BROMS: VĒSTURE, STRUKTŪRA, ELEKTRONU KONFIGURĀCIJA, ĪPAŠĪBAS, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Broms ir nonmetallic elements, kas pieder grupai, halogēnu, grupas 17 (VIIA) no periodiskā tabula. Tā ķīmiskais simbols ir Br. Tā parādās kā diatomiska molekula, kuras atomi ir saistīti ar kovalento saiti, tāpēc tai tiek piešķirta molekulārā formula Br ₂ .

Atšķirībā no fluora un hlora, broms sauszemes apstākļos nav gāze, bet sarkanbrūns šķidrums (attēls zemāk). Tas ir dūmojošs, un tas ir kopā ar dzīvsudrabu, kas ir vienīgie šķidrie elementi. Zem tā jods, kaut arī tas pastiprina krāsu un kļūst purpursarkans, var izkristalizēties gaistošā cietā stāvoklī.

Flakons ar tīru šķidru bromu. Avots: Ķīmisko elementu Hi-Res attēli

Bromu patstāvīgi atklāja 1825. gadā Karls Lēvigs, kurš mācījās vācu ķīmiķa Leopolda Gmelina vadībā; un 1826. gadā - franču ķīmiķis Antuāns-Džeroms Balards. Tomēr Balarda eksperimentālo rezultātu publicēšana notika pirms Löwig publikācijas.

Broms ir 62. bagātīgākais elements uz Zemes, zemā koncentrācijā tas ir sadalīts pa visu zemes garozu. Jūrā vidējā koncentrācija ir 65 ppm. Cilvēka ķermenis satur 0,0004% broma, tā darbība nav precīzi zināma.

Šo elementu komerciāli izmanto sālījumos vai vietās, kas īpašu apstākļu dēļ ir vietās ar augstu sāļu koncentrāciju; piemēram, Nāves jūra, pie kuras saplūst kaimiņu teritoriju ūdeņi, piesātināta ar sāļiem.

Tas ir kodīgs elements, kas spēj uzbrukt metāliem, piemēram, platīnam un pallādijam. Izšķīdināts ūdenī, broms var arī izraisīt korozīvu iedarbību uz cilvēka audiem, pasliktinot situāciju, jo var veidoties bromūdeņražskābe. Kas attiecas uz tā toksicitāti, tas var radīt ievērojamu kaitējumu orgāniem, piemēram, aknām, nierēm, plaušām un kuņģim.

Broms ir ļoti kaitīgs atmosfērā, ir 40-100 reizes kaitīgāks ozona slānim nekā hlors. Pusi no ozona slāņa zuduma Antarktīdā rodas reakcijās, kas saistītas ar brommetilu, savienojumu, ko izmanto kā fumigantu.

Tam ir daudz lietojumu, piemēram: antipirēns, balināšanas līdzeklis, virsmas dezinfekcijas līdzeklis, degvielas piedeva, starpprodukts sedatīvu ražošanā, organisko ķimikāliju ražošanā utt.

Vēsture

Karla Lūviga darbs

Bromu patstāvīgi un gandrīz vienlaikus atklāja Karls Jēkabs Lövigs, vācu ķīmiķis 1825. gadā, un Antuāns Balards, franču ķīmiķis 1826. gadā.

Vācu ķīmiķa Leopolda Gmelina māceklis Karls Lēvigs savāca ūdeni no avota Bad Kreuznachā un tam pievienoja hloru; Pēc ētera pievienošanas šķidro maisījumu maisa.

Pēc tam ēteri destilē un iztvaicē. Rezultātā viņš ieguva sarkanbrūnu vielu, kas bija broms.

Antuāna Balarda darbs

Savukārt Balards izmantoja pelnus no brūnām aļģēm, kas pazīstamas kā fucus, un sajauc tos ar sālījumu, kas iegūts no Monpeljē sāls dzīvokļiem. Tādējādi viņš izlaida bromu, izlaižot hloru caur ekstrahējamo ūdens materiālu, kurā atradās magnija bromīds MgBr ₂ .

