Бром (от др.-греч. βρῶμος — «зловонный», «вонючий») — химический элемент с атомным номером 35[3]. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA), находится в четвёртом периоде таблицы. Атомная масса элемента 79,901...79,907 а. е. м.[1] [комм 1]. Обозначается символом Br (от лат. Bromum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов. Простое вещество бром при нормальных условиях является тяжёлой едкой жидкостью красно-бурого цвета с сильным неприятным «тяжёлым» запахом, отдалённо напоминающим запах одновременно иода и хлора. Летуч, ядовит. Молекула брома двухатомна (формула Br2).

Бром
← Селен | Криптон →
35 Cl

Br

I
ВодородГелийЛитийБериллийБорУглеродАзотКислородФторНеонНатрийМагнийАлюминийКремнийФосфорСераХлорАргонКалийКальцийСкандийТитанВанадийХромМарганецЖелезоКобальтНикельМедьЦинкГаллийГерманийМышьякСеленБромКриптонРубидийСтронцийИттрийЦирконийНиобийМолибденТехнецийРутенийРодийПалладийСереброКадмийИндийОловоСурьмаТеллурИодКсенонЦезийБарийЛантанЦерийПразеодимНеодимПрометийСамарийЕвропийГадолинийТербийДиспрозийГольмийЭрбийТулийИттербийЛютецийГафнийТанталВольфрамРенийОсмийИридийПлатинаЗолотоРтутьТаллийСвинецВисмутПолонийАстатРадонФранцийРадийАктинийТорийПротактинийУранНептунийПлутонийАмерицийКюрийБерклийКалифорнийЭйнштейнийФермийМенделевийНобелийЛоуренсийРезерфордийДубнийСиборгийБорийХассийМейтнерийДармштадтийРентгенийКоперницийНихонийФлеровийМосковийЛиверморийТеннессинОганесонПериодическая система элементов
35Br
Orthorhombic.svg
Electron shell 035 Bromine.svg
Внешний вид простого вещества
Красно-бурая жидкость с сильным неприятным «тяжёлым» запахом
Brom amp.jpg
Свойства атома
Название, символ, номер Бром / Bromum (Br), 35
Атомная масса
(молярная масса)
[79,901; 79,907][комм 1][1]а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация [Ar] 3d10 4s2 4p5
Химические свойства
Ковалентный радиус 114 пм
Радиус иона (+5e)47 (-1e)196 пм
Электроотрицательность 2,96 (шкала Полинга)
Электродный потенциал 0
Степени окисления +7, +5, +3, +1, 0, −1
Энергия ионизации
(первый электрон)
 1142,0 (11,84) кДж/моль (эВ)
Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.) 3,102 (25 °C) г/см³
Температура плавления 265,9 К (−7,25 °C)
Температура кипения 331,9 К (58,6 °C)
Уд. теплота плавления (Br—Br) 10,57 кДж/моль
Уд. теплота испарения (Br—Br) 29,56 кДж/моль
Молярная теплоёмкость 75,69[2] Дж/(K·моль)
Молярный объём 23,5 см³/моль
Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки орторомбическая
Параметры решётки a = 6,67, b = 4,48, c = 8,72 Å
Прочие характеристики
Теплопроводность (300 K) 0,005 Вт/(м·К)
Номер CAS 7726-95-6
35
Бром
79,904
3d104s24p5

ИсторияПравить

Бром был независимо открыт[4] двумя химиками: Карлом Якобом Лёвихом[en] (нем. Carl Jacob Löwig) в 1825 году[5], и Антуаном Жеромом Баларом в 1826 году[6]. Открытие Балара, молодого преподавателя колледжа города Монпелье, сделало его имя известным всему миру. Из одной популярной книги в другую кочует утверждение, что, огорчённый тем, что в открытии брома никому не известный Антуан Балар опередил самого Юстуса фон Либиха, последний воскликнул, что, дескать, не Балар открыл бром, а бром открыл Балара. Однако это утверждение неточно: фраза принадлежала не фон Либиху, а Шарлю Жерару, который очень хотел, чтобы кафедру химии в Парижском университете занял Огюст Лоран, а не избранный на должность профессора А. Балар.

Происхождение названияПравить

Название элемента происходит от др.-греч. βρῶμος — «дурной запах, зловоние»[7].

