OPREDELITEV

Brom ki se nahaja v četrti periodi skupine VII glavne (A) podskupine periodnega sistema. Oznaka – Br. V obliki preproste snovi je brom rdeče-rjava tekočina z močnim, neprijetnim vonjem.

Strupeno. Gostota 3,19 g/cm 3 (pri t o = 0 o C). Pri vrenju (t o = 58,6 o C) preide brom iz tekočega stanja v plinasto – tvori rjavo rjave pare.

Molekula broma je dvoatomna Br 2.

Oksidacijsko stanje broma v spojinah

Brom tvori diatomske molekule sestave Br 2 zaradi vzpostavitve kovalentnih nepolarnih vezi in, kot je znano, je v spojinah z nepolarnimi vezmi oksidacijsko stanje elementov enako nič.

Za brom je značilen cel spekter oksidacijskih stanj, vključno s pozitivnimi in negativnimi.

Oksidacijsko stanje (-1) brom se pojavlja v ionskih bromidih: NaBr -1, MgBr -1 2, AlBr - 1 3, SiBr -1 4, PBr -1 5, SbBr -1 6 itd.

Oksidacijsko stanje (+1) brom se kaže v fluoridu Br +1 F, oksidu Br +1 2 O in nitridu Br +1 3 N ter ustreznih anionih -, - in 2-.

Oksidacijsko stanje (+3) brom se kaže v spojinah trifluorid Br +3 F 3 in tetrafluorobromid(III) anion - , kot tudi v dioksobromat (III) anion - .

Od spojin, v katerih je klor v oksidacijskem stanju (+5) znani pentafluorid Br +5 F 5 , oksotrifluorid Br +5 OF 3 , dioksofluorid Br +5 O 2 F in derivati ​​trioksobromat(V)-aniona - , dioksodifluorobromat(V)-aniona 2- , trioksofluorobromat(V)-aniona 2 - in oksotetrafluorobromat(V)-anion 2-.

Najvišje oksidacijsko stanje broma (+7) se manifestira v svojem oksidu, številnih oksofluoridih in ustreznih anionskih kompleksih: Br +7 2 O 7, KBr +7 O 4, Br +7 O 3 F, NaBr +7 O 3 F 2, Br +7 O 2 F 3 , Br +7 OD 5 itd.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

OPREDELITEV

Brom- petintrideseti element periodnega sistema. Oznaka - Br iz latinskega "bromum". Nahaja se v četrtem obdobju, skupina VIIA. Nanaša se na nekovine. Jedrni naboj je 35.

Tako kot klor se tudi brom v naravi nahaja predvsem v obliki kalijevih, natrijevih in magnezijevih soli. Kovinske bromide najdemo v morski vodi, nekaterih jezerih in podzemnih slanicah.

V normalnih pogojih je brom rdeče-rjava tekočina (slika 1), rahlo topna v vodi. Pri ohlajanju vodne raztopine broma se sproščajo kristalni hidrati tipa Br 2 × 8H 2 O. Je dobro topen v organskih topilih (alkohol, benzen, eter, ogljikov disulfid itd.).

riž. 1. Brom. Videz.

Atomska in molekulska masa broma

OPREDELITEV

Relativna atomska masa elementa je razmerje med maso atoma danega elementa in 1/12 mase ogljikovega atoma.

Relativna atomska masa je brezrazsežna in jo označujemo z A r (indeks "r" je začetna črka angleške besede relative, kar pomeni "relativno"). Relativna atomska masa atomskega broma je 79,901 amu.

Mase molekul, kot tudi mase atomov, so izražene v atomskih masnih enotah.

OPREDELITEV

Relativna molekulska masa snovi imenujemo razmerje med maso molekule dane snovi in ​​1/12 mase ogljikovega atoma, katerega masa je 12 amu.

Molekulska masa snovi je masa molekule, izražena v atomskih masnih enotah. Znano je, da je molekula broma dvoatomna - Br 2. Relativna molekulska masa molekule vodika bo enaka:

M r (Br 2) = 79,901 × 2 ≈160.

Izotopi broma

Znano je, da se brom v naravi nahaja v obliki dveh stabilnih izotopov 79 Br (50,56 %) in 81 Br (49,44 %). Njihovo masno število je 79 oziroma 81. Jedro atoma izotopa broma 79 Br vsebuje petintrideset protonov in štiriinštirideset nevtronov, izotop 81 Br pa vsebuje enako število protonov in šestinštirideset nevtronov.

Obstajajo umetni nestabilni izotopi broma z masnimi števili od 67 do 97, pa tudi štirinajst izomernih stanj jeder, med katerimi je najdlje živi izotop 82 Br z razpolovno dobo 35,282 ure.

Bromovi ioni

Zunanja energijska raven atoma broma ima osem elektronov, ki so valenčni elektroni:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .

Zaradi kemijske interakcije brom bodisi odda svoje valenčne elektrone, tj. je njihov donor in se spremeni v pozitivno nabit ion ali sprejme elektrone drugega atoma, tj. je njihov akceptor in se spremeni v negativno nabit ion:

Br 0 +1e → Br 1- ;

Br 0 -1e → Br 1+ ;

Br 0 -3e → Br 3+ ;

Br 0 -5e → Br 5+ ;

Br 0 -7e → Br 7+ .

Molekula in atom broma

Molekula broma je sestavljena iz dveh atomov - Br 2. Tukaj je nekaj lastnosti, ki označujejo atom in molekulo broma:

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Nejasno spominja na vonj tako po jodu kot po kloru. Hlapljivo, strupeno. Molekula broma je dvoatomna (formula Br 2).

Zgodba

Tekoči brom zlahka reagira z zlatom in tvori zlati tribromid AuBr 3:

2 A u + 3 B r 2 → 2 A u B r 3 (\displaystyle (\mathsf (2Au+3Br_(2)\rightarrow 2AuBr_(3))))

Aplikacija

V kemiji

• Snovi na osnovi broma se pogosto uporabljajo v organski sintezi.
• "Bromna voda" (vodna raztopina broma) se uporablja kot reagent za kvalitativno določanje nenasičenih organskih spojin.

Industrijska uporaba

Do začetka osemdesetih let 20. stoletja je bil pomemben delež elementarnega broma uporabljen za proizvodnjo 1,2-dibromoetana, ki je bil del etil tekočine, aditiva proti detonaciji v bencinu, ki vsebuje tetraetil svinec; Dibromoetan je v tem primeru služil kot vir broma za tvorbo relativno hlapnega svinčevega dibromida, ki je preprečil odlaganje trdnih svinčevih oksidov na dele motorja. Brom se uporablja tudi pri sintezi zaviralcev ognja - dodatkov, ki dajejo požarno odpornost plastiki, lesu in tekstilnim materialom.

• Srebrov bromid AgBr se v fotografiji uporablja kot fotoobčutljiva snov.
• Bromov pentafluorid se včasih uporablja kot zelo močan oksidant raketnega goriva.
• Raztopine bromida se uporabljajo pri proizvodnji olja.
• Raztopine bromida težkih kovin se uporabljajo kot "težke tekočine" pri obogatitvi mineralov s flotacijo.
• Številne organobromne spojine se uporabljajo kot insekticidi in pesticidi.

V medicini

• V medicini se natrijev bromid in kalijev bromid uporabljata kot pomirjevala.

Pri proizvodnji orožja

Fiziološko delovanje

Brom in njegovi hlapi so strupeni. Že pri vsebnosti broma v zraku pri koncentraciji približno 0,001% (po prostornini) opazimo draženje sluznice, omotico, krvavitve iz nosu, pri višjih koncentracijah pa - krče dihalnih poti, zadušitev. MPC bromovih hlapov je 0,5 mg/m³. LD 50 pri peroralnem dajanju za podgane je 1700 mg/kg. Za človeka je smrtonosni peroralni odmerek 14 mg/kg. V primeru zastrupitve z bromovimi hlapi je treba žrtev takoj odnesti na svež zrak (vdihavanje kisika je indicirano čim prej); Za obnovitev dihanja lahko za kratek čas uporabite tampon, namočen v amoniaku, ki ga občasno za kratek čas prinesete žrtvi v nos. Nadaljnje zdravljenje je treba izvajati pod nadzorom zdravnika. Priporočljive so inhalacije

Brom(lat. Bromum), Br, kemični element VII. skupine periodnega sistema Mendelejeva, spada med halogene; atomsko število 35, atomska masa 79.904; rdeče-rjava tekočina z močnim neprijetnim vonjem. Brom je leta 1826 odkril francoski kemik A. J. Balard med preučevanjem slanic sredozemskih solnih polj; poimenovano iz grščine. bromos - smrad. Naravni brom je sestavljen iz dveh stabilnih izotopov 79 Br (50,54 %) in 81 Br (49,46 %). Od umetno pridobljenih radioaktivnih izotopov je najbolj zanimiv brom 80 Br, na primeru katerega je I. V. Kurchatov odkril pojav izomerizma atomskih jeder.

Porazdelitev broma v naravi. Vsebnost broma v zemeljski skorji (1,6·10 -4 % po masi) je ocenjena na 10 15 -10 16 ton. Brom se nahaja predvsem v razpršenem stanju v magmatskih kamninah, pa tudi v razširjenih halogenidih. Brom je stalni spremljevalec klora. Bromidne soli (NaBr, KBr, MgBr 2) najdemo v nahajališčih kloridnih soli (v kuhinjski soli do 0,03% Br, v kalijevih soli - silvit in karnalit - do 0,3% Br), pa tudi v morski vodi (0,065). % Br), slanice slanih jezer (do 0,2 % Br) in podzemne slanice, ki so običajno povezane z nahajališči soli in nafte (do 0,1 % Br). Zaradi dobre topnosti v vodi se bromidne soli kopičijo v ostankih slanic morskih in jezerskih vodnih teles. Brom migrira v obliki lahko topnih spojin, zelo redko pa tvori trdne mineralne oblike, ki jih predstavljajo bromirit AgBr, embolit Ag (Cl, Br) in jodembolit Ag (Cl, Br, I). Nastajanje mineralov poteka v oksidacijskih conah nahajališč sulfidnega srebra, ki nastajajo v sušnih puščavskih območjih.

Fizikalne lastnosti broma. Pri -7,2 °C se tekoči brom strdi in spremeni v rdeče-rjave igličaste kristale z rahlim kovinskim leskom. Bromove pare so rumeno rjave barve, vrelišče 58,78°C. Gostota tekočega broma (pri 20°C) je 3,1 g/cm 3 . Brom je v vodi omejeno topen, vendar bolje kot drugi halogeni (3,58 g broma v 100 g H 2 O pri 20 ° C). Pod 5,84 °C se iz vode izločajo granatno rdeči kristali Br 2 8H 2 O. Brom je še posebej topen v številnih organskih topilih, ki se uporabljajo za njegovo ekstrakcijo iz vodnih raztopin. Brom v trdnem, tekočem in plinastem stanju je sestavljen iz 2-atomskih molekul. Opazna disociacija na atome se začne pri temperaturi okoli 800 °C; disociacijo opazimo tudi pod vplivom svetlobe.

Kemijske lastnosti broma. Konfiguracija zunanjih elektronov atoma broma je 4s 2 4p 5. Valenca broma v spojinah je spremenljiva, oksidacijsko stanje je -1 (v bromidih, na primer KBr), +1 (v hipobromitih, NaBrO), +3 (v bromitih, NaBrO 2), +5 (v bromatih, KBrOz). ) in +7 (v perbromatih, NaBrO 4). Kemično je brom zelo aktiven, po reaktivnosti zaseda mesto med klorom in jodom. Interakcija broma z žveplom, selenom, telurijem, fosforjem, arzenom in antimonom spremlja močno segrevanje, včasih celo pojav plamena. Brom močno reagira tudi z nekaterimi kovinami, kot sta kalij in aluminij. Vendar številne kovine težko reagirajo z brezvodnim bromom, ker na njihovi površini nastane zaščitna folija bromida, ki je v bromu netopen. Od kovin so najbolj odporni na delovanje broma, tudi pri povišanih temperaturah in v prisotnosti vlage, srebro, svinec, platina in tantal (zlato za razliko od platine močno reagira z bromom). Brom se ne veže neposredno s kisikom, dušikom in ogljikom niti pri povišanih temperaturah. Spojine broma s temi elementi se pridobivajo posredno. To so izjemno krhki oksidi Br 2 O, Br O 2 in Br 3 O 8 (slednjega dobimo npr. z delovanjem ozona na brom pri 80°C). Brom reagira neposredno s halogeni, pri čemer nastanejo BrF 3, BrF 5, BrCl, IBr in drugi.

