Как бром взаимодействует с металлами

Атом водорода имеет электронную формулу внешнего (и единственного) электронного уровня 1s1. С одной стороны, по наличию одного электрона на внешнем электронном уровне атом водорода похож на атомы щелочных металлов.

Однако, ему, так же как и галогенам не хватает до заполнения внешнего электронного уровня всего одного электрона, поскольку на первом электронном уровне может располагаться не более 2-х электронов.

Выходит, что водород можно поместить одновременно как в первую, так и в предпоследнюю (седьмую) группу таблицы Менделеева, что иногда и делается в различных вариантах периодической системы:

С точки зрения свойств водорода как простого вещества, он, все-таки, имеет больше общего с галогенами. Водород, также как и галогены, является неметаллом и образует аналогично им двухатомные молекулы (H2).

В обычных условиях водород представляет собой газообразное, малоактивное вещество. Невысокая активность водорода объясняется высокой прочностью связи между атомами водорода в молекуле, для разрыва которой требуется либо сильное нагревание, либо применение катализаторов, либо и то и другое одновременно.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

с металлами

Из металлов водород реагирует только с щелочными и щелочноземельными! К щелочным металлам относятся металлы главной подгруппы I-й группы (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а к щелочно-земельным — металлы главной подгруппы II-й группы, кроме бериллия и магния (Ca, Sr, Ba, Ra)

При взаимодействии с активными металлами водород проявляет окислительные свойства, т.е. понижает свою степень окисления. При этом образуются гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, которые имеют ионное строение. Реакция протекает при нагревании:

Следует отметить, что взаимодействие с активными металлами является единственным случаем, когда молекулярный водород Н2 является окислителем.

с неметаллами

• Из неметаллов водород реагирует только c углеродом, азотом, кислородом, серой, селеном и галогенами!
• Под углеродом следует понимать графит или аморфный углерод, поскольку алмаз — крайне инертная аллотропная модификация углерода.
• При взаимодействии с неметаллами водород может выполнять только функцию восстановителя, то есть только повышать свою степень окисления:

Взаимодействие водорода со сложными веществами

с оксидами металлов

Водород не реагирует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности металлов до алюминия (включительно), однако, способен восстанавливать многие оксиды металлов правее алюминия при нагревании:

c оксидами неметаллов

Из оксидов неметаллов водород реагирует при нагревании с оксидами азота, галогенов и углерода. Из всех взаимодействий водорода с оксидами неметаллов особенно следует отметить его реакцию с угарным газом CO.

Смесь CO и H2 даже имеет свое собственное название – «синтез-газ», поскольку из нее в зависимости от условий могут быть получены такие востребованные продукты промышленности как метанол, формальдегид и даже синтетические углеводороды:

c кислотами

С неорганическими кислотами водород не реагирует!

Из органических кислот водород реагирует только с непредельными, а также с кислотами, содержащими функциональные группы способные к восстановлению водородом, в частности альдегидные, кето- или нитрогруппы.

c солями

1. В случае водных растворов солей их взаимодействие с водородом не протекает. Однако при пропускании водорода над твердыми солями некоторых металлов средней и низкой активности возможно их частичное или полное восстановление, например:

Химические свойства галогенов

Галогенами называют химические элементы VIIA группы (F, Cl, Br, I, At), а также образуемые ими простые вещества. Здесь и далее по тексту, если не сказано иное, под галогенами будут пониматься именно простые вещества.

Все галогены имеют молекулярное строение, что обусловливает низкие температуры плавления и кипения данных веществ. Молекулы галогенов двухатомны, т.е. их формулу можно записать в общем виде как Hal2.

Следует отметить такое специфическое физическое свойство йода, как его способность к сублимации или, иначе говоря, возгонке. Возгонкой, называют явление, при котором вещество, находящееся в твердом состоянии, при нагревании не плавится, а, минуя жидкую фазу, сразу же переходит в газообразное состояние.

Электронное строение внешнего энергетического уровня атома любого галогена имеет вид ns2np5, где n – номер периода таблицы Менделеева, в котором расположен галоген.

