BROMOVODIČNA KISELINA (HBR): STRUKTURA, SVOJSTVA, TVORBA - KEMIJA - 2026

Bromovodična kiselina je anorganski spoj je vodena otopina za plin naziva bromovodika. Njegova kemijska formula je HBr, i može se posmatrati na različite ekvivalentne načine: kao molekularni hidrid ili halogenid vodika u vodi; to jest hidracid.

U kemijskim jednadžbama trebao bi biti napisan kao HBr (ac), što znači da je hidrobromna kiselina, a ne plin. Ova je kiselina jedna od najjačih poznatih, čak i više nego klorovodična kiselina, HCl. Objašnjenje za to leži u prirodi njegove kovalentne veze.

Izvor: KES47 putem Wikipedije

Zašto je HBr tako jaka kiselina, a još više otopljena u vodi? Budući da je kovalentna veza H-Br vrlo slaba, zbog lošeg preklapanja 1s orbitala H i 4p Br.

Ovo nije iznenađujuće ako pažljivo pogledate gornju sliku, gdje je jasno da je atom broma (smeđi) mnogo veći od atoma vodika (bijeli).

Posljedično, bilo kakve smetnje uzrokuju raspad H-Br veze, oslobađajući H ⁺ ion. Dakle, bromovodična kiselina je Brönstedova kiselina, jer prenosi protone ili vodikove ione. Njegova snaga je takva da se koristi u sintezi spojeva različitih organobrominated (kao što je 1-brom etana, CH ₃ CH ₂ Br).

Bromovodična kiselina je, nakon hidroidne, HI, jedan od najjačih i najkorisnijih hidracida za probavu određenih čvrstih uzoraka.

Struktura bromovodične kiseline

Slika prikazuje strukturu H-Br, čija su svojstva i karakteristike, čak i svojstva plina, usko povezane s njegovim vodenim otopinama. Zbog toga dolazi do točke u kojoj dolazi do zabune u vezi s kojim se od dva spoja spominje: HBr ili HBr (ac).

Struktura HBr (ac) razlikuje se od strukture HBr, jer sada vodene molekule rješavaju ovu dijatomsku molekulu. Kada je dovoljno blizu, H ⁺ prenosi na molekule H ₂ O kao što je prikazano sljedećom kemijskom formulom:

HBr + H ₂ O => Br ^- + H ₃ O ⁺

Tako, struktura bromovodične kiseline sastoji od Br ^- i H ₃ O ⁺ iona u interakciji elektrostatski. Sada je malo drugačija od kovalentne veze H-Br.

Njegova velika kiselost je zbog činjenice da je pozamašan fra ^- anion jedva interakciju s H ₃ O ⁺, bez mogućnosti da bi se spriječilo prenošenje H ⁺ na još okolnim kemijske vrste.

Kiselost

Na primjer, Cl ^- i F ^- iako ne tvore kovalentne veze s H ₃ O ⁺, mogu komunicirati preko drugih međumolekulskih sila, kao što su vodikove veze (koje samo F ^- je sposoban prihvatiti). Vodikove veze F ^- H OH ₂ ⁺ „spriječiti” donacija H ⁺.

Iz tog razloga je fluorovodična kiselina, HF, slabija kiselina u vodi od bromovodične kiseline; od, ionske interakcije Br ^- H ₃ O ⁺ ne utječu na prijenos H ⁺.

Međutim, iako je voda prisutna u HBr (aq), njezino je ponašanje u konačnici slično kao kod razmatranja molekule H-Br; to jest, H ⁺ prenosi sa HBr ili Br ^- H ₃ O ⁺.

Fizička i kemijska svojstva

Molekularna formula

HBr.

Molekularna težina

80.972 g / mol. Imajte na umu da, kao što je spomenuto u prethodnom odjeljku, smatra se samo HBr, a ne molekula vode. Ako je molekularna težina su uzeti iz formule Br ^- H ₃ O ^{+ ona} će imati vrijednost od približno 99 g / mol.

Fizički izgled

Bezbojna ili blijedo žuta tekućina, što će ovisiti o koncentraciji otopljenog HBr. Što je više žute boje, koncentriranija i opasnija bit će.

Miris

Kiselo, iritantno.

Prag mirisa

6,67 mg / m ³.

Gustoća

1,49 g / cm ³ (48% w / w vodena otopina). Ova vrijednost, kao i vrijednost za talište i vrelište, ovise o količini HBr otopljenog u vodi.

Talište

-11 ° C (12 ° F, 393 ° K) (49% w / w vodena otopina).

Vrelište

122 ° C (252 ° F. 393 ° K) pri 700 mmHg (47-49% w / w vodena otopina).

Topnost u vodi

-221 g / 100 ml (pri 0 ° C).

-204 g / 100 ml (15 ° C).

-130 g / 100 ml (100 ° C).

Te se vrijednosti odnose na plinoviti HBr, a ne na bromovodičnu kiselinu. Kao što se može vidjeti, kako temperatura raste, topivost HBr smanjuje se; ponašanje koje je prirodno u plinovima. Stoga, ako su potrebne koncentrirane otopine HBr (aq), bolje je raditi s njima na niskim temperaturama.

Ako radi pri visokim temperaturama, HBr će pobjeći u obliku plinovitih dijatomejskih molekula, pa reaktor mora biti zapečaćen kako bi se spriječilo njegovo istjecanje.

Gustoća pare

2,71 (u odnosu na zrak = 1).

Kiselost pKa

-9,0. Ova negativna konstanta ukazuje na njegovu veliku kiselost.

Kalorični kapacitet

29,1 kJ / mol.

Standardna molarna entalpija

198,7 kJ / mol (298 K).

