SĀLŪDEŅRAŽSKĀBE (HBR): STRUKTŪRA, ĪPAŠĪBAS, VEIDOŠANĀS - ĶĪMIJA - 2025

Bromūdeņražskābes ir neorganisks savienojums ir ūdens šķīdums gāzes sauc bromūdeņraža. Tās ķīmiskā formula ir HBr, un to var uzskatīt dažādos līdzvērtīgos veidos: kā molekulāro hidrīdu vai ūdeņraža halogenīdu ūdenī; tas ir, hidracīds.

Ķīmiskajos vienādojumos tas jāraksta kā HBr (ac), tādējādi norādot, ka tā ir bromūdeņražskābe, nevis gāze. Šī skābe ir viena no spēcīgākajām zināmajām, pat vairāk nekā sālsskābe, HCl. Tas izskaidrojams ar tā kovalento saikni.

Avots: KES47, izmantojot Wikipedia

Kāpēc HBr ir tik spēcīga skābe, un vēl jo vairāk izšķīdināta ūdenī? Tā kā H-Br kovalentā saite ir ļoti vāja, sakarā ar slikto H un 4p orbitāļu pārklāšanos Br.

Tas nav pārsteidzoši, ja uzmanīgi aplūkojat augšējo attēlu, kurā broma atoms (brūns) ir daudz lielāks nekā ūdeņraža atoms (balts).

Līdz ar to visi traucējumi izraisa H-Br saites pārrāvumu, atbrīvojot H ⁺ jonu . Tātad, bromūdeņražskābe ir Brönsted skābe, jo tā pārnes protonus vai ūdeņraža jonus. Tās spēks ir tāds, ka tas tiek izmantots sintēzei dažādu organobrominated savienojumu (piemēram, 1-brom etāns, CH ₃ CH ₂ Br).

Sālūdeņražskābe pēc hidrogēnhlorīda ir HI, viens no spēcīgākajiem un visnoderīgākajiem hidraktīviem noteiktu cieto paraugu sagremošanai.

Sālsskābes struktūra

Attēlā parādīta H-Br struktūra, kuras īpašības un īpašības, pat gāzei, ir cieši saistītas ar tā ūdens šķīdumiem. Tāpēc nāk brīdis, kad rodas neskaidrības par to, uz kuru no diviem savienojumiem attiecas: HBr vai HBr (ac).

HBr (ac) struktūra atšķiras no HBr struktūras, jo tagad ūdens molekulas atrisina šo diatomālo molekulu. Kad tas ir pietiekami tuvu, H ⁺ tiek pārnests uz H ₂ O molekulu, kā norādīts šādā ķīmiskajā vienādojumā:

HBr + H ₂ O => Br ^- + H ₃ O ⁺

Tādējādi bromūdeņražskābes struktūru veido Br ^- un H ₃ O ⁺ joni, kas mijiedarbojas elektrostatiski. Tagad tas nedaudz atšķiras no H-Br kovalentās saites.

Tās liels skābums ir saistīts ar to, ka lielgabarīta Br ^- anjons var tikko mijiedarbojas ar H ₃ O ⁺ , bez iespējas, lai novērstu tās nododot H ⁺ uz otru apkārtējām ķīmisko sastāvu.

Skābums

Piemēram, Cl ^- un F ^- lai arī tie neveido kovalento saiti ar H ₃ O ⁺ , tie var mijiedarboties caur citiem starpmolekulāriem spēkiem, piemēram, ūdeņraža saitēm (kuras tikai F ^- spēj pieņemt). Ūdeņraža saites F ^- -H-OH ₂ ⁺ "kavē" H ⁺ ziedošanu .

Tieši šī iemesla dēļ fluorūdeņražskābe, HF, ir vājāka skābe ūdenī nekā hidrogēnbrūnskābe; jo jonu mijiedarbība Br ^- H ₃ O ⁺ neietekmē H ⁺ pārnešanu .

Tomēr, lai arī ūdens atrodas HBr (aq), tā uzvedība galu galā ir līdzīga tai, kāda tiek uzskatīta par H-Br molekulu; tas ir, H ⁺ tiek pārnests no HBr vai Br ^- H ₃ O ⁺ .

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Molekulārā formula

HBr.