Как можно заметить, до восьмиэлектронной внешней оболочки атомам галогенов не хватает всего одного электрона. Из этого логично предположить преимущественно окисляющие свойства свободных галогенов, что подтверждается и на практике.

Как известно, электроотрицательность неметаллов при движении вниз по подгруппе снижается, в связи с чем активность галогенов уменьшается в ряду:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Взаимодействие галогенов с простыми веществами

Все галогены являются высокоактивными веществами и реагируют с большинством простых веществ.

Однако, следует отметить, что фтор из-за своей чрезвычайно высокой реакционной способности может реагировать даже с теми простыми веществами, с которыми не могут реагировать остальные галогены.

К таким простым веществам относятся кислород, углерод (алмаз), азот, платина, золото и некоторые благородные газы (ксенон и криптон). Т.е. фактически, фтор не реагирует лишь с некоторыми благородными газами.

Остальные галогены, т.е. хлор, бром и йод, также являются активными веществами, однако менее активными, чем фтор. Они реагируют практически со всеми простыми веществами, кроме кислорода, азота, углерода в виде алмаза, платины, золота и благородных газов.

Взаимодействие галогенов с неметаллами

водородом

• При взаимодействии всех галогенов с водородом образуются галогеноводороды с общей формулой HHal. При этом, реакция фтора с водородом начинается самопроизвольно даже в темноте и протекает со взрывом в соответствии с уравнением:
• Реакция хлора с водородом может быть инициирована интенсивным ультрафиолетовым облучением или нагреванием. Также протекает со взрывом:
• Бром и йод реагируют с водородом только при нагревании и при этом, реакция с йодом является обратимой:

фосфором

1. Взаимодействие фтора с фосфором приводит к окислению фосфора до высшей степени окисления (+5).

   При этом происходит образование пентафторида фосфора:

2. При взаимодействии хлора и брома с фосфором возможно получение галогенидов фосфора как в степени окисления + 3, так и в степени окисления +5, что зависит от пропорций реагирующих веществ:
3. При этом в случае белого фосфора в атмосфере фтора, хлора или жидком броме реакция начинается самопроизвольно.
4. Взаимодействие же фосфора с йодом может привести к образованию только триодида фосфора из-за существенно меньшей, чем у остальных галогенов окисляющей способности:

серой

Фтор окисляет серу до высшей степени окисления +6, образуя гексафторид серы:

Хлор и бром реагируют с серой, образуя соединения, содержащие серу в крайне не свойственных ей степенях окисления +1 и +2. Данные взаимодействия являются весьма специфичными, и для сдачи ЕГЭ по химии умение записывать уравнения этих взаимодействий не обязательно. Поэтому три нижеследующих уравнения даны скорее для ознакомления:

Взаимодействие галогенов с металлами

• Как уже было сказано выше, фтор способен реагировать со всеми металлами, даже такими малоактивными как платина и золото:
• Остальные галогены реагируют со всеми металлами кроме платины и золота:

Реакции галогенов со сложными веществами

Реакции замещения с галогенами

Более активные галогены, т.е. химические элементы которых расположены выше в таблице Менделеева, способны вытеснять менее активные галогены из образуемых ими галогеноводородных кислот и галогенидов металлов:

1. Аналогичным образом, бром вытесняет серу из растворов сульфидов и сероводорода:
2. Хлор является более сильным окислителем и окисляет сероводород в его водном растворе не до серы, а до серной кислоты:

Взаимодействие галогенов с водой

Вода горит во фторе синим пламенем в соответствии с уравнением реакции:

Бром и хлор реагируют с водой иначе, чем фтор. Если фтор выступал в роли окислителя, то хлор и бром диспропорционируют в воде, образуя смесь кислот. При этом реакции обратимы:

• Взаимодействие йода с водой протекает в настолько ничтожно малой степени, что им можно пренебречь и считать, что реакция не протекает вовсе.

Взаимодействие галогенов с растворами щелочей

Фтор при взаимодействии с водным раствором щелочи опять же выступает в роли окислителя:

Умение записывать данное уравнение не требуется для сдачи ЕГЭ. Достаточно знать факт о возможности такого взаимодействия и окислительной роли фтора в этой реакции.

