Бром

Бром — хемиски елемент со симбол Br и атомски број 35. Тој е третиот најлесен халоген, и е црвено-кафеава испарлива течност при стандардна собна температура и формира слично обоен гас. Неговите својства се нешто меѓу оние на хлорот и на јодот. Независно изолиран од двајца хемичари, Карл Јакоб Левиг (во 1825) и Антоан Жером Балард (во 1826), неговото име е изведено од античка грчка βρῶμος ("смрдеа"), наведувајќи го својот остар и непријатен мирис.

Елементарниот бром е многу реактивен и затоа не се јавува слободен во природата, туку во безбојни растворливи кристални минерални халидни соли, аналогно на готварска сол. Иако е многу редок во Земјината кора, високата растворливост на јони од бромид (Br−) предизвикала негова акумулација во океаните. Комерцијално, елементот лесно се извлекува од солени базени, најмногу во САД, Израел и Кина. Масата на бром во океаните е околу една тристотитина од онаа на хлор.

На високи температури органобромските соединенија лесно се дисоцираат за да се ослободат атомите на слободниот бром, процес кој ги запира реакциите на хемискиот ланец на слободните радикали. Овој ефект ги прави органобромските соединенија корисни како противпожарни супстанции, а повеќе од половина од бромот произведен во светот секоја година се користи за оваа цел. Истото својство предизвикува ултравиолетовата сончева светлина да ги дисоцира испарливите органобромски соединенија во атмосферата за да даде слободни атоми на броми, што предизвикува осиромашување на озонската обвивка. Како резултат на тоа, многу органобромидни соединенија, како што е пестицид метил бромидот, веќе не се користат. Бром соединенијата сè уште се користат во дупчење на течности, во фотографски филм и како медијатор во производството на органски хемикалии.

Големи количини на бромидни соли се токсични од дејството на растворлив јон на бромид, што предизвикува бромизам. Меѓутоа, неодамна е разјаснета јасна биолошка улога за бромиден јон и хипобромната киселина, а сега се чини дека бромот е суштински трагачки елемент кај луѓето. Улогата на биолошките органоброми соединенија во морскиот живот, како што се алгите, е одамна позната. Како фармацевт, едноставниот бромиден јон (Br−) има инхибиторни ефекти врз централниот нервен систем, а солите од бромид некогаш биле главен медицински седатив, пред замена со лекови со пократко дејство. Тие ги задржуваат нишките користи како антиепилептици.

Историја

Бромот беше независно откриен од двајца хемичари, Карл Јакоб Левиг и Антоан Жером Балард, во 1825 и 1826 година, соодветно.

Левиг изолирал бром од изворот на минерална вода од неговиот роден град Бад Кројцнах во 1825 година. Левиг користел раствор од минерална сол заситена со хлор и го извлекол бромот со диетил етер. По испарувањето на етерот останало кафена течност. Со оваа течност како примерок од неговата работа тој аплицирал за позицијата во лабораторијата на Леополд Гмелин во Хајделберг. Објавувањето на резултатите беше одложено и Балард прв ги објави своите резултати.

Балад пронајде хемикалии од бром во пепел од морска трева N од блато од сол на Монпелие. Морската трева се користела за производство на јод, но исто така содржи и бром. Balard го дестилирал бромот од раствор од пепел од морска трева заситен со хлор. Одликите на добиената супстанција беа нешто меѓу помеѓу хлорот и јодот; па така тој се обидел да докаже дека супстанцијата е јоден монохлорид (ICl), но откако не успеал да го стори тоа, бил сигурен дека нашол нов елемент и го нарекол мурид, кој произлегува од латинскиот збор muria за саламура.

