Бромид с хлором образуется

Все эти элементы являются типичными неметаллами. Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов галогенов ns 2 np 5 .

Атомы галогенов легко присоединяют недостающий до завершения электронного слоя один электрон и в своих соединениях проявляет степень окисления -1 (KF, HCl).

Хлор, бром, йод и астат в соединениях с более электроотрицательными элементами (фтором, кислородом, азотом) проявляют положительные степени окисления +1, +3, +5, +7 (Cl₂O, HClO₂, BrF₅, Cl₂O₇). Для фтора характерна постоянная степень окисления -1 (HF).

Галогены в природе встречаются только в виде соединений. Так фтор, входит в состав плавикового шпата, или флюорита – CaF₂, а также криолита – Na₃AlF₆, хлор входит в состав каменной соли, или галита – NaCl, сильвина – KCl, сильвинита – NaCl KCl, а также карналлита – KCl MgCl₂ 6H₂O, бром содержится в морской воде, в виде бромидов – NaBr, KBr, MgBr₂ в отложениях хлоридов, йод содержится в подземных буровых водах, в морских водорослях, KIO₃ – в залежах селитры.

Простые вещества галогены состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор – газы, бром – жидкость, йод и астат – твёрдые вещества. Температуры кипения простых веществ галогенов сверху вниз по группе повышаются.

Все галогены – окрашенные вещества. Галогены имеют характерный резкий запах, являются весьма токсичными. Они хорошо растворяются в органических растворителях, хуже — в воде.

Хлор открыт шведским химиком Шееле в 1774 году. Элемент получил название за цвет простого вещества (от греческого хлорос – жёлто-зелёный).

(1742 –1786 гг.)

Бром открыт в 1826 г. французским химиком Баларом. Элемент назван так за запах простого вещества (от греческого бромос – зловонный).

Йод получен в 1811 г. французским учёным Куртуа, а название он получил за цвет паров простого вещества (от греческого иодэс – фиолетовый).

В лаборатории хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на перманганат калия:

Основным методом промышленного получения хлора является электролиз водных растворов хлоридов. Так, в результате электролиза водного раствора хлорида натрия образуется гидроксид натрия, хлор и водород.

Фтор в промышленности получают электролизом расплавов фторидов. Бром и йод получают действием хлора на растворы бромидов и йодидов. Так, при действии хлора на бромид натрия образуется хлорид натрия и бром, при действии хлора на йодид натрия образуется хлорид натрия и йод.

Галогены реагируют с металлами. В этих реакциях они выступают в роли окислителей. Например, в реакции натрия с хлором образуется хлорид натрия, в реакции кальция с бромом – бромид кальция.

Галогены реагируют с растворами солей, при этом более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный.

Например, в реакции хлора с бромидом натрия образуется бром и хлорид натрия, в реакции йодида калия с хлором образуется бромид калия и йод.

Галогены реагируют с водородом с образованием галогеноводородов. Фтор реагирует с водородом при обычных условиях, хлор – при действии света, реакция брома и йода с водородом идёт при нагревании. Поэтому реакционная способность галогенов по отношению к водороду понижается при переходе от фтора к йоду.

Галогены реагируют с водой. Например, фтор разлагает воду, при этом образуется фтороводород и кислород.

В реакции хлора с холодной водой образуется соляная кислота и хлорноватистая кислота. В реакции хлора с горячей водой образуется соляная кислота и хлорноватая кислота.

Галогены, в частности хлор, реагируют с растворами щелочей. Так, в реакции хлора с раствором гидроксида натрия образуется хлорид натрия и гипохлорит натрия, а в реакции хлора с раствором гидроксида натрия при нагревании образуется хлорид натрия, хлорат натрия и вода.

Cl₂ + 2NaOH = NaCl + NaClO + H₂O

В качестве окислителей галогены выступают и по отношению ко многим органическим соединениям.

Например, в реакции метана с хлором образуется хлорметан и хлороводород.