В отличие от фтора, остальные галогены в растворах щелочей диспропорционируют, то есть одновременно и повышают и понижают свою степень окисления. При этом, в случае хлора и брома в зависимости от температуры возможно протекание по двум разным направлениям. В частности, на холоду реакции протекают следующим образом:

1. а при нагревании:

Йод реагирует с щелочами исключительно по второму варианту, т.е. с образованием йодата, т.к. гипоиодит не устойчив не только при нагревании, но также при обычной температуре и даже на холоду:

Бром

Бром (от др.-греч. βρῶμος — «вонючка», «вонючий») — химический элемент с атомным номером 35. 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.. 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 йода и хлора. Летуч, ядовит.

Молекула брома двухатомна (формула Br2).

Бром был независимо открыт двумя химиками: Карлом Якобом Лёвихом (нем. Carl Jacob Löwig) в 1825 году, и Антуаном Жеромом Баларом в 1826 году. 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 названия

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

Нахождение в природе

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). 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),
2. рассолы соляных озёр,
3. щёлок калийных производств,
4. подземные воды нефтяных и газовых месторождений.

Получение

Австралийский эмболит — Ag(Cl, Br)

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

 Cl2 + 2 Br− ⟶ 2Cl− + Br2

Затем элементный бром выделяют из раствора потоком водяного пара или воздуха и конденсируют.

Физические свойства

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) кристаллы ромбической сингонии, параметры ячейки a = 0,667 нм, b = 0,448 нм, c = 0,872 нм.

Изотопы

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

Химические свойства

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:

 Br2 + H2O ⟶ HBr + HBrO

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 йодом. При реакции брома с растворами йодидов выделяется свободный йод:

 Br2 + 2KI ⟶ I2↓ + 2KBr

Напротив, при действии хлора на бромиды, находящиеся в водных растворах, выделяется свободный бром:

 Cl2 + 2KBr ⟶ Br2 + 2KCl

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 BrF3 и BrF5, с йодом — IBr. 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:

 2Au + 3Br2 ⟶ 2AuBr3

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:

 C2H4 + Br2 ⟶ C2H4Br2

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:

 3Br2 + 3Na2CO3 ⟶ 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2

Реагирует с родановодородом:

 HSCN + Br2 ⟶ BrCN + HBr + S↓

Бромсодержащие кислоты

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

Применение

В химии

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

Промышленное применение

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 медицине

• В медицине бромид натрия и бромид калия применяют как успокаивающие средства.

В производстве оружия

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

Физиологическое действие

Бром и его пары 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. ЛД50 при пероральном введении для крыс составляет 1700 мг/кг. Для человека смертельная доза перорально составляет 14 мг/кг. При отравлении парами брома пострадавшего нужно немедленно вывести на свежий воздух (как можно в 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 значение

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. Тем не менее, не было отмечено никаких чётких симптомов или синдромов дефицита при полном удалении брома из пищи. 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. 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.

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. Эфирное масло гавайской водоросли Asparagopsis taxiformis состоит из 80 % бромоформа.

Большинство таких броморганических соединений в море синтезируется водорослями под действием уникального фермента, ванадийбромпероксидазы.

Особенности работы

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:

 3Br2 + 3Na2CO3 ⟶ 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2↑

либо влажной пищевой содой:

 6NaHCO3 + 3Br2 ⟶ 5NaBr + NaBrO3 + 6CO2↑ + 3H2O

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.

Лучше всего 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.

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.

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.

ПОИСК

    Натрий довольно широко применяется в качестве теплоносителя в различных энергетических установках.

Он обладает достаточно хорошими физическими и теплофизическими свойствами, позволяющими осуществлять интенсивный теплосъем в различных теплообменных аппаратах (теплотворная способность 2180ккал/кг коэффициент теплопроводности, кал (см-с-град), 0,317 при 21 °С и 0,205 при 100 °С). Вместе с тем натрий характеризуется и существенными недостатками.

Он обладает высокой химической активностью, благодаря которой он реагирует со многими химическими элементами и соединениями. При его горении выделяется большое количество тепла, что приводит к росту температуры и давления в помещениях.

