BROMI: HISTORIA, RAKENNE, ELEKTRONIEN KONFIGURAATIO, OMINAISUUDET, KÄYTTÖ - KEMIA - 2026

Bromi on ei-metallinen elementti, joka kuuluu ryhmään halogeenit, ryhmän 17 (VIIA) jaksollisen. Sen kemiallinen merkki on Br. Se näkyy kaksiatomisen molekyyli, jonka atomit ovat liittyneet kovalenttisella sidoksella, minkä vuoksi se on osoitettu molekyylikaava Br ₂.

Toisin kuin fluori ja kloori, bromi ei maanpäällisissä olosuhteissa ole kaasu, vaan punertavanruskea neste (kuva alla). Se on savua, ja se on yhdessä elohopean kanssa ainoat nestemäiset alkuaineet. Sen alapuolella jodi voi kiteytyä haihtuvaksi kiinteäksi aineeksi, vaikka se tehostaa väriään ja muuttuu violetiksi.

Injektiopullo puhtaalla nestemäisellä bromilla. Lähde: Hi-Res-kuvat kemiallisista elementeistä

Bromi löysi itsenäisesti vuonna 1825 Carl Löwig, joka opiskeli saksalaisen kemian Leopold Gmelinin johdolla; ja vuonna 1826 ranskalainen kemisti Antoine-Jérome Balard. Balardin kokeellisten tulosten julkaiseminen edelsi kuitenkin Löwigin julkaisua.

Bromi on maapallon 62. yleisin elementti, joka on jakautunut pieninä pitoisuuksina koko maankuoreen. Meressä keskimääräinen pitoisuus on 65 ppm. Ihmiskeho sisältää 0,0004% bromia, sen toimintaa ei tunneta lopullisesti.

Tätä elementtiä hyödynnetään kaupallisesti suolavedessä tai paikoissa, jotka erityisolosuhteiden vuoksi ovat paikkoja, joissa on korkea suolapitoisuus; esimerkiksi Kuollutmeri, johon naapurialueiden vedet suppenevat, suolaisilla.

Se on syövyttävä elementti, joka pystyy hyökkäämään metalleihin, kuten platinaan ja palladiumiin. Veteen liuennut bromi voi myös aiheuttaa syövyttävää vaikutusta ihmisen kudoksiin, mikä pahentaa tilannetta, koska bromivetyhappoa voi muodostua. Myrkyllisyydestäan se voi aiheuttaa merkittäviä vaurioita elimille, kuten maksalle, munuaisille, keuhkoille ja vatsalle.

Bromi on erittäin haitallista ilmakehässä, sillä se on 40 - 100 kertaa tuhoisempaa otsonikerrokselle kuin kloori. Puolet otsonikerroksen menetyksestä Antarktissa tapahtuu reaktioilla, jotka liittyvät bromimetyyliin, kaasunhoitoaineeksi käytettyyn yhdisteeseen.

Sillä on lukuisia käyttötarkoituksia, kuten: palonestoaine, valkaisuaine, pinnan desinfiointiaine, polttoaineen lisäaine, välituote sedatiivien valmistuksessa, orgaanisten kemikaalien valmistuksessa jne.

Historia

Carl Löwigin teos

Bromin löysivät itsenäisesti ja melkein samanaikaisesti saksalainen kemisti Carl Jacob Löwig vuonna 1825 ja ranskalainen kemisti Antoine Balard vuonna 1826.

Saksalaisen kemian Leopold Gmelinin opetuslapsi Carl Löwig keräsi vettä Bad Kreuznachin lähteestä ja lisäsi siihen klooria; Eetterin lisäämisen jälkeen nestemäistä seosta sekoitettiin.

Sitten eetteri tislattiin pois ja väkevöitiin haihduttamalla. Tuloksena hän sai punaruskeaa ainetta, joka oli bromi.

Antoine Balardin teos

Balard puolestaan ​​käytti tuhkaa ruskeasta levästä, joka tunnetaan nimellä fucus, ja sekoitti ne suolaveteen, uutettuna Montpellier-suolakerroksista. Näin hän julkaisi bromi, kloorin vieminen läpi vesipitoisen materiaalin suoritettiin uutto, jossa magnesiumbromidin, MgBr ₂, oli läsnä.

Tämän jälkeen materiaali tislattiin mangaanidioksidin ja rikkihapon läsnä ollessa, jolloin muodostui punaisia ​​höyryjä, jotka tiivistyivät tummaksi nesteeksi. Balard ajatteli, että se oli uusi elementti, ja kutsui sitä murideksi, joka oli johdettu latinalaisesta sanasta muria, jolla suolavesi oli nimetty.

On todettu, että Balard muutti nimen murimesta bromiksi Angladan tai Gay-Lussacin ehdotuksesta perustuen siihen, että brôme tarkoittaa foul, joka määrittelee löydetyn elementin hajun.

Tulokset julkaisi Belard Chemien ja Fysiikan Annales-lehdessä, ennen kuin Löwig julkaisi julkaisunsa.

Vain vuodesta 1858 lähtien oli mahdollista tuottaa bromia merkittävissä määrin; Stassfurtin suolaesiintymät löydettiin ja hyödynnettiin vuonna, jolloin saatiin bromia potaskan sivutuotteena.

Bromin rakenne ja elektronikonfiguraatio

molekyyli

Br2-molekyyli. Lähde: Benjah-bmm27.

Kuvaa edellä osoittaa bromin molekyyli, Br ₂, jossa on kompakti täyttökuvion. Itse asiassa kahden bromiatomin, Br-Br, välillä on yksi kovalenttinen sidos.

Koska se on homogeeninen ja piimaan mukainen molekyyli, siitä puuttuu pysyvä dipolimomentti ja se voi olla vuorovaikutuksessa vain samantyyppisten muiden kanssa Lontoon dispersiovoimien avulla.

Tästä syystä sen punertava neste on savua; Br ₂ -molekyylejä, vaikka suhteellisen raskas, niiden molekyylien väliset voimat pitää ne löysästi yhteen.

Bromi on vähemmän elektronegatiivinen kuin kloori, ja siksi sillä on vähemmän houkutteleva vaikutus valenssikuorien elektroniin. Tämän seurauksena se vaatii vähemmän energiaa korkeampien energiatasojen matkustamiseksi, absorboi vihreät fotonit ja heijastaa punertavaa väriä.

kiteet

Bromikiderakenne. Lähde: Ben Mills.

Kaasufaasissa, Br ₂ -molekyylien erottamiseksi huomattavasti kunnes ei enää ole tehokas vuorovaikutukset. Sulamispisteen alapuolella bromi voi kuitenkin jäätyä punertaviksi ortorombilaisiksi kiteiksi (yläkuva).

Huomaa, kuinka Br _2- molekyylit on järjestetty niin järjestetyllä tavalla, että ne näyttävät "bromimatoilta". Tässä ja näissä lämpötiloissa (T <-7,2 ° C) dispergointivoimat ovat riittävät, jotta molekyylien värähtelyt eivät romahta kideä heti; mutta silti monet heistä sublimoituvat jatkuvasti.

Valenssikerros ja hapetustilat

Bromin elektronikonfiguraatio on:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵

Koska 3D ¹⁰ 4s ² 4p ^{5 on} sen valenssikuori (vaikka 3d ¹⁰ -orbitaalilla ei ole johtavaa roolia sen kemiallisissa reaktioissa). Elektronit 4s: n ja 4p: n kiertoradalla ovat uloimpia, yhteensä 7, vain yhden elektronin päässä valenssikehikon täydentämisestä.

Tästä konfiguraatiosta voidaan päätellä bromin mahdolliset hapetustilat: -1, jos se saa elektronin isoelektroniseksi kryptooniksi; +1, jolloin 3d ¹⁰ 4S ² 4p ⁴; +3, +4 ja +5, menettäen kaikki elektronit 4p-kiertoradalta (3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁰); ja +7, jättämättä elektroneja 4s: n kiertoradalla (3d ¹⁰ 4s ⁰ 4p ⁰).

ominaisuudet

Fyysinen ulkonäkö

Tummanpunainen ruskea savustettava neste. Sitä löytyy luonnossa diatomisena molekyylinä, jonka atomit on kytketty kovalenttisella sidoksella. Bromi on nestettä tiheämpää kuin neste ja se uppoaa siihen.

Atomipaino

79,904 g / mol.

Atominumero

35.

Haju

Pistävä, tukahduttava ja ärsyttävä savu.