Нахождение в природеПравить

 
Ампула с бромом внутри акрилового куба

Кларк брома — 1,6 г/т. Бром широко распространён в природе и в рассеянном состоянии встречается почти повсеместно. Почти все соединения брома растворимы в воде и поэтому легко выщелачиваются из горных пород. Как примесь он есть в сотнях минералов. Но имеется лишь небольшое количество нерастворимых в воде минералов — галогенидов серебра и меди. Самый известный из них — бромаргирит AgBr. Другие минералы — йодобромит Ag(Br, Cl, I), эмболит Ag(Cl, Br)[8]. Собственных минералов брома мало ещё и потому, что его ионный радиус очень большой и ион брома не может надёжно закрепиться в кристаллической решетке других элементов, вместе с катионами средних размеров. В накоплении брома основную роль играют процессы испарения океанической воды, в результате чего он накапливается как в жидкой, так и в твёрдой фазах. Наибольшие концентрации отмечаются в конечных маточных рассолах. В горных породах бром присутствует главным образом в виде ионов, которые мигрируют вместе с грунтовыми водами. Часть земного брома связана в организмах растений в сложные и большей частью нерастворимые органические соединения. Некоторые растения активно накапливают бром. Это в первую очередь бобовые — горох, фасоль, чечевица, а также морские водоросли. В море сосредоточена большая часть брома. Есть он и в воде солёных озёр, и в подземных водоносных пластах, сопутствующих месторождениям горючих ископаемых, а также калийных солей и каменной соли. Есть бром и в атмосфере, причем содержание этого элемента в воздухе приморских районов всегда больше, чем в районах с резко континентальным климатом.

В качестве исходного сырья для производства брома служат:

  1. морская вода (65 мг/л[9]),
  2. рассолы соляных озёр,
  3. щёлок калийных производств,
  4. подземные воды нефтяных и газовых месторождений.

ПолучениеПравить

 
Австралийский эмболит — Ag(Cl, Br)

Бром получают химическим путём из природных рассолов и других растворов, содержащих ион Br, окисляя его газообразным хлором:

 

Затем молекулярный бром выделяют из раствора потоком водяного пара или воздуха и конденсируют[10].

Физические свойстваПравить

При обычных условиях бром — красно-бурая летучая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду со ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Плотность при 0 °C — 3,19 г/см³. Температура плавления брома равна −7,2 °C. Температура кипения составляет +58,6 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути. Стандартный электродный потенциал Br2/Br в водном растворе равен +1,065 В.

Твёрдый бром образует молекулярные (состоящие из молекул Br2)[10] кристаллы ромбической сингонии, параметры ячейки a = 0,667 нм, b = 0,448 нм, c = 0,872 нм.

ИзотопыПравить

Природный бром состоит из двух стабильных изотопов 79Br (50,56 %) и 81Br (49,44 %). Искусственно получены многочисленные радиоактивные изотопы брома.

Химические свойстваПравить

В свободном виде существует в виде двухатомных молекул Br2. Заметная диссоциация молекул на атомы наблюдается при температуре 800 °C и быстро возрастает при дальнейшем росте температуры. Диаметр молекулы Br2 равен 0,323 нм, межъядерное расстояние в этой молекуле — 0,228 нм.

Бром немного, но лучше других галогенов растворим в воде (3,58 г на 100 г воды при 20 °C), раствор называют бромной водой. В бромной воде протекает реакция с образованием бромоводородной и неустойчивой бромноватистой кислот:

 

С большинством органических растворителей бром смешивается во всех отношениях, при этом часто происходит бромирование молекул органических растворителей.

По химической активности бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. При реакции брома с растворами иодидов выделяется свободный иод:

 

Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром. Реакция протекает при кипении:

 

При реакции брома с серой образуется S2Br2, при реакции брома с фосфором — PBr3 и PBr5. Бром реагирует также с неметаллами селеном и теллуром.

Реакция брома с водородом протекает при нагревании и приводит к образованию бромоводорода HBr. Раствор HBr в воде — это бромоводородная кислота, по силе близкая к соляной кислоте HCl. Соли бромоводородной кислоты — бромиды (NaBr, MgBr2, AlBr3 и др.). Качественная реакция на присутствие бромид-ионов в растворе — образование с ионами Ag+ светло-желтого осадка бромида серебра AgBr, практически нерастворимого в воде.