Он обладает большой реакционной способностью [температура горения около 900 °С, температура самовоспламенения в воздухе 330—360 °С, температура самовоспламенения в кислороде 118°С, минимальное содержание кислорода, необходимое для горения, 5 % объема, скорость выгорания 0,7—0,9 кг/ /(м2-мин)].

При сгорании в избытке кислорода образуется перекись NaaOa, которая с легкоокисляющимися веществами (порошками алюминия, серой, углем и др.) реагирует очень энергично, иногда со взрывом.

Карбиды щелочных металлов обладают большой химической активностью в атмосфере углекислого и сернистого газов они самовоспламеняются энергично и взаимодействуют с водой со взрывом. Твердая углекислота взрывается с расплавленным натрием при температуре 350 °С. Реакция с водой начинается при температуре —98 °С с выделением водорода.

Азотистое соединение NaNa взрывается при температуре, близкой к плавлению. В хлоре и фторе натрий воспламеняется при обычной температуре, с бромом взаимодействует при темпера- [c.115]     В атмосфере фтора и хлора эти металлы Самовоспламеняются Взаимодействие их с жидким бромом сопровождается взрывом.

При нагревании они легко взаимодействуют с серой, водородом и другими неметаллами. С металлами образуют большей частью интерметаллические соединения. [c.535]

    Медь, олово и многие другие металлы сгорают в хлоре, образуя соответствующие соли. Подобным же образом взаимодействуют с металлами бром и йод. Во всех этих случаях атомы металла отдают электроны, т. е. окисляются, а атомы галогенов присоединяют электроны, т. е. восстанавливаются. Эта способность присоединять электроны, резко выраженная у атомов галогенов, является их характерным химическим свойством. Следовательно, галогены — очень энергичные окислители. [c.479]

    При комнатной температуре молибден устойчив на воздухе и в кислороде. С водородом молибден не взаимодействует, поэтому спекание заготовок из молибдена производят в атмосфере водорода. Молибден взаимодействует с азотом, который придает металлу хрупкость.

Со фтором молибден взаимодействует при обычной температуре, с хлором—при 250° С, с бромом — при 450° С с парами йода не взаимодействует при температурах до 800° С пары воды разрушают молибден при 700°С. Азотирование молибдена начинается при 1500° С. При действии СО наблюдается цементация молибдена при 1400° С, а в СО2—-заметное окисление при 1200° С.

Сера взаимодействует с молибденом при красном калении, а H2S — при 1200° С. [c.292]

    Медь подвергается сильной коррозии и при действии газовых сред — хлор, бром, йод, пары серы, сероводород, углекислота разрушают медь. В особенности интенсивная коррозия меди имеет место при действии на нее водорода при высоких температурах. Этот вид разрушения известен под названием водородной болезни .

Технические марки меди всегда загрязнены примесью закиси меди, которая при взаимодействии с водородом восстанавливается до металлической с образованием паров воды. Образующиеся при указанной реакции пары воды стремятся выделиться и нарушают связь между отдельными кристаллитами металла, вследствие чего медь становится хрупкой, дает трещины и не выдерживает динамических нагрузок.

С повышением температуры водородная хрупкость меди увеличивается (рис. 174). [c.249]

    Галлий и индий в сухом воздухе при обычной температуре не изменяются, а таллий покрывается серой пленкой оксида. При накаливании (За и 1п энергично соединяются с кислородом и серой, при нагревании — с йодом, а с хлором и бромом взаимодействуют при обычной температуре. Как и алюминий, они легко образуют сплавы с другими металлами. [c.476]

    По химическим свойствам это активнейший металл. На воздухе тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты окисления. При обычной температуре самовоспламеняется в атмосфере фтора и хлора. При небольшом подогревании энергично взаимодействует с жидким бромом, серой, иодом, водородом и др. [c.488]

    Фторирование углеводородов осуществлялось несколькими путями. Их можно классифицировать следующим образом а) реакция с элементарным фтором б) реакция с фторидом металла в) электролиз в безводном фтористом водороде г) реакция с хлором (или бромом) с последующим обменом галоида в результате взаимодействия с неорганическим фторидом или фтористым водородом. [c.68]

    Органические сульфиды образуют стабильные комплексные соединения с галогенами, органическими галоидпроизводными, галогенидами — тяжелых металлов и некоторыми другими веществами. Природа сил взаимодействия при комплексообразовании сульфидов с этими соединениями изучена недостаточно.

