Υδροβρώμιο

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση


Υδροβρώμιο
Hydrogen-bromide-2D-dimensions.png
Hydrogen-bromide-3D-vdW.png
Γενικά
Όνομα IUPAC Βρωμίδιο του υδρογόνου
Άλλες ονομασίες Υδροβρώμιο
Βρωμάνιο
Χημικά αναγνωριστικά
Χημικός τύπος HBr
Μοριακή μάζα 80,912 amu
Αριθμός CAS 10035-10-6
SMILES Br
InChI 1S/BrH/h1H
Αριθμός EINECS 233-113-0
Αριθμός RTECS MW3850000
Αριθμός UN 1048
PubChem CID 260
ChemSpider ID 255
Δομή
Διπολική ροπή 0,82D
Είδος δεσμού πολωμένος ομοιοπολικός
Πόλωση δεσμού 14% (H+-Br-)
Γωνία δεσμού
Μοριακή γεωμετρία γραμμική
Φυσικές ιδιότητες
Σημείο τήξης –86,80 °C
Σημείο βρασμού –66,38 °C
Πυκνότητα 3,307 kg/m3 (25 °C)
Διαλυτότητα
στο νερό
19,3 kg/m3 (20 °C)
Ιξώδες 0,84 cP
Δείκτης διάθλασης ,
nD
1,325
Χημικές ιδιότητες
pKa -9
Επικινδυνότητα
Hazard C.svg
Φράσεις κινδύνου R35, R37
Φράσεις ασφαλείας (S1/2), S7/9, S26, S45
Κίνδυνοι κατά
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
Η κατάσταση αναφοράς είναι η πρότυπη κατάσταση (25°C, 1 Atm)
εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά

Το υδροβρώμιο[1] είναι μια ανόργανη διατομική ένωση, που περιέχει υδρογόνο και βρώμιο, με χημικό τύπο HBr. To καθαρό υδροβρώμιο, στις «συνηθισμένες συνθήκες», δηλαδή σε θερμοκρασία 25°C και υπό πίεση 1 atm, είναι ένα αέριο. Το υδροβρωμικό οξύ σχηματίζεται με τη διάλυση του υδροβρωμίου σε νερό. Αντίστροφα, το υδροβρώμιο μπορεί να ελευθερωθεί από διαλύματα υδροβρωμικού οξέος, με την προσθήκη ενός αφυδατικού μέσου, αλλά όχι και με απόσταξη. Για τους παραπάνω λόγους το υδροβρώμιο και το υδροβρωμικό οξύ είναι συγγενικά, αλλά δεν ταυτίζοντα. Συνήθως οι χημικοί αναφέρονται και στο υδροβρωμικό οξύ ως HBr, αν και μάλλον η χρήση αυτή είναι μη πρακτική, γιατί ίσως προκαλεί κάποια σύγχιση σε μη ειδικούς.

Γενική περιγραφή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Στη θερμοκρασία δωματίου, δηλαδή σε θερμοκρασία 20°C και υπό πίεση 1 atm, το υδροβρώμιο είναι ένα μη εύφλεκτο αέριο με μια έντονη οσμή, που θολώνει σε ατμόσφαιρα με υγρασία, εξαιτίας του σχηματισμού σταγονιδίων υδροβρωμικού οξέος. Το υδροβρώμιο είναι πολύ διαλυτό στο νερό, σχηματίζοντας υδροβρωμικό οξύ, που είναι «κορεσμένο» σε περιεκτικότητα 68,85% κατά βάρος, σε θερμοκρασία δωματίου. Τα υδατικά διαλύματα υδροβρωμίου με περιεκτικοτητα 47,6% κατά βάρος σχηματίζουν ένα μίγμα σταθερού σημείου ζέσεως (αντίστροφο αζεοτροπικό μείγμα), που βράζει στους 124,3°C. Βράζοντας λιγότερο πυκνά διαλύματα απελευθερώνεται νερό μέχρι η περιεκτικότητα υδροβρωμίου να φθάσει στο μείγμα σταθερού σημείου ζέσεως.

Εμφανίσεις στη φύση[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το υδροβρώμιο δε βρίσκεται ελεύθερο στη φύση. Αναφέρονται μόνο εμφανίσεις των αλάτων του όπως ο βρωμιοκαρναλλίτης (KBr.MgBr2.6H2O).