По француските хемичари Луис Никола Вакелин, Луј Жак Тенард и Жозеф Геј-Лисак ги одобрија експериментите на младиот аптекар Балад, резултатите беа презентирани на предавање на Академијата за наука и објавено во Annales de Chimie et Physique. Во своето објавување, Балард вели дека го сменил името од мурид во бром, на предлог на М. Англада. Brôme (бром) потекнува од грчкиот βρωμος (смрдеа). Други извори тврдат дека францускиот хемичар и физичар Жозеф Геј-Лисак го предложил името brôme за карактеристичниот мирис на пареата. Бромот не бил произведуван во големи количини до 1858 година, кога откривањето на депозитите на солта во Штасфурт овозможило негово производство како нуспроизвод од поташа.Greenwood and Earnshaw, p. 790

Освен некои помали медицински апликации, првата комерцијална употреба била дагереотипија. Во 1840 година, откриено е дека бромот има некои предности во однос на претходно користената пареа на јод за да се создаде светлосензистентен слој на сребро-халид во дагеротипијата.

Калиумбромидот и натриум бромидот се користеле како антиконвулзиви и седативи кон крајот на 19 и почетокот на 20 век, но постепено биле заменувани со хлорален хидрат, а потоа со барбитурати. Во раните години на Првата светска војна, бромските соединенија, како што е килил бромидот, биле користени како отровен гас.

Својства

Бром е трет халоген, кој е неметал во групата 17 од периодниот систем. Неговите својства се слични на оние на флуор, хлор и јод, и имаат тенденција да бидат нешто меѓу оние од двата соседни халогени, хлор и јод. Бром има електронска конфигурација [Ar]3d104s24p5, со седумте електрони во четвртата и најоддалечената школка кои делуваат како валентни електрони. Како и сите халогени, тоа е еден електрон помалку од целосен октет и оттука е силен оксидирачки агенс, реагирајќи со многу елементи за да ја комплетира својата надворешна обвивка.Greenwood and Earnshaw, pp. 800–4 Кореспондира со периодичните закони, тој е полупроизвод во електронегативноста меѓу хлорот и јодот (F: 3.98, Cl: 3.16, Br: 2.96, I: 2.66), и е помалку реактивен од хлорот и е повеќе реактивен од јод. Тоа е, исто така, послаб оксидирачки агенс од хлорот, но посилен од јодот. Спротивно на тоа, јон на бромид е послаб редуцирачки агенс отколку јодид, но посилен од хлоридот. Овие сличности доведоа до тоа дека хлорот, бромот и јодот се класифицираат како еден од оригиналните триади на Јохан Волфганг Деберајнер, чија работа беше проследена со периодичниот закон за хемиски елементи. Тоа е нешто меѓу во атомски полупречник помеѓу хлорот и јодот, што доведува до многу од неговите атомски својства да бидат слично помеѓу во вредност меѓу хлорот и јодот, како што се првата енергија на јонизација, електронскиот афинитет, енталпијата на дисоцијација на X2 молекулата (X = Cl , Br, I), јонски полупречник и должина на X-X врска. Нестабилноста на бромот го нагласува својот многу продорен, задушувачки и непријатен мирис.Greenwood and Earnshaw, p. 793–4

Сите четири стабилни халогени ги доживуваат меѓумолекулските ван дер Валсови сили на привлекување, а нивната сила се зголемува заедно со бројот на електрони меѓу сите еднојадрени двоатомски халогени молекули. Така, точките на топење и вриење на бром се средни помеѓу хлорот и јодот. Како резултат на зголемената молекуларна тежина на халогените надолу во групата, густината и топлината на соединување и испарување на бромот повторно се помеѓу хлорот и јодот, иако сите нивни загревања на испарување се прилично ниски (што доведува до голема нестабилност) благодарение на нивната двоатомска молекуларна структура. Халогените потемнуваат во боја, како што групата се спушта: флуор е многу бледо жолт гас, хлор е зелено-жолт, а бромот е црвеникаво-кафеава испарлива течност која се топи на −7.2 °C и врие на 58.8 °C. (Јод е во сјајна црна цврста состојба.) Овој тренд се јавува поради тоа што брановите должини на видливата светлина апсорбирани од халогените се зголемуваат групата надолу во групата. Специфично, бојата на халоген, како што е бромот, е резултат на транзицијата на електрони помеѓу највисокото окупирано антитело πg молекуларен орбитал и најниското незаштитено антитело σu молекуларен орбитал.Greenwood and Earnshaw, pp. 804–9 Бојата избледува на ниски температури, така што цврстиот бром на −195 °C е бледо жолт.

