BROMUL - Br

A fost descoperit de A.J.Balard, în anul 1826 în apele rezultate după separarea clorurii de sodiu din salinele de lângă Montpellier, bogate în MgBr2.

Numele de brom i s-a dat datorită mirosului său neplăcut ( în limba greacă, bromos = miros greu, urât).

Datorită marii sale reactivităţi, bromul nu se găseşte liber în natură, ci numai combinat, sub formă de bromuri, Br -.

Se găseşte în apa de mare, în plantele şi animalele marine (Marea Moartă conţine 0,476 g/L), în minele de sare însoţind clorurile, Cl- şi iodurile, I-, sub formă de MgBr2, NaBr, KBr.

Alga Laminaria digittata conţine 0,8%Br.

Conţinutul bromului în scoarţa terestră este de 2,5 ppm.

P R E P A R A R E Toate metodele de obţinere ale bromului, se bazează

pe reacţia de oxidare a ionului bromură, Br – din bromuri:

2 Br - → Br 2 + 2e -

Metode de laborator

Oxidarea K Br -1 cu diverşi oxidanţi: Mn+4O 2

KMn +7O 4

K2Cr 2 +6O 7

KBr +5O 3

H 2S +6O 4 concentrat! Cl 2

0

2KBr -1 + Mn +4 O 2 + 2H 2SO 4 → Br 20 + Mn +2SO 4 +

-1e +2e K2 SO 4+ 2H 2O

5KBr -1 + KBr +5O 3 + 3H 2SO 4 → Br 20 + 3K2SO4

-1e +5e + 3H 2O

6KBr -1 + K2Cr2+6O4 + 7H 2SO4 → 3Br 2

0 + Cr2+3(SO4)3+

-1e +6e 4K2 SO 4 + 7H 2O

6KBr -1 + 2K2Cr+6O4 + 8H 2SO4 →3Br 20 + Cr2

+3(SO4)3+ -1e +3e 5K2 SO 4 + 8H2O

2KBr -1 + 2H 2S +6O4 conc.→ Br2

0 + S +4O2 + K2SO4 +2H2O -1e +2e

Mg +2Br2 -1 + Cl 2 0 → Br 2

0 + Mg +2 Cl 2-1

-2e +2e

2 KBr -1 + Cl 2 0 → Br 2

0 + 2 KCl -1

-1e +2e

10 KBr -1 + 2 KMn +7O4 + 8 H 2SO 4 → 5 Br 20 +

-2e +5e 2 Mn +2SO 4 + 6 K2SO 4+ 8 H 2O

P R O P R I E T Ă Ţ I F I Z I C E•Este singurul nemetal lichid, de culoare roşu–brun, emite

vapori de aceeaşi culoare, iritanţi, cu miros neplăcut şi sufocant. •Fierbe la 59,50C şi cristalizează la –7, 30 C. •În stare solidă (–2520C), se prezintă sub forma unor ace

roşii – carmin închis, cu uşoară strălucire metalică. •Cristalizează izomorf cu iodul şi clorul, în sistemul

ortorombic. •Se dizolvă în solvenţi organici ca: sulfură de carbon,

cloroform, benzen etc. •Se dizolvă puţin în apă, circa 3,5 g brom la 100 g apă.•Reacţionează parţial cu apa, atât fizic cât si chimic,

formând apă de brom (în mod analog clorului).•Bromul gazos este difuzibil în apă, aer sau hidrogen.•Are proprietăţi chimice asemănătoare cu ale clorului, însă

reactivitatea sa este mai mică.•Este un agent oxidant. Molecula este diatomică, Br 2.

P R O P R I E T Ă Ţ I C H I M I C E

Cu apa, formează apa de brom, care sub acţiunea luminii se descompune; se recomandă păstrarea apei de brom în sticle colorate. Apa de brom este mai stabilă ca apa de clor, dar se descompune în acelaşi mod.