Brom je močan oksidant. Tako oksidira sulfite in tiosulfate v vodnih raztopinah v sulfate, nitrite v nitrate, amoniak v prosti dušik (3Br 2 + 8NH 3 = N 2 + NH 4 Br). Brom izpodriva jod iz svojih spojin, sam pa ga izpodrivata klor in fluor. Prosti brom se sprošča iz vodnih raztopin bromidov tudi pod vplivom močnih oksidantov (KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7) v kislem okolju. Ko se raztopi v vodi, brom delno reagira z njo (Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO), da nastane bromovodikova kislina HBr in nestabilna bromovodikova kislina HBrO. Raztopino broma v vodi imenujemo bromova voda. Ko se brom raztopi v alkalijskih raztopinah na hladnem, nastaneta bromid in hipobromit (2NaOH + Br 2 = NaBr + NaBrO + H 2 O) in pri povišanih temperaturah (približno 100 ° C) - bromid in bromat (6NaOH + 3Br 2 = 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O). Od reakcij broma z organskimi spojinami sta najbolj značilni adicija pri dvojni vezi C=C, pa tudi substitucija vodika (običajno pod delovanjem katalizatorjev ali svetlobe).

Pridobivanje broma. Izhodne snovi za proizvodnjo broma so morska voda, jezerske in podzemne slanice ter kalijeve tekočine za proizvodnjo, ki vsebujejo brom v obliki bromidnega iona Br - (od 65 g/m 3 v morski vodi do 3-4 kg/m 3 in več). pri proizvodnji kalijevih lužnic). Brom izoliramo s pomočjo klora (2Br - + Cl 2 = Br 2 + 2Cl -) in destiliramo iz raztopine z vodno paro ali zrakom. Odstranjevanje s paro se izvaja v kolonah iz granita, keramike ali drugega materiala, odpornega na brom. Ogrevana slanica se dovaja v kolono od zgoraj, klor in vodna para pa od spodaj. Hlapi broma, ki zapuščajo kolono, se kondenzirajo v keramičnih hladilnikih. Nato se brom loči od vode in z destilacijo očisti nečistoč klora. Odstranjevanje zraka omogoča uporabo slanic z nizko vsebnostjo broma za pridobivanje broma, zaradi velike porabe pare je nerentabilno pridobivanje broma iz njega. Brom odstranimo iz nastale zmesi broma in zraka s kemičnimi absorbenti. Za to se uporabljajo raztopine železovega bromida (2FeBr 2 + Br 2 = 2FeBr 3), ki se nato pridobi z redukcijo FeBr 3 z železovimi opilki, pa tudi raztopine natrijevih hidroksidov ali karbonatov ali plinastega žveplovega dioksida, ki reagira z Brom v prisotnosti vodne pare s tvorbo bromovodikove in žveplove kisline (Br 2 + SO 2 + 2H 2 O = 2HBr + H 2 SO 4). Brom izoliramo iz nastalih intermediatov z delovanjem klora (iz FeBr 3 in HBr) ali kisline (5NaBr + NaBrO 3 + 3 H 2 SO 4 = 3Br 2 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O). Po potrebi se vmesni produkti predelajo v bromidne spojine brez sproščanja elementarnega broma.

Vdihavanje bromovih hlapov, če je njegova vsebnost v zraku 1 mg/m3 ali več, povzroča kašelj, izcedek iz nosu, krvavitve iz nosu, vrtoglavico, glavobol; pri višjih koncentracijah - zadušitev, bronhitis in včasih smrt. Najvišja dovoljena koncentracija bromovih hlapov v zraku je 2 mg/m3. Tekoči brom deluje na kožo in povzroča slabo celjenje opeklin. Delo z bromom je treba izvajati v dimnih napah. V primeru zastrupitve z bromovimi hlapi je priporočljivo vdihavati amoniak, pri čemer v ta namen uporabite njegovo močno razredčeno raztopino v vodi ali etilnem alkoholu. Vnetje grla, ki ga povzroča vdihavanje bromovih hlapov, se olajša z zaužitjem vročega mleka. Brom, ki pride na kožo, speremo z obilo vode ali odpihnemo z močnim curkom zraka. Opečena mesta namažemo z lanolinom.

Uporaba broma. Brom se uporablja precej široko. Je začetni produkt za proizvodnjo številnih bromidnih soli in organskih derivatov. Velike količine broma se uporabljajo za proizvodnjo etilbromida in dibromoetana - komponent etilne tekočine, ki se dodaja bencinu za povečanje njihove odpornosti proti detonaciji. Bromove spojine se uporabljajo v fotografiji, pri proizvodnji številnih barvil, metilbromid in nekatere druge bromove spojine se uporabljajo kot insekticidi. Nekatere organske spojine broma služijo kot učinkovita sredstva za gašenje požara. Brom in bromova voda se uporabljata v kemičnih analizah za določanje številnih snovi. V medicini se uporabljajo natrijevi, kalijevi, amonijevi bromidi, pa tudi organske spojine broma, ki se uporabljajo pri nevrozah, histeriji, povečani razdražljivosti, nespečnosti, hipertenziji, epilepsiji in horeji.

Brom v telesu. Brom je stalna sestavina živalskih in rastlinskih tkiv. Kopenske rastline vsebujejo povprečno 7·10 -4% broma v surovini, živali ~1·10 -4%. Brom se nahaja v različnih izločkih (solze, slina, znoj, mleko, žolč). V krvi zdrave osebe se vsebnost broma giblje od 0,11 do 2,00 mg%. Z uporabo radioaktivnega broma (82 Br) so ugotovili njegovo selektivno absorpcijo v ščitnici, meduli ledvic in hipofizi. Bromidi, vneseni v telo živali in ljudi, povečajo koncentracijo zaviralnih procesov v možganski skorji in pomagajo normalizirati stanje živčnega sistema, ki je utrpel preobremenitev zaviralnih procesov. Hkrati, ko se zadržuje v ščitnici, brom vstopi v konkurenčno razmerje z jodom, kar vpliva na delovanje žleze in v zvezi s tem na stanje presnove.

Vsebina članka

BROM(Bromum, Br) – element 17 (VIIa) skupine periodnega sistema, atomsko število 35, relativna atomska masa 79.904. Naravni brom je sestavljen iz dveh stabilnih izotopov: 79 Br (50,69 at.%) in 81 Br (49,31 at.%), skupaj pa je znanih 28 izotopov z masnimi števili od 67 do 94. V kemičnih spojinah ima brom oksidacijska stanja od –1 do +7, se v naravi pojavlja izključno v oksidacijskem stanju –1.

Zgodovina odkritja.

Trije znanstveniki so se skoraj istočasno približali odkritju broma, a le enemu od njih je bilo usojeno, da postane uradno priznani odkritelj.

Leta 1825 je mladi francoski kemik Antoine-Jérôme Balard, ki je delal kot preparator na Farmakološki šoli na Univerzi v majhnem južnem mestu Montpellier, začel svojo prvo samostojno znanstveno raziskavo. Že od antičnih časov je Montpellier znan po rudnikih soli. Za pridobivanje soli so na morski obali izkopali bazene in jih napolnili z morsko vodo. Ko je voda pod vplivom sončne svetlobe izhlapela, so odpadle kristale soli izkopali, preostalo matično lužnico (slanico) pa vrnili nazaj v morje.

Balarjev nadzornik, profesor Joseph Anglada, ga je zadolžil za preučevanje kemične sestave izsušene slanice in obalnih morskih alg. Pri delovanju na slanico z različnimi reagenti je Bolar opazil, da ob prehodu klora raztopina dobi intenzivno rumeno barvo. Klor in alkalni ekstrakti pepela alg so bili obarvani podobno. Sprva je Balar predlagal, da je opazovano barvo povzročila prisotnost joda v proučevanih vzorcih, ki pri reakciji s klorom tvori neznano snov. Za začetek ga je zaporedoma ekstrahiral z etrom in vodnim kalijevim hidroksidom. Po obdelavi nastale bazične raztopine s piroluzitom (MnO 2) v okolju žveplove kisline je Balar izoliral rdeče-rjavo tekočino neprijetnega vonja in jo poskušal ločiti na sestavne dele. Ko so vsi poskusi propadli, je postalo jasno, da gre za nov element. Ko je določil gostoto in vrelišče tekočine ter preučil njene najpomembnejše kemijske lastnosti, je Balard 30. novembra 1825 poslal poročilo o svojih poskusih pariški akademiji znanosti. V njem je bilo zlasti predlagano ime "murid" za nov element (iz latinske besede "muria" - slanica).

Za preverjanje sporočila je bila imenovana komisija treh kemikov: Louis Nicolas Vauquelin, Louis Jacques Thénard in Joseph Gay-Lussac. Po ponovitvi opisanih poskusov so potrdili Balarjeve zaključke, vendar je ime "murid" veljalo za neuspešno, ker da se je klorovodikova kislina tedaj imenovala acidum muriaticum - muric (iz hipotetičnega elementa muria), njene soli pa muriati, uporaba podobnih imen "murid" in "murium" pa bi lahko povzročila nesporazume. Po priporočilu odbora za nomenklaturo pri Akademiji znanosti je bilo predlagano, da se novi element poimenuje brom iz grškega brwmoV - fetid. V Rusiji se ime "brom" ni takoj uveljavilo, za element št. 35 so se dolgo uporabljala imena "vrom", "murid" in "vromid".

Kasneje se je izkazalo, da elementarnega broma ni prvi dobil Balar, ampak učenec slovitega nemškega kemika Leopolda Gmelina, Carl Jacob Löwig, Leopold Gmelin, ki ga je leta 1825 na Univerzi v Heidelbergu izoliral iz izvirske vode v Kreuznachu. Medtem ko je pripravljal več droge za raziskavo, se je pojavilo Balarjevo sporočilo.

Slavni nemški kemik Justus Lubich se je približal odkritju broma, tako kot Balard, ki ga je zamenjal za spojino klora in joda.

Lahko rečemo, da je odkritje broma ležalo na površini, francoski kemik Charles Frédéric Gerhardt pa je celo rekel, da »ni Balard odkril broma, ampak je brom odkril Balarda.«

V naravi se brom skoraj vedno nahaja skupaj s klorom kot izomorfna primesa v naravnih kloridih (do 3 % v silvitu KCl in karnalitu KCl MgCl 2 6H 2 O). Lastni bromovi minerali: bromargirit AgBr, bromosilvinit KMgBr 3 ·6H 2 O in embolit Ag(Br, Cl) so redki in nimajo industrijskega pomena. Odkrili so jih veliko pozneje kot elementarni brom (bromargirit - v Mehiki, leta 1841). Clarke (povprečna vsebnost v zemeljski skorji) broma v zemeljski skorji je 2,1·10 –4%.

Velika količina broma se nahaja v zemeljski hidrosferi (približno 3/4 tistega, ki je v zemeljski skorji): v oceanih (6,6·10–3 %), slanih jezerih, podzemnih slanicah in podzemni vodi. Najvišja koncentracija raztopljenih bromidov - približno 6 mg / l - je opažena v vodi Mrtvega morja, skupna količina broma v njej pa je ocenjena na 1 milijardo ton. Skupaj z brizgi slane vode bromove spojine vstopajo v ozračje.

Brom najdemo tudi v živih organizmih. Vsebnost broma v živi fitomasi je 1,6·10–4%. V človeškem telesu je povprečna koncentracija broma okoli 3,7 mg/kg, večina ga je koncentrirana v možganih, jetrih, krvi in ​​ledvicah. Med anorganskimi anioni, ki sestavljajo kri, je bromidni ion peti po količini za kloridom, bikarbonatom, fosfatom in sulfatom; njegova koncentracija v krvni plazmi je v območju 20–150 µmol/l. Nekatere živali, glive in rastline (predvsem stročnice) so sposobne kopičiti brom, zlasti v morskih ribah in algah.

Pridobivanje broma.

Industrijska proizvodnja broma se je začela leta 1865 v rudniku soli Strassfurt v Nemčiji; dve leti kasneje so brom začeli kopati v ZDA, v zvezni državi Virginia. Leta 1924 so na krovu ladje Ethila dokazali možnost pridobivanja broma iz morske vode, leta 1934 pa so organizirali industrijsko proizvodnjo po tej metodi. V Rusiji je bila prva tovarna broma zgrajena leta 1917 na slanem jezeru Saki.

Vse industrijske metode za pridobivanje broma iz raztopin slanice temeljijo na njegovi zamenjavi s klorom iz bromidov:

MgBr 2 + Cl 2 = MgCl 2 + Br 2

Pri proizvodnji broma s pihanjem se surovina (slanica iz slanih jezer, povezana voda iz naftnih vrtin, morska voda) nakisa z žveplovo kislino na pH 3,5 in obdela s presežkom klora. Slanica, ki vsebuje raztopljeni brom, se nato dovaja na vrh kolone, napolnjene z majhnimi keramičnimi obroči. Raztopina teče po obročih, proti njej pa piha močan tok zraka in brom preide v plinasto fazo. Zmes broma in zraka prehaja skozi raztopino natrijevega karbonata:

3Na 2 CO 3 + 3Br 2 = 5NaBr + NaBrO 3 + 3CO 2

Za ločevanje broma iz nastale mešanice bromida in natrijevega bromata jo nakisamo z žveplovo kislino:

5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Na 2 SO 4 + 3Br 2 + 3H 2 O

Druge predlagane metode za ekstrakcijo broma iz klorirane slanice - ekstrakcija z ogljikovodiki ali adsorpcija z ionskimi izmenjevalnimi smolami - se ne uporabljajo široko.

Nekatere bromidne raztopine, ki se uporabljajo v industriji (do 35 % v ZDA), se pošljejo v recikliranje, da se pridobijo dodatne količine broma.

Svetovna proizvodnja broma (od leta 2003) je bila približno 550 tisoč ton na leto, večina je bila proizvedena v ZDA (39,4%), Izraelu (37,6%) in na Kitajskem (7,7%). Dinamika proizvodnje broma v različnih državah sveta je prikazana v tabeli 1.

Tabela 1. Dinamika svetovne proizvodnje broma

Tabela 1. DINAMIKA SVETOVNE PROIZVODNJE BROMA(v tisoč tonah).
Država	1999	2000	2001	2002	2003
ZDA	239	228	212	222	216
Izrael	181	210	206	206	206
Kitajska	42	42	40	42	42
Velika Britanija	55	32	35	35	35
Jordanija	–	–	–	5	20
Japonska	20	20	20	20	20
Ukrajina	3	3	3	3	3
Azerbajdžan	2	2	2	2	2
Francija	1,95	2	2	2	2
Indija	1,5	1,5	1,5	1,5	1,5
Nemčija	0,5	0,5	0,5	0,5	0,5
Italija	0,3	0,3	0,3	0,3	0,3
Turkmenistan	0,15	0,15	0,15	0,15	0,15
Španija	0,1	0,1	0,1	0,1	0,1
Skupaj na svetu	547	542	523	540	548

Cena elementarnega broma se giblje od 700 do 1000 dolarjev na tono. Letna potreba Rusije po bromu je ocenjena na 20–25 tisoč ton, zadovoljuje pa se predvsem z uvozom iz ZDA in Izraela.

V laboratoriju lahko brom pripravimo z reakcijo bromidov s primernim oksidantom, kot je kalijev permanganat ali manganov dioksid, v kislem okolju.

MnO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaBr = Br 2 + MnSO 4 + Na 2 SO 4

Sproščeni brom se loči z ekstrakcijo z nepolarnimi topili ali parno destilacijo.

Preprosta snov.

Brom je edina nekovina, ki je pri sobni temperaturi tekoča. Elementarni brom je težka rdeče-rjava tekočina z neprijetnim vonjem (gostota pri 20 ° C - 3,1 g/cm 3, vrelišče +59,82 ° C), bromova para ima rumeno-rjavo barvo. Pri temperaturi -7,25° C se brom strdi v rdeče-rjave igličaste kristale z rahlim kovinskim leskom.

V trdnem, tekočem in plinastem stanju brom obstaja v obliki diatomskih molekul Br 2, opazna disociacija na atome se začne šele pri 800 ° C, disociacija se pojavi tudi pod vplivom svetlobe. Element brom je močan oksidant, reagira neposredno s skoraj vsemi nekovinami (razen z žlahtnimi plini, kisikom, dušikom in ogljikom) in številnimi kovinami, te reakcije pogosto spremlja vžig (na primer s fosforjem, antimonom, kositer):

2S + Br 2 = S 2 Br 2

2P + 3Br 2 = 2PBr 3 ; PBr 3 + Br 2 = 2PBr 5

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Ni + Br 2 = NiBr 2

Številne kovine počasi reagirajo z brezvodnim bromom zaradi tvorbe bromidnega filma na njihovi površini, ki je netopen v bromu. Od kovin so na brom najbolj odporni (tudi pri povišanih temperaturah in v prisotnosti vlage) srebro, svinec, platina in tantal. Zlato, za razliko od platine, zlahka reagira z njim in tvori AuBr 3 .

V vodnem okolju brom oksidira nitrite v nitrate, amoniak v dušik, jodide v prosti jod, žveplo in sulfite v žveplovo kislino:

2NH3 + 6Br2 = N2 + 6HBr

3Br 2 + S + 4H 2 O = 6HBr + H 2 SO 4

Brom je zmerno topen v vodi (3,58 g na 100 g pri 20 ° C); ko se ta raztopina ohladi na 6 ° C, iz nje izpadejo granatno rdeči kristali bromovega klatrata s sestavo 6Br 2 46H 2 O topnost broma se znatno poveča z dodajanjem bromidov zaradi tvorbe močnih kompleksnih spojin:

KBr + Br 2 = KBr 3

V vodni raztopini broma (»bromova voda«) obstaja ravnotežje med molekularnim bromom, bromidnim ionom in bromovimi oksokislinami:

Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO

V nasičeni raztopini se brom disociira za 0,85%, v 0,001-molarni raztopini - za 17%.

Ko je bromova voda shranjena na svetlobi, postopoma razpade s sproščanjem kisika zaradi fotolize hipobromne kisline:

2HOBr+ hv= 2HBr + O2

Ko brom reagira z raztopinami alkalij, nastanejo ustrezni bromidi in hipobromiti (na hladnem) ali bromati:

Br 2 + 2NaOH = NaBr + NaBrO + H 2 O (pri t

3Br 2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O

Zaradi visoke kemične aktivnosti broma se za njegov transport uporabljajo rezervoarji z notranjo oblogo iz svinca ali niklja. Majhne količine broma so shranjene v steklenih posodah.

Spojine broma.

Poznane so kemične spojine broma, v katerih lahko kaže oksidacijska stanja –1, 0, +1, +3, +5 in +7. Največjega praktičnega pomena so snovi, ki vsebujejo brom v oksidacijskem stanju –1, to so vodikov bromid, pa tudi anorganski in organski bromidi. Spojine broma v pozitivnih oksidacijskih stopnjah so predstavljene predvsem z bromovimi kisikovimi kislinami in njihovimi solmi; vsi so močni oksidanti.

vodikov bromid HBr, je toksičen (najvišja dovoljena koncentracija = 2 mg/m3) brezbarven plin z ostrim vonjem, ki se v zraku kadi zaradi interakcije z vodno paro. Ko se ohladi na –67 °C, vodikov bromid postane tekoč. HBr je dobro topen v vodi: pri 0° C se v eni prostornini vode raztopi 612 volumnov vodikovega bromida, HBr disociira na ione:

HBr + H 2 O = H 3 O + + Br –

Vodna raztopina HBr se imenuje bromovodikova kislina in spada med močne kisline (pK a = –9,5). V HBr ima brom oksidacijsko stanje –1, zato ima bromovodikova kislina redukcijske lastnosti, ki jo oksidira koncentrirana žveplova kislina in atmosferski kisik (na svetlobi):

H 2 SO 4 + 2HBr = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O

4HBr + O 2 = 2Br 2 + 2H 2 O

Pri interakciji s kovinami, pa tudi s kovinskimi oksidi in hidroksidi bromovodikova kislina tvori soli - bromidi:

HBr + KOH = KBr + H2O

V industriji vodikov bromid pridobivamo z neposredno sintezo iz elementov v prisotnosti katalizatorja (platine ali aktivnega oglja) H 2 + Br 2 = 2HBr in kot stranski produkt pri bromiranju organskih spojin:

V laboratoriju lahko dobimo HBr z delovanjem koncentrirane fosforne kisline na bromide alkalijskih kovin pri segrevanju:

NaBr + H3PO4 = NaH2PO4 + HBr

Primerna laboratorijska metoda za sintezo HBr je tudi reakcija broma z benzenom ali dekalinom v prisotnosti železa:

C 10 H 18 + Br 2 = C 10 H 17 Br + HBr

Vodikov bromid se uporablja za proizvodnjo bromidov in nekaterih organskih bromovih spojin.

Kalijev bromid KBr– brezbarvna kristalinična snov, dobro topna v vodi (65 g v 100 g vode pri 20° C), tališče = 730° C. Kalijev bromid se uporablja pri izdelavi fotografskih emulzij in kot sredstvo proti kopreni v fotografiji. . KBr dobro prepušča infrardeče žarke in zato služi kot material za leče za IR spektroskopijo.

Litijev bromid LiBr, je brezbarvna higroskopna snov (t pl = 552° C), dobro topna v vodi (63,9 % pri 20° C). Kristalni hidrat LiBr 2H 2 O je znan z reakcijo vodnih raztopin litijevega karbonata in bromovodikove kisline.

Li 2 CO 3 + 2HBr = 2LiBr + H 2 O + CO 2

Litijev bromid se uporablja pri zdravljenju duševnih bolezni in kroničnega alkoholizma. Zaradi visoke higroskopnosti se LiBr uporablja kot sušilno sredstvo v klimatskih sistemih in za dehidracijo mineralnih olj.

Hipobromna kislina HOBr spada med šibke kisline, obstaja le v razredčenih vodnih raztopinah, ki jih dobimo z reakcijo broma s suspenzijo živosrebrovega oksida:

2Br 2 + 2HgO + H 2 O = HgO HgBr 2 Ї + 2HOBr

Imenujemo soli hipobromovne kisline hipobromiti, jih je mogoče dobiti z reakcijo broma s hladno raztopino alkalije ( glej zgoraj), pri segrevanju alkalnih raztopin hipobromiti nesorazmerni:

3NaBrO = 2NaBr + NaBrO 3

Oksidacijsko stanje broma +3 ustreza bromova kislina HBrO 2, ki trenutno ni prejet. Znane so samo njegove soli - bromiti, ki ga lahko dobimo z oksidacijo hipobromitov z bromom v alkalnem mediju:

Ba(BrO) 2 + 2Br 2 + 4KOH = Ba(BrO 2) 2 + 4KBr + 2H 2 O

bromova kislina HBrO 3 je bil pridobljen v raztopinah z delovanjem razredčene žveplove kisline na raztopine njenih soli – bromati:

Ba(BrO 3) 2 + H 2 SO 4 = 2HBrO 3 + BaSO 4 Ї

Pri poskusu pridobivanja raztopin s koncentracijo nad 30 % bromova kislina eksplozivno razpade.

Bromova kislina in bromati so močni oksidanti:

2S + 2NaBrO 3 = Na 2 SO 4 + Br 2 + SO 2.

Kalijev bromat KBrO 3 – brezbarvna kristalinična snov, topna v vodi (6,9 g KBrO 3 se raztopi v 100 g vode pri 20° C, 49,7 g pri 100° C). Pri segrevanju na 434 ° C razpade brez taljenja:

2KBrO 3 = 2KBr + 3O 2

Kalijev bromat se pridobiva z elektrolizo raztopin KBr ali z reakcijo kalijevega hidroksida z bromom in klorom:

12KOH + Br 2 + 5Cl 2 = 2KBrO 3 + 10KCl +6H 2 O

KBrO 3 se uporablja v analizni kemiji kot oksidant pri bromatometrični titraciji, je del nevtralizatorjev za perm.

Najbolj stabilna izmed bromovih oksokislin je bromova kislina HBrO 4, ki obstaja v vodnih raztopinah s koncentracijo, ki ne presega 6 mol/l. Kljub dejstvu, da je HBrO 4 najmočnejši oksidant med bromovimi kisikovimi kislinami, redoks reakcije z njegovo udeležbo potekajo zelo počasi. Na primer, bromova kislina ne sprosti klora iz enomolarne raztopine klorovodikove kisline, čeprav je ta reakcija termodinamično ugodna. Posebna stabilnost iona BrO 4 je posledica dejstva, da atomi kisika, ki obkrožajo atom broma v tetraedru, učinkovito ščitijo pred napadom reducenta. Raztopine bromove kisline lahko dobimo z nakisanjem raztopin njenih soli - perbromatov, ki se nato sintetizirajo z elektrolizo raztopin bromatov, pa tudi z oksidacijo alkalnih raztopin bromatov s fluorovimi ali ksenonovimi fluoridi:

NaBrO 3 + XeF 2 + 2NaOH = NaBrO 4 + 2NaF + Xe + H 2 O

Zaradi močnih oksidacijskih lastnosti perbromatov so jih sintetizirali šele v drugi polovici 20. stoletja. Ameriški znanstvenik Evan H.Appelman leta 1968.

Kot oksidanti se lahko uporabljajo bromove kisline in njihove soli.

Biološka vloga in toksičnost bromovih spojin.

Številni vidiki biološke vloge broma še niso pojasnjeni. V človeškem telesu brom sodeluje pri uravnavanju ščitnice, saj je kompetitivni zaviralec joda. Nekateri raziskovalci verjamejo, da bromove spojine sodelujejo pri delovanju eozinofilcev - celic imunskega sistema. Eozinofilna peroksidaza oksidira bromidne ione v hipobromovo kislino, ki pomaga uničiti tuje celice, vključno z rakavimi celicami. Pomanjkanje broma v hrani vodi do nespečnosti, počasne rasti in zmanjšanja števila rdečih krvničk v krvi. Dnevni vnos broma v človeško telo s hrano je 2–6 mg. Z bromom so še posebej bogate ribe, žita in oreščki.

Element brom je strupen. Tekoči brom povzroča težko zaceljive opekline, če pride na kožo, ga je treba sprati z veliko vode ali raztopine sode. Hlapi broma v koncentraciji 1 mg/m 3 povzročajo draženje sluznice, kašelj, vrtoglavico in glavobol, v višji koncentraciji (>60 mg/m 3) pa povzročajo zadušitev in smrt. V primeru zastrupitve z bromovimi hlapi je priporočljivo vdihavanje amoniaka. Toksičnost bromovih spojin je manjša, vendar se lahko pri dolgotrajni uporabi zdravil, ki vsebujejo brom, razvije kronična zastrupitev - bromizem. Njegovi simptomi so splošna letargija, pojav kožnega izpuščaja, apatija in zaspanost. Bromidni ioni, ki vstopajo v telo dlje časa, preprečujejo kopičenje joda v ščitnici in zavirajo njeno delovanje. Za pospešitev izločanja broma iz telesa je predpisana dieta z veliko soli in veliko tekočine.

Uporaba broma in njegovih spojin.

Prva znana uporaba bromovih spojin je bila v proizvodnji vijoličnega barvila. Pridobili so ga že v drugem tisočletju pred našim štetjem iz mehkužcev vrste "murex", ki kopičijo brom iz morske vode. Postopek pridobivanja barvila je bil zelo delovno intenziven (iz 8.000 školjk lahko dobite le 1 gram škrlata) in le zelo bogati ljudje so si lahko privoščili oblačila, barvana z njim. V starem Rimu so ga lahko nosili le predstavniki najvišjih oblasti, zato so ga imenovali "kraljevski vijolični". Struktura aktivne sestavine tega barvila je bila ugotovljena šele v drugi polovici 19. stoletja, izkazalo se je, da je bromova spojina - 6,6" - dibromoindigo. Umetno sintetizirani derivati ​​indiga broma se uporabljajo za barvanje tkanin (predvsem bombaža); ) celo zdaj.

V 19. stoletju Glavni področji uporabe bromovih spojin sta bili fotografija in medicina.

Srebrov bromid AgBr se je začel uporabljati kot svetlobno občutljiv material okoli leta 1840. Sodobni fotografski materiali na osnovi AgBr omogočajo fotografiranje s hitrostjo zaklopa 10–7 sekund. Za izdelavo fotografskega filma na osnovi srebrovega bromida se ta sol sintetizira v vodni raztopini želatine, pri čemer se oborjeni kristali AgBr enakomerno porazdelijo po celotnem volumnu raztopine. Ko se želatina strdi, nastane fina suspenzija, ki se enakomerno nanese v tankem sloju (2 do 20 mikronov debeline) na površino nosilca - prozornega filma iz celuloznega acetata. Vsak kvadratni centimeter nastale plasti vsebuje nekaj sto milijonov zrnc srebrovega bromida, obdanih z želatinskim filmom. Ko svetloba zadene takšen fotografski film, pride do fotolitske razgradnje AgBr:

AgBr+ hv= Ag + Br

Obratni proces – oksidacijo srebra z bromom – v fotoemulziji prepreči želatina. Fotoliza vodi do tvorbe v mikrokristalih AgBr skupin atomov srebra z dimenzijami 10–7–10–8 cm, tako imenovanih središč latentne slike. Za pridobitev vidne slike se srebrov bromid na izpostavljenih območjih reducira v kovinsko srebro. Latentni slikovni centri katalizirajo (pospešijo) reakcijo redukcije in omogočajo, da se izvede praktično brez vpliva na neosvetljene kristale AgBr. Po raztapljanju preostalega srebrovega bromida dobimo črno-belo sliko (negativ) na fotografskem filmu, odpornem na svetlobo. Če želite ustvariti pozitivno sliko, morate postopek ponoviti tako, da osvetlite (običajno) fotografski papir skozi film, ki vsebuje negativ.