Галогены обрзуют различные соединения с другими элементами и друг с другом. Это – галогеноводороды – соединения галогенов с водородом (HF, HCl, HBr, HI), соединения с металлами – галогениды (NaCl, CaBr₂, KI), с кислородом – оксиды (Cl₂O, I₂O₅, BrO₂), гидроксиды – кислородсодержащие кислоты галогенов (HBrO, HClO₂, HIO₃), соединения галогенов друг с другом – интерметаллиды (ClF₃, BrF₅, IF₇).

Галогеноводороды при обычных условиях бесцветные ядовитые газы с резким запахом.

Фтороводород представляет собой сильно дымящую на воздухе ядовитую жидкость с резким запахом. Галогеноводороды можно получить непосредственным взаимодействием водорода с галогеном.

В лаборатории хлороводород получают действуя на на твёрдую соль концентрированной серной кислоты при нагревании:

Все галогеноводороды хорошо растворимы в воде. Растворы галогеноводородов в оде являются кислотами.

Это фтороводородная кислота, или плвиковая, хлороводородная, или соляная, бромоводородная, йодоводородная.

Как известно, плавиковая кислота слабая, остальные кислоты – сильные. Плавиковая кислота является слабой из-за способности её молекул к образованию ассоциатов за счёт водородных связей (H₂F₂).

Галогеноводороды и галогенводородные кислоты проявляют окислительные свойства за счёт атомов водорода в степени окисления +1. Так, в реакции соляной кислоты с магнием образуется хлорид магния и водород.

Магний повышает свою степень окисления и выступает в роли восстановителя. А соляная кислота является окислителем, потому что водород понижает свою степень окисления от +1 до 0.

Галогеноводороды и соответствующие им кислоты и их соли проявляют восстаовительные свойства за счёт атома галогена в степени окисления -1. Например, в реакции йодоводорода с азотной кислотой образуется йод, оксид азота (IV) и вода. В этой реакции йодоводород является восстановителем, так как йод повышает свою степень окисления с -1 до 0, а азотная кислота является окислителем, так как азот понижает свою степень окисления с +5 до +4.

Помните, в ряду от хлороводорода до йодоводорода восстаногвительная способность усиливается. HF и фториды восстановительных свойств не проявляют.

Галогенводородные кислоты образуют соли – галогениды: фториды, хлориды, бромиды, йодиды. Хлориды, бромиды и йодиды многих металлов хорошо растворимы в воде.

Для определения в растворе хлорид-, бромид- и йодид ионов используют реакцию с нитртом серебра (I). В результате взаимодействия хлоридов и соляной кислоты с AgNO₃ выпадает белый творожистый осадок. В реакции AgNO₃ с раствором бромоводородной кислоты и её солей образуется светло-жёлтый осадок, в реакции йодоводородной кислоты и её солей – жёлтый осадок. Таким образом, нитрат серебра (I) является реактивом на хлорид-, бромид- и йодид-ионы.

Для распознавания фтороводордной кислоты и фторидов нитрат серебра (I) не подходит, так как AgF растворим в воде. Поэтому для распознавания фторид-ионов используют реакцию с ионами кальция. При этом образуется белый осадок – фторид кальция.

Известен целый ряд кислородсодержащих кислот хлора и их солей. Например, HClO – хлорноватистая кислота, её соли гипохлориты, HClO₂ – хлористая кислота, её соли – хлориты, HClO₃ – хлорноватая, её соли – хлораты, HClO₄ – хлорная кислота, её соли – перхлораты.

Все эти кислоты хорошо растворимы в воде. Хлорная кислота известна в свободном виде, остальные существуют лишь в разбавленных водных растворах. Например, хлорноватистая кислота получается при растворении хлора в воде. В одной объёме воды при комнатной температуре растворяется 2,3 объёма хлора. В получившейся приэтом хлорной воде устанавливается равновесие.

Хлорноватистая кислота неустойчива: при освещении она быстро разлагается с выделением атомарного кислорода:

Протеканием этой реакции объясняются сильные окислительные свойства хлорной воды. Например, вней обесцвечиваются многие органические красители. Имеено из-за этой способности хлорноватистой кислоты окислять многие органические вещества в ряде стран питьевая вода обеззараживается хлором.

Гипохлориты входят в состав некоторых средств для дезинфекции и отбеливания.