Полагают [47], что донорно-акцепторная связь осуществляется за счет передачи неподеленной пары электронов атома серы на свободную валентную орбиталь атома металла (ртути, алюминия, олова, титана и др.).

На структуру и свойства комплексных соединений влияют условия их образования, химическое строение сульфида и соединения, вступающего с ним в реакцию [48].

При взаимодействии сульфидов с бромом или иодом иногда образуются кристаллические комплексные соединения, а при взаимодействии с йодистыми алкилами и галогенированными жирными кислотами — кристаллические сульфониевые соли.

Наиболее стабильны комплексные соединения сульфидов с галогенидами ртути, ацетатом ртути, солями платины, олова, титана, палладия, алюминия. В зависимости от химического строения и условий комплексообразования сульфиды могут присоединять различное число молекул одного и того же комплексообразователя (акцептора). [c.118]

    Жидкий бром взаимодействует при комнатной температуре со многими металлами. К ним относятся медь, серебро, алюминий, олово, титан, хром, железо, углеродистые стали и т.д. Для хранения жидкого брома предложены стальные емкости, гомогенно освинцованные внутри. Применяют также покрытия из чистого никеля. [c.32]

    Бром является чрезвычайно химически активным веществом и, как уже указывалось, он легко вступает в реакцию почти со всеми элементами. Взаимодействие брома с серой, селеном, теллуром, фосфором, мышьяком, сурьмой, висмутом сопровождается сильным разогреванием, иногда даже появлением пламени.

Так же энергично бром взаимодействует с некоторыми металлами, например калием, алюминием и золотом. Однако многие металлы трудно реагируют с сухим бромом это объясняется образованием на поверхности металла защитной пленки бромида, нерастворимого в броме, которая предохраняет металл от дальнейшего взаимодействия с ним.

 [c.91]

    Только платина и иридий вполне стойки к действию азотной и концентрированной серной кислот, остальные платиновые металлы медленно с ними реагируют (в виде порошка быстрее).

Все плати новые металлы при нагревании реагируют с хлором. Жидкий бром медленно взаимодействует с платиной уже при комнатной темпе ратуре.

При нагревании платиновые металлы реагируют с серой, фосфором, кремнием и другими элементными веществами. [c.575]

    При обычной температуре оба металла реагируют с фтором, с хлором / реагирует при >300° С, а Мо — при 700—800° С, с парами брома реагирует только Мо при 900—1000° С, с парами йода оба металла не взаимодействуют. [c.306]

    Жидкий бром способен химически взаимодействовать со многими металлами при обычных температурах. Он заметно разрушает углеродистую сталь и титан, меньше — никель и незначительно — железо, свинец, платину и золото. [c.141]

    Трифторид брома является превосходным реагентом и растворителем при получении тройных фторидов [25, 26]. Например, комплексы типа MRuFe, где М—щелочной металл, получают взаимодействием M I или МВг, ВгРз с металлическим рутением или хлоридом рутения [144, 145].

Эмелеус [26] и Шарп [25] провели обстоятельные физико-химические исследования химии трифторида брома и установили область его применения. В частности, ими проведено кондуктометрическое титрование растворов моновалентных фторидов растворами акцепторных фторидов в вакуумной системе.

Для чисто препаративных целей методику этих исследований можно упростить, если получаемый продукт не слишком чувствителен к воздуху.

Авторами данной работы было установлено, что можно медленно добавлять стехиометрические количества металлов или фторидов металлов к фторидам брома в тефлоновом стакане [c.333]

    Иногда реакцию галогенирования проводят бромом в присутствии железных стружек. В этом случае в первую очередь происходит взаимодействие металла с галогеном с образованием РеВгз. Таким способом генерируется весьма активная и компактная электрофильная частица. [c.373]

    Калий и его аналоги — исключительно реакционноспособные металлы. На воздухе калий тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты взаимодействия цезий и рубидий самовоспламеняются.

