernmidler og insektmidler som brukes i landbruket og for å beskytte treprodukter (metylbromid).
Elementært brom og dets forbindelser brukes i vannbehandling og vannbehandlingsprosesser. Brom brukes noen ganger som et mildt desinfeksjonsmiddel for svømmebassenger med klorfølsomhet. Til disse formål brukes 7 % av produsert brom.
Omtrent 17 % av brom brukes til produksjon av fotografiske materialer, legemidler og høykvalitetsgummi (brombutylgummi).
Organiske bromforbindelser brukes til inhalasjonsanestesi (halotan - 1,1,1-trifluor-2-klor-2-brometan, CF 3 CHBrCl), som smertestillende midler, beroligende midler, antihistaminer og antibakterielle legemidler, i behandling av magesår, epilepsi , kardiovaskulære sykdommer. En isotop av brom med en atommasse på 82 brukes i medisin ved behandling av svulster og i studiet av oppførselen til bromholdige legemidler i kroppen.
Brombutylgummi produseres industrielt ved ufullstendig bromering av butylgummi, en kopolymer av 97–98 % isobutylen CH 2 =C(CH 3) 2 og ne 2–3 % isopren CH 2 =C(CH 3)CH=CH 2 . I denne prosessen blir bare isoprenenhetene til gummimakromolekylet bromert:
–CH 2 –C(CH 3)=CH–CH 2– + Br 2 = –CH 2 –CBr(CH 3) –CHBr–CH 2 –
Innføringen av brom i butylgummi øker vulkaniseringshastigheten betydelig. Bromobutylgummi er luktfri, avgir ikke skadelige stoffer under lagring og bearbeiding, den er preget av høy grad av kovulkanisering med umettede gummier og bedre vedheft til andre polymerer enn butylgummi. Halogenerte butylgummier brukes til forsegling av gummiprodukter laget av andre polymerer (for eksempel ved produksjon av bildekk), for fremstilling av varmebestandige transporttape med høy slitestyrke, gummipropper og kjemisk motstandsdyktige beholderforinger.
Yuri Krutyakov
Litteratur:
Miller W. Brom. L., Mrs. Institutt for anvendt kjemi. 1967
Figurovsky N.A. Oppdagelsen av elementene og opprinnelsen til navnene deres. M., Science, 1970
Populært bibliotek med kjemiske elementer. M., Nauka, 1983
Uorganisk kjemi, v. 2. Ed. Yu.D. Tretjakov. M., Akademiet, 2004
OSS. Geologisk undersøkelse, Mineral Commodity Summaries, januar 2004
Brom er et reaktivt ikke-metall som tilhører gruppen halogener, som er energiske oksidasjonsmidler. Det brukes aktivt på ulike felt, inkludert medisin, industri, våpenproduksjon. De kjemiske egenskapene til brom er mange, og nå er det verdt å snakke kort om dem.
generelle egenskaper
Dette stoffet er under normale forhold en rødbrun væske. Det er etsende, tungt, har en ubehagelig lukt, som er litt som jod. Væsken er giftig, men de giftige egenskapene til det kjemiske elementet brom vil bli diskutert litt senere. Generelle egenskaper kan skilles i følgende liste:
- Atommassen er 79.901 ... 79.907 g / mol.
- Elektronegativiteten er 2,96 på Pauling-skalaen.
- Elektrodepotensialet er null.
- Det er seks oksidasjonstilstander totalt - 0, -1, +1, +3, +5 og +7.
- Ioniseringsenergien er 1142,0 (11,84) kJ/mol.
- Tettheten er 3,102 (25 °C) g/cm³ under normale forhold.
- Koke- og smeltepunktene er henholdsvis 58,6 °C og −7,25 °C.
- Den spesifikke varmen ved fordampning og smelting er 29,56 og 10,57 kJ/mol.
- Indikatorene for molar varmekapasitet og volum er henholdsvis 75,69 J / (K.mol) og 23,5 cm³ / mol.
Interessant nok er navnet på dette elementet oversatt fra gammelgresk som "stank". Og hvem vet hvordan bromløsninger lukter, forstår hva det handler om. Det lukter egentlig ikke godt.
Grunnleggende kjemiske egenskaper
Dette stoffet eksisterer i form av 2-atomære Br 2 molekyler. Hvis du øker temperaturen til 800 ° C, vil deres dissosiasjon til atomer bli merkbar. Jo høyere grader, jo mer intensiv vil denne prosessen være.
De viktigste kjemiske egenskapene til brom inkluderer dets evne til å oppløses i vann. Dette er selvfølgelig karakteristisk for alle halogener, men det samhandler bedre enn andre med H 2 O. Løseligheten er 3,58 gram per 100 milliliter vann ved en temperatur på 20 ° C.
Den resulterende løsningen av denne reaksjonen kalles bromvann. Hun har en rekke spesifikke egenskaper.
bromvann
I lyset frigjør den gradvis oksygen. Dette skyldes det faktum at hypoklorsyren, som er en del av denne løsningen, begynner å dekomponere. Væsken har forresten en karakteristisk gul-oransje farge.
Bromvann brukes til å utføre reaksjonen, som i form av en formel ser slik ut: Br 2 + H 2 O → HBr + HBrO. Som man kan se, dannes stoffer som hydrobromsyre og ustabile hypobromsyrer som et resultat.
Løsningen er et veldig kraftig oksidasjonsmiddel. Bromvann kan angripe metaller som nikkel, kobolt, jern, mangan og krom. Det brukes også i kjemisk syntese av visse legemidler av organisk opprinnelse og i analyser. Dessuten er bromvann involvert i identifiseringen av alkener. Når hun reagerer med dem, blir hun misfarget. Forresten, det særegne med bromvann er at det ikke fryser selv ved -20 °C.