Molekulārais svars

80,972 g / mol. Ņemiet vērā, ka, kā minēts iepriekšējā sadaļā, tiek ņemts vērā tikai HBr, nevis ūdens molekula. Ja molekulmasu ņemtu no formulas Br ^- H ₃ O ^{+, tās} vērtība būtu aptuveni 99 g / mol.

Ārējais izskats

Bezkrāsains vai gaiši dzeltens šķidrums, kas būs atkarīgs no izšķīdušā HBr koncentrācijas. Jo dzeltenāks tas būs, jo koncentrētāks un bīstamāks tas būs.

Smarža

Akūts, kairinošs.

Smaržas slieksnis

6,67 mg / m ³ .

Blīvums

1,49 g / cm ³ (48 masas% ūdens šķīdums). Šī vērtība, kā arī kušanas un viršanas temperatūras vērtības ir atkarīgas no ūdenī izšķīdušā HBr daudzuma.

Kušanas punkts

-11 ° C (12 ° F, 393 ° K) (49 svara% ūdens šķīdums).

Vārīšanās punkts

122 ° C (252 ° F. 393 ° K) pie 700 mmHg (47-49 masas% ūdens šķīdums).

Šķīdība ūdenī

-221 g / 100 ml (pie 0 ° C).

-204 g / 100 ml (15 ° C).

-130 g / 100 ml (100 ° C).

Šīs vērtības attiecas uz gāzveida HBr, nevis uz bromūdeņražskābi. Kā redzams, temperatūrai paaugstinoties, HBr šķīdība samazinās; dabiska izturēšanās gāzēs. Tātad, ja nepieciešami koncentrēti HBr (aq) šķīdumi, labāk ir strādāt ar tiem zemā temperatūrā.

Ja darbs notiek augstā temperatūrā, HBr izplūst gāzveida diatomītu molekulu veidā, tāpēc reaktors ir jāaizzīmogo, lai novērstu tā noplūdi.

Tvaika blīvums

2,71 (attiecībā pret gaisu = 1).

Skābums pKa

-9,0. Šī negatīvā konstante norāda uz lielo skābuma pakāpi.

Kaloriju ietilpība

29,1 kJ / mol.

Standarta molārā entalpija

198,7 kJ / mol (298 K).

Standarta molārā entropija

-36,3 kJ / mol.

aizdegšanās punkts

Nav uzliesmojošs.

Nomenklatūra

Tās nosaukumā “bromūdeņražskābe” ir apvienoti divi fakti: ūdens klātbūtne, un broma savienojuma valence ir -1. Angļu valodā tas ir nedaudz acīmredzamāks: hidrobromīnskābe, kur priedēklis “hidro” (vai hidro) attiecas uz ūdeni; lai gan patiesībā tas var attiekties arī uz ūdeņradi.

Broma valence ir -1, jo tas ir saistīts ar ūdeņraža atomu, kas ir mazāk elektronegatīvs nekā tas; bet, ja tas būtu saistīts vai mijiedarbotos ar skābekļa atomiem, tam var būt daudz valenču, piemēram: +2, +3, +5 un +7. Ar H tas var pieņemt tikai vienu valenci, un tieši tāpēc sufikss -ico tiek pievienots tā nosaukumam.

Tā kā HBr (g), ūdeņraža bromīds, ir bezūdens; tas ir, tajā nav ūdens. Tāpēc tas tiek nosaukts saskaņā ar citiem nomenklatūras standartiem, kas atbilst ūdeņraža halogenīdiem.

Kā tas veidojas?

Sālsskābes iegūšanai ir vairākas sintētiskas metodes. Daži no tiem ir:

Ūdeņraža un broma sajaukums

Neaprakstot tehniskās detaļas, šo skābi var iegūt, tieši sajaucot ūdeņradi un bromu reaktorā, kas piepildīts ar ūdeni.

H ₂ + Br ₂ => HBr

Tādā veidā, veidojoties HBr, tas izšķīst ūdenī; tas var to ievilkt destilācijā, tāpēc var iegūt šķīdumus ar dažādu koncentrāciju. Ūdeņradis ir gāze, un broms ir tumši sarkanīgs šķidrums.

