Взаимодействие воды с хлором и бромом
Рис. Схемы строения атомов и ионов серы и хлора
При взаимодействии свободных галогенов со сложными веществами они также ведут себя как окислители, например при взаимодействии с водой. Вначале галоген растворяется в воде с образованием соответственно хлорной, бромной или йодной воды (Cl2aq, Br2aq или I2aq), а затем постепенно между водой и галогеном начинается реакция;
Взаимодействие хлора с водой выражается конечным уравнением
Сl2 + H2O = 2НСl + [О]
Однако эта реакция не сразу протекает до образования конечных продуктов. На первой стадии процесса образуются две кислоты — соляная НСl и хлорноватистая НСlO:
Затем происходит разложение хлорноватистой кислоты:
Образованием атомарного кислорода объясняют в значительной мере окисляющее действие хлора, которое он оказывает на микроорганизмы, находящиеся в воде, вследствие чего они погибают. Выделение атомарного кислорода объясняет также отбеливающее действие хлора, которое он оказывает на предварительно увлажненные органические вещества. Органические красители, помещенные в хлорную воду, обесцвечиваются. Лакмус, который при наличии соляной кислоты должен окрашиваться в розовый цвет, в хлорной воде, где в небольших количествах присутствует соляная кислота, не приобретает характерной для него в кислоте окраски, а полностью теряет ее. Это объясняется наличием атомарного кислорода, который оказывает на лакмус окисляющее действие.
Аналогично реагируют с водой и другие галогены: бром и иод — более медленно, фтор — значительно быстрее и энергичнее.
Пары воды горят во фторе, а стадии образования кислородной кислоты у фтора нет, либо такая кислота не существует.
Галогены реагируют и с органическими веществами. Например, если внести в атмосферу хлора бумажку, смоченную скипидаром (органическое вещество, состоящее из водорода и углерода), то можно заметить выделение большого количества сажи и ощутить запах хлористого водорода. Иногда скипидар даже самовоспламеняется в хлоре. Хлор вытесняет углерод из соединения с водородом и образует хлористый водород, а углерод выделяется в виде сажи в свободном состоянии.
Все галогены энергично взаимодействуют с каучуком и резиной. По этой причине при работе с галогенами стараются не использовать в приборах резиновых деталей.
Среди реакций с органическими веществами важно от-метить реакцию иода с крахмалом, который синеет при наличии в растворе даже незначительного количества свободного иода. Реакция очень чувствительная и является качественной реакцией на иод.
Особый интерес представляют окислительно-восстановительные реакции галогенов, происходящие между свободным галогеном и солью другого галогена. Например, если взять раствор какого-либо бромида и смешать с хлорной водой, то бесцветный раствор мгновенно окрашивается в желтый цвет. При взбалтывании с бензолом характерная окраска бензольного кольца указывает на наличие свободного брома. Это объясняется тем, что хлор как более активный галоген окисляет бром, вытесняя его из соли по уравнению:
2КВr + Cl2 = 2КСl + Вr2
Естественно, что свободный галоген должен обладать большей окислительной активностью, чем галоген, входящий в состав соли поэтому возможны реакции между иодидом и бромом, иодидом и хлором, бромидом и хлором.
Некоторые из этих реакций находят применение в технике. Например, наиболее дешевым способом получения брома является вытеснение его хлором из солей, часто из бромида магния:
MgBr2 + Сl2 = MgCl2 + Вr2
■ 17. Докажите, составив электронный баланс, что взаимодействие галогенов с водой и с солями других галогенов является окислительно-восстановительными реакциями, и объясните, почему хлорная вода обладает обеззараживающим действием. (См. Ответ)
Окислительное действие галогенов проявляется и при реакциях с другими сложными веществами. Например, если через бромную воду пропускать сероводород, то очень скоро бромная вода обесцветится и образовавшаяся жидкость помутнеет вследствие восстановления Вr0 до Вr -1 и окисления S -2 до S 0 .
Иод довольно легко окисляет серу в степени окисления +4, например в Na2SO3, до S +6 . Схема реакции:
Na2SO3 + I2 → Na2SO4 + HI
■ 18. Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций между бромом и сероводородом, а также между иодом и сульфитом натрия. (См. Ответ)
19. Составьте и заполните таблицу:
Реакция взаимодействия брома с хлором.
Уравнение реакции взаимодействия брома с хлором:
Реакция брома с хлором протекает при условиях: при температуре около 0°C, в газовой фазе или в тетрахлорметане.
В результате реакции происходит образование хлорида брома.
- ← Реакция хлора с гидроксидом натрия
- Реакция кальция с водой →
- Концепция инновационного развития общественного производства – осуществления Второй индустриализации России на период 2017-2022 гг. (105 878)
- Экономика Второй индустриализации России (101 428)
- Программа искусственного интеллекта ЭЛИС (22 581)
- Метан, получение, свойства, химические реакции (15 862)
- Мотор-колесо Дуюнова (15 077)
- Гидротаран – самодействующий энергонезависимый водяной насос (14 429)
- Природный газ, свойства, химический состав, добыча и применение (13 901)
- Крахмал, свойства, получение и применение (13 487)
- Прямоугольный треугольник, свойства, признаки и формулы (13 032)
- Целлюлоза, свойства, получение и применение (11 884)
- Пропилен (пропен), получение, свойства, химические реакции (11 625)
- Этилен (этен), получение, свойства, химические реакции (11 138)
- Бутан, получение, свойства, химические реакции (9 823)
- Оксид алюминия, свойства, получение, химические реакции (9 346)
- Оксид железа (III), свойства, получение, химические реакции (9 124)
Настоящий сайт посвящен авторским научным разработкам в области экономики и научной идее осуществления Второй индустриализации России.
Он включает в себя:
– экономику Второй индустриализации России,
– теорию, методологию и инструментарий инновационного развития – осуществления Второй индустриализации России,
– организационный механизм осуществления Второй индустриализации России,
– справочник прорывных технологий.
Мы не продаем товары, технологии и пр. производителей и изобретателей! Необходимо обращаться к ним напрямую!
Мы проводим переговоры с производителями и изобретателями отечественных прорывных технологий и даем рекомендации по их использованию.
Осуществление Второй индустриализации России базируется на качественно новой научной основе (теории, методологии и инструментарии), разработанной авторами сайта.
Конечным результатом Второй индустриализации России является повышение благосостояния каждого члена общества: рядового человека, предприятия и государства.
Вторая индустриализация России есть совокупность научно-технических и иных инновационных идей, проектов и разработок, имеющих возможность быть широко реализованными в практике хозяйственной деятельности в короткие сроки (3-5 лет), которые обеспечат качественно новое прогрессивное развитие общества в предстоящие 50-75 лет.
Та из стран, которая первой осуществит этот комплексный прорыв – Россия, станет лидером в мировом сообществе и останется недосягаемой для других стран на века.
Химические свойства водорода
Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s 1 . С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов. Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов. Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:
С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).
В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.
Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)
При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:
Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.
Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!
Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.
При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:
Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:
Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.
С неорганическими кислотами водород не реагирует!
Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.
В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:
Химические свойства галогенов
Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.
Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal2.
Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.
Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns 2 np 5 , где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген. Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике. Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:
Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ. Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены. К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.
Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.
При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:
Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:
Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:
Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5). При этом происходит образование пентафторида фосфора:
При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:
При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.
Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:
Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:
Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:
Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:
Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:
Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:
Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:
Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:
Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:
Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:
Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.
Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:
Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.
а при нагревании:
Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:
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.
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.
Читайте также: