Bromovodonik
| Bromovodonik | |
|---|---|
 |
 |
|
Vodonik bromid |
|
| Naziv po klasifikaciji | Broman[1] |
| Identifikacija | |
| CAS registarski broj | 10035-10-6  |
| PubHem | 260 |
| HemPauk | 255 |
| EINECS broj | |
| KEGG | |
| MeSH | |
| ChEBI | 47266 |
| RTECS | MW3850000 |
| SMILES |
|
| Bajlštajn | 3587158 |
| Svojstva | |
| Molekulska formula | HBr |
| Molarna masa | 80.91 g mol−1 |
| Tačna masa | 79.926162679 g mol-1 |
| Agregatno stanje | Bezbojni gas |
| Miris | Oštar |
| Gustina | 3.307 g dm-3 |
| Tačka topljenja |
-87 °C, 186 K, -125 °F |
| Tačka ključanja |
-66 °C, 207 K, -87 °F |
| Rastvorljivost u vodi | 1.93 kg dm<sup>-3 (na 20 °C) |
| Napon pare | 2.308 MPa (na 21 °C) |
| pKa | ~–9 [2] |
| Baznost (pKb) | ~23 |
| Indeks refrakcije (nD) | 1.325 |
| Struktura | |
| Oblik molekula (orbitale i hibridizacija) | Linearan |
| Dipolni moment | 82 mD |
| Termohemija | |
| Standardna entalpija stvaranja jedinjenja ΔfH |
-36.45--36.13 kJ mol-1 |
| Standardna molarna entropija S |
198.696-198.704 J K-1 mol-1 |
| Specifični toplotni kapacitet, C | 350.7 mJ K-1 g-1 |
| Opasnost | |
| Podaci o bezbednosti prilikom rukovanja (MSDS) | hazard.com |
| ЕU-klasifikacija |  C |
| EU-indeks | 035-002-00-0 |
| NFPA 704 |
 0
3
0
|
| R-oznake | R35, R37 |
| S-oznake | (S1/2), S7/9, S26, S45 |
| Srodna jedinjenja | |
| Srodna jedinjenja | Hlorovodonik |
|
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje (25 °C, 100 kPa) materijala |
|
| Infobox references | |
Bromovodonik je diatomski molekul HBr. HBr je gas pod standardnim uslovima. Bromovodonična kiselina se formira nakon rastvaranja HBr u vodi. HBr se može osloboditi iz rastvora bromovodonične kiseline dodavanjem dehidracionog agensa, ali ne putem destilacije. Bromovodonik i bromovodonična kiselina, stoga, nisu isto, nego su srodni. Često je bromovodonična kiselina sa označava "HBr".
Садржај |
Osobine [уреди]
Na sobnoj temperaturi, HBr je nezapaljivi gas oštrog mirisa, koji se dimi na vlažnom vazduhu usled formiranja bromovodonične kiseline. HBr je veoma rastvoran vodi, u kojoj se zasićuje sa 68.85% HBr po težini na sobnoj temperaturi. Vodeni rastvori koji su 47.38% HBr po težini formiraju konstantno ključajuću smesu (reverzno azeotropnu), koja ključa na 126°C. Ključanjem manje koncentrovanih rastvora se otpušta H2O dok se smeša konstantne kompozicije ne formira.
Upotreba [уреди]
Postoje mnogobrojne upotrebe HBr u hemijskoj sintezi. Na primer, HBr se koristi za produkciju alkil bromida iz alkohola:
- ROH + HBr → RBr + H2O
HBr se dodaje alkenima da bi se dobili bromoalkani, koji su važna familija organobrominskih jedinjenja:
- RCH=CH2 + HBr → RCH(Br)–CH3
Dodavanjem HBr alkinima nastaju bromoalkeni. Stereohemija ovog tipa adicije je obično anti:
- RC≡CH + HBr → RC(Br)=CH2
Dodatak HBr na haloalkene formira geminalne dihaloalkane. (Ovaj tip adicije sledi Markovnikovo pravilo):
- RC(Br)=CH2 + HBr → RC(Br2)–CH3
Takođe, HBr se koristi za otvaranje epoksida i laktona, i u sintezi bromoacetala. Dodatno, HBr katalizuje mnoge organske reakcije.[3][4][5][6]
Predloženo je da se HBr koristi u protočnim baterijama.[7]
Industrijska priprema [уреди]
Bromovodonik (zajedno sa bromovodoničnom kiselinom) se proizvode u mnogo manjim razmerama od odgovarajućih hlorida. U primarnoj industrijskoj pripremi, vodonik i brom se kombinuju na temperaturama između 200-400 °C. Ova reakcije je tipično katalizovana platinom ili azbestom.[4][8]
Laboratorijske sinteze [уреди]
HBr se može sintetisati koristeći niz metoda. On se može pripremiti u laboratoriji destilacijom rastvora natrijum ili kalijum bromida sa fosfornom kiselinom ili razblaženom sumpornom kiselinom[9]:
- 2 KBr + H2SO4 → K2SO4 + HBr
Koncentrovana sumporna kiselina nije efektivna, zato što se formirani HBr oksiduje do gasovitog broma:
- 2 HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + 2H2O
Kiselina se takođe može pripremiti na nekoliko drugih načina, među kojima je reakcija broma sa bilo fosforom i vodom, ili sa sumporom i vodom[10]:
- 2 Br2 + S + 2 H2O → 4 HBr + SO2
Alternativno, ona se može pripremiti brominacijom tetralina (1,2,3,4-tetrahidronaftalena):[11]
- C10H12 + 4 Br2 → C10H8Br4 + 4 HBr
Brom se može redukovati fosfornom kiselinom:[4]
- Br2 + H3PO3 + H2O → H3PO4 + 2 HBr
Vodeni rastvor bromovodonika se se isto tako može pripremiti u malom obimu termolizom trifenolfosfonijum bromida u refluksujućem ksilenu.[3]
HBr pripremljen gore navedenim metodama može da bude kontaminiran sa Br2, koji se može ukloniti propuštanjem gasa kroz Cu opiljke ili kroz fenol.[8]
Literatura [уреди]
- ^ „Hydrobromic Acid - Compound Summary“. PubChem Compound. USA: National Center for Biotechnology Information. 16 September 2004. Identification and Related Records Приступљено 10 November 2011
- ^ Perrin, D. D. Dissociation constants of inorganic acids and bases in aqueous solution. Butterworths, London, 1969.
- ^ а б Hercouet, A.;LeCorre, M. (1988) Triphenylphosphonium bromide: A convenient and quantitative source of gaseous hydrogen bromide. Synthesis, 157-158.
- ^ а б в Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements; Butterworth-Heineman: Oxford, Great Britain; 1997; pp. 809-812.
- ^ Carlin, William W. U.S. Patent 4.147.601, April 3, 1979
- ^ Vollhardt, K. P. C.; Schore, N. E. Organic Chemistry: Structure and Function; 4th Ed.; W. H. Freeman and Company: New York, NY; 2003.
- ^ Hydrogen-based utility energy storage system
- ^ а б Ruhoff, J. R.; Burnett, R. E.; Reid, E. E. "Hydrogen Bromide (Anhydrous)" Organic Syntheses, Vol. 15, p.35 (Coll. Vol. 2, p.338).
- ^ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
- ^ Pradyot Patnaik. Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8
- ^ WebElements: Hydrogen Bromide
|
|||||||||||||||||
|
|||||