С кислородом и азотом бром непосредственно не реагирует. Бром образует большое число различных соединений с остальными галогенами. Например, со фтором бром образует неустойчивые BrF, BrF3 и BrF5, с хлором — BrCl, с иодом — IBr и IBr3, получен также бромид астата AtBr. При взаимодействии со многими металлами бром образует бромиды, например, AlBr3, CuBr2, MgBr2 и др. Устойчивы к действию брома тантал и платина, в меньшей степени — серебро, титан и свинец.

Жидкий бром легко взаимодействует с золотом, образуя трибромид золота AuBr3[11]:

 

Бром — сильный окислитель, он окисляет сульфит-ион до сульфата, нитрит-ион — до нитрата и т. д.

При взаимодействии с органическими соединениями, содержащими двойную связь, бром присоединяется, давая соответствующие дибромпроизводные:

 

Присоединяется бром и к органическим молекулам, в составе которых есть тройная связь. Обесцвечивание бромной воды при пропускании через неё газа или добавлении к ней жидкости свидетельствует о том, что в газе или в жидкости присутствует непредельное соединение.

При нагревании в присутствии катализатора бром реагирует с бензолом с образованием бромбензола C6H5Br (реакция замещения).

При взаимодействии брома с растворами щелочей и с растворами карбонатов натрия или калия образуются соответствующие бромиды и броматы, например:

 

Реагирует с родановодородом:

 

Бромсодержащие кислотыПравить

Помимо бескислородной бромоводородной кислоты HBr, бром образует ряд кислородных кислот: бромную HBrO4, бромноватую HBrO3, бромистую HBrO2, бромноватистую HBrO.

ПрименениеПравить

В химииПравить

  • Вещества на основе брома широко применяются в органическом синтезе.
  • «Бромная вода» (водный раствор брома) применяется как реагент для качественного определения непредельных органических соединений.

Промышленное применениеПравить

Значительная часть элементарного брома до начала 1980-х использовалась для производства 1,2-дибромэтана, входившего в состав этиловой жидкости — антидетонирующей добавки в бензины, содержащей тетраэтилсвинец; дибромэтан в этом случае служил источником брома для образования относительно летучего дибромида свинца для предотвращения осаждения твёрдых оксидов свинца на деталях двигателя. Бром также используется в синтезе антипиренов — добавок, придающих пожароустойчивость пластикам, древесине, текстильным материалам.

  • Бромид серебра AgBr применяется в фотографии как светочувствительное вещество.
  • Пентафторид брома иногда используется как очень мощный окислитель ракетного топлива.
  • Растворы бромидов используются в нефтедобыче.
  • Растворы бромидов тяжёлых металлов используются как «тяжёлые жидкости» при обогащении полезных ископаемых методом флотации.
  • Многие броморганические соединения применяются как инсектициды и пестициды.

В медицинеПравить

В производстве оружияПравить

Со времен Первой мировой войны бром используется для производства боевых отравляющих веществ.

Физиологическое действиеПравить

Бром и его пары сильно токсичны. Уже при содержании брома в воздухе в концентрации около 0,001 % (по объёму) наблюдается раздражение слизистых оболочек, головокружение, носовые кровотечения, а при более высоких концентрациях — спазмы дыхательных путей, удушье. ПДК паров брома — 0,5 мг/м³ в соответствии с ГОСТ 12.1.005-88. ЛД50 при пероральном введении для крыс составляет 2600 мг/кг, для морских свинок 5500 мг/кг[12]. Для человека смертельная доза перорально составляет 14 мг/кг[13]. При вдыхании паров брома половинная летальная концентрация для мышей составляет 750 ppm (9 минут) и 240 ppm (2 часа)[12]. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух (в как можно более ранней стадии показаны ингаляции кислорода); для восстановления дыхания можно на небольшое время пользоваться тампоном, смоченным нашатырным спиртом, на короткое время периодически поднося его к носу пострадавшего. Дальнейшее лечение должно проводиться под наблюдением врача. Рекомендуются ингаляции тиосульфата натрия в виде 2 % водного раствора, обильное питьё теплого молока с минеральной водой или содой, кофе. Особенно опасно отравление парами брома людей, страдающих астмой и заболеваниями лёгких, так как при вдыхании паров брома очень высока вероятность отёка лёгких. Жидкий бром при попадании на кожу вызывает болезненные и долго не заживающие ожоги.

