Бром

Из Википедије, слободне енциклопедије
Иди на навигацију Иди на претрагу
Бром
Bromine 25ml (transparent).png
Општа својства
Име, симболбром, Br
Изгледцрвенкасто-смеђ
У периодном систему
Водоник Хелијум
Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон
Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон
Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон
Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон
Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон
Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон
Cl

Br

 I 
селенијумбромкриптон
Атомски број (Z)35
Група, периодагрупа 17 (халогени), периода 4
Блокp-блок
Категорија  реактивни неметал
Рел. ат. маса (Ar)[79,901, 79,907] конвенционална: 79,904
Ел. конфигурација[Ar] 3d10 4s2 4p5
по љускама
2, 8, 18, 7
Физичка својства
Агрегатно стањетечна
Тачка топљења265,8 K ​(−7,2 °‍C, ​19 °F)
Тачка кључања332,0 K ​(58,8 °‍C, ​137,8 °F)
Густина при с.т.Br2, течности: 3,1028 g/cm3
Тројна тачка265,90 K, ​5,8 kPa[1]
Критична тачка588 K, 10,34 MPa[1]
Топлота фузије(Br2) 10,571 kJ/mol
Топлота испаравања(Br2) 29,96 kJ/mol
Мол. топл. капацитет(Br2) 75,69 J/(mol·K)
Напон паре
P (Pa) 100 101 102
на T (K) 185 201 220
P (Pa) 103 104 105
на T (K) 244 276 332
Атомска својства
Оксидациона стања7, 5, 4, 3, 1, −1
(веома кисео оксид)
Електронегативност2,96
Енергије јонизације1: 1139,9 kJ/mol
2: 2103 kJ/mol
3: 3470 kJ/mol
Атомски радијус120 pm
Ковалентни радијус120±3 pm
Валсов радијус185 pm
Линије боје у спектралном распону
Остало
Кристална структураорторомбична
Orthorhombic кристална структура за бром
Брзина звука206 m/s (на 20  °C)
Топл. водљивост0,122 W/(m·K)
Електрична отпорност7,8×1010 Ω·m (на 20 °‍C)
Магнетни распореддијамагнетичан[2]
Магнетна сусцептибилност (χmol)−56,4·10−6 cm3/mol[3]
CAS број7726-95-6
Историја
Откриће и прва изолацијаАнтуан Жером Балар и Карл Јакоб Левиг (1825)
Главни изотопи
изо РА полуживот (t1/2) ТР ПР
79Br 51% стабилни
81Br 49% стабилни
референцеВикиподаци

Brom (iz grč. βρῶμος, brómos, снажан мирис[4]) јесте хемијски елемент са симболом Br и атомским бројем 35. Спада у групу халогених елемената (VIIA група). Елемент су, независно један од другог, открила двојица хемичара Антуан Жером Балар и Карл Јакоб Левиг 1825-1826. године. Елементарни бром је испарљива црвено-смеђа течност при собној температури, врло корозивна и отровна. Његове особине, условно речено, су између хлора и јода. Чисти бром се не налази у природи, већ углавном у виду безбојних, растворљивих кристалних халидних минералих соли, аналогно кухињској соли.

Бром је ређи од око три четвртине других елемената у Земљиној кори. Велика растворљивост јона бромида узрок је његове акумулације у океанима, а комерцијално елемент се може врло лако издвојити из слане воде. Међу највећим произвођачима брома налазе се САД, Израел и Кина. У 2007. светска производња брома износила је око 556 хиљада тона, што је приближна количина произведеног магнезијума, који је далеко више распрострањен.[5]

На високим температурама, органобромна једињења лако прелазе у слободне атоме брома, процес који има ефекат заустављања ланчаних хемијских реакција у којима учествују слободни радикали. Овај ефекат чини органобромна једињења корисним као ватроотпорна средства. Више од пола индустријски произведеног брома у свету сваке године потроши се у ове сврхе. Међутим, иста особина изазива да сунчево светло претвара нестабилна органобромна једињења у слободне атоме брома у атмосфери, па је уништење озонског омотача нежељени пратећи ефекат тог процеса. Као резултат, многа органобромна једињења, раније широко кориштена као пестициди и метил бромид, данас су забрањена. Једињења брома се данас још увек користе као флуиди при бушењу бунара, у фотографским филмовима те као интермедијарно средство у производњи многих органских једињења.