Како цврст хлор и јод, цврстиот бром кристализира во ортохомбичниот кристален систем, во слоевита решетка од Br2 молекулите. Растојанието Br-Br е 227 pm (во близина на гасното Br-Br растојание од 228 pm) и Br···Brr растојанието помеѓу молекулите е 331 pm во слој и 399 pm помеѓу слоевите (споредете го ван дер Валсовиот полупречникот на бром, 195 pm). Оваа структура значи дека бромот е многу сиромашен проводник на електрицитет, со спроводливост од околу 5 × 10−13 Ω−1 cm−1 веднаш под точката на топење, иако ова е подобро од суштински непробојната спроводливост на хлорот.

При притисок од 55 GPa (приближно 540,000 пати временски атмосферски притисок) бромот подлежи на транзиција изолатор-метал. На 75 GPa се менува во лице-ориентирана орто-хомбична структура. На 100 GPa се менува во телесно-ориентирана ортохомбична едноатомска форма.

Изотопи

Бром има два стабилни изотопи, 79Br и 81Br. Овие се само два природни изотопи, каде што 79Br сочинува 51% природен бром и 81Br што ги сочинува останатите 49%. И двата имаат јадрен спин 3/2- и затоа може да се користат за јадрена магнетна резонанца, иако 81Br е поповолен. Релативната дистрибуција на два изотопи во природата од 1: 1 е корисна за идентификација на соединенија што содржат бром кои користат масна спектроскопија. Другите изотопи на бром се сите радиоактивни, со период на полураспад премногу краток за да се појават во природата. Од нив најважни се 80Br (t1/2 = 17.7 min), 80mBr (t1/2 = 4.421 h) и 82Br (t1/2 = 35.28 h), кои можат да се произведат од неутронска активација на природниот бром. Најстабилниот бромски радиоизотоп е 77Br (t1/2 = 57.04 h). Примарниот начин на распаѓање на изотопи полесни од 79Br е заробување на електрони до изотопи на селен; онаа на изотопи потешки од 81Br е бета распаѓање на изотопите на криптонот; и 80Br може да се распаѓа од било кој модел до стабилен 80Se или 80Kr.

Хемија и соединенија Енергија на халогенски врски (kJ/mol) X XX HX BX3 AlX3 CX4 F 159 574 645 582 456 Cl243428444427327 Br193363368360272 I151294272285239 Бром е посредник во реактивноста помеѓу хлорот и јодот и е еден од најреактивните елементи. Енергија на врските на бром имаат тенденција да бидат помали од оние на хлорот, но повисоки од оние на јод, а бромот е послаб оксидирачки агенс од хлорот, но е посилен од јодот. Ова може да се види од стандардните електродиски потенцијали на X2/X− двојките (F, +2.866 V; Cl, +1.395 V; Br, +1.087 V; I, +0.615 V; At, approximately +0.3 V). Бромзацијата често води до повисоки стадиуми на оксидација, отколку јодирање, но пониски или еднакви оксидациски состојби до хлорирање. Бром има тенденција да реагира со соединенија вклучувајќи M-M, M-H или M-C врски за да се формираат M-Br врски.

Бромоводород Наједноставно соединение на бром е бромоводород, HBr. Тоа главно се користи во производството на неоргански бромиди и алкил бромиди, и како катализатор за многу реакции во органската хемија. Индустриски, главно се произведува со реакција на водороден гас со гас на бром на 200–400 °C со платински катализатор. Сепак, намалувањето на бромот со црвен фосфор е попрактичен начин за производство на водороден бромид во лабораторијата:Greenwood and Earnshaw, pp. 809–12 2 P + 6 H2O + 3 Br2 → 6 HBr + 2 H3PO3 H3PO3 + H2O + Br2 → 2 HBr + H3PO4