Химические свойства брома, уравнения реакций
Бром – это химически активный неметалл, относящийся к группе галогенов, которые являются энергичными окислителями. Он активно применяется в различных сферах, включая медицину, промышленность, производство оружия. Химические свойства брома многочисленны, и сейчас о них стоит вкратце рассказать.
Общая характеристика
Данное вещество при нормальных условиях представляет собой красно-бурую жидкость. Она едкая, тяжелая, имеет неприятный запах, который немного напоминает йодный. Жидкость ядовитая, но про токсичные свойства химического элемента брома будет рассказано чуть позже. Общие характеристики можно выделить в следующий перечень:
- Атомная масса составляет 79,901 … 79,907 г/моль.
- Электроотрицательность равна 2.96 по шкале Полинга.
- Электродный потенциал нулевой.
- Всего шесть степеней окислений – 0, -1, +1, +3, +5 и +7.
- Энергия ионизации составляет 1142,0 (11,84) кДж/моль.
- Плотность равна 3,102 (25 °C) г/см³ при нормальных условиях.
- Температура кипения и плавления составляет 58,6 °C и −7,25 °C соответственно.
- Удельная теплота испарения и плавления равна 29,56 и 10,57 кДж/моль.
- Показатели молярной теплоемкости и объема равны 75,69 Дж/(K•моль) и 23,5 см³/моль соответственно.
Интересно, что название этого элемента с древнегреческого переводится как «зловоние». И кто знает, как пахнут бромовые растворы, понимает, о чем речь. Запах у него действительно не из приятных.
Основные химические свойства
Данное вещество существует в виде 2-атомных молекул Br2. Если увеличить температуру до 800 °C, то станет заметна их диссоциация на атомы. Чем выше будут градусы, тем интенсивнее будет осуществляться данный процесс.
К основным химическим свойствам брома стоит отнести его способность растворяться в воде. Это, конечно, характерно для всех галогенов, но он лучше остальных взаимодействует с Н2О. Растворимость составляет 3,58 грамм на 100 миллилитров воды при температуре в 20 °C.
Получающийся в итоге этой реакции раствор именуют бромной водой. У нее есть целый ряд специфических особенностей.
Бромная вода
На свету она постепенно выделяет кислород. Это возникает из-за того, что бромноватистая кислота, входящая в состав данного раствора, начинает разлагаться. Жидкость, кстати, имеет характерный желто-оранжевый цвет.
Бромную воду используют для проведения реакции, которая в виде формулы выглядит так: Br2 + Н2О → HBr + HBrO. Как можно видеть, в результате образуются такие вещества, как бромоводородная и неустойчивая бромноватистая кислоты.
Раствор является очень мощным окислителем. Бромная вода способна воздействовать на такие металлы, как никель, кобальт, железо, марганец и хром. Еще ее применяют в химическом синтезе определенных препаратов органического происхождения и при анализах. Также бромная вода задействуется при идентификации алкенов. Когда она вступает с ними в реакцию, то обесцвечивается. Кстати, особенность бромной воды в том, что она не замерзает даже при -20 °С.
А готовят ее обычно так: в 250 миллилитров дистиллированной воды добавляют бром в количестве 1 мл, интенсивно при этом перемешивая компоненты. Процесс осуществляется в вытяжном шкафу. Хранят раствор в емкости, выполненной из стекла темного цвета.
Другие реакции брома
Важно оговориться, что этот активный неметалл во всех отношениях смешивается с большинством органических растворителей. Чаще всего вследствие данного процесса их молекулы бромируются.
По своей химической активности данный элемент находится между хлором и иодом. С этими веществами он тоже взаимодействует. Вот, например, реакция с раствором иодида, вследствие которой образуется свободный иод: Br2 + 2Kl → I2 + 2KBr. А при воздействии на бромиды хлора появляется свободный бром: Cl2 + 2KBr → Br2 + 2KCl.
Со многими другими веществами рассматриваемый элемент тоже взаимодействует за счет своих химических свойств. Реакция брома с серой дает S2Br2. При взаимодействии с фосфором появляются PBr3 и PBr5. Это все бинарные неорганические соединения. Кроме перечисленных элементов, неметалл также взаимодействует с селеном и теллуром.