Сильным дезинфицирующим средством является хлорная, или белильная известь, которая получается при взаимодействии хлора с гашёной известью:

Хлорная известь является смешаной солью соляной и хлорноватистой кислот, поэтому её называют гипохлорит-хлорид кальция.

Таким образом, хлор применяется для обеззараживания воды, отбеливания тканей и бумаги, для получения соляной кислоты, органических растворителей, ядохимикатов, в цветной металлургии для извлечения некоторых металлов методом хлорирования руд.

Фтор применяют как окислитель ракетного топлива, для получения фторорганических соединений, например, тефлона, соединение фтора NaAlF₆ используется для получения алюминия.

Бром и йод используются в фармацевтической и химической промышленности, а также в производстве светочувствительных фотоматериалов.

Известно также и негативное использование галогенов и их соединений.

В начале 60-х годов появились сообщения об идее американца Генри Словитера, предлагавшего создать насыщенные кислородом воздуха эмульсии перфторуглеродов в качестве дыхательной среды и возможных кровезаменителей. Именно введение перфторана спасло многих солдат в госпиталях Афганистана. Он был не только кровезаменителем, но и оказался неожиданно эффективным средством против "жировой эмболии" – внезапной закупорки крупных кровеносных сосудов капельками жира, попадающими туда из костного мозга. Жировая эмболия – наиболее частая причина смерти при ранениях на войне.

Соединения хлора, в частности хлорид натрия, используется в спелеотерапия – использование, с целью лечения, микроклимата подземных соляных пещер.

Таким образом, галогены – сильные окислители, встречаются в природе только в виде соединений, в соединениях с другими элементами галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления -1, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерна постоянная степень окисления -1.

Окислительные свойства простых веществ галогенов проявляются при их взаимодействии с металлами, неметаллами и углеводородами.

Галогеноводороды можно получить при непосредственном взаимодействии водорода с галогенами. Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами. Галогеноводородные кислоты образуют соли – галогениды. Реактивом на хлорид-, бромид-, йодид-ионы явдяется нитрат серебра (I).

Бром – это химически активный неметалл, относящийся к группе галогенов, которые являются энергичными окислителями. Он активно применяется в различных сферах, включая медицину, промышленность, производство оружия. Химические свойства брома многочисленны, и сейчас о них стоит вкратце рассказать.

Общая характеристика

Данное вещество при нормальных условиях представляет собой красно-бурую жидкость. Она едкая, тяжелая, имеет неприятный запах, который немного напоминает йодный. Жидкость ядовитая, но про токсичные свойства химического элемента брома будет рассказано чуть позже. Общие характеристики можно выделить в следующий перечень:

• Атомная масса составляет 79,901 … 79,907 г/моль.
• Электроотрицательность равна 2.96 по шкале Полинга.
• Электродный потенциал нулевой.
• Всего шесть степеней окислений – 0, -1, +1, +3, +5 и +7.
• Энергия ионизации составляет 1142,0 (11,84) кДж/моль.
• Плотность равна 3,102 (25 °C) г/см³ при нормальных условиях.
• Температура кипения и плавления составляет 58,6 °C и −7,25 °C соответственно.
• Удельная теплота испарения и плавления равна 29,56 и 10,57 кДж/моль.
• Показатели молярной теплоемкости и объема равны 75,69 Дж/(K•моль) и 23,5 см³/моль соответственно.

Основные химические свойства

Данное вещество существует в виде 2-атомных молекул Br₂. Если увеличить температуру до 800 °C, то станет заметна их диссоциация на атомы. Чем выше будут градусы, тем интенсивнее будет осуществляться данный процесс.

К основным химическим свойствам брома стоит отнести его способность растворяться в воде. Это, конечно, характерно для всех галогенов, но он лучше остальных взаимодействует с Н₂О. Растворимость составляет 3,58 грамм на 100 миллилитров воды при температуре в 20 °C.

Получающийся в итоге этой реакции раствор именуют бромной водой. У нее есть целый ряд специфических особенностей.

Бромная вода

На свету она постепенно выделяет кислород. Это возникает из-за того, что бромноватистая кислота, входящая в состав данного раствора, начинает разлагаться. Жидкость, кстати, имеет характерный желто-оранжевый цвет.