Παραγωγή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Εργαστηριακή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το υδροβρώμιο παράγεται σύμφωνα με τις γενικές μεθόδους παρασκευής των υδραλογόνων:

1. Συνθετικά από τα στοιχεία του στους 150 °C παρουσία καταλύτη λευκόχρυσου:


\mathrm{
H_2 + Br_2 \xrightarrow[150^oC]{Pt} 2HBr}

2. Από τα βρωμιούχα άλατα με αντίδραση διπλής αντικατάστασης με φωσφορικό οξύ[2]:


\mathrm{
3NaBr + H_3PO_4 \xrightarrow{} Na_3PO_4 + 3HBr}

3. Με αντικατάσταση του θείου (S) στο υδρόθειο (H2S) από βρώμιο:


\mathrm{
Br_2 + H_2S \xrightarrow{} S + 2HBr}

4. Με υδρόλυση του τριβρωμιούχου ή πενταβρωμιούχου φωσφόρου:


\mathrm{
PBr_3 + 3H_2O \xrightarrow{} H_3PO_3 + 3HBr}
ή

\mathrm{
PBr_5 + 4H_2O \xrightarrow{} H_3PO_4 + 5HBr}

5. Με τετραβρωμίωση της τετραλίνης (1,2,3,4-τετραϋδροναφθαλίνιου). Η απόδοση είναι περίπου 94% :

Tetralin.svg 
\mathrm{ + 4Br_2 \xrightarrow{} 4HBr + C_{10}H_8Br_4}

Βιομηχανικές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

To υδροβρώμιο (μαζί με το υδροβρωμικό οξύ) παράγεται σε πολύ μικρότερη κλίμακα από ότι το υδροχλώριο. Στην πρωτογενή βιομηχανική παραγωγή, το υδρογόνο και το βρώμιο συνδυάζονται σε θερμοκρασίες 200 °C - 400 °C. Η αντίδραση, καταλύεται συνήθως από επιπλατινωμένο αμίαντο και πραγματοποιείται μέσα σε σωλήνες χαλαζία :


\mathrm{
H_2 + Br_2 \xrightarrow[200^o-400^oC]{Pt\;,\;SiO_2} 2HBr}

Φυσικά χαρακτηριστικά[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Είναι αέριο άχρωμο, με ερεθιστική οσμή, βαρύτερο από τον αέρα και πολύ διαλυτό στον νερό. Το υδατικό διάλυμα, υδροβρωμικό οξύ, όταν εκτίθεται στο φως οξειδώνεται και χρωματίζεται κίτρινο λόγω σχηματισμού στοιχειακού βρωμίου.

Χημικές ιδιότητες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Δομή και χημικός χαρακτήρας[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Επιφάνειες van der Waals που αναπαριστούν την πυκνότητα ηλεκτρονικού φορτίου στα τέσσερα υδραλογόνα.
Από αριστερά προς τα δεξιά : HF, HCl, HBr, HI

Το μόριο του υδροβρωμίου είναι ασταθέστερο του υδροχλωρίου. Στους 1000 °C διασπούνται τα 0,7 % των μορίων του. Ο δεσμός H — Br έχει 11 % ετεροπολικό χαρακτήρα και επομένως το μόριο HBr δεν είναι τόσο πολωμένο όσο το μόριο του υδροφθορίου. Μεταξύ των μορίων του υδροβρωμίου δεν σχηματίζονται δεσμοί υδρογόνου.
Με το νερό σχηματίζει αζεοτροπικό μίγμα περιεκτικότητας 47,5 % w/w που αποστάζει στους 125,5 °C.

Το υδροβρωμικό οξύ[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Κύριο λήμμα: Υδροβρωμικό οξύ

Το υδροβρωμικό οξύ είναι υδατικό διάλυμα υδροβρωμίου και είναι ισχυρό οξύ.

Οξεοβασικές και μεταθετικές αντιδράσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

1. Σαν οξύ αντιδρά με βάσεις και βασικά οξείδια και σχηματίζει βρωμιούχα άλατα :


\mathrm{
NaOH + HBr \xrightarrow{} NaBr + H_2O}

\mathrm{
MgO + 2HBr \xrightarrow{} MgBr_2 + H_2O}

2. Αντιδρά με άλατα που προέρχονται από ασθενέστερα οξέα και με άλατα που σχηματίζουν δυσδιάλυτα[3] βρωμιούχα άλατα :


\mathrm{
Na_2CO_3 + 2HBr \xrightarrow{} 2NaBr + H_2O + CO_2 \uparrow}

\mathrm{
AgNO_3 + HBr \xrightarrow{} AgBr \downarrow + HNO_3}

Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το υδροβρώμιο συμπεριφέρεται ως αναγωγικό γιατί το ανιόν Br έχει μικρό αριθμό οξείδωσης, -1. Επομένως αυτός μπορεί μόνο να αυξηθεί (φαινόμενο οξείδωσης). Πράγματι το HBr μετατρέπεται σε Br2 όπου το Br έχει αριθμό οξείδωσης 0.
Αντιδρά με μέταλλα, που βρίσκονται πάνω από το υδρογόνο στην ηλεκτροχημική σειρά των μετάλλων, οπότε εκλύεται Η2 και σχηματίζεται το βρωμιούχο άλας με το μικρότερο αριθμό οξείδωσης του μετάλλου :