Дуго се веровало да бром нема неких есенцијалних функција код сисара, међутим новије студије показују да је бром неопходан за развој ткива. Осим тога, један од антипаразитских ензима у људском имунском систему има већу преференцију на бром од хлора. Органобромиди су неопходни и граде се ензиматски из бромида у неким нижим животним облицима у мору, посебно алгама, а пепео из морске траве био је и један од извора открића брома. Као фармацеутско средство, једноставни јон брома, Br, има инхибиторске ефекте на централни нервни систем а соли бромида су у прошлости биле основни медицински седатив, пре него што су замењене лековима са краћим деловањем. Међутим, оне су и даље у употреби као антиепилептици.

Историја[уреди]

Бром су, независно један од другог, открила двојица хемичара Карл Јакоб Левиг[6] и Антуан Жером Балар,[7][8] 1825. i 1826. године, респективно.[9]

Балар је пронашао једињења брома у пепелу морске траве из сланих мочвара код Монпељеа. Морска трава кориштена је за производњу јода, а такође је садржала и бром. Балар је дестилисао бром из раствора пепела морске траве засиченог хлором. Особине добијене супстанце биле су, условно речено, мешавина особина хлора и јода. По њима, он је покушао да докаже да је та супстанца заправо јод монохлорид (ICl), али није успео, те је затим био убеђен да је пронашао нови елемент који је назвао мурид, изведено из латинске речи muria, слана вода.[8]

Левиг је изоловао бром из извора минералне воде у свом родном граду Бад Кројцнаху 1825. године. Он је користио раствор минералних соли засичених хлором, а бром је издвојио помоћу диетил етра. Након испаравања етра, преостала је смеђа течност. Помоћу ове течности као узорка за свој рад, Левиг се пријавио за место у лабораторији Леополда Гмелина у Хајделбергу. Међутим, објављивање резултата његових проучавања је каснило, па је Балар своје резултате објавио први.[10]

Након што су француски хемичари Луј Никола Воклен, Луи Жак Тенар и Жозеф Луј Ге-Лисак проверили и одобрили експерименте младог фармацеута Балара, резултати су представљени у Француској академији наука и објављени у журналу Annales de Chimie et Physique.[7] У својој публикацији Балар је навео да је променио име из muride у brôme по предлогу М. Англада. (Реч brôme (бром) је изведена из грчког βρωμος, снажан мирис.[7][11]) Други извори наводе да је француски хемичар и физичар Жозеф Луј Ге-Лисак предложио име brôme због карактеристичног мириса паре.[12][13] Све до 1860. бром се није производио у већим количинама.

Прва комерцијална употреба, осим неких мањих медицинских примена, била је кориштење брома за дагеротип. Године 1840. откривено је да бром има одређене предности у односу на раније кориштене паре јода за прављење слоја сребрних халида осетљивих на светлост, коришених за дагеротипију.[14]

Калијум бромид и натријум бромид користили су се као антиепилептици и седативи крајем 19. и почетком 20. века, све док их постепено нису заменили хлорни хидрати а потом и барбитурати.[15] У првим годинама Првог светског рата, једињења брома попут ксилил бромида кориштена су као бојни отрови.[16]

Заступљеност[уреди]

У природи бром је распрострањен у виду једињења. Најпознатији минерал брома је бром-карналит, KBr* 6 H2O. Растворени бромиди јављају се у неким сланим језерима и у морској води. Заступљен је у земљиној кори у количини од 0,37 ppm, углавном као нечистоћа у морском песку и у каменој соли. Бром се у већим количинама јавља у морској води (65 ppm). У оба случаја јавља се у виду соли натријум-бромида.

Откривен је 1826. године од стране A.J. Balarda и C. Lowinga.

Једињења[уреди]

Најпознатија једињења брома су: бромоводоник (HBr) - веома јака киселина, као и њене соли натријум бромид и калијум бромид. Велики значај у хемији имају његове флуоридне соли NaBrFx x=4,5,6. Бромид сребра се масовно користи у фотографији.[17]

Органска[уреди]

N-бромосукцинимид

Као и други халогени, бром супституише водоник у угљоводоницима, ковалентно се везујући на угљеник. Попут свих халогена, C-Br производ ове супституције је генерално безбојан, ако је и одговарајуће C-H једињење такође без боје. Додавање ковалентно везаног брома повећава густину и подиже тачку топљења органским једињењима.

Органска једињења се бромирају било реакцијом адиције или супституције. Бром се електрофилно адира (веже) на двоструку везу алкена, преко цикличног бромонијум међупроизвода. У безводним растварачима попут угљеник дисулфида, ова реакција даје дибромна једињења. На пример, реакција са етиленом ће дати 1,2-дибромоетан. Бром такође улази у реакције електрофилне супституције са фенолима и анилинима. Када се користи као бромна вода, настају мање количине одговарајућег бромохидрина као и дибромско једињење. Због такве особине и реактивности брома, бромна вода се користи као реагенс за испитивање присуства алкена, фенола и анилина у узорку. Као и други халогени, бром учествује у реакцијама слободних радикала. На пример, угљеноводоници се бромирају деловањем брома на њих у присуству светлости.