Sulamispiste

-7,2 ° C.

Kiehumispiste

58,8 ° C.

Tiheys (Br

3,1028 g / cm ³

Vesiliukoisuus

33,6 g / l 25 ° C: ssa. Bromin liukoisuus veteen on alhainen ja pyrkii nousemaan lämpötilan laskiessa; käyttäytyminen samanlainen kuin muiden kaasujen.

liukoisuudet

Liukenee hyvin alkoholiin, eetteriin, kloroformiin, hiilitetrakloridiin, hiilidisulfidiin ja väkevöityyn suolahappoon. Liukenee ei-polaarisiin ja joihinkin polaarisiin liuottimiin, kuten alkoholiin, rikkihappoon ja moniin halogenoituihin liuottimiin.

Kolminkertainen piste

265,9 K, 5,8 kPa.

Kriittinen piste

588 K, 10,34 MPa.

Sulamislämpö (Br

10,571 kJ / mol.

Höyrystymislämpö (Br

29,96 kJ / mol.

Molaarinen lämpökapasiteetti (Br

75,69 kJ / mol.

Höyrynpaine

Lämpötilassa 270 K, 10 kPa.

Itsesyttymislämpötila

Ei syttyvää.

syttymispiste

113 ° C.

Säilytyslämpötila

2 - 8 ºC.

Pintajännitys

40,9 mN / m 25 ° C: ssa.

Hajukynnys

0,05 - 3,5 ppm. 0,39 mg / m ³

Taitekerroin (ηD)

1,6083 lämpötilassa 20 ° C ja 1,6478 lämpötilassa 25 ° C.

elektronegatiivisuus

2,96 Paulingin asteikolla.

Ionisointienergia

- Ensimmäinen taso: 1 139,9 kJ / mol.

- Toinen taso: 2 103 kJ / mol.

- Kolmas taso: 3 470 kJ / mol.

Atomiradio

Klo 120.00.

Kovalenttinen säde

Klo 120.3.

Van der Waals -radio

185 pm.

reaktiivisuus

Se on vähemmän reaktiivinen kuin kloori, mutta reaktiivisempi kuin jodi. Se on hapetin, joka on vähemmän voimakas kuin kloori ja vahvempi kuin jodi. Se on myös heikompi pelkistin kuin jodi, mutta vahvempi kuin kloori.

Kloorihöyry on erittäin syövyttävää monille materiaaleille ja ihmisen kudoksille. Syövyttää monia metallielementtejä, mukaan lukien platina ja palladium; mutta se ei haittaa lyijyä, nikkeliä, magnesiumia, rautaa, sinkkiä eikä alle 300 ºC: n lämpötilassa natriumia.

Vedessä oleva bromi muuttuu ja muuttuu bromidiksi. Se voi esiintyä myös bromaattina (BrO ₃ ^-) nesteen pH: sta riippuen.

Hapetusvaikutuksestaan ​​johtuen bromi voi indusoida hapettomien radikaalien vapautumisen. Nämä ovat voimakkaita hapettimia ja voivat aiheuttaa kudosvaurioita. Bromi voi myös syttyä itsestään, kun se yhdistetään kaliumin, fosforin tai tinan kanssa.

Sovellukset

Bensiinilisäaine

Etyleenidibromidia käytettiin potentiaalisten lyijykerrostumien poistamiseen autojen moottoreista. Lisäaineena lyijyä käytetyn bensiinin palamisen jälkeen bromi yhdistettiin lyijyn kanssa lyijybromidiksi, haihtuvaksi kaasuksi, joka karkotettiin pakoputken läpi.

Vaikka bromi poisti lyijyn bensiinistä, sen tuhoava vaikutus otsonikerrokseen oli erittäin voimakas, minkä vuoksi se hylättiin tätä sovellusta varten.

Torjunta-aineet

Metyleeniä tai bromimetyylibromidia käytettiin torjunta-aineena maaperän puhdistamiseen, erityisesti loisten nematodien, kuten koukkomato, poistamiseksi.

Suurimman osan bromia sisältävien yhdisteiden käytöstä on kuitenkin hylätty niiden tuhoavan vaikutuksen vuoksi otsonikerrokseen.

