BROM: HISTORIE, STRUKTUR, ELEKTRONKONFIGURATION, EGENSKABER, ANVENDELSER - KEMI

Den brom er et ikke-metallisk element, der tilhører gruppen af halogener, gruppe 17 (VIIA) i det periodiske system. Dens kemiske symbol er Br. Det ser ud som en diatomiske molekyle, hvis atomer er forbundet med en kovalent binding, hvorfor den er tildelt molekylformlen Br ₂.

I modsætning til fluor og klor er brom under jordforhold ikke en gas, men en rødbrun væske (billede nedenfor). Det er fuming, og det er sammen med kviksølv, de eneste flydende elementer. Under det kan joden, selv om den intensiverer sin farve og bliver lilla, krystallisere til et flygtigt fast stof.

Hætteglas med rent flydende brom. Kilde: Hi-Res-billeder af kemiske elementer

Brom blev opdaget uafhængigt i 1825 af Carl Löwig, der studerede under ledelse af den tyske kemiker Leopold Gmelin; og i 1826 af den franske kemiker Antoine-Jérome Balard. Offentliggørelsen af Balards eksperimentelle resultater gik imidlertid foran Löwigs.

Brom er det 62. mest rigelige element på Jorden, der distribueres i lave koncentrationer i hele jordskorpen. I havet er den gennemsnitlige koncentration 65 ppm. Den menneskelige krop indeholder 0,0004% brom, hvis funktion ikke er endeligt kendt.

Dette element udnyttes kommercielt i saltvand eller steder, der på grund af særlige forhold er steder med høj koncentration af salte; for eksempel Det Døde Hav, hvortil vandene i de nærliggende territorier konvergeres, mættet med salte.

Det er et ætsende element, der er i stand til at angribe metaller, såsom platin og palladium. Opløst i vand kan brom også udøve sin ætsende virkning på humant væv, hvilket forværrer situationen, fordi bromidsyre kan frembringes. Hvad angår dens toksicitet, kan det forårsage betydelig skade på organer, såsom leveren, nyrerne, lungerne og maven.

Brom er meget skadeligt i atmosfæren og er 40-100 gange mere ødelæggende for ozonlaget end klor. Halvdelen af tabet af ozonlaget i Antarktis produceres ved reaktioner relateret til bromethyl, en forbindelse, der bruges som et røgmiddel.

Det har adskillige anvendelser, såsom: brandhæmmende middel, blegemiddel, overfladedesinfektionsmiddel, brændstofadditiv, mellemprodukt ved fremstilling af beroligende middel, ved fremstilling af organiske kemikalier osv.

Historie

Carl Löwigs arbejde

Brom blev opdaget uafhængigt og næsten samtidig af Carl Jacob Löwig, en tysk kemiker i 1825, og af Antoine Balard, en fransk kemiker i 1826.

Carl Löwig, en discipel af den tyske kemiker Leopold Gmelin, opsamlede vand fra en kilde i Bad Kreuznach og tilsatte klor til det; Efter tilsætning af ether blev den flydende blanding omrørt.

Derefter blev etheren destilleret og koncentreret ved inddampning. Som et resultat opnåede han et rødbrunt stof, som var brom.

Antoine Balards arbejde

Balard på sin side brugte aske fra en brun alger, kendt som fucus, og blandede dem med saltvand, ekstraheret fra Montpellier saltlejligheder. Frigives således han brom, passerer chlor gennem den vandige materiale underkastet ekstraktion, hvor magnesiumbromid, MgBr ₂, var til stede.

Derefter blev materialet destilleret i nærværelse af mangandioxid og svovlsyre, hvilket frembragte røde dampe, der kondenseres til en mørk væske. Balard troede, at det var et nyt element og kaldte det murid, afledt af det latinske ord muria, som saltvand blev udpeget til.

Det er blevet rapporteret, at Balard ændrede navnet fra murid til brôme efter forslag fra Anglada eller Gay-Lussac, baseret på det faktum, at brôme betyder onde, hvilket definerer lugten af det opdagede element.

Resultaterne blev offentliggjort af Belard i Annales of Chemie and Physique, før Löwig offentliggjorde hans.

Først fra 1858 var det muligt at fremstille brom i betydelige mængder; Det år, hvor Stassfurt-saltaflejringerne blev opdaget og udnyttet, hvilket gav brom som et biprodukt af potash.

Struktur og elektronkonfiguration af brom

Molecule

Br2 molekyle. Kilde: Benjah-bmm27.

Billedet ovenfor viser brommolekylet, Br ₂, med et kompakt påfyldningsmønster. Der er faktisk en enkelt kovalent binding mellem de to bromatomer, Br-Br.