Dizolvarea bromului în apă, la rece:

Br2 0 + H 2O → HBr -1 + HBr +1O

H+1Br +1O-2 → HBr -1 + ½ O20

Dizolvarea bromului în apă, la cald:

Vaporii de apă reacţionează cu vaporii de brom, eliberând oxigen:

2 Br2 0 + 2 H 2O -2 → 4 HBr -1 + O2

0

Cu hidroxizii alcalini:

• În soluţii diluate de NaOH, la rece:

Br2 0 → (bromură) Br – 1 + (hipobromiţi) Br +1

Br2 0 + 2 NaOH → NaBr -1 + NaBr +1O + H 2O

• În soluţii concentrate de NaOH, şi la cald:

Br2 0 → (bromură) Br – 1 + (bromaţi) Br +5

3Br2 0

+ 6 NaOH → 5 NaBr -1 + NaBr +5O 3 + 3H 2O

- la cald, formează bromuri şi bromaţi:

5 Br 0

+ Br 0 + 6 NaOH → 5 NaBr -1 + NaBr +5O3 + 3H2O + 1 e - 5 e----------------------------------------------------------------------------

dar ( 5 Br 0

+ Br 0 ) = 6 Br 0 = 3 Br2

Deci, putem scrie reacţia totală:

3 Br2 + 6 NaOH → 5 NaBr + NaBrO3 + 3H2O

Reacţia cu nemetalele:

• Reacţionează cu H2 (150 o C, catalizator)

Br2 + H 2 → 2 HBr

• Oxidează cu sulful

S0 + 3 Br20 + 4 H2O → 6 HBr -1 + H 2S+6O 4

- 6 e/:2 + 2 e/:2

• Cu fosforul (P), arsenul (As) şi stibiul (Sb) formează tri- sau penta- bromuri:

PBr3, PBr5, AsBr3, AsBr5 , SbBr3, SbBr5

• Cu siliciul → SiBr4 ; cu borul → BBr3

• Nu reacţionează direct cu N2 şi O2

Reacţia cu metalele: • Cu majoritatea metalelor, în prezenţa umidităţii,

formează săruri, bromuri:

Mg 0 + Br2 0 → Mg 2+ Br2

-1

• Agent oxidant. Oxidează în mediu alcalin:

Cr 3+ → Cr 6+ O42

- (ion cromat)

Fe 3+ → Fe 6+ O42 - (ion ferat)

Mn 2+ → Mn7+ O42- (ion permanganat)

Reacţia Deniges

2 Mn 2+ SO4 + 5 Br20 + 16 NaOH → 2 NaMn+7O4 +

-5e +2e 10 NaBr -1 + 2 Na2SO4 + 8 H2O

2 Fe+3Cl3 + 3 Br2 0

+ 16 NaOH → 2 Na2Fe +6 O4 +

-3e +2e 6 NaBr -1 + 6 NaCl + 8 H2O

Cr2+3(SO4)3 + 3 Br2

0 + 16 NaOH → 2 Na2Cr +6 O4 +

-6e /:2 +2e/:2 6 NaBr -1 + 3Na2SO4 + 8H2O

Oxidează sulfitul de sodiu, de la S +4 la S +6 :

Na2S +4 O3 + Br2 0 + H2O → Na2S +6 O4 + 2 HBr -1

-2e +2e

Oxidează tiosulfatul de sodiu, de la -1 şi +5 la S +6 :

-1 +5

Na2 S2 O3 + 4 Br2 0 + 5 H2O → Na2S +6 O4 + H2S +6 O4

-7e -1e +2e + 8 H Br -1

................ - 8 e

Ionul SO4

-2 se identifică cu o soluție de BaCl2, formând BaSO4, un precipitat de culoare albă.

Oxidează ureea la azot, N -3 la N20 :

(H2N -3)2C = O + 3Br2 0 + 6 KOH → N2

0 + 6 KBr -1 + - 6 e/:2 + 2 e/:2 5 H2O + CO2

Cu substanţele organice:

Reacţii de adiţie

Reacţii de substituţie

Distruge cauciucul, pluta

Decolorează indicatorii : turnesol, indigo, etc.

PROPRIETĂŢI FIZIOLOGICE

În stare de vapori este iritant puternic pentru ochi şi căile respiratorii.

O concentraţie de 0,05 mg/ L în atmosferă, provoacă moartea.

În stare lichidă – ulceraţii grave, distruge ţesuturile.

Remediu: Spălături cu soluţii diluate de NaHCO3 sau NH4OH (raport 1:10) şi apoi comprese cu soluţie de Na2S2O3.