Но вот с чем бром не реагирует непосредственно, так это с азотом и кислородом. Зато с галогенами взаимодействует. А его реакции с металлами дают бромиды — MgBr2, CuBr2, AlBr3 и т.д.
И, конечно, рассказывая про физические и химические свойства брома, нельзя не упомянуть, что существуют также вещества, являющиеся устойчивыми к его действию. Это платина и тантал, а еще в какой-то мере свинец, титан и серебро.
Двойные и тройные связи
С веществами, которым они свойственны, также способен взаимодействовать обсуждаемый элемент. И, рассказывая про химические свойства брома, уравнения реакций данного типа тоже стоит рассмотреть. Вот одно из таковых: С2Н4 + Br2 → C2H4BR2. Это взаимодействие с этиленом. Ему как раз и свойственна двойная связь.
Интересно, что когда бром смешивается с растворами щелочей, карбоната калия или натрия, то результатом становится образование соответствующих броматов и бромидов (солей). Вот уравнение, демонстрирующее это: 3Br2 + 3Na2CO3 → 5NaBr + NaBrO3 + 3СО2.
И да, перечисляя важнейшие химические свойства брома, нельзя не упомянуть, что в жидком состоянии он легко взаимодействует с золотом. Результатом становится образование трибромида (AuBr3). А реакция выглядит следующим образом: 2Au + 3Br2 → 2AuBr3.
Токсичность
Химические свойства брома обусловливают его опасность для человеческого организма. Даже если его концентрация в воздухе превышает отметку в 0,001 % по объему, то возникают головокружение, раздражение слизистых оболочек, кровотечение из носа, а иногда даже удушье и спазмы дыхательных путей.
Смертельная доза для человека составляет всего 14 мг/кг перорально. Если возникло отравление бромом, то нужно:
- Вызвать «Скорую».
- Вывести потерпевшего на свежий воздух.
- Расстегнуть сдавливающую одежду.
- Постараться успокоить его.
- Промыть кожу водой, если вещество попало на покровы. Протереть после этого спиртом.
- Дать пострадавшему молоко с добавлением небольшого количества соды. Она нейтрализует действие брома.
- Промыть желудок, если вещество попало в организм через рот. Давать пить воду, но маленькими порциями, рекомендуется предложить сорбенты для уменьшения степени всасываемости.
Бром действительно опасное вещество. Его даже используют в производстве боевых отравляющих припасов.
Работа с бромом
Поскольку химические свойства брома обусловливают его токсичность, то люди, которые вынуждены с ним контактировать, используют специальные перчатки, противогазы и спецодежду.
Хранят вещество в толстостенной таре из стекла. Ее, в свою очередь, хранят в емкостях с песком. Он помогает защитить тару от разрушения, которое может возникнуть из-за встряхивания.
Кстати, из-за очень высокой плотности вещества бутылки с ним нельзя брать за горло. Оно легко может оторваться. А последствия от разлитого токсичного брома, да еще в таком количестве, катастрофичны.
Применение
Напоследок пару слов о том, как и где используют бром. Можно выделить следующие сферы и области применения:
- Химия. Бром задействован в органическом синтезе, а его раствором определяют качество непредельных соединений.
- Промышленность. С добавлением брома делают антипирены, которые придают пожароустойчивость таким материалам, как текстиль, древесина и пластик. А еще из него раньше активно изготавливали 1.2-дибромэтан, который был главной составляющей этиловой жидкости.
- Фотография. Бромид серебра используется как светочувствительное вещество.
- Ракетное топливо. Пентафторид брома – его мощный окислитель.
- Нефтедобыча. В этой сфере используются бромидные растворы.
- Медицина. Бромиды калия и натрия используют в качестве успокаивающих средств.
Так что каким бы токсичным ни было это вещество для человеческого организма, в некоторых сферах оно незаменимо.
Бром: решение задач методом электронного баланса
Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом электронного баланса разобраны на странице «Метод электронного баланса».
Ниже приведены примеры решения задач ОВР брома.
Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие простые вещества, молекулы которых состоят из двух или более атомов элементов, то в электронном балансе кол-во отданных и полученных электронов определяют с учётом кол-ва атомов в молекуле: H2 0 -2e — → 2H +1 .
Уравнения окислительно-восстановительных реакций брома
1. Уравнение реакции брома с йодоводородом (Br2+HI):
2. Уравнение реакции брома с хлоратом калия (Br2+KClO3):
3. Уравнение реакции брома с фосфором (Br2+P):
4. Уравнение реакции брома с оксидом ртути (Br2+HgO):
5. Уравнение реакции брома с гидроксидом натрия (Br2+NaOH):
Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:
Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>
Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций и определения коэффициентов применяют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций).
Метод электронного баланса является более простым и учитывает изменение степени окисления элементов в реакциях. Ионно-электронный метод учитывает характер химической связи в молекуле и наличие тех ионов, которые в действительности существуют в растворе, например, MnO4 – , SO4 2- , Cr2O7 2- . При реакциях окисления-восстановления электроны не берутся откуда-то со стороны, а только переходят от одних атомов или ионов к другим, поэтому число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций для того, чтобы правильно написать продукты реакции, необходимо знать свойства реагирующих веществ.
8.3.1.Метод электронного баланса.
Подбор коэффициентов в реакции методом электронного баланса осуществляется по следующей схеме:
1) Составить схему реакции
Разбавленная азотная кислота с а) неактивными металлами (Cu), б) неметаллами (P, As, S) и в) производными этих неметаллов (AsH3, PH3, As2S3) образует оксид азота (II), понижая свою степень окисления:
Атом элемента в своей высшей положительной степени окисления является окислителем, следовательно, окислитель
Атом фосфора проявляет восстановительные свойства в данной реакции, отдавая электроны с последнего энергетического уровня и повышая свою степень окисления до +5.
Следовательно, молекулярное уравнение реакции имеет следующий вид:
2) Определить величину и знак степени окисления элементов до реакции и после реакции.
3) Составить электронный баланс
4) Подставить найденные коэффициенты в уравнение реакции.
5) Подсчитать количество атомов водорода в правой и левой части равенства и уравнять их за счет добавления молекул воды в ту часть равенства, где их недостаточно.
6) Подсчитать количество атомов кислорода.
При правильно написанном и решенном уравнении количество атомов кислорода в правой и левой части равенства совпадает.
Пример 1. Написать уравнение окислительно-восстановительной реакции, подобрав коэффициенты к нему: FeSO4 + KMnO4 + H2SO4→ Fe2(SO4)3 + + MnSO4 + K2SO4 + H2O. Определяем степень окисления элементов до реакции и после реакции.
Составляем уравнения электронного баланса
Подставляем найденные коэффициенты в уравнение реакции. Подсчитываем количество групп в правой части уравнения (15+2+1=18), добавляем в левую часть равенства недостающие -группы в виде коэффициента при H2SO4. уравниваем число атомов водорода в правой и левой части равенства.
Правильность написанного уравнения проверяем по числу атомов кислорода в правой и левой части равенства.
8.3.2. Ионно-электронный метод.
При составлении электронно-ионных уравнений следует исходить не из изменения степени окисления элементов в реагирующих веществах, а нужно учитывать действительно существующие ионы в водном растворе с точки зрения теории электролитической диссоциации. Например, если реакция происходит с участием перманганата калия, то в реакции окислителем будут ионы MnO4 – , а не ионы Mn 7+ , так как перманганат калия в водном растворе диссоциирует KMnO4↔K + +MnO4 – . При этом вещества неионного характера и недиссоциирующие изображаются в электронных уравнениях в виде молекул: NH3, CO, NO2, SiO2, P.
В окислительно-восстановительных реакциях могут получаться различные продукты реакции в зависимости от характера среды – кислой, щелочной, нейтральной. Для таких реакций в молекулярной схеме необходимо указывать окислитель, восстановитель и вещество, характеризующее реакцию среды (кислоту, щелочь, воду). В этом случае в ионном уравнении необходимо руководствоваться правилами стяжения, указывать ионы, характеризующие реакцию среды: H + , OH – , H2O. Правила стяжения сводятся к следующему:
1. В кислой среде избыток ионов O +2 образует с ионами H + молекулы воды:
2. В нейтральной или щелочной среде избыток ионов O 2- образует с молекулами воды гидроксид – ионы:
3. В щелочной среде недостаток ионов O 2– компенсируется двумя ионами OH – , одновременно образуется одна молекула воды:
Реакция среды | Избыток ионов О 2– | Недостаток ионов О 2– |
окислитель | восстановитель | |
Кислая | Н + Н2О | Н2O 2Н + |
изб. O 2– + 2H + = Н2О | Н2О 2Н + + O 2– | |
Нейтральная | H2O OH – | Н2O 2Н + |
изб. О 2– + Н2О 2OН – | Н2О 2Н + + О 2– | |
Щелочная | Н2O ОН – | 2OН – Н2О |
изб. О 2– + Н2O 2OН – | 2OН – Н2О + О 2– |
Разберем на конкретных примерах.