Pēc tam materiālu destilēja mangāna dioksīda un sērskābes klātbūtnē, veidojot sarkanus tvaikus, kas kondensējās tumšā šķidrumā. Balards uzskatīja, ka tas ir jauns elements, un sauca to par muride, kas atvasināts no latīņu vārda muria, ar kuru tika nozīmēts sālījums.

Jau ziņots, ka Balards mainīja vārdu no slepkavības uz brôme pēc Anglada vai Gay-Lussac ieteikuma, pamatojoties uz faktu, ka brôme nozīmē nedienas, kas nosaka atklātā elementa smaržu.

Rezultātus Belards publicēja ķīmijas un fizikas jomā Annales, pirms Löwig publicēja savu.

Tikai no 1858. gada bija iespējams saražot bromu ievērojamos daudzumos; Gadā tika atklātas un izmantotas Stassfurtes sāls atradnes, iegūstot bromu kā potaša blakusproduktu.

Broma uzbūve un elektronu konfigurācija

Molekula

Br2 molekula. Avots: Benjah-bmm27.

Attēlā parādīta broma molekula Br ₂ ar kompaktu pildījuma zīmējumu. Faktiski starp diviem broma atomiem Br-Br ir viena kovalenta saite.

Tā kā tā ir viendabīga un diatomiska molekula, tai trūkst pastāvīga dipola momenta, un tā var mijiedarboties tikai ar citiem tāda paša veida līdzekļiem, izmantojot Londonas izkliedes spēkus.

Tas ir iemesls, kāpēc tā sarkanīgais šķidrums kūpo; Br ₂ molekulās , kaut arī tās ir salīdzinoši smagas, to starpmolekulārie spēki tur tās brīvi kopā.

Broms ir mazāk elektronegatīvs nekā hlors, un tāpēc tam ir mazāk pievilcīga ietekme uz valences apvalkos esošajiem elektroniem. Tā rezultātā ir nepieciešams mazāk enerģijas, lai ceļotu augstāku enerģijas līmeni, absorbējot zaļos fotonus un atspoguļojot sarkanīgu krāsu.

Kristāli

Broma kristāla struktūra. Avots: Ben Mills.

Gāzes fāzē Br ₂ molekulas ievērojami atdalās, līdz starp tām nav efektīvas mijiedarbības. Tomēr zem tā kušanas temperatūras broms var sasalt sarkanīgos ortorombiskos kristālos (attēls augšpusē).

Ņemiet vērā, kā Br ₂ molekulas ir sakārtotas tik kārtīgi, ka tās izskatās kā “broma tārpi”. Šeit un šajās temperatūrās (T <-7,2 ° C) izkliedes spēki ir pietiekami, lai molekulu vibrācijas kristālu nekavējoties nesabruktu; bet tomēr vairāki no tiem pastāvīgi sublimēsies.

Valences slānis un oksidācijas stāvokļi

Broma elektronu konfigurācija ir:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵

Tā kā 3d ¹⁰ 4s ² 4p ^{5 ir} tās valences apvalks (kaut arī 3d ¹⁰ orbitālei nav vadošās lomas tās ķīmiskajās reakcijās). Elektroni 4s un 4p orbitālēs ir visattālākie un kopā ir 7, tikai viena elektrona attālumā no valences okteta pabeigšanas.

No šīs konfigurācijas var secināt iespējamos broma oksidācijas stāvokļus: -1, ja tas iegūst elektronu, lai būtu izoelektronisks kriptonam; +1, atstājot 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁴ ; +3, +4 un +5, zaudējot visus elektronus no 4p orbitāles (3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁰ ); un +7, neatstājot elektronus 4s orbitālē (3d ¹⁰ 4s ⁰ 4p ⁰ ).

Īpašības

Ārējais izskats

Tumši sarkanbrūns kūpošs šķidrums. Dabā tā ir atrasta kā diatomiska molekula, atomus savienojot ar kovalento saiti. Broms ir šķidrums, kas ir blīvāks par ūdeni, un tajā nogrimst.

Atomsvars

79,904 g / mol.

Atomu skaitlis

35.

Smarža

Spēcīgi, nosmakuši un kairinoši dūmi.