Бромную воду используют для проведения реакции, которая в виде формулы выглядит так: Br₂ + Н₂О → HBr + HBrO. Как можно видеть, в результате образуются такие вещества, как бромоводородная и неустойчивая бромноватистая кислоты.

Раствор является очень мощным окислителем. Бромная вода способна воздействовать на такие металлы, как никель, кобальт, железо, марганец и хром. Еще ее применяют в химическом синтезе определенных препаратов органического происхождения и при анализах. Также бромная вода задействуется при идентификации алкенов. Когда она вступает с ними в реакцию, то обесцвечивается. Кстати, особенность бромной воды в том, что она не замерзает даже при -20 °С.

А готовят ее обычно так: в 250 миллилитров дистиллированной воды добавляют бром в количестве 1 мл, интенсивно при этом перемешивая компоненты. Процесс осуществляется в вытяжном шкафу. Хранят раствор в емкости, выполненной из стекла темного цвета.

Другие реакции брома

Важно оговориться, что этот активный неметалл во всех отношениях смешивается с большинством органических растворителей. Чаще всего вследствие данного процесса их молекулы бромируются.

По своей химической активности данный элемент находится между хлором и иодом. С этими веществами он тоже взаимодействует. Вот, например, реакция с раствором иодида, вследствие которой образуется свободный иод: Br₂ + 2Kl → I₂ + 2KBr. А при воздействии на бромиды хлора появляется свободный бром: Cl₂ + 2KBr → Br₂ + 2KCl.

Со многими другими веществами рассматриваемый элемент тоже взаимодействует за счет своих химических свойств. Реакция брома с серой дает S₂Br₂. При взаимодействии с фосфором появляются PBr₃ и PBr₅. Это все бинарные неорганические соединения. Кроме перечисленных элементов, неметалл также взаимодействует с селеном и теллуром.

Но вот с чем бром не реагирует непосредственно, так это с азотом и кислородом. Зато с галогенами взаимодействует. А его реакции с металлами дают бромиды - MgBr₂, CuBr₂, AlBr₃ и т.д.

И, конечно, рассказывая про физические и химические свойства брома, нельзя не упомянуть, что существуют также вещества, являющиеся устойчивыми к его действию. Это платина и тантал, а еще в какой-то мере свинец, титан и серебро.

Двойные и тройные связи

С веществами, которым они свойственны, также способен взаимодействовать обсуждаемый элемент. И, рассказывая про химические свойства брома, уравнения реакций данного типа тоже стоит рассмотреть. Вот одно из таковых: С₂Н₄ + Br₂ → C₂H₄BR₂. Это взаимодействие с этиленом. Ему как раз и свойственна двойная связь.

Интересно, что когда бром смешивается с растворами щелочей, карбоната калия или натрия, то результатом становится образование соответствующих броматов и бромидов (солей). Вот уравнение, демонстрирующее это: 3Br₂ + 3Na₂CO₃ → 5NaBr + NaBrO₃ + 3СО₂.

И да, перечисляя важнейшие химические свойства брома, нельзя не упомянуть, что в жидком состоянии он легко взаимодействует с золотом. Результатом становится образование трибромида (AuBr₃). А реакция выглядит следующим образом: 2Au + 3Br₂ → 2AuBr₃.

Токсичность

Химические свойства брома обусловливают его опасность для человеческого организма. Даже если его концентрация в воздухе превышает отметку в 0,001 % по объему, то возникают головокружение, раздражение слизистых оболочек, кровотечение из носа, а иногда даже удушье и спазмы дыхательных путей.

Смертельная доза для человека составляет всего 14 мг/кг перорально. Если возникло отравление бромом, то нужно:

Бром действительно опасное вещество. Его даже используют в производстве боевых отравляющих припасов.

Работа с бромом

Поскольку химические свойства брома обусловливают его токсичность, то люди, которые вынуждены с ним контактировать, используют специальные перчатки, противогазы и спецодежду.

Хранят вещество в толстостенной таре из стекла. Ее, в свою очередь, хранят в емкостях с песком. Он помогает защитить тару от разрушения, которое может возникнуть из-за встряхивания.

Кстати, из-за очень высокой плотности вещества бутылки с ним нельзя брать за горло. Оно легко может оторваться. А последствия от разлитого токсичного брома, да еще в таком количестве, катастрофичны.

