Μονοχλωριούχο βρώμιο

Μονοχλωριούχο βρώμιο
Γενικά
Όνομα IUPAC	Μονοχλωριούχο βρώμιο
Άλλες ονομασίες	Χλωριούχο βρώμιο; Βρωμοχλώριο; Χλωροβρωμάνιο
Χημικά αναγνωριστικά
Χημικός τύπος	BrF
Μοριακή μάζα	115,357 ± 0,003 amu
Αριθμός CAS	13863-41-7
SMILES	BrCl
InChI	1S/BrCl/c1-2
Αριθμός EINECS	237-601-4
Αριθμός RTECS	EF9200000
Αριθμός UN	2901
PubChem CID	61697
ChemSpider ID	55600
Δομή
Διπολική ροπή	0,519(4) D
Είδος δεσμού	πολωμένος ομοιοπολικός
Πόλωση δεσμού	1% (Br+-Cl-)
Γωνία δεσμού	0°
Μοριακή γεωμετρία	γραμμική
Φυσικές ιδιότητες
Σημείο τήξης	−54°C
Σημείο βρασμού	-5°C
Πυκνότητα	3.129 kg/m³ (υγρό στους−140 °C)
Διαλυτότητα; στο νερό	Υδρολύεται
Χημικές ιδιότητες
Αυτοδιάσπαση	10°C
Επικινδυνότητα
Κίνδυνοι κατά; NFPA 704	0 3 2
	Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος (25°C, 100 kPa).

To (μονο)χλωριούχο βρώμιο (αγγλικά bromine monochloride) είναι ασταθής ανόργανη ομοιοπολική διατομική χημική ένωση, με μοριακό τύπο Br Cl. Ανήκει στις «διαλογονιακές ενώσεις», δηλαδή στις χημικές ενώσεις μεταξύ αλογόνων. Το χημικά καθαρό μονοχλωριούχο βρώμιο, στις κανονικές συνθήκες, δηλαδή σε θερμοκρασία 0°C και υπό πίεση 1 atm, είναι πολύ δραστικό χρυσοκίτρινο αέριο με κανονική θερμοκρασία βρασμού -5°C και κανονική θερμοκρασία τήξης −66 °C.^[1] Αποτελεί ισχυρό οξειδωτικό μέσο.

Δομή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η μοριακή δομή του μονοχλωριούχου βρωμίου, όπως σε όλες τις διατομικές ουσίες, είναι αναγκαστικά γραμμική. Σημειώνεται ότι στην ένωση αυτή το βρώμιο βρίσκεται στην ασυνήθιστη γι' αυτό +1 βαθμίδα οξείδωσης, αφού το χλώριο είναι ηλεκτραρνητικότερό του.

Δεσμός	τύπος δεσμού	ηλεκτρονική δομή	Μήκος δεσμού	Ιονισμός	Ισχύς δεσμού
Δεσμοί
Br-Cl	σ	4p-3p	213,8 pm	1% Br⁺ Cl^-	219 kJ/mol
Στατιστικό ηλεκτρικό φορτίο
Cl	-0,01
Br	+0,01

Ιστορία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Οι πρώτες έρευνες πάνω στις καμπύλες σημείων τήξης και βρασμού των μειγμάτων χλωρίου και βρωμίου δημοσιεύθηκαν στις αρχές του 20^ού αιώνα, στις οποίες κανένας σχηματισμός χημικής ένωσης δεν έγινε αντιληπτός.^[2]^[3] Αργότερα, κάποιοι ερευνητές περιέγραψαν παρατηρήσεις που έδειχναν την πιθανή ύπαρξη μιας ένωσης βρωμίου - χλωρίου, της οποίας η σύσταση δεν μπορούσε να ξεκαθαριστεί αλλά ούτε η παραγωγή της να πραγματοποιηθεί.^[4]^[5]^[6]^[7] Η πρώτη απόδειξη της ύπαρξης μονοχλωριούχου βρωμίου έγινε το 1930 από τον Χέρμανν Λουξ (Hermann Lux) με τη σύγκριση των καμπυλών τάσης ατμών μειγμάτων βρωμίου - χλωρίου και τελικά την απομόνωση χημικά καθαρής ένωσης μονοχλωριούχου βρωμίου.^[8]

Παραγωγή[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η πρώτη παραγωγή μονοχλωριούχου βρωμίου πραγματοποιήθηκε (όπως προαναφέρθηκε) από το Χέρμανν Λουξ με αργή απόσταξη μείγματος βρωμίου - χλωρίου στους -70 °C:^[8]