В атмосфере фтора и хлора эти металлы самовоспламеняются при обычных условиях. Взаимодействие их с жидким бромом сопровождается сильным взрывом. При нагревании они легко взаимодействуют с серой, водородом и другими неметаллами.

С металлами они образуют большей частью интерметаллические соединения. [c.594]

    Осадок растворяют в соляной кислоте при этом образуются хлорид металла и свободный оксихинолин. К раствору прибавляют бромистый калий и титруют его из бюретки раствором КВгО, известной концентрации. При взаимодействии КЕгО, и КВг в кислой среде выделяется бром, реагирующий с оксихинолином. После превращения всего оксихинолина в бромпроизводное в растворе появляется избыток брома, который легко обнаружить по обесцвечиванию им красителей. [c.104]

    Г идроокиси щелочных металлов + бром Взаимодействуют с образованием висмутатов МеВЮз [c.357]

    Вещество Б не проводит электрический ток, значит, это неметалл. Жидкий при обычных условиях неметалл известен лишь один — бром. Твердое с хорошей электропроводностью вещество А должно быть металлом.

При взаимодействии металла с бролюм образуется бромид металла. Металл сравнительно малоактивен, что следует из результатов электролиза водного раствора его бромида.

Кроме того, раствор его соли имеет голубую окраску, а это свойственно соединениям меди. [c.184]

    Галогениды железа, кобальта и никеля сравнительно немногочисленны и отвечают наиболее характерным степеням окисления +2 и +3. Отмеченная выше тенденция к уменьшению стабильности степени окисления -ЬЗ в ряду Ре—Со—N1 отчетливо проявляется в галогенидах.

На эту закономерность накладывается и уменьшение окислительной активности галогена в ряду Р—С1—Вг—I. Так, для железа известны галогениды РеГз и РеГз с фотором, хлором и бромом. Взаимодействие с иодом приводит к образованию РеТа. При непосредственном взаимодействии образуются РеРз, РеС1з и РеВгд.

Дигалогениды получают лишь косвенным путем — растворением металла (или его оксида) в соответствующей галогеноводородной кислоте. [c.405]

    Карбонил. Вольфрам образует с окисью углерода гексакарбонил Ш(СО) й. Это блестящие, бесцветные кристаллы, возгоняющиеся при нагревании выше 50° и разлагающиеся выше 100—150°. При их разложении на стенках сосуда образуется блестящий зеркальный налет металла.

Ш(СО)в получается действием окиси углерода на порошок вольфрама при низком давлении и высокой температуре, а также восстановлением УС1з цинком или алюминием при 70—100° в этиловом спирте под давлением 145—220 атм окиси углерода. При термической диссоциации Ш(СО)в образуются тетракарбонил Ш(С0)4, три-карбонил Ш(СО)з и др.

Гексакарбонил при комнатной температуре устойчив против действия воды, крепких серной, соляной и разбавленной азотной кислот. Вода не растворяет его, спирт и эфир растворяют незначительно, а хлороформ — хорошо. Ш(СО) з кипит под давлением при 175°. Хлор и бром, взаимодействуя с ним, образуют галогениды вольфрама.

Ш(СО) в образует производные с рядом органических соединений — аминами и др. Может быть использован для получения вольфрамовых покрытий и как полупродукт для получения хлоридов и органических соединений вольфрама. [c.239]

    При взаимодействии серы с большинством металлов при повышенных температурах образуются сульфиды и полисульфиды. Исключение составляют золото и некоторые металлы платиновой группы. Жидкий бром взаимодействует уже при комнатной температуре со многими металлами.

К ним относятся медь, серебро, алюминий, олово, свииец, титан, ванадий, ниобий, хром, молибден, вольфрам, железо, кобальт, никель. Чистые жидкие органические неэлектролиты типа бензола, хлороформа не вызывают коррозии металлов.

Ряд примесей, которые могут содержаться в них, например иод, вода, способствуют коррозии металлов. Серебро с иодом, растворенным в хлороформе, взаимодействует при комнатной температуре с образованием пленки иодида серебра.