Применение

Напоследок пару слов о том, как и где используют бром. Можно выделить следующие сферы и области применения:

• Химия. Бром задействован в органическом синтезе, а его раствором определяют качество непредельных соединений.
• Промышленность. С добавлением брома делают антипирены, которые придают пожароустойчивость таким материалам, как текстиль, древесина и пластик. А еще из него раньше активно изготавливали 1.2-дибромэтан, который был главной составляющей этиловой жидкости.
• Фотография. Бромид серебра используется как светочувствительное вещество.
• Ракетное топливо. Пентафторид брома – его мощный окислитель.
• Нефтедобыча. В этой сфере используются бромидные растворы.
• Медицина. Бромиды калия и натрия используют в качестве успокаивающих средств.

Так что каким бы токсичным ни было это вещество для человеческого организма, в некоторых сферах оно незаменимо.

Галогены (греч. hals - соль + genes - рождающий) - химические элементы VIIa группы: F, Cl, Br, I, At. Реагируют с большинством других элементов и органических соединений.

Галогены широко распространены в природе. Их химическая активность падает от фтора к астату.

От F к At (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Все галогены относятся к неметаллам, являются сильными окислителями.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 np 5 :

• F - 2s 2 2p 5
• Cl - 3s 2 3p 5
• Br - 4s 2 4p 5
• I - 5s 2 5p 5
• At - 6s 2 6p 5

Для галогенов характерны нечетные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7. Это связано с электронной конфигурацией атомов в возбужденном состоянии.

• NaCl - галит (каменная соль)
• CaF₂ - флюорит, плавиковый шпат
• NaCl*KCl - сильвинит
• 3Ca₃(PO₄)₂*CaF₂ - фторапатит
• MgCl₂*6H₂O - бишофит
• KCl*MgCl₂*6H₂O - карналлит

Галогены в чистом виде можно получить путем электролиза водных растворов и расплавов их солей. Например, хлор в промышленности получают электролизом водного раствора хлорида натрия.

Электролизом расплава гидрофторида калия KHF₂ в безводной плавиковой кислоте - HF - был впервые получен фтор.

Более активные галогены способны вытеснять менее активные. Активность галогенов убывает: F → Cl → Br → I.

В лабораторных условиях галогены могут быть получены следующими реакциями.

Реакции с металлами

Для галогенов характерна высокая реакционная способность. Фтор реагирует со всеми металлами без исключения, некоторые из них в атмосфере фтора самовоспламеняются.

Реакции с неметаллами

Хлор, как и фтор, химически весьма активен. Не реагирует только с кислородом, азотом и благородными газами.

F₂ + H₂ → HF (в темноте со взрывом)

Галогены вступают в реакцию друг с другом. Чтобы определить степени окисления в получающихся соединениях, вспомните электроотрицательность ;)

Br₂ + F₂ → BrF (фтор более электроотрицателен, чем бром - F - )

Br₂ + I₂ → IBr₃ (бром более электроотрицателен, чем йод - Br - )

Реакции с водой

Реакция фтора с водой протекает очень энергично, носит взрывной характер.

Хлор реагирует с водой обратимо, образуя хлорную воду - смесь хлорноватистой и соляной кислоты. Бром вступает в те же реакции, что и хлор.

Замечу, что активность йода существенно ниже, чем у остальных галогенов. С неметаллами йод почти не реагирует, а с металлами - только при нагревании.

Реакции с щелочами

Cl₂ + NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Галогены способны вытеснять друг друга из солей. Более активные вытесняют менее активные.

KBr + I₂ ⇸ (реакция не идет, так как йод менее активен, чем бром)

Соединения, образованные из галогенов и водорода. К галогеноводородам относятся следующие вещества:

• HF - фтороводород (газ), фтороводородная (плавиковая) кислота (жидкость)
• HCl - хлороводород (газ), соляная кислота (жидкость)
• HBr - бромоводород, бромоводородная кислота
• HI - йодоводород, йодоводородная кислота
• HAt - астатоводород, астатоводородная кислота

При н.у. HCl, HBr, HI - газы, хорошо растворимые в воде.

