BROMNA KISELINA (HBRO2): FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA I UPOTREBE - KEMIJA - 2025

Bromous kiselina je anorganski spoj formule HBrO2. Spomenuta kiselina jedna je od oksida kiselina broma gdje se nalazi u stanju oksidacije 3+. Soli ovog spoja poznate su kao bromiti. To je nestabilan spoj koji se ne može izolirati u laboratoriju.

Ova nestabilnost, analogna jodnoj kiselini, nastaje zbog reakcije dismutacije (ili disproporcionalnosti) da nastane hipobromna kiselina i bromna kiselina kako slijedi: 2HBrO ₂ → HBrO + HBrO3 .

Slika 1: Struktura bromne kiseline.

Bromna kiselina može djelovati kao intermedijar u različitim reakcijama oksidacije hipobromita (Ropp, 2013). Može se dobiti kemijskim ili elektrokemijskim sredstvima gdje se hipobromit oksidira u bromitni ion, kao što su:

HBrO + HClO → HBrO ₂ + HCl

HBrO + H ₂ O + 2e ^- → HBrO ₂ + H ₂

Fizička i kemijska svojstva

Kao što je gore spomenuto, bromska kiselina je nestabilan spoj koji nije izoliran, pa se njegova fizikalna i kemijska svojstva dobivaju, s nekim iznimkama, teorijski pomoću računalnih proračuna (Nacionalni centar za biotehnološke informacije, 2017).

Spoj ima molekulsku masu od 112,91 g / mol, talište 207,30 stupnjeva Celzija, a vrelište od 522,29 stupnjeva Celzija. Njegova topljivost u vodi procjenjuje se na 1 x 106 mg / L (Royal Society of Chemistry, 2015).

Nema registriranog rizika u rukovanju s ovim spojem, međutim, ustanovljeno je da se radi o slaboj kiselini.

Kinetika reakcije disproporcionalnosti broma (III), 2Br (III) → Br (1) + Br (V), proučavana je u fosfatnom puferu, u pH području od 5,9-8,0, prateći optičku apsorbanciju na 294 nm koristeći zaustavljeni protok.

Ovisnosti i bile su reda 1 i 2, gdje nema ovisnosti. Reakcija je također proučena u acetatnom puferu, u rasponu pH 3,9-5,6.

Unutar eksperimentalne pogreške, nisu pronađeni dokazi za izravnu reakciju dva BrO2-iona. Ovo istraživanje daje konstante brzine 39,1 ± 2,6 M ^-1 za reakciju:

HBrO ₂ + fra ₂ → HOBr + Br0 ₃ ^-

Stupne konstante od 800 ± 100 M ^-1 za reakciju:

2HBr0 ₂ → HOBr + Br0 ₃ ^- + H ⁺

I ravnotežni kvocijent od 3,7 ± 0,9 X 10 ^-4 za reakciju:

HBr02 ⇌ H + + BrO ₂ ^-

Dobivanje eksperimentalnog pKa od 3,43 pri ionskoj jakosti 0,06 M i 25,0 ° C (RB Faria, 1994).

Prijave

Alkalno-zemni spojevi

Bromova kiselina ili natrijev bromit koriste se za dobivanje berilijev bromita na temelju reakcije:

Biti (OH) ₂ + HBrO ₂ → biti (OH) bro ₂ + H ₂ O

Bromiti su žute boje u čvrstom stanju ili u vodenim otopinama. Ovaj spoj se koristi industrijski kao oksidacijsko sredstvo za uklanjanje kamenca od škroba pri rafiniranju tekstila (Egon Wiberg, 2001).

Redukcijsko sredstvo

Bromna kiselina ili bromiti mogu se koristiti za smanjenje permanganatnog iona u manganat na sljedeći način:

2MnO ₄ ^- + fra ₂ ^- + 2OH ^- → fra ₃ ^- + 2MnO ₄ ^2- + H ₂ O

Što je prikladno za pripremu otopina mangana (IV).

Reakcija Belousov-Žabotinski

Bromska kiselina djeluje kao važan posrednik u reakciji Belousov-Žabotinski (Stanley, 2000), što je izrazito vizualno demonstracija.

U ovoj se reakciji miješaju tri otopine kako bi se dobila zelena boja, koja postaje plava, ljubičasta i crvena, a zatim se zelena i ponavlja.

Tri otopine koje se miješaju su kako slijedi: a 0.23 M KBrO ₃ otopine, 0,31 M otopina malonske kiseline s 0,059 M KBr i cerij (IV) amonijev nitrat otopina 0,019 M i H ₂ SO ₄ 2.7M.

Tijekom prezentacije, mala količina indikatora feroina se uvodi u otopinu. Umjesto cerija mogu se koristiti manganovi ioni. Ukupna reakcija BZ je oksidacija malonske kiseline kataliziranom cerijem bromatnim ionima u razrijeđenoj sumpornoj kiselini kako je predstavljeno u sljedećoj jednadžbi:

3CH ₂ (CO ₂ H) ₂ + 4 fra ₃ ^- → 4 Br ^- + 9 CO ₂ + 6 H ₂ O (1)

Mehanizam ove reakcije uključuje dva procesa. Proces A uključuje ione i dvoelektronske prijenose, dok proces B uključuje radikale i jedno-elektronske prijenose.