\mathrm{
Fe + 2HBr \xrightarrow{} FeBr_2 + H_2 \uparrow}

Το φθόριο αντικαθιστά το βρώμιο :


\mathrm{
F_2 + 2HBr \xrightarrow{} Br_2 + 2HF}

Οξειδώνεται από οξειδωτικά όπως το υπερμαγγανικό κάλιο, το διχρωμικό κάλιο, το οξείδιο του μαγγανίου, το χρωμικό κάλιο :


\mathrm{
2KMnO_4 + 16HBr \xrightarrow{} 2MnBr_2 + 2KBr + 5Br_2 + 8H_2O }

\mathrm{
K_2Cr_2O_7 + 14HBr \xrightarrow{} 2CrBr_3 + 2KBr + 3Br_2 + 7H_2O }

\mathrm{
MnO_2 + 4HBr \xrightarrow{} MnBr_2 + Br_2 + 2H_2O }

\mathrm{
4KCrO_4 + 8HBr + O_2 \xrightarrow{} 2K_2Cr_2O_7 + 4KBr + 2Br_2 + 4H_2O }

Με άλατα όπως το νιτρικό νάτριο (NaNO3), το χλωρικό κάλιο (KClO3) και η χλωράσβεστος (CaOCl2) έχουμε:


\mathrm{
KClO_3 + 6HBr \xrightarrow{} KCl + 3Br_2 + 3H_2O }

\mathrm{
2NaNO_3 + 8HBr \xrightarrow{} 2NaBr + 2NO + 3Br_2 + 4H_2O }

\mathrm{
CaOCl_2 + 2HBr \xrightarrow{} CaCl_2 + Br_2 + H_2O }

Με το υπεροξείδιο του υδρογόνου (H2O2), του νατρίου (Na2O2) και το θειικό οξύ (H2SO4) έχουμε:


\mathrm{
2KMnO_4 + 16HBr \xrightarrow{} 2MnBr_2 + 2KBr + 5Br_2 + 8H_2O }

\mathrm{
H_2O_2 + 2HBr \xrightarrow{} Br_2 + 2H_2O }

\mathrm{
Na_2O_2 + 4HBr \xrightarrow{} 2NaBr + Br_2 + 2H_2O }

\mathrm{
H_2SO_4 + 2HBr  \xrightarrow{} SO_3 + Br_2 + 2H_2O }

Με το Ο2 και το όζον έχουμε:


\mathrm{
O_2 + 4HBr \xrightarrow{} 2Br_2 + 2H_2O }

\mathrm{
O_3 + 2HBr \xrightarrow{} O_2 + Br_2 + H_2O }

Επίσης και από το επιτεταρτοξείδιο του μολύβδου (Pb3O4 ή PbO2·2PbO) :


\mathrm{
PbO_2 \cdot 2PbO + 8HBr \xrightarrow{} 3PbBr_2 + Br_2 + 4H_2O}

Αντιδράσεις με οργανικές ενώσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Αντιδράσεις προσθήκης[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

1. Η προσθήκη του υδροβρωμίου[4] στο διπλό δεσμό άνθρακα-άνθρακα καθορίζεται από τον κανόνα του Μαρκόβνικοβ (Markovnikov)[5] ή αντι-Μαρκόβνικοβ, παρουσία υπεριώδους φωτός ή υπεροξειδίων. Π.χ.[6]:


\mathrm{RC=CH + HBr \xrightarrow{} RCHBrCH_3 }


2. Η αντίδραση του υδροβρωμίου με αλκίνια είναι ηλεκτρονιόφιλη προσθήκη και ακολουθεί τον ίδιο μηχανισμό όπως και στα αλκένια δηλ. μέσω ενός καρβοκατιόντος. Η στερεοχημεία αυτής της αντίδρασης είναι συνήθως αντί-. Π.χ.[7]:


\mathrm{RC \equiv CH + HBr \xrightarrow{} RCBr=CH_2 \xrightarrow{+HBr} RCBr_2CH_3}

3. Η αντίδραση του υδροβρωμίου με συζυγή αλκαδιένια αντιστοιχεί κυρίως σε 1,4-προσθήκη, αν και είναι επίσης δυνατές η 1,2-προσθήκη και η 3,4-προσθήκη, με τη χρήση κατάλληλων συνθηκών. Π.χ[8]:


\mathrm{RCH=CHCH=CH_2 + HBr \xrightarrow{} RCH_2BrCH=CHCH_3}
(1,4-προσθήκη)

\mathrm{RCH=CHCH=CH_2 + HBr \xrightarrow{} RCH=CHCHBrCH_3} 
(1,2-προσθήκη)

\mathrm{RCH=CHCH=CH_2 + HBr \xrightarrow{} \frac{1}{2} RCHBrCH_2CH=CH_2 + \frac{1}{2} RCH_2CHBrCH=CH_2} 
(3,4-προσθήκη)

4. Η αντίδραση του υδροβρωμίου με κυκλοπροπάνιο αντιστοιχεί με 1,3-κυκλοπροσθήκη. Παράγεται 1-βρωμοπροπάνιο[9]::

Cyclopropane-skeletal.png  \mathrm{+ HBr \xrightarrow{} CH_3CH_2CH_2Br}

5. Η αντίδραση του υδροβρωμίου με οξιράνιο αντιστοιχεί με 1,3-κυκλοπροσθήκη. Παράγεται 2-βρωμαιθανόλη[10].:

Ethylene oxide.svg  \mathrm{+ HBr \xrightarrow{} BrCH_2CH_2OH}

Πυρηνόφιλη υποκατάσταση σε αλκοόλες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Με χρήση υδροβρωμίου είναι δυνατή η πυρηνόφιλη υποκατάσταση υδροξυλίου από βρώμιο σε αλκοόλες (ROH). [11]:


\mathrm{ROH + HBr \xrightarrow{} RBr + H_2O}

Π.χ. για την 1-βουτανόλη:


\mathrm{C_4H_9OH + HBr \xrightarrow{} C_4H_9Br + H_2O}

Για την κυκλοεξανόλη:

Cyclohexanol acsv.svg 
\mathrm{+ HBr \xrightarrow{} H_2O +}
Cyclohexyl bromide.svg

Η αντίδραση γίνεται είτε διαβιβάζοντας ξηρό αέριο υδροβρώμιο στην αλκοόλη[12] είτε θερμαίνοντας την αλκοόλη με πυκνό υδροβρωμικό οξύ.

Τοξικότητα - Προφυλάξεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Σημαντική έκθεση στο υδροβρώμιο εμφανίζεται συνήθως στους εργαζόμενους στις βιομηχανίες όπου αυτό παράγεται ή χρησιμοποιείται. Θέρμανση, ψεκασμός, διαρροές και εξάτμιση δημιουργούν συνθήκες που αυξάνουν τους κινδύνους. Ο γενικός πληθυσμός μπορεί να εκτεθεί στο υδροβρώμιο από αναπνοή μολυσμένου αέρα, πίνοντας μολυσμένο νερό ή με την κατανάλωση τροφίμων που έχουν μολυνθεί. Τέτοιο σενάριο όμως θεωρείται απίθανο.
Το υδροβρώμιο ερεθίζει τα μάτια, το δέρμα και τους βλεννογόνους του ανώτερου αναπνευστικού συστήματος. Έκθεση μερικών λεπτών σε ατμόσφαιρα με υδροβρώμιο 5 ppm προκαλεί ερεθισμό στη μύτη σε ποσοστό 100 % των ανθρώπων και ερεθισμό στο λαιμό σε ποσοστό 17 %. Η μακροχρόνια έκθεση μπορεί να προκαλέσει χρόνια ρινικά προβλήματα και χρόνια δυσπεψία. Κατάποση υγρού υδροβρωμίου προκαλεί εγκαύματα στο στόμα και το στομάχι. Σε υψηλές συγκεντρώσεις, η εισπνοή μπορεί να προκαλέσει βλάβη στους πνεύμονες ή θάνατο.
Έκθεση σε συγκεντρώσεις μεταξύ 1300 και 2000 ppm, έχει ως αποτέλεσμα το θάνατο. Το δοχείο όπου φυλάσσεται υδροβρώμιο πρέπει να διατηρείται κάτω από τους 50 °C σε καλά αεριζόμενο μέρος.

Χρήσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το υδροβρώμιο χρησιμοποιείται ως αντιδραστήριο σε οργανικές συνθέσεις (βλέπε και χημικές ιδιότητες). Ενδεικτικά αναφέρονται :
Η παραγωγή αλκυλοβρωμιδίων από αλκοόλες : ROH + HBr → RBr + H2O
Η παραγωγή μεγάλου αριθμού οργανικών ενώσεων με προσθήκη σε αλκένια ή αλκίνια : RCH=CH2 + HBr → RCH(Br)–CH3 και RC≡CH + HBr → RC(Br)=CH2 και μετά RC(Br)=CH2 + HBr → RC(Br2)–CH3.
Επίσης χρησιμοποιείται στην αλκυλίωση αρωματικών ενώσεων, στη διάνοιξη του δακτυλίου εποξειδίων και λακτονών, στη σύνθεση βρωμοακεταλών καθώς και στην ισομεριωση συζυγών αλκαδιενίων αλλά και ως καταλύτης σε ελεγχόμενες οξειδώσεις σε μεγάλη ποικιλία οργανικών αντιδράσεων.
Χρησιμοποιείται επίσης στην παρασκευή πολλών ανόργανων ενώσεων.

Αναφορές και σημειώσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Για εναλλακτικές ονομασίες δείτε τον πίνακα πληροφοριών.
  2. Αποφεύγεται η χρήση του θειικού οξέος, γιατί το HBr που παράγεται προκαλεί την αναγωγή του: H2SO4 + HBr → SO2 + 2H2O + Br2
  3. Τα βρωμιούχα άλατα είναι ευδιάλυτα εκτός από τα : AgBr, PbBr2, CuBr, Hg2Br2.
  4. Αποφεύγεται η χρήση υδροβρωμικού οξέος για να μην γίνει ταυτόχρονα προσθήκη νερού στο αλκένιο.
  5. Το Br προστίθεται στον άνθρακα του διπλού δεσμού με τα λιγότερα υδρογόνα
  6. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 156, §6.8.1.
  7. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 158, §6.9.1.
  8. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 156, §6.8.1.
  9. SCHAUM'S OUTLINE SERIES, ΟΡΓΑΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ, Μτφ. Α. Βάρβογλη, 1999, §6.3., σελ. 79, εφαρμογή για κυκλοαλκάνια και για Ε = H και Nu = Br σε συνδυασμό με Ν. Αλεξάνδρου, Α. Βάρβογλη, Δ. Νικολαΐδη: Χημεία Ετεροχημικών Ενώσεων, Θεσσαλονίκη 1985, §1.2., σελ. 22-25
  10. Ν. Αλεξάνδρου, Α. Βάρβογλη, Δ. Νικολαΐδη: Χημεία Ετεροχημικών Ενώσεων, Θεσσαλονίκη 1985, §2.1., σελ. 16-17. Εφαρμογή γενικού τύπου για A = Br και B = H.
  11. Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ.199, §8.4.2γ.
  12. Μερικές φορές το υδροβρώμιο παράγεται παρουσία της αλκοόλης από την αντίδραση θειικού οξέος και βρωμιούχου νατρίου : H2SO4 + 2NaBr → Na2SO4 + 2HBr

Πηγές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. webelements
  2. Υδροβρώμιο από την wikipedia
  3. Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
  4. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
  5. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Χημικές Αντιδράσεις", Αθήνα 1976.
  6. Δημητριάδης Θ. Γ. "Test Οξειδοαναγωγής", Αθήνα 1989.
  7. Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποιοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
  8. Βάρβογλης Α. "Χημεία Οργανικών Ενώσεων", Θεσσαλονίκη 1986.
  9. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία οργανικής χημείας", Έκδοση 13η, Αθήνα 1985.
  10. Morrison R. T., Boyd R. N. "Οργανική Χημεία" Τόμοι 1ος,2ος,3ος, Μετάφραση:Σακαρέλλος-Πηλίδης-Γεροθανάσης, Ιωάννινα 1991.
  11. Meislich H., Nechamkin H., Sharefkin J. "Οργανική Χημεία", Μετάφραση:Βάρβογλης Α., Αθήνα 1983.
  12. Ιακώβου Π. "Οργανική Χημεία. Σύγχρονη Θεωρία και Ασκήσεις", Θεσσαλονίκη 1995
  13. Τσακιστράκης Α. "Οργανική Χημεία", Αθήνα 1993
  14. Κεφαλλωνίτης Ι. "Συμβολισμός-Ονοματολογία-Ισομέρεια στην Ανόργανη και Οργανική Χημεία", Αθήνα 1989.
  15. Μπαζάκης Ι. Α. "Γενική Χημεία", Αθήνα.

Δείτε επίσης[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Εξωτερικοί σύνδεσμοι[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]


Στο λήμμα αυτό έχει ενσωματωθεί κείμενο από το λήμμα Hydrogen bromide της Αγγλικής Βικιπαίδειας, η οποία διανέμεται υπό την GNU FDL και την CC-BY-SA 3.0. (ιστορικό/συντάκτες).