Бромоводород

Бро́моводоро́д (гидробромид, бро́мистый водоро́д, HBr) — неорганическое вещество, бинарное соединение брома с водородом. Бесцветный тяжёлый токсичный газ, образует туман в сыром воздухе.

Бромоводород
Изображение химической структуры Изображение молекулярной модели
Общие
Систематическое
наименование
бромоводород
Традиционные названия Бромистый водород, гидробромид; водорода бромид
Хим. формула HBr
Рац. формула HBr
Физические свойства
Состояние бесцветный газ
Молярная масса 80,91 г/моль
Плотность газ (25 °C), 3,307 г/л, жидкий (−68 °C) 2,17 г/см³
Энергия ионизации 11,62 ± 0,01 эВ[1] и 11,66 эВ[2]
Термические свойства
Температура
 • плавления −86.80 °C
 • кипения −66.38 °C
 • разложения выше +1000 °C
Критическая точка 90,0 °C, 8,54 МПа
Энтальпия
 • образования −34,1 кДж/моль
Давление пара 20 ± 1 атм[1], 20,003 бар[3], 26,5 бар[3] и 40,7 бар[3]
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты ≈ −9
Растворимость
 • в воде 193 (20 °C)
Структура
Дипольный момент 0,24 Д
Классификация
Рег. номер CAS 10035-10-6
PubChem
Рег. номер EINECS 233-113-0
SMILES
 
InChI
RTECS MW3850000
ChEBI 47266
Номер ООН 1048
ChemSpider
Безопасность
Пиктограммы СГС Пиктограмма «Коррозия» системы СГСПиктограмма «Восклицательный знак» системы СГСПиктограмма «Череп и скрещённые кости» системы СГСПиктограмма «Окружающая среда» системы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Логотип Викисклада Медиафайлы на Викискладе

Получение

править

В промышленности бромоводород получают непосредственным взаимодействием простых веществ:

 

Также бромистый водород получается как побочный продукт при синтезе бромпроизводных органических соединений.

В лаборатории получают гидролизом трибромида или пентабромида фосфора:

 
 

Восстановление брома несколькими способами:

 
 

Вытеснение из бромидов щелочных металлов разбавленной кислотой:

 

Ещë можно получить бромоводород взаимодействием воды с бромом на свету или при кипении:

 

Физические свойства

править

Бромистый водород — это бесцветный ядовитый газ с резким запахом, сильно дымящий на воздухе. Термически очень устойчив.

Хорошо растворим в воде: 221 г/100 г воды при 0 °C (193 при 25°, 130 при 100 °C). Водный раствор образует азеотропную смесь с 47,63 % HBr, которая кипит при 124,3 °C.

Растворяется в этаноле, образуя слабый электролит.

При охлаждении водных растворов HBr можно получить кристаллогидраты:

  • HBr·H2O — устойчив при −15,5...−3,3 °C,
  • HBr·2H2O — плавится при −11,2 °C,
  • HBr·4H2O — плавится при −55,8 °C.

Чистый HBr образует кристаллы орторомбической сингонии, пространственная группа F mmm, параметры при −173 °C: a = 0,5640 нм, b = 0,6063 нм, c = 0,5555 нм, Z = 4.

Химические свойства

править

Водный раствор бромистого водорода образует сильную одноосновную кислоту:

 

Термически HBr очень устойчив, при температуре 1000 °C разлагаются около 0,5 % молекул:

 

Как кислота реагирует с металлами, их оксидами, основаниями:

 
 
 

Является восстановителем, медленно окисляется на воздухе, из-за чего водные растворы со временем окрашиваются в бурый цвет:

 

Применение

править

Применяют для приготовления бромидов, синтеза различных органических бромпроизводных и для реактивного ионного травления.

Транспортировка

править

Безводный HBr транспортируют в баллонах ёмкостью 6,8 и 68 кг под давлением 24 атм[источник не указан 1301 день].

Токсичность

править
 

Бромистый водород — едкое, весьма токсичное вещество, обладающее удушающим действием[источник не указан 1301 день]. Предельно допустимая концентрация = 10 мг/м3, поражающая токсодоза = 2,4 мг/(л·мин)[источник не указан 1301 день].

Примечания

править

Литература

править
  • ГОСТ 2062-77 Кислота бромистоводородная
  • Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1. — 623 с.
  • Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
  • Гринвуд Н., Эрншо А. Химия элементов. — Бином. Лаборатория знаний, 2008. — Т. 2. — 666 с.
  • Неорганическая химия. В 3 т. / Под ред. Ю. Д. Третьякова. — М.: Изд. центр «Академия», 2004. — Т. 2. — 368 с. — ISBN 5-7695-1436-1.
  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учеб. для химико-технол. вузов. — 2-е изд., перераб. и доп. — М: Высш. шк., 1988. — 640 с., ил.