$\mathrm {Cl_{2}+Br_{2}\xrightarrow {-70^{o}C} 2BrCl}$

Η ένωση μπορεί να μετατραπεί παρουσία μεθανίου και υπεριώδους ακτινοβολίας σε αλυδρογονάνθρακα, γενικού τύπου CBr_nCl_4-n^[9]

Ιδιότητες[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Στη στερεή φάση, το μονοχλωριούχο βρώμιο σχηματίζει ορθορομβικό κρυσταλλικό πλέγμα αλυσίδων ζικ-ζακ^[10], στην ομάδα διαστήματος Cmc2₁^[10], και είναι ωχροκίτρινη ουσία που τήκεται απότομα στους−54 °C. ^[8] Σε σύγκριση, ένα 1:1 μείγμα βρωμίου και χλωρίου τήκεται σταδιακά σε ένα εύρος θερμοκρασιών μεταξύ −66 °C και−52 ° C.^[8] Κάποια άλλα σημεία τήξης του μονοχλωριούχου βρωμίου από άλλους συγγραφείς, όπως −66 °C^[9] ή −75 ° C^[4], μπορεί να οφείλονται σε μετρήσεις μειγμάτων των δυο στοιχείων (βρωμίου και χλωρίου). Το υγροποιημένο μονοχλωριούχο βρώμιο είναι ωχροκίτρινο υγρό, που υπό κανονική πίεση βράζει στους −5 ° C, με τη διάσπαση της ένωσης να παρατηρείται από τους 10 °C:^[11]

$\mathrm {2BrCl\xrightarrow {10^{o}C} Br_{2}+Cl_{2}}$

Το μονοχλωριούχο βρώμιο υδρολύεται, σχηματίζοντας υποβρωμιώδες οξύ (HOBr) και υδροχλωρικό οξύ (HCl):^[12]

$\mathrm {H_{2}O+BrCl\xrightarrow {} HOBr+HCl}$

$\mathrm {3HOBr\leftrightharpoons 2HBr+HBrO_{3}}$

Αντιδρά με βάσεις, όπως το υδροξείδιο του νατρίου:

$\mathrm {6NaOH+3BrCl\xrightarrow {} 3NaCl+2NaBr+NaBrO_{3}+3H_{2}O}$

Με την παρουσία περίσσειας ανιόντων χλωρίου, σχηματίζονται βρωμοδιχλωριούχα ανιόντα (BrCl₂^–)^[12]

$\mathrm {BrCl+Cl^{-}\leftrightharpoons BrCl_{2}^{-}}$

Για παράδειγμα:

$\mathrm {CsCl+BrCl\leftrightharpoons CsBrCl_{2}}$

Το μονοχλωριούχο βρώμιο μπορεί επίσης να σχηματίσει βρωμοχλωριούχες ενώσεις με αντιδράσεις προσθήκης σε πολλαπλούς δεσμούς ή και μέσω οξείδωσης. Για παράδειγμα, μπορεί να δώσει αντίδραση προσθήκης στον τριπλό δεσμό του μονοξειδίου του άνθρακα, σχηματίζοντας βρωμοχλωροκαρβονύλιο (BrCOCl):^[13]

$\mathrm {CO+BrCl\xrightarrow {} BrCOCl}$

Εφαρμογές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Το μονοχλωριούχο βρώμιο χρησιμοποιήθηκε από την Αναλυτική Χημεία για τον προσδιορισμό χαμηλών επιπέδων συγκέντρωσης (ατμών στοιχειακού) υδραργύρου, ώστε αυτά να οξειδωθούν ποσοτικά στην +2 βαθμίδα οξείδωσης.

Επίσης χρησιμοποιήθηκε ως βιοκτόνο, εξειδικευμένο φυκοκτόνο και μυκητοκτόνο και αντισηπτικό, σε βιομηχανικά ανακυκλούμενα συστήματα ψυκτικά συστήματα νερού. Επιπρόσθετα, χρησιμοποιήθηκε σε κάποιους τύπους μπαταριών Li-SO₂, για την αύξηση της (παραγόμενης) διαφοράς δυναμικού και της ενεργειακής πυκνότητας.^[14]