Da det er et homogent og diatomisk molekyle, mangler det et permanent dipolmoment og kan kun interagere med andre af samme type ved hjælp af London-spredningskræfter.

Dette er grunden til, at dens rødlige væske røg; i Br ₂ -molekyler, selv om relativt tungt, deres intermolekylære kræfter holde dem løst sammen.

Brom er mindre elektronegativt end klor og har derfor en mindre attraktiv effekt på elektronerne i valensskaller. Som et resultat kræver det mindre energi at rejse højere energiniveau, absorbere grønne fotoner og reflektere en rødlig farve.

krystaller

Bromkrystallstruktur. Kilde: Ben Mills.

I gasfasen, de Br ₂ molekyler adskille betydeligt indtil der ikke er effektive interaktioner mellem dem. Under dens smeltepunkt kan brom imidlertid fryse til rødlige orthorhombiske krystaller (øverste billede).

Bemærk, hvordan Br _2- molekylerne er arrangeret på en sådan måde, at de ser ud som "bromorm." Her og ved disse temperaturer (T <-7,2 ° C) er spredningskræfterne tilstrækkelige, så molekylernes vibrationer ikke kollapser krystallen med det samme; men stadig vil flere af dem konstant sublimere.

Valenslag og oxidationstilstande

Elektronkonfigurationen af brom er:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵

At være 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵ dens valensskal (selvom 3d ^10- orbitalen ikke spiller en førende rolle i dens kemiske reaktioner). Elektronerne i 4s og 4p orbitaler er den yderste, i alt 7, kun en elektron væk fra færdiggørelse af valentoktetten.

Fra denne konfiguration kan de mulige oxidationstilstande for brom udledes: -1, hvis det får et elektron til at være isoelektronisk over for krypton; +1, efterlader 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁴; +3, +4 og +5, mister alle elektroner fra 4p-orbitalen (3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁰); og +7, hvor der ikke efterlades elektroner i 4'erne orbital (3d ¹⁰ 4s ⁰ 4p ⁰).

Ejendomme

Fysisk fremtoning

Mørk rødbrun rygende væske. Det findes i naturen som et diatomisk molekyle med atomerne forbundet med en kovalent binding. Brom er en væske tættere end vand og synker i den.

Atomvægt

79,904 g / mol.

Atom nummer

35.

Lugt

En skarp kvælende og irriterende røg.

Smeltepunkt

-7,2 ° C

Kogepunkt

58,8 ° C

Tæthed (Br

3,1028 g / cm ³

Vandopløselighed

33,6 g / l ved 25 ° C Opløseligheden af brom i vand er lav og har en tendens til at stige med faldende temperatur; opførsel, der ligner den for andre gasser.

opløseligheder

Frit opløseligt i alkohol, ether, chloroform, carbontetrachlorid, carbondisulfid og koncentreret saltsyre. Opløselig i ikke-polære og nogle polære opløsningsmidler, såsom alkohol, svovlsyre og i mange halogenerede opløsningsmidler.

Triple point

265,9 K ved 5,8 kPa.

Kritisk punkt

588 K ved 10,34 MPa.

Fusionsvarme (Br

10,571 kJ / mol.

Fordampningsvarme (Br

29,96 kJ / mol.

Molær varmekapacitet (Br

75,69 kJ / mol.

Damptryk

Ved en temperatur på 270 K, 10 kPa.

Selvantændelsestemperatur

Ikke brandfarligt.

tændingspunkt

113 ° C

Stuetemperatur

Fra 2 til 8 ºC.

Overfladespænding

40,9 mN / m ved 25 ° C

Lugtgrænse

0,05 - 3,5 ppm. 0,39 mg / m ³

Brydningsindeks (ηD)

1,6083 ved 20 ° C og 1,6478 ved 25 ° C.

elektronegativitet

2.96 på Pauling-skalaen.

Ioniseringsenergi

- Første niveau: 1.139,9 kJ / mol.

- Andet niveau: 2.103 kJ / mol.

- Tredje niveau: 3.470 kJ / mol.

Atomradio

120 kl.

Kovalent radius

120.3.

Van der Waals radio

185 pm.

Reaktivitet

Det er mindre reaktivt end klor, men mere reaktivt end jod. Det er en oxidant, der er mindre stærk end klor og stærkere end jod. Det er også et svagere reduktionsmiddel end iod, men stærkere end klor.

Klordamp er stærkt ætsende for mange materialer og menneskeligt væv. Angriber mange metalliske elementer, herunder platin og palladium; men det angriper ikke hverken bly, nikkel, magnesium, jern, zink og under 300 ºC.

Brom i vand gennemgår en ændring og omdannes til bromid. Det kan også eksistere som bromat (BrO ₃ ^-), afhængigt af væskens pH.