Standardna molarna entropija

-36,3 kJ / mol.

točka paljenja

Nije zapaljivo.

Nomenklatura

Njegov naziv 'bromovodična kiselina' kombinira dvije činjenice: prisutnost vode i brom ima valenciju -1 u spoju. Na engleskom je nešto očiglednije: hidrobromna kiselina, gdje se prefiks 'hidro' (ili hidro) odnosi na vodu; iako se, u stvari, može odnositi i na vodik.

Brom ima valenciju -1, jer je vezan na atom vodika koji je manje elektronegativan od njega; ali ako je vezan ili u interakciji s atomima kisika, on može imati brojne valencije, poput: +2, +3, +5 i +7. S H može usvojiti samo jednu valenciju, i zato je sufiksu -ico dodan u njegovo ime.

Budući da je HBr (g), bromovodik, bezvodan; to jest, nema vode. Stoga je imenovan po drugim nomenklaturama, koji odgovaraju standardima vodikovih halogenida.

Kako se formira?

Postoji nekoliko sintetskih metoda za pripremu bromovodične kiseline. Neki od njih su:

Pomiješajte vodik i brom u vodi

Bez opisivanja tehničkih detalja, ova kiselina može se dobiti izravnim miješanjem vodika i broma u reaktoru napunjenom vodom.

H ₂ + Br ₂ => HBr

Na taj se način, kako nastaje HBr, rastvara u vodi; to može povući u destilacijama, pa se mogu izvući otopine različitih koncentracija. Vodik je plin, a brom je tamnocrvena tekućina.

Fosfor tribromid

U složenijem procesu miješaju se pijesak, hidrirani crveni fosfor i brom. Zamke za vodu postavljaju se u ledene kupelji kako bi se spriječilo da HBr izađe i umjesto toga stvori bromovodičnu kiselinu. Reakcije su:

2P + 3Br ₂ => 2PBr ₃

PBR ₃ + 3 H ₂ O => 3HBr + H ₃ PO ₃

Sumporni dioksid i brom

Drugi način pripreme je reakcija broma sa sumpornim dioksidom u vodi:

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

Ovo je redoks reakcija. Br ₂ se reducira, dobitak elektrona, lijepljenjem s vodika; A SO ₂ oksidira, gubi elektrone kada tvori kovalentne veze s više drugih atoma kisika, kao što je sumporna kiselina.

Prijave

Priprema bromida

Bromidne soli mogu se pripraviti reakcijom HBr (aq) s metalnim hidroksidom. Na primjer, proizvodnja kalcijevog bromida smatra se:

Ca (OH) ₂ + = 2HBr> CaBr ₂ + H ₂ O

Drugi primjer je natrijev bromid:

NaOH + HBr => NaBr + H ₂ O

Stoga se mogu pripraviti mnogi anorganski bromidi.

Sinteza alkil halogenida

A što je s organskim bromidima? To su organobromirani spojevi: RBr ili ArBr.

Dehidracija alkohola

Sirovina za njihovo dobivanje mogu biti alkoholi. Kad se protoniraju kiselinom HBr, formiraju vodu, što je dobra odlazeća skupina, a na njezino mjesto je ugrađen pozamašni Br-atom, koji će kovalentno biti povezan s ugljikom:

ROH + HBr => KBr + H ₂ O

To dehidracija provodi pri temperaturama iznad 100 ° C, kako bi se olakšalo lomljenje R-OH ₂ ⁺ vezom.

Dodatak alkenima i alkinima

Molekula HBr može se dodati iz njene vodene otopine u dvostruku ili trostruku vezu alkena ili alkina:

R ₂ C = CR ₂ + HBr => RHC-CRBr

RC≡CR + HBr => RHC = CRBr

Mogu se dobiti različiti proizvodi, ali pod jednostavnim uvjetima, proizvod nastaje prvenstveno tamo gdje se brom veže na sekundarni, tercijarni ili kvarterni ugljik (Markovnikovovo pravilo).

Ovi halogenidi sudjeluju u sintezi drugih organskih spojeva, pa je njihov raspon upotrebe vrlo opsežan. Isto tako, neki od njih mogu se čak koristiti u sintezi ili dizajniranju novih lijekova.

Cijepanje etera

Iz etera se mogu dobiti dva alkil halogena istovremeno, a svaki nosi jedan od dva bočna lanca R ili R 'početnog etera RO-R'. Dogodi se nešto slično dehidraciji alkohola, ali njihov je mehanizam reakcije drugačiji.

Reakcija se može naglasiti sljedećom kemijskom jednadžbom:

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

I voda se također oslobađa.

Katalizator

Njegova kiselost je takva da se može koristiti kao učinkovit katalizator kiseline. Umjesto dodavanja Br ^- aniona u molekularnu strukturu, na neki drugi način dolazi to molekula.

Reference

1. Graham Solomons TW, Craig B. Fryhle. (2011). Organska kemija. Amini. (10 ^th Edition,). Wiley Plus.
2. Carey F. (2008). Organska kemija. (Šesto izdanje). Mc Graw Hill.
3. Steven A. Hardinger. (2017). Ilustrirani pojmovnik organske kemije: bromovodična kiselina. Oporavak od: chem.ucla.edu
4. Wikipedia. (2018.). Bromovodična kiselina. Oporavilo sa: en.wikipedia.org
5. Pubchem. (2018.). Bromovodična kiselina. Oporavak od: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Nacionalni zavod za sigurnost i higijenu na radu. (2011). Bromid vodik, Oporavak od: insht.es
7. PrepChem. (2016). Priprema bromovodične kiseline. Oporavak od: prepchem.com