Αναφορές και σημειώσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

↑ Gangolli, S.· Royal Society of Chemistry (1999). The Dictionary of Substances and Their Effects. σελ. 676. ISBN 0-85404-808-1.
↑ P Lebeau: In: Compt. rend. Acad. Sciences. 143, 1906, S. 589.
↑ B. J. Karsten: Über das gegenseitige Verhalten der Halogene speziell der Systeme Chlor-Brom und Chlor-Jod. In: Z. anorg. Chem. 53, 1907, S. 365–392, doi:10.1002/zaac.19070530126.
↑ ^4,0 ^4,1 V. Thomas, P Dupuis: In: Comptes Rendus Hebdomadaires des Seances de l'Academie des Sciences. 143, 1906, S. 282.Volltext
↑ M. Delepine, L Ville: In: Compt. rend. Acad. Science. 170, 1920, S. 1390.
↑ G. S. Forbes, R. M. Fuoss: The Reaction Between Bromine and Chloride Ion in Hydrochloric Acid. Bromine Chloride. In: J. Am. Chem. Soc. 49, 1927, S. 142–156, doi:10.1021/ja01400a019.
↑ S Barratt: In: Proc. Roy. Soc. London. 122, 1929, S. 582.
↑ ^8,0 ^8,1 ^8,2 ^8,3 H. Lux: Zur Kenntnis des Bromchlorids. In: Chem. Ber. 63, 1930, S. 1156–1158, doi:10.1002/cber.19300630525.
↑ ^9,0 ^9,1 A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9,
↑ ^10,0 ^10,1 T. Drews, K. Seppelt: Bromine Monofluoride. In: Z. Anorg. Allg. Chem. 638, 2012, S. 2106–2110, doi:10.1002/zaac.201200293.
↑ Eintrag zu Bromchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021.
↑ ^12,0 ^12,1 L. Kolditz: Anorganische Chemie. Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 1983, S. 528.
↑ Σημείωση: Πρόκειται για παράδειγμα προσθήκης σε πολλαπλό δεσμό με ταυτόχρονη οξείδωση, αφού ο αριθμός οξείδωσης του ατόμου του άνθρακα στο μονοξείδιο του άνθρακα είναι +2, ενώ στο βρωμοχλωροκαρβονύλιο είναι +4.
↑ «Battery Chemistry - Lithium / Thionyl Chloride». GlobalSpec. Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 23 Δεκεμβρίου 2007. Ανακτήθηκε στις 9 Ιουλίου 2008.

[1] Gangolli, S.· Royal Society of Chemistry (1999). The Dictionary of Substances and Their Effects. σελ. 676. ISBN 0-85404-808-1.

[2] P Lebeau: In: Compt. rend. Acad. Sciences. 143, 1906, S. 589.

[3] B. J. Karsten: Über das gegenseitige Verhalten der Halogene speziell der Systeme Chlor-Brom und Chlor-Jod. In: Z. anorg. Chem. 53, 1907, S. 365–392, doi:10.1002/zaac.19070530126.

[Thomas-4] 4,0 ^4,1 V. Thomas, P Dupuis: In: Comptes Rendus Hebdomadaires des Seances de l'Academie des Sciences. 143, 1906, S. 282.Volltext

[5] M. Delepine, L Ville: In: Compt. rend. Acad. Science. 170, 1920, S. 1390.

[6] G. S. Forbes, R. M. Fuoss: The Reaction Between Bromine and Chloride Ion in Hydrochloric Acid. Bromine Chloride. In: J. Am. Chem. Soc. 49, 1927, S. 142–156, doi:10.1021/ja01400a019.

[7] S Barratt: In: Proc. Roy. Soc. London. 122, 1929, S. 582.

[Lux-8] 8,0 ^8,1 ^8,2 ^8,3 H. Lux: Zur Kenntnis des Bromchlorids. In: Chem. Ber. 63, 1930, S. 1156–1158, doi:10.1002/cber.19300630525.

[HoWi-9] 9,0 ^9,1 A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 101. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1995, ISBN 3-11-012641-9,

[Drews-10] 10,0 ^10,1 T. Drews, K. Seppelt: Bromine Monofluoride. In: Z. Anorg. Allg. Chem. 638, 2012, S. 2106–2110, doi:10.1002/zaac.201200293.

[GESTIS-11] Eintrag zu Bromchlorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021.

[Kolditz-12] 12,0 ^12,1 L. Kolditz: Anorganische Chemie. Deutscher Verlag der Wissenschaften, Berlin 1983, S. 528.

[13] Σημείωση: Πρόκειται για παράδειγμα προσθήκης σε πολλαπλό δεσμό με ταυτόχρονη οξείδωση, αφού ο αριθμός οξείδωσης του ατόμου του άνθρακα στο μονοξείδιο του άνθρακα είναι +2, ενώ στο βρωμοχλωροκαρβονύλιο είναι +4.

[14] «Battery Chemistry - Lithium / Thionyl Chloride». GlobalSpec. Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 23 Δεκεμβρίου 2007. Ανακτήθηκε στις 9 Ιουλίου 2008.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]