På grund af dens oxiderende virkning kan brom inducere frigivelse af iltfrie radikaler. Dette er stærke oxidanter og kan forårsage vævsskader. Brom kan også spontant antændes, når de kombineres med kalium, fosfor eller tin.

Applikationer

Benzinadditiv

Ethylendibromid blev brugt til at fjerne potentielle blyaflejringer fra bilmotorer. Efter forbrænding af benzin, der anvendte bly som tilsætningsstof, blev brom kombineret med bly til dannelse af blybromid, en flygtig gas, der blev uddrevet gennem halerøret.

Selvom brom fjernede bly fra benzin, var dens destruktive virkning på ozonlaget meget kraftig, hvorfor det blev kasseret til denne anvendelse.

pesticider

Methylen eller bromomethylbromid blev anvendt som et pesticid til at rense jord, især for at eliminere parasitære nematoder, såsom krogeorm.

Brugen af de fleste af de bromholdige forbindelser er imidlertid kasseret på grund af deres destruktive virkning på ozonlaget.

Kviksølvemissionskontrol

Brom bruges i nogle planter til at reducere emissionen af kviksølv, et meget giftigt metal.

Fotografering

Sølvbromid bruges, ud over sølviodid og sølvchlorid, som en lysfølsom forbindelse i fotografiske emulsioner.

Terapeutiske handlinger

Kaliumbromid såvel som lithiumbromid blev brugt som generelle beroligende midler i det 19. og det tidlige 20. århundrede. Bromider i form af enkle salte bruges stadig i nogle lande som anticonvulsiva.

Den amerikanske FDA godkender imidlertid ikke brugen af brom til behandling af nogen sygdom i dag.

Brandhæmmende

Brom omdannes af flammer til hydrobromsyre, som forstyrrer oxidationsreaktionen, der opstår under brand, og forårsager dens udryddelse. Bromholdige polymerer bruges til at fremstille brandhæmmende harpikser.

Fødevaretilsætningsstof

Der er sat spor af kaliumbromat til melet for at forbedre kogningen.

Reagenser og kemisk mellemprodukt

Hydrogenbromid anvendes som reduktionsmiddel og katalysator til organiske reaktioner. Brom bruges som et kemisk mellemprodukt til fremstilling af medikamenter, hydrauliske væsker, kølevæsker, affugtere og til hårbølgepræparater.

Det finder også anvendelse i produktion af brøndborevæsker, produkter til vanddesinfektion, blegemidler, overfladedesinfektionsmidler, farvestoffer, brændstofadditiver osv.

Biologisk handling

En undersøgelse udført i 2014 indikerer, at brom er en nødvendig cofaktor til biosyntesen af kollagen IV, hvilket gør brom til et væsentligt element for udvikling af dyrevæv. Der er dog ingen information om konsekvenserne af et elementunderskud.

Hvor er det placeret

Brom ekstraheres kommercielt fra dybe saltminer og saltvandshuller der findes i staten Arkansas og i Great Salt Lake i Utah, begge i USA. Denne sidste saltopløsning har en bromkoncentration på 0,5%.

For at ekstrahere brom tilsættes den varme gasformige klor til saltopløsningen for at oxidere bromidionerne i opløsningen ved opsamling af det elementære brom.

Dødehavet, på grænsen mellem Jordan og Israel, er et lukket hav, der er under havoverfladen, hvilket gør det til en meget høj koncentration af salte.

Brom og potash opnås der kommercielt ved at fordampe det høje saltvand fra Dødehavet. I dette hav kan bromkoncentrationen nå 5 g / L.

Det findes også i høje koncentrationer i nogle varme kilder. Brominit er for eksempel et sølvbromidmineral, der findes i Bolivia og Mexico.

Risici

Brom i flydende tilstand er ætsende for humant væv. Men den største fare for mennesker kommer fra bromdamp og deres indånding.

Åndedræt i et miljø med en bromkoncentration på 11-23 mg / m ³ giver alvorlige chok. En koncentration på 30-60 mg / m ³ er ekstremt skadelig. I mellemtiden kan en koncentration på 200 mg være dødelig.

Referencer

Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
National Center for Biotechnology Information. (2019). Brom. PubChem-database. CID = 23968. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
Ross Rachel. (8. februar 2017). Fakta om brom. Gendannes fra: livesscience.com
Wikipedia. (2019). Borax. Gendannet fra: en.wikipedia.org
Lenntech BV (2019). Brom. Gendannes fra: lenntech.com

BROM: HISTORIE, STRUKTUR, ELEKTRONKONFIGURATION, EGENSKABER, ANVENDELSER - KEMI - 2024