Пример 1. Составить уравнение реакции, которая протекает при пропускании сероводорода Н2S через подкисленный раствор перманганата калия КМnO4
При протекании реакции малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементарной серы из сероводорода:
В этой схеме число атомов одинаково в левой и правой частях. Для уравнивания зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства:
Эта первая полуреакция — процесс окисления восстановителя H2S.
Обесцвечивание раствора связано с переходом иона МnО – 4 (он имеет малиновую окраску) в ион Mn 2+ (почти бесцветный и лишь при большой концентрации имеет розоватую окраску), что можно выразить схемой
Опыт показывает, что в кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO – 4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:
Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные – два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:
MnO – 4 + 8H + +5e – = Mn 2+ +4H2О
Это вторая полуреакция – процесс восстановления окислителя – иона MnO – 4.
Для составления общего (суммарного) уравнения реакции надо уравнение полуреакций почленно суммировать, предварительно уравнять число отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются равенства полуреакций. Сокращенно запись проводится так:
Сократив на 10 Н + , окончательно получим
Проверяем правильность составленного ионного уравнения. В примере число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; число зарядов в левой части (2-) + (6+) == 4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно.
Методом полуреакций составляется ионное уравнение реакции. Чтобы от ионного уравнения перейти к молекулярному, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону — анион. Затем такие же ионы в таком же количестве записываем и в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:
Пример 2. Реакция среды кислая
1. Составить схему реакции
Из опытных данных знаем, что окислителем является КМnO4. Ион MnO4 – восстанавливается в кислой среде до Мn 2+ (фиолетово-малиновая окраска иона MnO4 – становится бесцветной, переходя в Мn 2+ – ион), следовательно, ион SO3 2 – будет являться восстановителем, переходя в ион SO4 2- .
2. Составить электронно-ионные уравнения
а) для окислителя
Из ионной схемы видно, что, ион MnO4 – – превращается в ион Мn 2+ , при этом освобождаются ионы О 2- , которые по правилу стяжения в кислой среде связываются ионами Н + , образуя молекулы Н2O.
б) для восстановителя
Из ионной схемы видно, что ион SO3 2- превращается в ион SO4 2- . Для этого превращения необходимо добавить ион О 2- , который берется из молекулы H2O (реакция протекает в водной среде), при этом освобождаются два иона Н+.
3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части равенства, добавляя или уменьшая необходимое число электронов. Алгебраическая сумма зарядов в обеих частях равенства должна быть одинакова.
MnO4 – + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H2O
4. Найти основные коэффициенты, т. е. коэффициенты при окислителе и восстановителе:
5. Написать суммарное электронно-ионное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:
6. Сократить в левой и правой части уравнения 10 Н + и 5Н2O. Получается ионное уравнение:
7. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции:
8. Число ионов и атомов каждого элемента в правой и левой части равенства, должно быть равно.
Пример 3. Реакция среды щелочная.
1. Составить схему реакции
Окислителем в данной реакции является молекула брома, следовательно, восстановителем будет являться метахромит калия, а именно ион СrO2 – .
2. Составить электронно-ионное уравнение
а) для окислителя
б) для восстановителя
Из ионной схемы видно, что ион CrO2 – превращается в ион СгО4 2– . Каждый недостающий ион О 2– берется по правилу стяжения из двух гидроксильных ионов (среда щелочная ОН – ), при этом одновременно образуется одна молекула воды.
3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части равенства. Найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.
4. Написать суммарное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:
5. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции.
6. Число атомов и ионов каждого элемента в правой и левой части уравнения должно быть равно.
Пример 4. Реакция среды нейтральная.
1. Составить схему реакции
Окислителем является КМnO4, так как ион элемента в своей высшей степени окисления не способен более отдавать электроны (Мn +7 ). Восстановителем является сульфит калия K2SO3.