U T I L I Z Ă R I

Sinteze organice – compuşi organici bromuraţi, ca de exemplu bromura de metil, bromura de etil, dibromcloropropan, utilizaţi în agricultură ca pesticide şi fungicide. Prepararea substanţelor ignifuge Sinteze de medicamente Decolorant Purificarea apelor, fiind un bun bactericid

ACIDUL BROMHIDRIC – HBr

P R O P R I E T Ă Ţ I F I Z I C EGaz incolor, cu miros înţepător şi sufocantSe solidifică la - 88,5oC sub formă de cristale

incolore, transparente, cu aspect de zăpadă Este foarte solubil în apă: un volum de apă dizolvă

la 0oC peste 600 volume de acid.

P R E P A R A R E

Metoda generală de tratare a unei bromuri cu H2SO4 diluat :

KBr + H2SO4 diluat → HBr + KHSO4

Sinteza directă, din elemente, la t = 500-600oC: H2 + Br2

0 → 2 HBr

Tratarea bromurilor metalice cu acid fosforic concentrat:

NaBr + H3PO4 → HBr + NaH2PO4

Reducerea bromului cu fosfor roşu, în prezenţa apei: 2 P 0 + 3 Br2

0 → 2 P+3Br3-1

2 P +3 Br3-1 + 6 H2O → 6 HBr -1 + 2 H3P +3 O3

Tratarea unei soluţii de apă de brom cu hidrogen sulfurat H2S, sau cu sulfura de bariu, BaS:

H2S-2 + Br20 → 2 HBr -1 + S0

BaS-2 + 4 Br20 + 4 H2O → 8 HBr -1 + BaS+6O4

Tratarea parafinelor şi a hidrocarburilor aromatice cu vapori de brom, la t =185oC.

Cu naftalina, bromul reacţionează la rece:C10H8 + Br2 → C10H7Br + HBr

PROPRIETĂŢI CHIMICE • Acid tare, total disociat în soluţie

HBr + H2O → Br - + H 3O +

• În aer, dar şi la cald, se oxidează 4 HBr + O2 → Br2 + 2 H2O (500 oC sau la lumină)

• Reacţionează cu B şi Si 2 B + 6 HBr → 2 BBr3 + 3 H2

Si + 4 HBr → SiBr4 + 2 H2

• Are caracter reducător, fiind oxidat la Br2 0, de către

oxidanţii: MnO2; KMnO4; HBrO3; HIO3; H2SO4 ; H2O2.

2 HBr -1 + H2O2 -1

→ Br2 0 + 2 H2O

-2

4 HBr + Mn+4 O2 → Br20 + Mn +2Br2

-1 + 2 H2O

2 HBr -1 + H2S

+6O4 → Br2 0 + S +4O2 + 2 H2O

5 HBr -1 + HBr+5O3 → 3Br2 0 + 3 H2O

- 1 e + 5 e

• În stare anhidră nu atacă metalele (acestea se acoperă cu un strat protector, de bromură).

• În soluţie, reacţionează cu aproape toate metalele, formând săruri, numite bromuri.

• Ionul Br – funcţionează ca ligand: Na2[ZnBr4]

SĂRURILE HBr – BROMURI Bromurile metalice sunt substanţe solide, cristalizate, solubile în apă. Greu solubile sunt: AgBr, PbBr2, Hg2Br2 .

Î N T R E B U I N Ţ Ă R I Sedative (KBr) Anticonvulsivante – în tratamentul tusei convulsive şi a

epilepsiei (KBr, CaBr2, Bromizovalul etc.) Expectorante (Clorhidratul de bromhexin) Antispastice digestive KBr – spectrofotometria în IR AgBr – filme fotografice

În doze mari, bromurile provoacă accidente grave. Intoxicaţia cu brom şi bromuri se numeşte Bromism . Este caracterizată prin: cefalee, iritabilitate, uscarea mucoaselor, încetinirea pulsului şi a respiraţiei.

O X O A C I Z I I B R O M U L U I

• Toţi aceşti acizi există numai în soluţie.