Биологическое значениеПравить

 
2-Октил-4-бром-3-оксобутаноат, соединение органотромина, обнаруженное в спинномозговой жидкости млекопитающих

В 2014 году исследование показало, что бром (в форме бромид-иона) является необходимым кофактором в ходе биосинтеза коллагена IV, делая элемент существенным в архитектуре базальной мембраны и развитии тканей у животных[14]. Тем не менее, не было отмечено никаких чётких симптомов или синдромов дефицита при полном удалении брома из пищи[15]. В других биологических функциях бром может не быть необходимым, но всё же приносить пользу, особенно когда он заменяет хлор. Например, в присутствии перекиси водорода H2O2 синтезируемая эозинофилами с ионами хлорида или бромида эозинофильная пероксидаза обеспечивает мощный механизм, с помощью которого эозинофилы убивают многоклеточных паразитов (таких, как, например, нематодные черви, участвующие в филяриозе) и некоторые бактерии, такие как бактерии туберкулёза). Эозинофильная пероксидаза — это галопероксидаза, которая более эффективно использует бром, а не хлор для этой цели, производя гипобромит (бромводородную кислоту), хотя использование хлорид-иона также возможно[16]. Хотя α-галоэфиры, как правило, считаются высокореактивными и, следовательно, токсичными промежуточными продуктами в биоорганическом синтезе, млекопитающие, включая людей, кошек и крыс, по-видимому, биосинтезируют следы α-бромэфира, 2-октил-4-бром-3-оксобутаноата, которые присутствуют в их спинномозговой жидкости и, вероятно, играют пока неясную роль в возникновении быстрого сна[17].

Морские организмы являются основным источником броморганических соединений, и именно в этих организмах роль брома могла бы быть намного более высокой. Более 1600 таких броморганических соединений были идентифицированы к 1999 году. Наиболее распространённым является метилбромид (CH3Br), около 56 000 тонн которого синтезируется за год морскими водорослями[18]. Эфирное масло гавайской водоросли Asparagopsis taxiformis состоит из 80 % бромоформа[19]. Большинство таких броморганических соединений в море синтезируется водорослями под действием уникального фермента, ванадийбромпероксидазы[20].

Особенности работыПравить

При работе с бромом следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, специальными перчатками. Из-за высокой химической активности и токсичности как паров брома, так и жидкого брома его следует хранить в стеклянной, плотно закупоренной толстостенной посуде. Сосуды с бромом располагают в ёмкостях с песком, который предохраняет сосуды от разрушения при встряхивании. Из-за высокой плотности брома сосуды с ним ни в коем случае нельзя брать только за горло (горло может оторваться, и тогда бром окажется на полу).

Проливы брома целесообразно посыпать карбонатом натрия:

 

либо влажной пищевой содой:

 

Однако реакция элементарного брома с содой носит сильно экзотермический характер, что ведёт к увеличению испарения брома, к тому же выделяющаяся углекислота также способствует испарению, поэтому пользоваться вышеописанными методами не рекомендуется[источник не указан 1643 дня]. Лучше всего[источник не указан 1643 дня] для дегазации брома подходит водный раствор тиосульфата натрия Na2S2O3. Для локализации больших проливов брома можно использовать раствор тиосульфата натрия с добавками пенообразующих веществ и аэросила. Этот же раствор (3—5-процентный тиосульфат натрия) используется для смачивания ватно-марлевых повязок, которые помогают защитить органы дыхания от паров брома.

Мифы, легенды, заблуждения и их опроверженияПравить

Существует широко распространённая городская легенда, будто бы в армии, местах лишения свободы и психиатрических больницах добавляют соединения брома в еду для снижения полового влечения. Происхождение этого мифа доподлинно неизвестно.

Препараты брома имеют солёный вкус и оказывают седативный (успокаивающий) и снотворный эффект[21].

Ни в коем случае не следует путать «аптечный бром» (водные растворы бромида калия или натрия), который применяют при расстройствах нервной системы, и элементарный бром, который является весьма токсичным веществом с раздражающим действием. Принимать элементарный бром внутрь ни в коем случае не следует — это сильнейший яд[22].