2. Составить электронно-ионное уравнение
а) для окислителя
В нейтральной среде избыток ионов кислорода стягивается с молекулами воды, образуя гидроксид-ионы.
б) для восстановителя
Из ионной схемы видно, что ион SО3 2- превращается в ион SO4 2- , для этого необходимо добавить один ион О 2- , который берется из молекулы Н2O (реакция протекает в водной среде). При этом освобождаются два иона Н + .
3. Подсчитать число зарядов в правой и левой части равенства. Найти коэффициенты при окислителе и восстановителе.
4.Написать электронно-ионное уравнение, учитывая найденные коэффициенты:
Сокращаем левую и правую часть равенства на 6Н20. Получаем окончательное ионное уравнение.
5. По ионному уравнению составить молекулярное уравнение реакции.
6. Число атомов и ионов каждого элемента в правой и левей части уравнения должно быть равно.
Пример 5. Исходя из степени окисления (п) азота, серы и марганца в соединениях NН3, HNO2, HNO3, H2S, Н2SO3, Н2SО4, MnO2 и КМnO4, определите, какие из них могут быть только восстановителями, только окислителями и какие проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.
Решение. Степень окисления азота в указанных соединениях соответственно равна: -3 (низшая), +3 (промежуточная), +5 (высшая); n(S), соответственно, равна: -2 (низшая), +4 (промежуточная), +6 (высшая); n(Мn), соответственно, равна: + 4 (промежуточная), +7 (высшая). Отсюда: NН3, H2S — только восстановители; HNO3, H2SO4, КMnО4 — только окислители; НNО2, Н2SО3, MnO2 — окислители и восстановители.
Пример 6. Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между следующими веществами: a) H2S и HI; б) H2S и Н2SО3; в) Н2SО3 и НС1O4?
а) Степень окисления в Н2S n(S) = -2; в HI n(I) = -1. Так как и сера и иод находятся в своей низшей степени окисления, то оба вещества проявляют только восстановительные свойства и взаимодействовать друг с другом не могут;
б) в H2S n(S) = -2 (низшая), в H2SO3 n(S) = +4 (промежуточная).
Следовательно, взаимодействие этих веществ возможно, причем, Н2SО3 является окислителем;
в) в Н2SO3 n(s) = +4 (промежуточная); в НС1O4 n(Сl) = +7 (высшая). Взятые вещества могут взаимодействовать, Н2SО3 в этом случае будет проявлять восстановительные свойства.
Пример 7. Составьте уравнения окислительно-восстановительной реакции, идущей по схеме:
Решение. Если в условии задачи даны как исходные вещества, так и продукты их взаимодействия, то написание уравнения реакции сводится, как правило, к нахождению и расстановке коэффициентов. Коэффициенты определяют методом электронного баланса с помощью электронных уравнений. Вычисляем, как изменяют степень окисления восстановитель и окислитель, и отражаем это в электронных уравнениях:
Общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которые присоединяет окислитель. Общее наименьшее кратное для отданных и принятых электронов 10. Разделив это число на 5, получаем коэффициент 2 для окислителя и продукта его восстановления, а при делении 10 на 2 получаем коэффициент 5 для восстановителя и продукта его окисления. Коэффициент перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции будет иметь вид:
Пример 8. Составьте уравнение реакции взаимодействия цинка с концентрированной серной кислотой, учитывая максимальное восстановление последней.
Решение. Цинк, как любой металл, проявляет только восстановительные свойства. В концентрированной серной кислоте окислительная функция принадлежит сере (+6). Максимальное восстановление серы означает, что она приобретает минимальную степень окисления. Минимальная степень окисления серы как p-элемента VIA-группы равна -2. Цинк как металл IIВ-группы имеет постоянную степень окисления +2. Отражаем сказанное в электронных уравнениях:
Составляем уравнение реакции:
Перед H2SO4 стоит коэффициент 5, а не 1, ибо четыре молекулы H2SO4 идут на связывание четырех ионов Zn 2+ .
http://prosto-o-slognom.ru/chimia_ovr/zadachi_01_Br_meb.html
http://farmf.ru/lekcii/sostavlenie-uravnenij-okislitelno-vosstanovitelnyh-reaktsij/