Проведенные исследования показали, что скорость взаимодействия серебра с иодом контролируется скоростью диффузии иода через пленку иодвда серебра, что и определяет параболическую зависимость толщины пленки от времени коррозии. [c.30]

    В присутствии воды и при повышенной температуре металлы, 1егко взаимодействуют с бромом. Наиболее устойчивыми к действию брома в присутствии влаги являются серебро и свинеп. образующие труднорастворимые в воде бромиды, а также платина и тантал.

С углеродом бром непосредственно не соединяется даже при высокой температуре. С водородом бром реагирует только при повышенной температуре, а также при действии света и катализаторов. При сильном нагревании реакция южeт сопровождаться взрывом.

Многие реакции, в которых участвует бром, в частности большинство реакций взаимодействия брома с органическими веществами, являются цепными. В обычных условиях такие реакции не идут, в особенности в темноте, с тщательно высушенными веществами и в отсутствие катализаторов.

При действии света или катализаторов образуются свободные атомы брома, которые инициируют реакцию, протекающую по цепному механизму. [c.91]

    Фтор реагирует со всеми металлами на холоду, хлор — при нагревании, бром—только с хромом и молибденом, иод — только с хромом. С азотом металлы группы хрома р.

заимодействуют при температурах выше 1000 «С с образованием нитридов.

С серой и фосфором при высоких температурах порошкообразные металлы взаимодействуют с образованием разнообразных по составу сульфидов и фосфидов. [c.282]

    Со всеми галогенами олово и свинец взаимодействуют с образованием тетрага.иидов. Но тетрабромид,и тетраиодид свинца неустойчивы, поэтому при действии брома и иода на свинец получаются дибромид и дииодид.

Реакции начинаются уже на холоду и идут энергично при сравнительно небольшом нагревании. На воздухе при обычной температуре олово вполне устойчиво, свинец же постепенно покрывается оксидной пленкой, которая предохраняет его от дальнейшего окисления.

При пягревапии подвергается окислению и олово.

Олово и свинец легко взаимодействуют с серой, образуя соответствующие сульфиды с селеном и теллуром они взаимодействуют при нагревании, с азотом непосредственно не соединяются с большинством металлов образуют сплавы, содержащие, как правило, иитерметаллические соединения. [c.341]

    Характерным для сульфидов является также образование комплексов донорно-акцепторного типа. Было установлено [2], что при взаимодействии природных нефтяных сульфидов (а также синтетических сульфидов) с иодом, бромом, галоидными алкилами и галоидпроизводными металлов (АШгд, Sn l4, Ti l4, Hg lj) получаются прочные комплексы. [c.16]

    Весьма активно реагируют с металлами расплавленная сера, жидкий бром. Углеродистая сталь подвергается химической коррозии при контакте с четыреххлористым углеродом и другими хлорзамеш,енными растворителями.

При взаимодействии сернистых соединений и серы с углеродистыми сталями на их поверхности образуются сульфиды (от пирита РеЗг до пирротита Ре5). При концентрации сероводорода более 0,05% скорость коррозии стали может достигнуть 5 мм/год.

Стойкими к воздействию сероводорода и других сернистых соединений являются алюминий, стали с добавкой хрома, кремния и алюминия, а также хромоникелевые стали. [c.27]

    По новому методу, опнсапному Причардом, (1 талевую кислоту получают с 75%-ным выходом при взаимодействии бром- или хлорбензола с СО, карбонатом щелочного металла и тетракарбонилом никеля в качестве катализатора при 250—375° под давлением 300—600 ат. Возможно, что пр 1 этом промежуточно образуется ангидрид бсизойно11 кислоты  [c.653]

Химические свойства брома

Основные тенденции в изменении свойств при переходе от хлора к брому обусловлены увеличением размера валентной оболочки и атома в целом. Энергия связи валентных электронов с ядром уменьшается и, как следствие этого, снижается и потенциал ионизации, и сродство к электрону.

