Бромоводень

Бро́мово́день — неорганічна сполука ряду галогеноводнів складу HBr. За нормальних умов безбарвний газ. При розчинені у воді утворює бромідну кислоту і навпаки: HBr може бути звільнений з розчинів додаванням агента для зневоднення, але не дистиляцією.

Бромоводень[1]
	модель молекули
Назва за IUPAC	Гідроген бромід[2]
Систематична назва	броман[2]
Ідентифікатори
Номер CAS	10035-10-6
PubChem	260
Номер EINECS	233-113-0
KEGG	C13645
Назва MeSH	Hydrobromic+Acid
ChEBI	47266
RTECS	MW3850000
SMILES	Br[3]
InChI	InChI=1S/BrH/h1H
Номер Бельштейна	3587158
Властивості
Молекулярна формула	HBr
Молярна маса	80,91 г/моль
Зовнішній вигляд	Безбарвний газ
Густина	3,307 г/л
Тпл	-87 °C, 186 K, -125 °F
Ткип	-66 °C, 207 K, -87 °F
Кислотність (pKa)	~–9 [4]
Показник заломлення (nD)	1,325 (10 °C)
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfHo 298	-8767 ккал/моль
Ст. ентропія So 298	47,49 кал/(моль·K)
Теплоємність, co p	6,96 кал/(моль·K)
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Сюди перенаправляється запит «Бромідна кислота». На цю тему потрібна окрема стаття.

Фізичні властивості

При кімнатній температурі HBr є негорючим газом з їдким запахом, димить на вологому повітрі через сполучення з водою у повітрі. HBr добре розчинний у воді; розчиняючись, утворює бромідну кислоту, з часткою 68,85 % HBr при кімнатній температурі.

Чистий HBr утворює кристали ромбічної сингонії, просторова група Fmmm, параметри при −173 °C a = 0,5640 нм, b = 0,6063 нм, c = 0,5555 нм, Z = 4.

Отримання

HBr може бути синтезований за допомогою кількох різних методів. Він може бути отриманий в лабораторії перегонкою розчину броміду натрію або калію з ортофосфатною кислотою або розведеною сульфатною кислотою^[5]:

${\displaystyle \mathrm {2KBr+H_{2}SO_{4}\longrightarrow 2HBr+K_{2}SO_{4}} }$

Концентрована сульфатна кислота є неефективною, оскільки HBr який утворюється буде окислюватися до чистого брому:

${\displaystyle \mathrm {2HBr+H_{2}SO_{4}\longrightarrow Br_{2}+SO_{2}+2H_{2}O} }$

Кислоти, які вступають в реакцію, можуть бути отримані іншими методам, наприклад, реакцією сірки і води^[5]:

${\displaystyle \mathrm {2Br_{2}+S+2H_{2}O\longrightarrow 4HBr+SO_{2}} }$

Крім того, бромоводень може бути отриманий шляхом бромування тетраліну (1,2,3,4-тетрагідронафталін):

${\displaystyle \mathrm {C_{10}H_{12}+4Br_{2}\longrightarrow C_{10}H_{8}Br_{4}+4HBr} }$

Такими методами отримують забруднений Br₂ бромоводень, його очистку проводять, пропускаючи газ крізь Cu або фенол^[6].

Хімічні властивості

Водний розчин бромоводню утворює сильну одноосновну кислоту:

${\displaystyle \mathrm {HBr+H_{2}O\rightleftarrows Br^{-}+H_{3}O^{+}} }$; pK=-9

Термічно HBr дуже стійкий, при температурі 1000 °C розкладаються близько 0,5 % молекул:

${\displaystyle \mathrm {2HBr\rightleftarrows H_{2}+Br_{2}} }$

Бромоводень є відновником, повільно окислюється на повітрі, через що водні розчини, з часом, забарвлюються в бурий колір:

${\displaystyle \mathrm {4HBr+O_{2}{\xrightarrow {\tau ^{o}C}}\ 2Br_{2}+2H_{2}O} }$

HBr здатен приєднуватися до ненасичених органічних сполук, наприклад, алкенів. Такі взаємодії, подібно до реакцій іншими галогеноводнями, проходять згідно правила Марковникова:

${\displaystyle \mathrm {HBr+CH_{3}CH{=}CH_{2}\longrightarrow CH_{3}CHBr{-}CH_{3}} }$

Використання

HBr використовується для виробництва алкілбромідів зі спиртів:

${\displaystyle \mathrm {ROH+HBr\longrightarrow RBr+H_{2}O} }$

Крім того, HBr використовується для синтезу епоксидів, а також лактонів. Бромоводень каталізує багато органічних реакцій^[7][8][9].

HBr був запропонований для використання в комунальних цілях, для заміни води в батареях^[10].

Примітки

1. Hydrobromic Acid - Compound Summary. PubChem Compound. USA: National Center for Biotechnology Information. 16 вересня 2004. Identification and Related Records. Архів оригіналу за 18 січня 2012. Процитовано 10 листопада 2011.
2. Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC Recommendations 2005. — Cambridge : RSC Publishing, 2005. — P. 298. — ISBN 0-85404-438-8. (англ.)
3. HYDROBROMIC ACID

   d:Track:Q278487
4. Perrin, D. D. Dissociation constants of inorganic acids and bases in aqueous solution. — London : Butterworths, 1969. (англ.)
5. Patnaik, P. Handbook of Inorganic Chemicals. — McGraw-Hill, 2003. — 1086 p. — ISBN 0-07-049439-8. (англ.)
6. Ruhoff, J. R. et al. Hydrogen Bromide (Anhydrous) // 35. — 1935. — С. 35. — DOI:10.15227/orgsyn.015.0035. (англ.)
7. Hercouet, А.; LeCorre, М. Triphenylphosphonium bromide: A convenient and quantitative source of gaseous hydrogen bromide. Synthesis. — 1988. — P. 157—158. (англ.)
8. Greenwood, N. N., Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — P. 809—812. — ISBN 0-7506-3365-4. (англ.)
9. Vollhardt, K. P. C.; Schore, N. E. Organic Chemistry: Structure and Function. — 4th. — New York, NY : W. H. Freeman and Company, 2003. (англ.)
10. Parker, R., Clapper Jr, W. L. Hydrogen-based Utility Energy Storage System (PDF). energy.gov. Department of Energy. Архів оригіналу (PDF) за 9 серпня 2017. Процитовано 29 травня 2015. (англ.)

Джерела

• Чирва В. Я., Ярмолюк С. М., Толкачова Н. В., Земляков О. Є. Органічна хімія. — Львів : БаК, 2009. — 996 с. — ISBN 966-7065-87-4.