Kušanas punkts

-7,2 ° C.

Vārīšanās punkts

58,8 ° C.

Blīvums (Br

3,1028 g / cm ³

Šķīdība ūdenī

33,6 g / L 25 ° C temperatūrā. Broma šķīdība ūdenī ir zema un tai ir tendence palielināties, pazeminoties temperatūrai; uzvedība, kas līdzīga citu gāzu izturībai.

Šķīdības

Labi šķīst spirtā, ēterī, hloroformā, tetrahlorogleklī, oglekļa disulfīdā un koncentrētā sālsskābē. Šķīst nepolāros un dažos polāros šķīdinātājos, piemēram, spirtā, sērskābē un daudzos halogenētos šķīdinātājos.

Trīskāršs punkts

265,9 K pie 5,8 kPa.

Kritiskais punkts

588 K pie 10,34 MPa.

Saplūšanas siltums (Br

10,571 kJ / mol.

Iztvaikošanas siltums (Br

29,96 kJ / mol.

Molārā siltuma jauda (Br

75,69 kJ / mol.

Tvaika spiediens

Temperatūrā 270 K, 10 kPa.

Pašaizdegšanās temperatūra

Nav uzliesmojošs.

aizdegšanās punkts

113 ° C.

Uzglabāšanas temperatūra

No 2 līdz 8 ºC.

Virsmas spraigums

40,9 mN / m 25 ° C temperatūrā.

Smaržas slieksnis

0,05 - 3,5 ppm. 0,39 mg / m ³

Refrakcijas indekss (ηD)

1,6083 20 ° C temperatūrā un 1,6478 25 ° C temperatūrā.

Elektronegativitāte

2,96 pēc Pingainga skalas.

Jonizācijas enerģija

- Pirmais līmenis: 1139,9 kJ / mol.

- Otrais līmenis: 2,103 kJ / mol.

- Trešais līmenis: 3,470 kJ / mol.

Atomu radio

Pulksten 120.

Kovalentais rādiuss

Pulksten 120.3.

Van der Waals radio

18:00.

Reaģētspēja

Tas ir mazāk reaģējošs nekā hlors, bet reaktīvāks nekā jods. Tas ir oksidētājs, kas ir mazāk stiprs nekā hlors un stiprāks par jodu. Tas ir arī vājāks reducētājs nekā jods, bet spēcīgāks par hloru.

Hlora tvaiki ir ļoti kodīgi daudziem materiāliem un cilvēka audiem. Uzbrūk daudziem metāla elementiem, ieskaitot platīnu un pallādiju; bet tas neuzbrūk svina, niķeļa, magnija, dzelzs, cinka un zem 300 ºC ne nātrija.

Broms ūdenī mainās un pārvēršas par bromīdu. Atkarībā no šķidruma pH tas var pastāvēt arī kā bromāts (BrO ₃ ^- ).

Sakarā ar tā oksidējošo darbību broms var izraisīt skābekļa brīvo radikāļu izdalīšanos. Tie ir spēcīgi oksidētāji un var izraisīt audu bojājumus. Arī broms var spontāni aizdegties, ja to apvieno ar kāliju, fosforu vai alvu.

Lietojumprogrammas

Benzīna piedeva

Etilēndibromīds tika izmantots, lai noņemtu potenciālos svina nogulsnes no automašīnu motoriem. Pēc benzīna, kurā kā piedevu izmantoja svinu, sadegšanas, broms kopā ar svinu veido svina bromīdu - gaistošu gāzi, kas tika izvadīta caur izpūtēju.

Lai gan broms no benzīna izņēma svinu, tā destruktīvā iedarbība uz ozona slāni bija ļoti spēcīga, tāpēc tas tika izmests šai izmantošanai.

Pesticīdi

Augsnes attīrīšanai kā pesticīdu izmantoja metilēnu vai brommetilbromīdu, it īpaši, lai likvidētu parazītiskās nematodes, piemēram, āķtārpu.

Tomēr lielāko daļu bromu saturošo savienojumu izmantošanas ir atteikušies, jo tie destruktīvi ietekmē ozona slāni.

