Бромоводород (>jkbkfk;kjk;)

Бромоводород
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 и 11,66 эВ
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, 20,003 бар, 26,5 бар и 40,7 бар
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты $pK_{a}$	≈ −9
Растворимость
• в воде	193 (20 °C)
Структура
Дипольный момент	0,24 Д
Классификация
Рег. номер CAS	10035-10-6
PubChem	260 и 22169024
Рег. номер EINECS	233-113-0
SMILES	Br
InChI	InChI=1S/BrH/h1H CPELXLSAUQHCOX-UHFFFAOYSA-N
RTECS	MW3850000
ChEBI	47266
Номер ООН	1048
ChemSpider	255
Безопасность
Пиктограммы СГС
NFPA 704	0 3 0 COR
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

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

Получение

В промышленности бромоводород получают непосредственным взаимодействием простых веществ:

${\ce {H2{}+Br2->[200-400~^{\circ }{\text{C, Pt}}]2HBr}}$

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

В лаборатории получают гидролизом трибромида или пентабромида фосфора:

${\ce {PBr3 + 3 H2O -> H3PO3 + 3 HBr ^}}$

${\ce {PBr5 + 4 H2O -> H3PO4 + 5 HBr ^}}$

Восстановление брома несколькими способами:

${\ce {3Br2{}+S{}+4H2O->[100-150~^{\circ }{\text{C}}]H2SO4{}+6HBr}}$

${\ce {Br2 + KNO2 + H2O -> KNO3 + 2 HBr ^}}$

Вытеснение из бромидов щелочных металлов разбавленной кислотой:

${\ce {KBr + H2SO4 ->[{\ce {H2O}}] KHSO4 + HBr ^}}$

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

${\ce {2H_2O + 2Br_2 ->[h\nu, +100^oC] 4HBr ^ + O_2 ^}}$

Физические свойства

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

Водный раствор бромистого водорода образует сильную одноосновную кислоту:

${\ce {HBr + H2O <=> Br^- + H3O^+}},\quad pK=-9$

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

${\ce {2 HBr <=> H2 + Br2}}$

Как кислота реагирует с металлами, их оксидами, основаниями:

${\ce {2 HBr + Mg -> MgBr2 + H2 ^}}$

${\ce {2 HBr + CaO -> CaBr2 + H2O}}$

${\ce {2 HBr + Ba(OH)2 -> BaBr2 + 2 H2O}}$

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

${\ce {4 HBr + O2 -> 2 Br2 + 2 H2O}}$

Применение

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

Транспортировка

Безводный HBr транспортируют в баллонах ёмкостью 6,8 и 68 кг под давлением 24 атм.

Токсичность

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

Литература

• 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.