См. такжеПравить

КомментарииПравить

  1. 1 2 Указан диапазон значений атомной массы в связи с неоднородностью распространения изотопов в природе

ПримечанияПравить

  1. 1 2 Meija J. et al. Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2016. — Vol. 88, no. 3. — P. 265—291. — doi:10.1515/pac-2015-0305.
  2. Ксензенко В. И., Стасиневич Ц. С. Бром // Химическая энциклопедия : в 5 т. / Гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1: А—Дарзана. — С. 318. — 623 с. — 100 000 экз. — ISBN 5-85270-008-8.
  3. Таблица Менделеева на сайте ИЮПАК.
  4. Weeks, Mary Elvira (англ.). The discovery of the elements: XVII. The halogen family (англ.) // Journal of Chemical Education (англ.) : journal. — 1932. — Vol. 9, no. 11. — P. 1915. — doi:10.1021/ed009p1915. — Bibcode1932JChEd...9.1915W.
  5. Löwig, Carl Jacob. Das Brom und seine chemischen Verhältnisse (нем.) : magazin. — Heidelberg: Carl Winter, 1829.
  6. Vauquelin, L. N.; Thenard, L. J.; Gay-Lussac, J. L. Rapport sur la Mémoire de M. Balard relatif à une nouvelle Substance (фр.) // Annales de Chimie et de Physique (англ.) (2nd series) : magazine. — 1826. — Vol. 32. — P. 382—384.
  7. Большой древнегреческий словарь (αω).
  8. Эмболит // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
  9. J. P. Riley, Skirrow G. Chemical Oceanography, V. 1, 1965.
  10. 1 2 Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. — 2nd Ed. — Elsevier, 2012. — 1600 с. — ISBN 9780080501093.
  11. Лидин Р. А. и др. Химические свойства неорганических веществ. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
  12. 1 2 Bromine. Immediately Dangerous to Life or Health Concentrations (IDLH). The National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). May 1994.
  13. Каталог химических реактивов фирмы MERCK (Германия), 2008—2010 г.
  14. McCall A. S. et al. Bromine Is an Essential Trace Element for Assembly of Collagen IV Scaffolds in Tissue Development and Architecture (англ.) // Cell : journal. — Cell Press (англ.), 2014. — Vol. 157, no. 6. — P. 1380—1392. — doi:10.1016/j.cell.2014.05.009. — PMID 24906154.
  15. Nielsen F. H. Possibly Essential Trace Elements // Clinical Nutrition of the Essential Trace Elements and Minerals: The Guide for Health Professionals. — 2000. — С. 11—36. — ISBN 978-1-61737-090-8. — doi:10.1007/978-1-59259-040-7_2.
  16. Mayeno A. N., Curran A. J., Roberts R. L., Foote C. S. Eosinophils preferentially use bromide to generate halogenating agents (англ.) // J. Biol. Chem. : journal. — 1989. — Vol. 264, no. 10. — P. 5660—5668. — PMID 2538427.
  17. Gribble, Gordon W. The diversity of naturally occurring organobromine compounds (англ.) // Chemical Society Reviews (англ.) : journal. — 1999. — 1 January (vol. 28, no. 5). — P. 335. — ISSN 1460-4744. — doi:10.1039/A900201D.
  18. Gribble G. W. The diversity of naturally occurring organobromine compounds (англ.) // Chemical Society Reviews (англ.) : journal. — 1999. — Vol. 28, no. 5. — P. 335—346. — doi:10.1039/a900201d.
  19. Burreson B. J., Moore R. E., Roller P. P. Volatile halogen compounds in the alga Asparagopsis taxiformis (Rhodophyta) (англ.) // Journal of Agricultural and Food Chemistry (англ.) : journal. — 1976. — Vol. 24, no. 4. — P. 856—861. — doi:10.1021/jf60206a040.
  20. Butler A., Carter-Franklin J. N. The role of vanadium bromoperoxidase in the biosynthesis of halogenated marine natural products (англ.) // Natural Product Reports (англ.) : journal. — 2004. — Vol. 21, no. 1. — P. 180—188. — doi:10.1039/b302337k. — PMID 15039842.
  21. Машковский М. Д. Лекарственные средства. — 15-е изд. — М.: Новая Волна, 2005. — С. 89-90. — 1200 с. — ISBN 5-7864-0203-7.
  22. Сергей Уфимцев. Утечка брома сорвала праздник знаний в школах Челябинска. Комсомольская правда. Дата обращения 24 февраля 2013. Архивировано 25 февраля 2013 года.

ЛитератураПравить

СсылкиПравить