Elohopeapäästöjen hallinta

Bromia käytetään joissain laitoksissa elohopean, erittäin myrkyllisen metallin, päästöjen vähentämiseksi.

Valokuvaus

Hopebromidia käytetään hopeajodidin ja hopeakloridin lisäksi valoherkkänä yhdisteenä valokuvaemulsioissa.

Terapeuttiset toimet

Kaliumbromidia samoin kuin litiumbromidia käytettiin yleisinä rauhoittajina 1800-luvulla ja 20-luvun alkupuolella. Bromideja yksinkertaisten suolojen muodossa käytetään edelleen joissakin maissa kouristuslääkkeinä.

Yhdysvaltain FDA ei kuitenkaan hyväksy bromin käyttöä minkään taudin hoitoon tänään.

Tulenkestävä

Bromi muuttuu liekkien avulla bromivetyhapoksi, joka häiritsee tulipalon aikana tapahtuvaa hapettumisreaktiota ja aiheuttaa sen sammumisen. Bromia sisältäviä polymeerejä käytetään palonestohartsien valmistukseen.

Elintarvikelisäaine

Jauhoihin on lisätty jälkiä kaliumbromaattia keittämisen parantamiseksi.

Reagenssit ja kemiallinen välituote

Vetybromidia käytetään pelkistysaineena ja katalysaattorina orgaanisissa reaktioissa. Bromia käytetään kemiallisena välituotteena lääkkeiden, hydraulinesteiden, jäähdytysnesteiden, kosteudenpoistoaineiden ja hiusten heilutusvalmisteiden valmistuksessa.

Sitä käytetään myös kaivojen porausnesteiden, veden desinfiointiaineiden, valkaisuaineiden, pinta-desinfiointiaineiden, väriaineiden, polttoaineen lisäaineiden jne. Tuotannossa.

Biologinen toiminta

Vuonna 2014 tehdyn tutkimuksen mukaan bromi on välttämätön kofaktori kollageenin IV biosynteesille, mikä tekee bromista välttämättömän elementin eläinkudoksen kehityksessä. Alkuainevajeen seurauksista ei kuitenkaan ole tietoa.

Missä se sijaitsee

Bromi uutetaan kaupallisesti syvistä suolakaivoksista ja suolavesiharoista, joita löytyy Arkansasin osavaltiosta ja Utahin suuresta suolajärvestä, molemmat Yhdysvalloissa. Tämän viimeisen suolaveden bromipitoisuus on 0,5%.

Bromin uuttamiseksi suolaveteen lisätään kuuma kaasumainen kloori, jotta hapetetaan bromidi-ioneja liuoksessa keräämällä alkuainebromi.

Kuollutmeri, Jordanian ja Israelin välisellä rajalla, on merenpinnan alapuolella oleva suljettu meri, mikä tekee siitä erittäin korkean suolapitoisuuden.

Bromia ja potaskaa saadaan sieltä kaupallisesti haihduttamalla korkea-suolainen vesi Kuolleestamerestä. Tässä meressä bromipitoisuus voi olla 5 g / l.

Sitä on myös suurissa pitoisuuksissa joissain kuumissa lähteissä. Brominiitti on esimerkiksi hopeabromidimineraalit, joita löytyy Boliviasta ja Meksikosta.

riskit

Nestemäisessä muodossa oleva bromi on syövyttävää ihmisen kudoksille. Suurin vaara ihmiselle on kuitenkin bromihöyryt ja niiden hengittäminen.

Hengittäminen ympäristössä, jonka bromipitoisuus on 11–23 mg / m ^3, aiheuttaa vakavia iskuja. Pitoisuus 30–60 mg / m ³ on erittäin haitallista. Samaan aikaan 200 mg: n pitoisuus voi olla tappava.

Viitteet

1. Shiver ja Atkins. (2008). Epäorgaaninen kemia. (Neljäs painos). Mc Graw Hill.
2. Kansallinen bioteknologiatietokeskus. (2019). Bromi. PubChem-tietokanta. CID = 23968. Palautettu: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Ross Rachel. (8. helmikuuta 2017). Tietoja bromista. Palautettu sivustolta: livesscience.com
4. Wikipedia. (2019). Borax. Palautettu osoitteesta: en.wikipedia.org
5. Lenntech BV (2019). Bromi. Palautettu sivustolta: lenntech.com