Bromove soli so se izkazale kot zelo učinkovita zdravila za zdravljenje številnih živčnih bolezni. Znani ruski fiziolog I. P. Pavlov je rekel: "Človeštvo bi moralo biti veselo, da ima tako dragoceno zdravilo za živčni sistem, kot je brom." Medicinska uporaba KBr kot sedativ (pomirjevalo) in antikonvulziv pri zdravljenju epilepsije se je začela leta 1857. Takrat sta bili vodni raztopini kalijevega in natrijevega bromida znani pod skupnim imenom brom. Mehanizem delovanja bromovih pripravkov je bil dolgo časa neznan; veljalo je, da bromidi zmanjšujejo razdražljivost in delujejo podobno kot uspavala. Šele leta 1910 je eden od študentov Pavlova, P.M. Nikiforovsky, eksperimentalno pokazal, da bromidi povečujejo inhibicijske procese v centralnem živčnem sistemu. Zdaj so natrijevi in ​​kalijevi bromidi praktično izginili iz uporabe pri zdravljenju živčnih bolezni. Zamenjali so jih z učinkovitejšimi organobromnimi zdravili.

V začetku 20. stol. Odprlo se je novo področje uporabe broma. S širjenjem avtomobilov se je pojavila potreba po velikih količinah poceni bencina, vendar obstoječa naftna industrija takrat ni mogla proizvesti zahtevanih količin visokooktanskega goriva. Za izboljšanje kakovosti goriva - zmanjšanje njegove sposobnosti detonacije v motorju - je leta 1921 ameriški inženir Thomas Midgley predlagal uvedbo dodatne komponente v bencin - tetraetil svinca (Pb(C 2 H 5) 4, TPP). Ta aditiv se je izkazal za zelo učinkovitega, vendar se je z njegovo uporabo pojavila nova težava - usedline svinca v motorjih. Da bi se izognili njihovemu nastanku, se TES raztopi v bromoogljikovodikih - 1,2-dibromoetanu (BrCH 2 CH 2 Br) in etil bromidu (C 2 H 5 Br), nastala zmes se imenuje "etilna tekočina" ( cm. OKTANSKO ŠTEVILO). Mehanizem njegovega delovanja je, da pri skupnem zgorevanju bromovih ogljikovodikov in termoelektrarn nastajajo hlapni svinčevi bromidi, ki se skupaj z izpušnimi plini odstranijo iz motorja. Sredi prejšnjega stoletja je bila večina proizvedenega broma porabljena za proizvodnjo etilne tekočine - 75% leta 1963. Zdaj uporaba etilne tekočine ne izpolnjuje sodobnih okoljskih varnostnih zahtev in njena svetovna proizvodnja upada: v Rusiji, Na primer, delež osvinčenega (vsebujočega etilnega tekočine) bencina v skupni količini avtomobilskega goriva je leta 1995 znašal več kot 50%, leta 2002 pa 0,4%. V Rusiji je uporaba termoelektrarn prepovedana od leta 2003, v nekaterih regijah pa celo prej (v Moskvi - od leta 1993).

Zdaj je glavno področje uporabe broma proizvodnja zaviralcev gorenja (od 40% svetovne porabe broma). Zaviralci gorenja so snovi, ki ščitijo materiale organskega izvora pred ognjem. Uporabljajo se za impregnacijo tkanin, izdelkov iz lesa in plastike ter izdelavo negorljivih barv. Kot zaviralci ognja se uporabljajo predvsem aromatični bromo derivati: dibromostiren, anhidrid tetrabromoftalne kisline, dekabromodifenil oksid, 2,4,6-tribromfenol in drugi. Bromoklorometan se uporablja kot polnilo v gasilnih aparatih za gašenje električnih napeljav.

Pomemben delež broma (v ZDA - 24%) v obliki kalcijevega, natrijevega in cinkovega bromida se porabi za izdelavo vrtalnih tekočin, ki se črpajo v vrtine za povečanje količine proizvedene nafte.

Do 12 % broma se porabi za sintezo pesticidov in insekticidov, ki se uporabljajo v kmetijstvu in za zaščito lesnih izdelkov (metilbromid).

Elementarni brom in njegove spojine se uporabljajo v postopkih čiščenja in obdelave vode. Brom se včasih uporablja za blago dezinfekcijo vode v bazenih s povečano občutljivostjo na klor. Za te namene se porabi 7 % proizvedenega broma.

Približno 17 % broma se porabi pri proizvodnji fotografskih materialov, farmacevtskih izdelkov in visokokakovostne gume (bromobutil kavčuk).

Organske bromove spojine uporabljamo za inhalacijsko anestezijo (halotan - 1,1,1-trifluoro-2-kloro-2-bromoetan, CF 3 CHBrCl), kot analgetike, pomirjevala, antihistaminike in antibakterijska zdravila, pri zdravljenju peptičnih razjed, epilepsije. , bolezni srca in ožilja. Izotop broma z atomsko maso 82 se v medicini uporablja pri zdravljenju tumorjev in pri preučevanju obnašanja zdravil, ki vsebujejo brom, v telesu.

Bromobutilni kavčuk se proizvaja industrijsko z nepopolnim bromiranjem butilnega kavčuka - kopolimera 97-98% izobutilena CH 2 =C(CH3) 2 in ne 2-3% izoprena CH 2 =C(CH 3)CH=CH 2. V tem procesu so bromirane le izoprenske enote makromolekule kavčuka:

–CH 2 –C(CH 3)=CH–CH 2– + Br 2 = –CH 2 –CBr(CH 3) –CHBr–CH 2 –

Vnos broma v butil kavčuk znatno poveča stopnjo njegove vulkanizacije. Bromobutil kavčuk je brez vonja, med skladiščenjem in predelavo ne oddaja škodljivih snovi, odlikuje ga visoka stopnja kovulkanizacije z nenasičenimi kavčuki in boljši oprijem na druge polimere kot butil kavčuk. Halogenirane butilne gume se uporabljajo za tesnjenje gumijastih izdelkov iz drugih polimerov (na primer pri proizvodnji avtomobilskih pnevmatik), za proizvodnjo toplotno odpornih transportnih trakov z visoko odpornostjo proti obrabi, gumijastih zamaškov in kemično odpornih oblog posod.

Jurij Krutjakov

Literatura:

Miller V. Brom. L., Država Kemijski inštitut. 1967
Figurovski N.A. Odkrivanje elementov in izvor njihovih imen. M., Nauka, 1970
Priljubljena knjižnica kemijskih elementov. M., Nauka, 1983
Anorganska kemija, letnik 2. Ed. Yu.D. Tretjakov. M., Akademija, 2004
ZDA Geološki zavod, Povzetki mineralnih surovin, januar 2004