Бром, понекад са каталитичким количинама фосфора, лако бромира карбоксилне киселине на α месту. Овај метод, познат и као Хел-Волхар-Зелински реакција, је основа комерцијалног начина добијања бромоацетатне киселине. N-бромосукцинимид се обично користи као замена за елементарни бром, јер се њиме лакше рукује, а реакција су доста блажа и стога селекетивнија.

Органски бромиди се често више преферирају у односу на мање реактивне хлориде и скупље реагенсе које садржавају јод. Стога се, на пример, органолитијумска и Григнардова једињења најчешће се генеришу из одговарајућих бромида. Одређена једињења брома сматрају се потенцијално штетним за озонски омотач а неки се биоакумулирају у живим организмима. Резултат тога, многи индустријска једињења брома се више не производе или су забрањена, а нека су планирана за забрану или је предвиђен прелазак на друга једињења без брома. Протокол из Монтреала у неколико наврата спомиње нека органобромна једињења која би се требала престати користити.[18]

Неорганска[уреди]

Неорганска једињења брома имају разна оксидациона стања у распону од -1 до +7.[19] У природи, бромиди (Br-) су далеко најчешће стање брома, а отклон од овог оксидацијског стања -1 је у потпуности због живих организама и интеракције бромида са биолошки произведеним оксидансима, попут слободног кисеоника. Као и други халогени, бромидни јони су безбојни и граде бројне безбојне јонске минералне соли, слично хлоридима. Бромидни јон је врло добро растворљив у води.

Примери једињења у којима је бром у различитим оксидационим стањима, приказани су у табели десно:

Оксидациона стања
брома
−1 HBr
0 Br
2
+1 BrCl
+3 BrF
3
+5 BrF
5
+5 BrO
3
+7 BrO
4

Бром је оксидирајуће средство те ће оксидовати јодидне јоне до јода, а сам се редуковати до бромида:

Br2 + 2 I → 2 Br + I2

Бром такође оксидује метале и металоиде до припадајућих бромида. Међутим, безводни бром је мање реактиван према многим металима од хидратног брома. Суви бром бурно реагује са алуминијумом, титанијумом, живом као и са алкалним и земноалкалним металима. Растварањем брома у алкалним растворима добија се мешавина бромида и хипобромита:

Br2 + 2 OH → Br + OBr + H2O

Овај хипобромит је „одговоран” за могућности избељивања које имају раствори бромида. Загрејавање ових раствора узрокује непропорционалну реакцију хипобромита дајући бромате, снажна оксидирајућа једињења врло слична хлоратима.

3 BrO
BrO
3
+ 2 Br

Насупрот начину добијања перхлората, пербромати се не могу добити помоћу електролизе него само реакцијом раствора бромата са флуором или озоном.

BrO3 + H2O + F2BrO
4
+ 2 HF
BrO3 + O3BrO
4
+ O2

Бром бурно и експлозивно реагује са металним алуминијумом, дајући алуминијум бромид:

2 Al + 3 Br2 → 2 AlBr3

Са водоником у гасовитом стању, бром реагује дајући бромоводоник:

H2 + Br2 → 2HBr

Бром реагује са јодидима алкалних метала у реакцији премештања. Ова реакција даје бромиде алкалних метала и производи елементални јод:

2 NaI + Br2 → 2 NaBr + I2
2 KI + Br2 → 2 KBr + I2

Бром гради оксиде опште формуле Br
2
O
n
(где је n = 1, 3, 5). Дибром оксид BrO
2
, за разлику од ClO
2
, не може се издвојити као чиста супстанца, већ се њено пристуство може доказати само у виду реактивног међуједињења. Дибром оксид постојан је само на врло ниским температурама. У таквим условима, он је тамносмеђа, чврста супстанца, која се кристализује у облику игличастих кристала, док је у вакууму сублимирана супстанца, оштрог мириса сличног хлорном кречу.[20]

Биолошки значај[уреди]

Бром је заступљен у човековом организму у количини од око 50 ppm, али он нема никакву битну улогу. Паре брома оштећују слузокожу органа за дисање, а ако доспе на кожу бром прави ране које веома тешко зарастају. У великим количинама чист бром је веома отрован. Његова смртоносна доза износи 35 грама. Јони брома Br- су безопасни уколико њихова количина не прелази преко оне која је у морској води.

Особине и примена[уреди]

На собној температури чист бром је мркоцрвена течност оштрог, непријатног мириса, која лако испарава. Користи се у бројним хемијским реакцијама. Бром се употребљава и у фармацеутској и хемијској индустрији. У органској и аналитичкој хемији посебно је интересантан слаб раствор брома у води — бромна вода. То је течност наранџасте боје и користи се за доказне реакције код алкена/алкина и фенола. Уз помоћ бромне воде могуће је разликовати алкане (који имају све засићене везе) од алкена/алкина (који су незасићени). Наиме, алкени/алкини ће обезбојити раствор брома у води јер се бром адира на незасићене везе, а новонастало једињење је безбојно. Уколико се бромна вода дода неком раствору за који се претпоставља да садржи фенол, у раствору се гради бео талог који доказује присуство истог.

Физичке[уреди]

Илустративни и сигурни узорак брома, подесан за наставу

Елементарни бром постоји као двоатомски молекул, Br2. Он је густа, покретна, незнатно провидна, црвено-смеђа течност, која лако испарава при стандардним условима температуре и притиска дајући наранџасту пару (боја подсећа на азот-диоксид). Паре брома имају снажан, продоран и неугодан мирис, сличан хлору. Он је један од само два елемента у периодном систему за која се зна да су течни при собној температури (жива је други), мада се елементи цезијум, галијум и рубидијум топе на незнатно вишој температури од собне.

При притиску од 55 GPa (приближно 540.000 пута вишем од атмосферског), бром се претвара у метал. При још вишем притиску од 75 GPa његова кристална структура прелази у плошно орјентирану орторомпску. При притиску од 100 GPa бром прелази у просторно центрирану орторомпску једноатомску кристалну структуру.[21]

Хемијске[уреди]

Бром је нешто мање реактиван од хлора, али много више од јода. Бром врло бурно реагује са металима, нарочито у присуству воде, дајући соли бромида. Такође, врло је реактиван са већином органских једињења, нарочито након излагања светлости, у условима у којима се дешава дисоцијација двоатомске молекуле у бромове радикале:

Br2 Equilibrium.svg 2 Br·

Он се лако веже са многим елементима и има јако избељивачко деловање. Бром је незнатно растворљив у води, али је врло добро растворљив у органским растварачима попут угљеник дисулфида, угљеник тетрахлорида, алифатичних алкохола и ацетатне киселине.

Изотопи[уреди]

Бром има два стабилна изотопа, 79Br (заступљеност 50,69%) и 81Br (49,31%). Познато је најмање 23 радиоактивних изотопа брома. Многи од тих изотопа су производи фисије. Неки од тежих изотопа брома, производа фисије, су емитери неутрона са одложеним деловањем, што је важно за могућност контроле рада нуклеарног реактора. Сви његови радиоактивни изотопи су релативно кратког животног века. Најдуже време полураспада има изотоп са најмањим бројем неутрона 77Br, око 2,376 дана. Најдуже живући изотоп са највећим бројем неутрона је 82Br, чије време полураспада износи 1,471 дан. Неки изотопи брома имају метастабилне изомере. Стабилни 79Br iма свој радиоактивни изомер са временом полураспада од 4,86 секунди. Он се распада изомерском транзицијом у стабилно основно стање.[22]

Масени бројеви изотопа брома крећу се од 67Br до 98Br. За један од њих, 67Br, није познато време полураспада. Времена полураспада шест изотопа од 95Br до 98Br, те 68Br и 69Br су краћа од једне микросекунде. Изотопи од 91Br до 94Br и 70Br имају времена полураспада између микросекунде и секунде. Сви остали изотопи, осим два стабилна, имају времена полураспада од једне секунде до 57 сати. За стабилне изотопе 79Br и 81Br нису измерена времена полураспада.[23] Три најлакша изотопа брома (67Br до 69Br) распадају се путем емисије протона. Изотопи од 70Br до 78Br распадају се било електронским захватом било емисијом позитрона. Изотоп 80Br те изотопи од 82Br до 97Br распадају се емисијом електрона. Изотоп 98Br распада се емисијом неутрона.[24]

Референце[уреди]

  1. 1,0 1,1 Haynes, William M., ур. (2011). CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd изд.). Boca Raton, FL: CRC Press. стр. 4.121. ISBN 1439855110. 
  2. ^ Lide, D. R., ур. (2005). „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0486-6. 
  3. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. стр. E110. ISBN 978-0-8493-0464-4. 
  4. ^ Turner, Edward (1828). Elements of chemistry: including the recent discoveries and doctrines of the science. стр. 467. 
  5. ^ Phyllis A Lyday. „Commodity Report 2007: Bromine” (PDF). United States Geological Survey. Приступљено 3. 9. 2008. 
  6. ^ Löwig, Carl Jacob (1829). „Das Brom und seine chemischen Verhältnisse”. Carl Winter Verlag, Heidelberg. 
  7. 7,0 7,1 7,2 Balard, A. J. (1826). Mémoire sur une substance particulière contenue dans l'eau de la mer. Annales de Chimie et de Physique. 32: 337—381. 
  8. 8,0 8,1 Balard, Antoine (1826). „Memoir on a peculiar Substance contained in Sea Water”. Annals of Philosophy. 28: 381—387 i 411—426. 
  9. ^ Weeks Mary Elvira (1932). „The discovery of the elements: XVII. The halogen family”. Journal of Chemical Education. 9 (11): 1915. doi:10.1021/ed009p1915. 
  10. ^ Landolt, Hans Heinrich (1890). „Nekrolog: Carl Löwig”. Berichte der deutschen chemischen Gesellschaft. 23 (3): 905.  doi:10.1002/cber.18900230395
  11. ^ Vauquelin, L.N.; Thenard, L.J.; Gay-Lussac, J.L. (1826). Rapport sur la Mémoire de M. Balard relatif à une nouvelle Substance. Annales de Chimie et de Physique. 32: 382—384. 
  12. ^ Na stranici 341 svog rada, A. J. Balard (1826) "Mémoire sur une substance particulière contenue dans l'eau de la mer", Annales de Chimie et de Physique, 2. serija, vol. 32, pp. 337–381, Balard je naveo da je ga gosp. Anglada ubijedio da novi element nazove brôme. Međutim, na stranici 382 istog žurnala – "Rapport sur la Mémoire de M. Balard relatif à une nouvelle Substance", Annales de Chimie et de Physique, serija 2, vol. 32, pp. 382–384. – komitet Francuske akademije nauka je obznanio da su oni promijenili ime novog elementa u brôme.
  13. ^ Wisniak, Jaime (2004). „Antoine-Jerôme Balard. The discoverer of bromine” (PDF). Revista CENIC Ciencias Químicas. 35. [мртва веза]
  14. ^ Barger, M. Susan; White, William Blaine (2000). „Technological Practice of Daguerreotypy”. The Daguerreotype: Nineteenth-century Technology and Modern Science. JHU Press. стр. 31—35. ISBN 978-0-8018-6458-2. 
  15. ^ Shorter, Edward (1997). A History of Psychiatry: From the Era of the Asylum to the Age of Prozac. John Wiley and Sons. стр. 200. ISBN 978-0-471-24531-5. 
  16. ^ Sam Kean (2010): The Disappearing Spoon: And Other True Tales of Madness, Love, and the History of the World from the Periodic Table of the Elements, Little, Brown and Company; 1. izd. (12. juli 2010). ISBN 978-0316051644.
  17. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  18. ^ Ozone Layer Protection - Regulatory Programs, Vol. 58 No. 236 10. decembar 1993., str 65018
  19. ^ Greenwood Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2 изд.). Butterworth-Heinemann. стр. 806. ISBN 9780080379418. 
  20. ^ Wiberg, E.; N. Wiberg; A. F. Holleman (2016). Anorganische Chemie (103 изд.). Berlin: Walter de Gruyter GmbH. стр. 541. ISBN 978-3-11-026932-1. 
  21. ^ Duan, Defang; et al. (26. 9. 2007). „Ab initio studies of solid bromine under high pressure”. Physical Review B. 76 (10): 104113.  doi:10.1103/PhysRevB.76.104113
  22. ^ Audi, Georges; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra, A.H. (2003). „The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties”. Nuclear Physics A. Atomic Mass Data Center. 729: 3.  doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001
  23. ^ Alejandro Sonzogni. „NuDat 2.6”. Приступљено 27. 10. 2013. 
  24. ^ Alejandro Sonzogni. „NuDat 2.6”. Приступљено 27. 10. 2013. 

Литература[уреди]

  • Wiberg, E.; N. Wiberg; A. F. Holleman (2016). Anorganische Chemie (103 изд.). Berlin: Walter de Gruyter GmbH. стр. 541. ISBN 978-3-11-026932-1. 
  • Lide, D. R., ур. (2005). „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0486-6. 
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 

Спољашње везе[уреди]