H Br +1O – acidul hipobromos Br – OH

H Br+3O2 – acidul bromos O - Br – OH

H Br+5O3 – acidul bromic O – Br – OH

O

ACIDUL HIPOBROMOS - H Br O

METODE DE OBŢINERE• Prin dizolvarea bromului în apă: Br2 (lichid brun-roşcat) + H2O → (HBr + HBrO)

HBrO → HBr + ½ O2

• Prin acţiunea HgO asupra apei de brom:

HgO + 2 (HBr + HBrO) → HgBr2 + 2 HBrO + H2O

P R O P R I E T Ă Ţ I • Acid foarte slab • Poate fi formulat atât ca acid cât şi ca bază: HBrO ↔ BrOH HBrO + H2O → Br - + H3O + (acid)

BrOH → Br + + HO – (bază)

• Acidul hipobromos se descompune la încălzire, în prezenţa luminii: 2 H+1Br+1O-2 → 2 H+1Br -1 + O 2

0

• La întuneric, disproporţionează: 5 H Br+1O → 2 Br 2

0 + H Br+5O 3 + 2 H2O

Detaliat:4 HBr+1O + HBr+1O → 2 Br 2

0 + H Br+5O 3 +

+ 1e - 4 e 2 H2O

• Caracter oxidant :

HBr+1O + H2O2 -1 → HBr -1 + O2

0 + H2O

HBr+1O + H2 S-2 → HBr -1 + S0 + H 2O

HBr+1O + 2 H I-1 → HBr -1 + I20 + H 2O

- Oxidează ureea:3 NaBr+1O + O =C(N-3H2)2 → 3 NaBr -1 + N2

0 + CO2 +

+ 2 e/:2 - 6 e/:2 2 H 2O Această reacţie reprezintă metoda Ambard, metodă de

dozare a ureei din medii biologice – sânge, urină.

• Acţionează ca bromurant asupra compuşilor organici:

C6H5 - OH + 3 HBrO → C6 H2 Br3 (OH) + 3 H2O Fenol Tribromfenol

Reactionează cu substanţele organice, prin adiţie, formând bromhidrine:

H2C = CH2 + Br OH → H2C – CH2

Br OH bromhidrină

• Faţă de oxidanţii mai puternici, ca de exemplu clorul, acidul hipobromos manifestă caracter reducător:

HBr+1O + 2 Cl2 0 + 2 H2O

-2 → HBr +5 O3 + 4 HCl -1

- 4 e /:2 + 2e/:2

• Acidul hipobromos, HBrO, formează săruri,

numite hipobromiți.

H I P O B R O M Ţ I PROPRIETĂŢI• Disproporţionează, la uşoară încălzire: 2 KBr+1O + KBr+1O → 2 KBr -1 + KBr+5O3

• Caracter oxidant: H2O2

-1 → O20

N-3H3 → N20

Na2S-2 → Na2S

+6O4

HC+2OONa → C+4O2

Exemplu:

3 NaBr+1O + 2 N-3H3 → 3 NaBr -1 + N20 + 3 H2O

NaBr+1O + H-C+2OONa → NaBr -1 + NaHC+4O3

ACIDUL BROMIC - H Br+5O3

PROPRIETĂŢI

• Lichid vâscos, incolor, stabil în soluţie apoasă• Acid tare.

Caracter oxidant puternic

• Este redus la Br20 de către: S, SO2, H2S, HCl, HBr

6 HBr+5O3 + 5 S0 + 2 H2O → 3 Br20 + 5 H2S

+6O4

+ 5 e - 6 e

• Este redus la HBr -1 de către : HI, AsCl3

HBr+5O3 + 3As+3Cl3 + 6HCl →HBr -1 + 3As+5Cl5 + 3H2O

+ 6 e/:2 - 2 e/:2

Acidul bromic se prepară prin oxidarea

bromului molecular cu un curent de clor gazos,

pâna la decolorarea soluției.

Br20 + 5 Cl2

0 + 6 H2O -2 → 2 HBr +5 O3 + 10 HCl -1

- 10 e/:2 + 2e /:2

SĂRURILE ACIDULUI BROMIC - B R O M A Ţ I - ( Br+5O3

-2)-1

OBŢINERE 3 Br2

0 + 6 NaOH → 5 NaBr -1 + NaBr +5O3 + 3 H2O (la cald)

(reacţia este detaliată la proprietăţile chimice ale bromului)

PROPRIETĂŢI

• Sunt în general săruri solubile, cu excepţia : KBrO3,

AgBrO3

• Se descompun la cald, în bromuri şi oxigen: 2 KBr+5O3 → 2 KBr - 1 + 3 O2

0

• Sunt oxidanţi energici.