В промышленности применяют получение прямым методом: реакцией водорода с галогенами.

В лабораторных условиях галогеноводороды можно получить в реакциях обмена между галогенсодержащими солями и сильными кислотами.

HF - является слабой кислотой, HCl, HBr, HI - сильные кислоты. Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.

Галогеноводороды реагируют с основными, амфотерными оксидами и основаниями с образованием соответствующих солей.

KOH + HCl → KCl + H₂O (реакция нейтрализации)

Реакции протекают в тех случаях, если в результате выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

В некоторых реакциях проявляют себя как сильные восстановители, особенно HI.

В целом взаимодействие галогеноводородов с оксидами неметаллов нехарактерно. В этой связи важно выделить реакцию SiO₂ с плавиковой кислотой.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Содержание

• 1 История
• 2 Происхождение названия
• 3 Нахождение в природе
• 4 Получение
• 5 Физические свойства
  • 5.1 Изотопы
• 6 Химические свойства
  • 6.1 Бромсодержащие кислоты
• 7 Применение
  • 7.1 В химии
  • 7.2 Промышленное применение
  • 7.3 В медицине
  • 7.4 В производстве оружия
• 8 Физиологическое действие
• 9 Биологическое значение
• 10 Особенности работы
• 11 Мифы, легенды, заблуждения и их опровержения

История

Бром был независимо открыт двумя химиками: Карлом Якобом Лёвихом (нем. Carl Jacob Löwig ) в 1825 году, и Антуаном Жеромом Баларом в 1826 году. Открытие Балара, молодого преподавателя колледжа города Монпелье, сделало его имя известным всему миру. Из одной популярной книги в другую кочует утверждение, что, огорчённый тем, что в открытии брома никому не известный Антуан Балар опередил самого Юстуса фон Либиха, последний воскликнул, что, дескать, не Балар открыл бром, а бром открыл Балара. Однако это утверждение неточно: фраза принадлежала не фон Либиху, а Шарлю Жерару, который очень хотел, чтобы кафедру химии в Парижском университете занял Огюст Лоран, а не избранный на должность профессора А. Балар.

Происхождение названия

Нахождение в природе

Кларк брома — 1,6 г/т . Бром широко распространён в природе и в рассеянном состоянии встречается почти повсеместно. Почти все соединения брома растворимы в воде и поэтому легко выщелачиваются из горных пород. Как примесь он есть в сотнях минералов. Но имеется лишь небольшое количество нерастворимых в воде минералов — галогенидов серебра и меди. Самый известный из них — бромаргирит AgBr. Другие минералы — йодобромит Ag(Br, Cl, I), эмболит Ag(Cl, Br). Собственных минералов брома мало ещё и потому, что его ионный радиус очень большой и ион брома не может надёжно закрепиться в кристаллической решетке других элементов, вместе с катионами средних размеров. В накоплении брома основную роль играют процессы испарения океанической воды, в результате чего он накапливается как в жидкой, так и в твёрдой фазах. Наибольшие концентрации отмечаются в конечных маточных рассолах. В горных породах бром присутствует главным образом в виде ионов, которые мигрируют вместе с грунтовыми водами. Часть земного брома связана в организмах растений в сложные и большей частью нерастворимые органические соединения. Некоторые растения активно накапливают бром. Это в первую очередь бобовые — горох, фасоль, чечевица, а также морские водоросли. В море сосредоточена большая часть брома. Есть он и в воде солёных озёр, и в подземных водоносных пластах, сопутствующих месторождениям горючих ископаемых, а также калийных солей и каменной соли. Есть бром и в атмосфере, причем содержание этого элемента в воздухе приморских районов всегда больше, чем в районах с резко континентальным климатом.

В качестве исходного сырья для производства брома служат:

1. морская вода ( 65 мг/л ),
2. рассолы соляных озёр,
3. щёлок калийных производств,
4. подземные воды нефтяных и газовых месторождений.

Получение

Бром получают химическим путём из природных рассолов и других растворов, содержащих ион Br − , окисляя его газообразным хлором:

Затем элементный бром выделяют из раствора потоком водяного пара или воздуха и конденсируют.