Og det tilberedes vanligvis som følger: brom tilsettes i en mengde på 1 ml til 250 milliliter destillert vann, mens komponentene blandes intensivt. Prosessen utføres i et avtrekksskap. Oppbevar løsningen i en beholder laget av mørkt glass.
Andre bromreaksjoner
Det er viktig å merke seg at dette aktive ikke-metallet er blandbart på alle måter med de fleste organiske løsningsmidler. Oftest, som et resultat av denne prosessen, bromeres molekylene deres.
I henhold til dens kjemiske aktivitet er dette elementet mellom klor og jod. Det samhandler også med disse stoffene. Her for eksempel reaksjonen med en jodidløsning, som et resultat av at det dannes fritt jod: Br 2 + 2Kl → I 2 + 2KBr. Og når det utsettes for klorbromider, vises fritt brom: Cl 2 + 2KBr → Br 2 + 2KCl.
Det aktuelle grunnstoffet interagerer også med mange andre stoffer på grunn av dets kjemiske egenskaper. Reaksjonen av brom med svovel gir S 2 Br 2 . Ved interaksjon med fosfor vises PBr 3 og PBr 5. Disse er alle binære uorganiske forbindelser. I tillegg til de oppførte elementene, interagerer ikke-metallet også med selen og tellur.
Men det brom ikke reagerer direkte med er nitrogen og oksygen. Men det samhandler med halogener. Og dens reaksjoner med metaller gir bromider - MgBr 2, CuBr 2, AlBr 3, etc.
Og selvfølgelig, når vi snakker om de fysiske og kjemiske egenskapene til brom, kan man ikke unngå å nevne at det også er stoffer som er motstandsdyktige mot dets virkning. Disse er platina og tantal, og til dels bly, titan og sølv.
Dobbelt- og trippelbindinger
Elementet under diskusjon er også i stand til å samhandle med stoffene de er karakteristiske for. Og når vi snakker om de kjemiske egenskapene til brom, er likningene for reaksjoner av denne typen også verdt å vurdere. Her er en av disse: C 2 H 4 + Br 2 → C 2 H 4 BR 2. Dette er en interaksjon med etylen. Den har bare en dobbeltbinding.
Interessant, når brom blandes med løsninger av alkalier, kaliumkarbonat eller natrium, er resultatet dannelsen av de tilsvarende bromatene og bromidene (salter). Her er en ligning som viser dette: 3Br 2 + 3Na 2 CO 3 → 5NaBr + NaBrO 3 + 3CO 2.
Og ja, med å liste opp de viktigste kjemiske egenskapene til brom, kan man ikke unngå å nevne at det i flytende tilstand lett interagerer med gull. Resultatet er dannelsen av tribromid (AuBr 3). Og reaksjonen ser slik ut: 2Au + 3Br 2 → 2AuBr 3.
Giftighet
De kjemiske egenskapene til brom bestemmer faren for menneskekroppen. Selv om konsentrasjonen i luften overstiger 0,001 volum%, oppstår svimmelhet, irritasjon av slimhinnene, neseblod og noen ganger til og med kvelning og spasmer i luftveiene.
Den dødelige dosen for mennesker er bare 14 mg/kg oralt. Hvis bromforgiftning oppstår, trenger du:
- Ring en ambulanse.
- Flytt offeret til frisk luft.
- Løsne stramme klær.
- Prøv å roe ham ned.
- Skyll huden med vann hvis stoffet kommer i kontakt med integumentet. Tørk etter det med alkohol.
- Gi offeret melk med tilsetning av en liten mengde brus. Det nøytraliserer virkningen av brom.
- Skyll magen hvis stoffet har kommet inn i kroppen gjennom munnen. For å gi vann å drikke, men i små porsjoner, anbefales det å tilby sorbenter for å redusere absorpsjonsgraden.
Brom er virkelig et farlig stoff. Det brukes til og med i produksjon av kjemisk krigføringsmateriell.
Siden de kjemiske egenskapene til brom bestemmer giftigheten, bruker folk som blir tvunget til å komme i kontakt med det spesielle hansker, gassmasker og kjeledresser.
Oppbevar stoffet i en tykkvegget glassbeholder. Den er på sin side lagret i containere med sand. Det bidrar til å beskytte beholderen mot ødeleggelse som kan oppstå på grunn av risting.
Forresten, på grunn av den svært høye tettheten til stoffet, kan flasker med det ikke tas i halsen. Det kan lett gå av. Og konsekvensene av sølt giftig brom, og selv i slike mengder, er katastrofale.
applikasjon
Til slutt noen ord om hvordan og hvor brom brukes. Følgende områder og bruksområder kan skilles ut:
- Kjemi. Brom er involvert i organisk syntese, og løsningen bestemmer kvaliteten på umettede forbindelser.
- Industri. Med tilsetning av brom lages det brannhemmere, som gir brannmotstand til materialer som tekstiler, tre og plast. Og 1,2-dibrometan, som var hovedkomponenten i etylvæske, ble aktivt produsert fra den.
- Foto. Sølvbromid brukes som lysfølsomt middel.
- Rakettdrivstoff. Brompentafluorid er dets kraftige oksidasjonsmiddel.
- Oljeproduksjon. Bromidløsninger brukes i dette området.
- Medisin. Kalium- og natriumbromider brukes som beroligende midler.
Så uansett hvor giftig dette stoffet er for menneskekroppen, er det i noen områder uerstattelig.