Koncentracija bromidnih iona određuje koji je proces dominantan. Postupak A je dominantan kada je koncentracija bromidnih jona visoka, dok je postupak B dominantan kada je koncentracija bromidnih iona niska.

Postupak A je redukcija bromatnih iona bromidnim ionima u dva prijenosa elektrona. Može se predstaviti neto reakcijom:

Bro ₃ ^- + 5Br ^- + 6H ⁺ → 3Br ₂ + 3H ₂ O (2)

To se događa kada se rješenja A i B. miješaju. Taj se proces odvija kroz sljedeća tri koraka:

BrO ₃ ^- + Br ^- +2 H ⁺ → HBrO ₂ + HOBr (3)

HBrO ₂ + Br ^- + H ⁺ → 2 HOBr (4)

HOBr + Br ^- + H ⁺ → Br ₂ + H ₂ O (5)

Brom stvoren reakcijom 5 reagira s malonskom kiselinom dok se polako enolizira, što je prikazano sljedećom jednadžbom:

Br ₂ = CH ₂ (CO ₂ H) ₂ → BrCH (CO ₂ H) ₂ + br ^- + H (6)

Te reakcije djeluju na smanjenje koncentracije bromidnih iona u otopini. To omogućava da proces B postane dominantan. Ukupna reakcija procesa B predstavljena je sljedećom jednadžbom:

2BrO3 ^- + 12 H ⁺ + 10 Ce ³⁺ → Br ₂ + 10Ce ⁴⁺ · 6H ₂ O (7)

A sastoji se od sljedećih koraka:

BrO ₃ ^- + HBrO ₂ + H ⁺ → 2BrO ₂ • + H ₂ O (8)

BrO ₂ • + Ce ³⁺ + H ⁺ → HBrO ₂ + Ce ⁴⁺ (9)

2 HBrO ₂ → HOBr + BrO ₃ ^- + H ⁺ (10)

2 HOBr → HBrO ₂ + Br ^- + H ⁺ (11)

HOBr + Br ^- + H ⁺ → Br ₂ + H ₂ O (12)

Ključni elementi ovog slijeda uključuju neto rezultat jednadžbe 8 plus dva puta jednadžbe 9, prikazanog dolje:

2Ce ³⁺ + fra ₃₊ HBrO ₂ + 3 H ⁺ → 2Ce ⁴⁺ + H ₂ O + 2HBrO ₂ (13)

Ovaj niz daje autokatalizu bromne kiseline. Autokataliza je bitno obilježje ove reakcije, ali ne nastavlja se sve dok se reagensi ne iscrpe, jer dolazi do uništenja HBrO2 drugog reda, kao što je vidljivo u reakciji 10.

Reakcije 11 i 12 predstavljaju nesrazmjer hiperbromne kiseline u bromnoj kiselini i Br2. Ioni Ceriuma (IV) i brom oksidiraju malononsku kiselinu u tvorbu bromidnih iona. To uzrokuje povećanje koncentracije bromidnih iona, što reaktivira proces A.

Boje u ovoj reakciji nastaju uglavnom oksidacijom i redukcijom željezo-cerijevih kompleksa.

Ferroin pruža dvije boje koje se vide u ovoj reakciji: Kako se povećava, on oksidira željezo u feroin iz crvenog željeza (II) u plavo željezo (III). Cerium (III) je bezbojan, a cerij (IV) žut. Kombinacija cerija (IV) i željeza (III) čini boju zelenom.

U pravim se uvjetima ovaj ciklus ponoviće nekoliko puta. Čistoća staklenog posuđa je zabrinjavajuća, jer oscilacije su prekinute onečišćenjem kloridnim ionima (Horst Dieter Foersterling, 1993).

Reference

1. bromna kiselina. (2007., 28. listopada). Preuzeto s ChEBI: ebi.ac.uk.
2. Egon Wiberg, NW (2001). Neorganska kemija. london-san diego: akademska štampa.
3. Horst Dieter Foersterling, MV (1993). Bromna kiselina / cerij (4+): reakcija i disproporcija HBrO2 izmjerena u otopini sumporne kiseline pri različitim kisenostima. Phys. Chem 97 (30), 7932-7938.
4. jodna kiselina. (2013-2016). Preuzeto sa molbase.com.
5. Nacionalni centar za biotehnološke informacije. (2017., 4. ožujka). PubChem baza podataka; CID = 165616.
6. B. Faria, IR (1994). Kinetika neproporcionalnosti i pKa bromne kiseline. J. Phys. Chem. 98 (4), 1363-1367.
7. Ropp, RC (2013). Enciklopedija alkalnih spojeva Zemlje. Oxford: Elvesier.
8. Kraljevsko društvo za kemiju. (2015). Bromna kiselina. Preuzeto s chemspider.com.
9. Stanley, AA (2000., 4. prosinca). Napredna demonstracija neorganske kemije Sažeti oscilirajuća reakcija.