Dzīvsudraba emisijas kontrole

Bromu izmanto dažos augos, lai samazinātu dzīvsudraba, ļoti toksiska metāla, emisiju.

Fotogrāfija

Sudraba bromīds papildus sudraba jodīdam un sudraba hlorīdam tiek izmantots kā gaismas jutīgs savienojums fotoemulsijās.

Terapeitiskās darbības

Kālija bromīds, kā arī litija bromīds 19. gadsimtā un 20. gadsimta sākumā tika izmantoti kā vispārēji sedatīvi līdzekļi. Bromīdi vienkāršu sāļu veidā joprojām tiek izmantoti dažās valstīs kā pretkrampju līdzekļi.

Tomēr Amerikas Savienoto Valstu FDA šodien neapstiprina broma izmantošanu jebkuras slimības ārstēšanai.

Ugunsdrošs

Broms ar liesmām tiek pārveidots par bromūdeņražskābi, kas traucē oksidācijas reakcijai, kas notiek uguns laikā, un izraisa tā izzušanu. Bromu saturošus polimērus izmanto ugunsnecaurlaidīgu sveķu ražošanā.

Pārtikas piedeva

Lai uzlabotu ēdiena gatavošanu, miltiem ir pievienotas kālija bromāta pēdas.

Reaģenti un ķīmiskais starpprodukts

Ūdeņraža bromīdu izmanto kā reducētāju un katalizatoru organiskām reakcijām. Broms tiek izmantots kā ķīmisks starpprodukts zāļu, hidraulisko šķidrumu, dzesēšanas līdzekļu, sausinātāju ražošanā, kā arī matu veidošanas līdzekļos.

Tas tiek izmantots arī urbumu urbšanas šķidrumu, ūdens dezinfekcijas līdzekļu, balināšanas līdzekļu, virsmas dezinfekcijas līdzekļu, krāsvielu, degvielas piedevu uc ražošanā.

Bioloģiskā darbība

2014. gadā veikts pētījums norāda, ka broms ir nepieciešams kolagēns IV kolagēna biosintēzei, kas padara bromu par būtisku dzīvnieku audu attīstības elementu. Tomēr nav informācijas par elementa deficīta sekām.

Kur tas atrodas

Bromu komerciāli iegūst no dziļajām sāls raktuvēm un sālsūdens bedrēm, kas atrodamas Arkanzasas štatā un Jūtas Lielajā sāls ezerā, abās ASV. Šajā pēdējā sālījumā broma koncentrācija ir 0,5%.

Broma ekstrahēšanai sālījumam pievieno hloru karstā gāzveida stāvoklī, lai oksidētu bromīda jonus šķīdumā, savācot elementāro bromu.

Nāves jūra, kas atrodas uz Jordānijas un Izraēlas robežas, ir slēgta jūra, kas atrodas zem jūras līmeņa, tāpēc tai ir ļoti augsta sāļu koncentrācija.

Bromu un potašu tur iegūst komerciāli, iztvaicējot Nāves jūru ar augstu sālsūdeni. Šajā jūrā broma koncentrācija var sasniegt 5 g / L.

Tas ir atrodams arī augstā koncentrācijā dažos karstajos avotos. Brominīts, piemēram, ir sudraba bromīda minerāls, kas atrodams Bolīvijā un Meksikā.

Riski

Broms šķidrā stāvoklī ir kodīgs cilvēka audiem. Bet vislielākās briesmas cilvēkam rada broma izgarojumi un to ieelpošana.

Elpošana vidē, kurā broma koncentrācija ir 11–23 mg / m ^3, rada smagus triecienus. Koncentrācija 30–60 mg / m ³ ir ārkārtīgi kaitīga. Tikmēr 200 mg koncentrācija var būt letāla.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Broms. PubChem datu bāze. CID = 23968. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Ross Rahels. (2017. gada 8. februāris). Fakti par bromu. Atgūts no: livesscience.com
4. Wikipedia. (2019. gads). Borax. Atgūts no: en.wikipedia.org
5. Lenntech BV (2019). Broms. Atgūts no: lenntech.com