Увеличение размеров атомов, а значит, и межатомных расстояний в молекулах приводит к снижению энергии связи, как в молекуле брома, так и в соединениях брома с другими элементами. Энтальпии образования бромидов менее экзотермичны, чем хлоридов.

С другой стороны, у брома по сравнению с хлором и фтором больше размеры атомов и общее число электронов в молекуле, а поэтому сильнее межмолекулярное взаимодействие. Следствием этого является то, что температура кипения брома выше, чем фтора и хлора.

При стандартных условиях бром – жидкость. Молярная концентрация вещества в жидкой фазе больше, чем в газе, и реакции с жидким бромом протекают зачастую более энергично, чем с газообразным хлором.

Например, компактные алюминий и железо, не реагирующие с хлором при комнатной температуре, возгораются в жидком броме при непродолжительном нагревании, хотя энтальпии образования бромидов менее экзотермичны, чем соответствующих хлоридов:

• Al(тв) + 3/2Br2(ж) = AlBr3(тв), ΔH°298 = -513 кДж/моль
• Al(тв) + 3/2Cl2(г) = AlBr3(тв), ΔH°298 = -704 кДж/моль
• Fe(тв) + 3/2Br(тв) = FeBr3(тв), ΔH°298 = -269 кДж/моль
• Fe(тв) + 3/2Cl2(г) = FeBr3(тв), ΔH°298 = -399 кДж/моль
• Следовательно, различия в течении реакций определяются исключительно кинетическими причинами.

Химическая активность брома ниже, чем хлора, но еще достаточно высока. Со многими металлами и неметаллами он химически взаимодействует при обычных условиях. Так, например, железо, цинк, алюминий горят в жидком броме, реакция между кристаллическим фосфором и бромом идет при обычных условиях. Бром по активности мало уступает хлору.

1. Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при повышенной температуре и, по-видимому, включает цепные процессы.
2. Na2SO3 + Br2 + H2O = Na2SO4 + 2HBr
3. BaS + 4Br2 + 4H2O = BaSO4 + 8HBr – эту реакцию проводят для получения раствора HBr.
4. Непосредственно бром не реагирует с кислородом, азотом, углеродом и благородными газами. Бром окисляется более легкими галогенами:
5. 5Cl2 + Br2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl
6. Реакции с кислородом не идут из-за очень низкой устойчивости оксидов всех галогенов.

В отличие от хлора, основные электроны атома брома включают не только s- и p-, но d-электроны. У атома брома имеет место 18-ти электронный предвнешний слой. Следствием этого является то, что вакантные d-АО атома брома меньше экранированы от положительного заряда ядра и менее эффективно участвуют в образовании связей.

Соединения с положительными степенями окисления для брома менее характерны, чем для хлора. Это явление, известное как “вторичная периодичность”, которая особенно обнаруживается в кислородных соединениях брома. При этом 10 электронов 3d атомных орбиталей являются кайносимметричными, поэтому сильнее притянуты к атомному ядру.

Это главная причина, почему только сравнительно недавно (1968 г.) были получены производные брома в степени окисления +7, в частности бромная кислота HBrO4, при этом в качестве окислителя использовался XeF2.

• Бром также как и хлор диспропорционирует в водном растворе, но склонность к диспропорционированию у него выражена менее ярко:
• Br2 + H2O – HBr + HBrO (1), Кг = 4·10-9, Кр = 7,2·10-9, рК = 8,2
• 3BrO– ↔ BrO3– + 2Br– (2)
• 4BrO– ↔ BrO4– + 3Br–
• Образующаяся в реакции (1) бромноватистая кислота не выделена в индивидуальном состоянии и может существовать лишь в разбавленных растворах.

Диспропорционирование аниона BrO– протекает довольно быстро уже при комнатной температуре, поэтому растворы, содержащие этот анион можно готовить или хранить лишь при температуре около 0 °C. Даже при слабом нагревании таких растворов по реакции (2) быстро образуется анион BrO3–. Впрочем, для практического получения последнего удобнее окислять горячий щелочной раствор бромида хлором.

Чтобы получить производные BrO4– нужны чрезвычайно сильные окислители.

4BrO3– ↔ 3BrO4– + Br–, Kp ≈ 10-50