Bromowodór

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania
Bromowodór
Niepodpisana grafika związku chemicznego; prawdopodobnie struktura chemiczna bądź trójwymiarowy model cząsteczki Niepodpisana grafika związku chemicznego; prawdopodobnie struktura chemiczna bądź trójwymiarowy model cząsteczki
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny HBr
Masa molowa 80,91 g/mol
Wygląd bezbarwny gaz o nieprzyjemnym zapachu[1]
Identyfikacja
Numer CAS 10035-10-6
PubChem 260[2]
Podobne związki
Inne aniony jodowodór, chlorowodór, fluorowodór
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)

Bromowodórnieorganiczny związek chemiczny, połączenie bromu i wodoru, bezbarwny gaz, mocno dymiący w powietrzu[7]. Jest analogiem chlorowodoru. Ma właściwości redukujące[8].

Otrzymywanie[edytuj | edytuj kod]

Skala przemysłowa[edytuj | edytuj kod]

Bromowodór (a także kwas bromowodorowy) jest wytwarzany w znacznie mniejszych ilościach niż chlorowodór (oraz kwas chlorowodorowy). W podstawowej metodzie przemysłowej wodór i brom są używane do bezpośredniej syntezy HBr w temperaturze 200–400 °C. Reakcja ta jest na ogół katalizowana na platynie lub azbeście[9][10].

Skala laboratoryjna[edytuj | edytuj kod]

HBr może być syntetyzowany na wiele sposobów w laboratoryjnej skali. Na przykład można go otrzymać przez destylację roztworu bromku sodu lub potasu z kwasem fosforowym lub rozcieńczonym kwasem siarkowym[11]:

2KBr + H
2
SO
4
→ K
2
SO
4
+ 2HBr

W reakcji powyższej stężony kwas siarkowy jest nieefektywny, gdyż powstający HBr będzie utleniany do gazowego bromu:

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

Kwas bromowodorowy może być przygotowany także na kilka sposobów, włączając reakcję bromu zarówno z fosforem i wodą, jak i z siarka i wodą[11]:

2Br
2
+ S + 2H
2
O → 4HBr + SO
2

Alternatywnie, może być także przygotowany przez bromowanie tetraliny[12]:

C
10
H
12
+ 4Br
2
→ C
10
H
8
Br
4
+ 4HBr

Można również dokonać redukcji bromu kwasem fosfonowym[9]:

Br
2
+ H
3
PO
3
+ H
2
O → H
3
PO
4
+ 2HBr

Przygotowany w ten sposób bromowodór może być zanieczyszczony bromem, Br
2
, który można usunąć przepuszczając gaz przez wiórki miedziane lub przez fenol[10].

Właściwości[edytuj | edytuj kod]

Bromowodór łatwo rozpuszcza się w wodzie tworząc kwas bromowodorowy, który służy do otrzymywania solibromków. Jest również używany w syntezie organicznej[8][7].

Zastosowanie[edytuj | edytuj kod]

Bromowodór jest wykorzystywany w wielu syntezach chemicznych. Na przykład jest używany w produkcji bromków alkilowych z alkoholi[13]:

R−OH + HBr → R−Br + H
2
O

HBr ulega reakcji addycji do alkenów dając bromoalkany – ważną grupę związków bromoorganicznych[14]:

R−CH=CH
2
+ HBr → R−CH(Br)sCH
3

HBr ulega także reakcji addycji do alkinów co daje w efekcie bromoalkeny:

RC≡CH + HBr → RC(Br)=CH
2

Addycja HBr do haloalkenów tworzy dihaloaklany. Reakcje tego typu zachodzą zgodnie z regułą Markownikowa:

RC(Br)=CH
2
+ HBr → RC(Br
2
)−CH
3

Ponadto bromowodór katalizuje wiele reakcji organicznych[15][9][16].

Uwagi[edytuj | edytuj kod]

  1. Oznakowanie zostało uzupełnione na podstawie karty charakterystyki względem oznakowania zharmonizowanego o zwrot H280 (uwzględniając postać w jakiej gaz jest sprzedawany).

Przypisy[edytuj | edytuj kod]

  1. a b c d e f g h i j k Bromowodór (ZVG: 001060) (ang. • niem.) w bazie GESTIS, Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung (IFA). [dostęp 2018-08-26].
  2. Bromowodór (CID: 260) (ang.) w bazie PubChem, United States National Library of Medicine.
  3. a b c d e CRC Handbook of Chemistry and Physics, William M. Haynes (red.), wyd. 97, Boca Raton: CRC Press, 2016, s. 4-65, 9-63, ISBN 978-1-4987-5429-3.
  4. Bromowodór (ang.) w wykazie klasyfikacji i oznakowania Europejskiej Agencji Chemikaliów. [dostęp 2018-08-26].
  5. Bromowodór (nr 295418) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Polski. [dostęp 2018-08-26].
  6. Bromowodór (nr 295418) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2018-08-26].
  7. a b Encyklopedia popularna, Tom I. Wyd. II. Warszawa: PWN, 1983, s. 365. ISBN 83-01-00000-7.
  8. a b Podręczny słownik chemiczny, Romuald Hassa (red.), Janusz Mrzigod (red.), Janusz Nowakowski (red.), Katowice: Videograf II, 2004, s. 63, ISBN 83-7183-240-0.
  9. a b c Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 809–812, ISBN 0-7506-3365-4.
  10. a b Publikacja w otwartym dostępie – możesz ją bezpłatnie przeczytać J.R. Ruhoff, R.E. Burnett, E.E. Reid, Hydrogen Bromide (Anhydrous), „Organic Syntheses”, 15, s. 35.
  11. a b Pradyot Patnaik, Handbook of Inorganic Chemicals, McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8.[potrzebny numer strony]
  12. WebElements: Hydrogen Bromide.
  13. A. Czerwiński i in.Chemia 2. Podręcznik dla Liceum (zakres rozszerzony), 2011, WSiP, s. 151–152.[niewiarygodne źródło?]
  14. A. Czerwiński i in.Chemia 2. Podręcznik dla Liceum (zakres rozszerzony), 2011, WSiP, s. 114–118.[niewiarygodne źródło?]
  15. A. Hercouet, M. LeCorre, Triphenylphosphonium bromide: A convenient and quantitative source of gaseous hydrogen bromide, „Synthesis”, 1988, s. 157–158.
  16. K.P.C. Vollhardt, N.E. Schore, Organic Chemistry. Structure and Function, wyd. 4, New York: W.H. Freeman and Company, 2003.