• Pot fi reduşi la Br2 0 (de către H2O2, S, MnSO4):

2 NaBr+5O3 + 5 Mn+2SO4+ 4 H2O → Br20 + 5 Mn+4O2

+

+5e -2e 2 NaHSO4 + 3 H2SO4

• Pot fi reduşi la Br – ( de către KI, FeCl2) :

KBr+5O3 + 6KI-1 + 6HCl → KBr -1 + 3I20 + 6KCl +3H2O

+6e -1e

Reacţia se foloseşte la dozarea iodometrică a bromaţilor.

IODUL - I Iodul a fost descoperit în anul 1812 (înaintea bromului) de către B. Courtois, în apele rezultate de la prepararea carbonatului de sodiu şi din cenuşa unor plante marine, Laminaria digittata şi Laminaria stenophila. La tratarea cu H2SO4 concentrat se degajau vapori violeţi, care la rece treceau în cristale negre-cenuşii, cu aspect metalic. După culoarea vaporilor, Gay-Lussac, mai târziu, în anul 1814 i-a dat denumirea noului element de “iod ”, în limba greacă, ioeides = albastru-violet. Se găseşte sub formă de combinaţii în toate cele 3 regnuri: mineral, vegetal şi animal. Ex.: NaI, AgI, CuI, PbI2, HgI2

La mamifere, este conţinut în glanda tiroidă sub formă de hormoni.

IODUL - I

METODE DE OBŢINERE 1. Oxidarea ionului iodură , I - 2 I - → I2 + 2 e –

2. Reducerea compuşilor oxigenaţi : KI+5O3 , NaI+5O3

1. Oxidarea ionului iodură, I -

Procedeul Courtois: 2 KI + Cl2→ I2 + 2KCl

Iodul format se evidenţiază prin:

extracţia cu un solvent organic (CHCl3; CCl4) - coloraţie

roz-violet

cu amidonul - coloraţie albastră ( în soluţie foarte diluată)

Procedeul Wagner:

2 KI-1 + 2 Fe+3Cl 3 → I20 + 2 Fe+2Cl2 + 2KCl

-1e +1e

Oxidarea I – cu H2SO4 concentrat:

2 KI-1 + 2 H 2S+6O 4 → I2

0 + S+4O2 + K2SO4 +2 H2O -1e +2e

Oxidarea I – cu NaNO2 (în mediu acid):

2 KI-1 + 2 NaN+3O2 + 2 H2SO4 → I20

+ 2N+2O + K2SO4

Na2SO4 + 2H2O

Oxidarea ionului I- cu KMnO4 sau K2Cr2O7 (în

mediu acid):

10 KI-1 + 2 KMn+7O4 + 8 H2SO4 → 5 I20 + 2 Mn+2SO4+

-1e / . 2 +5e / . 2 6 K2SO4 + 8 H2O

6 KI-1 + K2Cr2+6O7 + 7 H2SO4 → 3 I2

0 + Cr2

+3(SO4)3 +

-1e + 6e 4 K2SO4 + 7 H2O

Oxidarea ionului I – cu sulfat de cupru, CuSO4 :

2 KI-1 + CuSO4 → Cu+2I2-1 + K2SO4

2 CuI2 → 2Cu+1I-1 + I20

Oxidarea I – cu PbO2 sau MnO2 în mediu acid:

2KI -1 + Pb+4O2 + 2H2SO4 → I2 0 + Pb+2SO4 + K2SO4

-1e +2e + 2H2O

2. Reducerea compuşilor oxigenaţi : KI+5O3 , NaI+5O3

Reducerea NaI +5O3 cu Na2 S +4O3 sau cu NaI -1

2NaI +5O3 + 5 Na2S +4O3 + H2SO4→ I2

0 + 6 Na2S +6O4

+5e -2e + H2O

NaI +5O3 + 5 NaI -1 + 3 H2SO4 → 3 I2 0

+ 3 Na2SO4 +

+5e -1e 3 H2O

PROPRIETĂŢI FIZICE

Solid, cristalizat, culoare violet-cenuşie, luciu metalic

Sublimează, la uşoară încălzire, formând vapori violeţi

Molecula este covalentă, şi disociază complet în atomi

la 1600oC

Foarte greu solubil în apă

Solubil în solvenţi organici

Solubil în soluţii concentrate de KI, rezultând soluţii

iodo-iodurate, prin adiţia ionului I- la molecula de I2:

I 2 + KI → K + I 3-