Физические свойства

При обычных условиях бром — красно-бурая летучая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду со ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Плотность при 0 °C — 3,19 г/см³ . Температура плавления брома равна −7,2 °C. Температура кипения составляет +58,6 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути. Стандартный электродный потенциал Br₂/Br − в водном растворе равен +1,065 В .

Твёрдый бром образует молекулярные (состоящие из молекул Br₂) кристаллы ромбической сингонии, параметры ячейки a = 0,667 нм , b = 0,448 нм , c = 0,872 нм .

Природный бром состоит из двух стабильных изотопов 79 Br (50,56 %) и 81 Br (49,44 %). Искусственно получены многочисленные радиоактивные изотопы брома.

Химические свойства

В свободном виде существует в виде двухатомных молекул Br₂. Заметная диссоциация молекул на атомы наблюдается при температуре 800 °C и быстро возрастает при дальнейшем росте температуры. Диаметр молекулы Br₂ равен 0,323 нм , межъядерное расстояние в этой молекуле — 0,228 нм .

Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде ( 3,58 г на 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной и неустойчивой бромноватистой кислот:

С большинством органических растворителей бром смешивается во всех отношениях, при этом часто происходит бромирование молекул органических растворителей.

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и йодом. При реакции брома с растворами йодидов выделяется свободный йод:

Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:

При реакции брома с серой образуется S₂Br₂, при реакции брома с фосфором — PBr₃ и PBr₅. Бром реагирует также с неметаллами селеном и теллуром.

Реакция брома с водородом протекает при нагревании и приводит к образованию бромоводорода HBr. Раствор HBr в воде — это бромоводородная кислота, по силе близкая к соляной кислоте HCl. Соли бромоводородной кислоты — бромиды (NaBr, MgBr₂, AlBr₃ и др.). Качественная реакция на присутствие бромид-ионов в растворе — образование с ионами Ag + светло-желтого осадка бромида серебра AgBr, практически нерастворимого в воде.

С кислородом и азотом бром непосредственно не реагирует. Бром образует большое число различных соединений с остальными галогенами. Например, со фтором бром образует неустойчивые BrF₃ и BrF₅, с йодом — IBr. При взаимодействии со многими металлами бром образует бромиды, например, AlBr₃, CuBr₂, MgBr₂ и др. Устойчивы к действию брома тантал и платина, в меньшей степени — серебро, титан и свинец.

Жидкий бром легко взаимодействует с золотом, образуя трибромид золота AuBr₃:

Бром — сильный окислитель, он окисляет сульфит-ион до сульфата, нитрит-ион — до нитрата и т. д.

При взаимодействии с органическими соединениями, содержащими двойную связь, бром присоединяется, давая соответствующие дибромпроизводные:

Присоединяется бром и к органическим молекулам, в составе которых есть тройная связь. Обесцвечивание бромной воды при пропускании через неё газа или добавлении к ней жидкости свидетельствует о том, что в газе или в жидкости присутствует непредельное соединение.

При нагревании в присутствии катализатора бром реагирует с бензолом с образованием бромбензола C₆H₅Br (реакция замещения).

При взаимодействии брома с растворами щелочей и с растворами карбонатов натрия или калия образуются соответствующие бромиды и броматы, например:

Реагирует с родановодородом:

HSCN + Br₂ ⟶ BrCN + HBr + S↓

Помимо бескислородной бромоводородной кислоты HBr, бром образует ряд кислородных кислот: бромную HBrO₄, бромноватую HBrO₃, бромистую HBrO₂, бромноватистую HBrO.

Применение

Значительная часть элементарного брома до начала 1980-х использовалась для производства 1,2-дибромэтана, входившего в состав этиловой жидкости — антидетонирующей добавки в бензины, содержащей тетраэтилсвинец; дибромэтан в этом случае служил источником брома для образования относительно летучего дибромида свинца для предотвращения осаждения твёрдых оксидов свинца на деталях двигателя. Бром также используется в синтезе антипиренов — добавок, придающих пожароустойчивость пластикам, древесине, текстильным материалам.

• В медицине бромид натрия и бромид калия применяют как успокаивающие средства.

Со времен Первой мировой войны бром используется для производства боевых отравляющих веществ.