Fosfora tribromīds

Sarežģītākā procesā smiltis, hidratēts sarkanais fosfors un broms tiek sajaukti. Ūdens slazdus ievieto ledus vannās, lai novērstu HBr izkļūšanu un tā vietā veidotu bromūdeņražskābi. Reakcijas ir šādas:

2P + 3Br ₂ => 2PBr ₃

PBr ₃ + 3H ₂ O => 3HBr + H ₃ PO ₃

Sēra dioksīds un broms

Vēl viens veids, kā to sagatavot, ir broma reaģēšana ar sēra dioksīdu ūdenī:

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

Šī ir redox reakcija. Br ₂ tiek samazināts, iegūst elektronus, saistoties ar ūdeņražiem; Kamēr SO ₂ oksidējas, tas zaudē elektronus, veidojot kovalentākas saites ar citiem skābekļiem, piemēram, sērskābē.

Lietojumprogrammas

Bromīda sagatavošana

Bromīda sāļus var pagatavot, reaģējot HBr (aq) ar metāla hidroksīdu. Piemēram, tiek apsvērta kalcija bromīda ražošana:

Ca (OH) ₂ + 2HBr => CaBr ₂ + H ₂ O

Vēl viens piemērs ir nātrija bromīds:

NaOH + HBr => NaBr + H ₂ O

Tādējādi var sagatavot daudzus neorganiskos bromīdus.

Alkilhalogenīdu sintēze

Un kā ar organiskajiem bromīdiem? Tie ir bromorganiski savienojumi: RBr vai ArBr.

Alkoholu dehidratācija

Izejviela to iegūšanai var būt spirti. Kad tos protonē HBr skābums, tie veido ūdeni, kas ir laba aizejošā grupa, un tā vietā tiek iestrādāts lielgabarīta Br atoms, kurš kovalenti saistās ar oglekli:

ROH + HBr => RBR + H ₂ O

Šis dehidratācija tiek veikta temperatūrā virs 100 ° C, lai atvieglotu pārrāvumu R-OH ₂ ⁺ bond .

Papildinājums alkēniem un alkīniem

HBr molekulu no tās ūdens šķīduma var pievienot alēna vai alkēna divkāršajai vai trīskāršajai saitei:

R ₂ C = CR ₂ + HBr => RHC-CRBr

RC≡CR + HBr => RHC = CRBr

Var iegūt dažādus produktus, taču vienkāršos apstākļos produkts galvenokārt veidojas tajā vietā, kur broms ir saistīts ar sekundāru, terciāru vai četrvērtīgu oglekli (Markovņikova noteikums).

Šie halogenīdi ir iesaistīti citu organisko savienojumu sintēzē, un to izmantošanas spektrs ir ļoti plašs. Tāpat dažus no tiem pat var izmantot jaunu zāļu sintēzē vai projektēšanā.

Ēteru šķelšana

No ēteriem vienlaikus var iegūt divus alkilhalogenīdus, katrs satur vienu no sākotnējā ētera RO-R 'abām sānu ķēdēm R vai R'. Notiek kaut kas līdzīgs spirtu dehidratācijai, taču to reakcijas mehānisms ir atšķirīgs.

Reakciju var izklāstīt, izmantojot šādu ķīmisko vienādojumu:

ROR '+ 2HBr => RBr + R'Br

Un izdalās arī ūdens.

Katalizators

Tā skābums ir tāds, ka to var izmantot kā efektīvu skābes katalizatoru. Tā vietā, lai pievienojot Br ^- anjons ar molekulāro struktūru, tas padara ceļu cits molekula, lai to izdarītu.

Atsauces

1. Grehems Solomons TW, Kreigs B. Frīls. (2011). Organiskā ķīmija. Amīni. (10 ^th izdevums.). Wiley Plus.
2. Carey F. (2008). Organiskā ķīmija. (Sestais izdevums). Mc Graw Hill.
3. Stīvens A. Hardingers. (2017). Ilustrētā organiskās ķīmijas vārdnīca: bromūdeņražskābe. Atgūts no: chem.ucla.edu
4. Wikipedia. (2018). Hidrobroma skābe. Atgūts no: en.wikipedia.org
5. PubChem. (2018). Hidrobroma skābe. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Nacionālais darba drošības un higiēnas institūts. (2011). Ūdeņraža bromīds . Atgūts no: insht.es
7. PrepChem. (2016). Sālsskābes sagatavošana. Atgūts no: prepchem.com