Физиологическое действие

Бром и его пары токсичны. Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье. ПДК паров брома — 0,5 мг/м³ . ЛД₅₀ при пероральном введении для крыс составляет 1700 мг/кг . Для человека смертельная доза перорально составляет 14 мг/кг . При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух (как можно в более ранней стадии показаны ингаляции кислорода); для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Дальнейшее лечение должно проводиться под наблюдением врача. Рекомендуются ингаляции тиосульфата натрия в виде 2 % водного раствора, обильное питьё теплого молока с минеральной водой или содой, кофе. Особенно опасно отравление парами брома людей, страдающих астмой и заболеваниями лёгких, так как при вдыхании паров брома очень высока вероятность отёка лёгких. Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги.

Биологическое значение

В 2014 году исследование показало, что бром (в форме бромид-иона) является необходимым кофактором в ходе биосинтеза коллагена IV, делая элемент существенным в архитектуре базальной мембраны и развитии тканей у животных. Тем не менее, не было отмечено никаких чётких симптомов или синдромов дефицита при полном удалении брома из пищи. В других биологических функциях бром может не быть необходимым, но всё же приносить пользу, особенно когда он заменяет хлор. Например, в присутствии перекиси водорода H₂O₂ синтезируемая эозинофилами с ионами хлорида или бромида эозинофильная пероксидаза обеспечивает мощный механизм, с помощью которого эозинофилы убивают многоклеточных паразитов (таких, как, например, нематодные черви, участвующие в филяриозе) и некоторые бактерии, такие как бактерии туберкулёза). Эозинофильная пероксидаза — это галопероксидаза, которая более эффективно использует бром, а не хлор для этой цели, производя гипобромит (бромводородную кислоту), хотя использование хлорид-иона также возможно. Хотя α-галоэфиры, как правило, считаются высокореактивными и, следовательно, токсичными промежуточными продуктами в биоорганическом синтезе, млекопитающие, включая людей, кошек и крыс, по-видимому, биосинтезируют следы α-бромэфира, 2-октил-4-бром-3-оксобутаноата, которые присутствуют в их спинномозговой жидкости и, вероятно, играют пока неясную роль в возникновении быстрого сна.

Морские организмы являются основным источником броморганических соединений, и именно в этих организмах роль брома могла бы быть намного более высокой. Более 1600 таких броморганических соединений были идентифицированы к 1999 году. Наиболее распространённым является метилбромид (CH₃Br), около 56 000 тонн которого синтезируется за год морскими водорослями. Эфирное масло гавайской водоросли Asparagopsis taxiformis состоит из 80 % бромоформа. Большинство таких броморганических соединений в море синтезируется водорослями под действием уникального фермента, ванадийбромпероксидазы.

Особенности работы

При работе с бромом следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, специальными перчатками. Из-за высокой химической активности и токсичности как паров брома, так и жидкого брома его следует хранить в стеклянной, плотно закупоренной толстостенной посуде. Сосуды с бромом располагают в ёмкостях с песком, который предохраняет сосуды от разрушения при встряхивании. Из-за высокой плотности брома сосуды с ним ни в коем случае нельзя брать только за горло (горло может оторваться, и тогда бром окажется на полу).

Проливы брома целесообразно посыпать карбонатом натрия:

либо влажной пищевой содой:

Однако реакция элементарного брома с содой носит сильно экзотермический характер, что ведёт к увеличению испарения брома, к тому же выделяющаяся углекислота также способствует испарению, поэтому пользоваться вышеописанными методами не рекомендуется . Лучше всего для дегазации брома подходит водный раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃. Для локализации больших проливов брома можно использовать раствор тиосульфата натрия с добавками пенообразующих веществ и аэросила. Этот же раствор (3—5-процентный тиосульфат натрия) используется для смачивания ватно-марлевых повязок, которые помогают защитить органы дыхания от паров брома.

Мифы, легенды, заблуждения и их опровержения

Существует широко распространённая городская легенда, будто бы в армии, местах лишения свободы и психиатрических больницах добавляют соединения брома в еду для снижения полового влечения. Происхождение этого мифа доподлинно неизвестно.

Препараты брома имеют солёный вкус и оказывают седативный (успокаивающий) и снотворный эффект.