БРОМИСТАЯ КИСЛОТА (HBRO2): ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И ПРИМЕНЕНИЕ - ХИМИЯ - 2025

Бромистая кислота представляет собой неорганическое соединение формулы HBrO2. Указанная кислота является одной из бромокислот оксокислоты, где она находится в степени окисления 3+. Соли этого соединения известны как бромиты. Это нестабильное соединение, которое невозможно выделить в лаборатории.

Эта нестабильность, аналогичная йодной кислоте, происходит из-за реакции дисмутации (или диспропорционирования) с образованием бромистоводородной кислоты и бромной кислоты следующим образом: 2HBrO ₂ → HBrO + HBrO _3.

Рисунок 1: Структура бромистой кислоты.

Бромистая кислота может действовать как промежуточное соединение в различных реакциях окисления гипобромитов (Ropp, 2013). Его можно получить химическими или электрохимическими способами, при которых гипобромит окисляется до иона бромита, например:

HBrO + HClO → HBrO ₂ + HCl

HBrO + H ₂ O + 2e ^- → HBrO ₂ + H ₂

Физические и химические свойства

Как упоминалось выше, бромистая кислота является нестабильным соединением, которое не было выделено, поэтому ее физические и химические свойства получены, за некоторыми исключениями, теоретически путем компьютерных расчетов (Национальный центр биотехнологической информации, 2017).

Соединение имеет молекулярную массу 112,91 г / моль, температуру плавления 207,30 градусов по Цельсию и точку кипения 522,29 градусов по Цельсию. Его растворимость в воде оценивается в 1 x 106 мг / л (Royal Society of Chemistry, 2015).

Нет зарегистрированного риска при обращении с этим соединением, однако было обнаружено, что это слабая кислота.

Кинетику реакции диспропорционирования брома (III), 2Br (III) → Br (1) + Br (V), изучали в фосфатном буфере в диапазоне pH 5,9-8,0, контролируя оптическое поглощение при 294 нм при остановленном потоке.

Зависимости и были порядка 1 и 2 соответственно, где не было зависимости от. Реакцию также изучали в ацетатном буфере в диапазоне pH 3,9-5,6.

В пределах экспериментальной ошибки не было обнаружено никаких доказательств прямой реакции между двумя ионами BrO2-. Это исследование дает константы скорости 39,1 ± 2,6 М ^-1 для реакции:

HBrO ₂ + BrO ₂ → HOBr + Br0 ₃ ^-

Константы скорости 800 ± 100 М ^-1 для реакции:

2HBr0 ₂ → HOBr + Br0 ₃ ^- + H ⁺

И коэффициент равновесия 3,7 ± 0,9 · 10 ^-4 для реакции:

HBr02 ⇌ H + + BrO ₂ ^-

Получение экспериментального pKa 3,43 при ионной силе 0,06 M и 25,0 ° C (RB Faria, 1994).

Приложения

Щелочноземельные соединения

Бромная кислота или бромит натрия используются для производства бериллийбромита на основе реакции:

Be (OH) ₂ + HBrO ₂ → Be (OH) BrO ₂ + H ₂ O

Бромиты желтого цвета в твердом состоянии или в водных растворах. Это соединение используется в промышленности в качестве окислительного средства для удаления накипи с крахмала при очистке текстильных изделий (Egon Wiberg, 2001).

Восстановитель

Бромную кислоту или бромиты можно использовать для восстановления перманганат-иона до манганата следующим образом:

2MnO ₄ ^- + BrO ₂ ^- + 2OH ^- → BrO ₃ ^- + 2MnO ₄ ^2- + H ₂ O

Что удобно для приготовления растворов марганца (IV).

Реакция Белоусова-Жаботинского

Бромистая кислота действует как важный промежуточный продукт в реакции Белоусова-Жаботинского (Stanley, 2000), что является чрезвычайно яркой визуальной демонстрацией.

В этой реакции три раствора смешиваются с образованием зеленого цвета, который становится синим, пурпурным и красным, а затем становится зеленым и повторяется.

Смешивают _{три следующих} раствора : 0,23 М раствор KBrO ₃ , 0,31 М раствор малоновой кислоты с 0,059 М KBr и 0,019 М раствор нитрата церия (IV) и аммония и H ₂ SO. ₄ 2.7M.

Во время презентации в раствор вводится небольшое количество индикаторного ферроина. Вместо церия можно использовать ионы марганца. Общая реакция BZ представляет собой катализируемое церием окисление малоновой кислоты бромат-ионами в разбавленной серной кислоте, как представлено в следующем уравнении:

3CH ₂ (CO ₂ H) ₂ + 4 BrO ₃ ^- → 4 Br ^- + 9 CO ₂ + 6 H ₂ O (1)

Механизм этой реакции включает два процесса. Процесс A включает в себя перенос ионов и двух электронов, тогда как процесс B включает радикалы и перенос одного электрона.

Концентрация бромид-иона определяет, какой процесс преобладает. Процесс A является доминирующим, когда концентрация бромид-иона высока, а процесс B доминирует, когда концентрация бромид-иона низкая.

Процесс A - это восстановление бромат-ионов бромид-ионами за два переноса электронов. Это может быть представлено такой чистой реакцией:

BrO ₃ ^- + 5Br ^- + 6H ⁺ → 3Br ₂ + 3H ₂ O (2)

Это происходит при смешивании растворов A и B. Этот процесс состоит из трех следующих этапов:

BrO ₃ ^- + Br ^- +2 H ⁺ → HBrO ₂ + HOBr (3)

HBrO ₂ + Br ^- + H ⁺ → 2 HOBr (4)

HOBr + Br ^- + H ⁺ → Br ₂ + H ₂ O (5)

Бром, образующийся в реакции 5, реагирует с малоновой кислотой, поскольку она медленно енолизируется, как представлено следующим уравнением:

Br ₂ + CH ₂ (CO ₂ H) ₂ → BrCH (CO ₂ H) ₂ + Br ^- + H (6)

Эти реакции снижают концентрацию бромид-ионов в растворе. Это позволяет процессу B стать доминирующим. Общая реакция процесса B представлена ​​следующим уравнением:

2BrO3 ^- + 12H ⁺ + 10 Ce ³⁺ → Br ₂ + 10Ce ⁴⁺ · 6H ₂ O (7)

И состоит он из следующих этапов:

BrO ₃ ^- + HBrO ₂ + H ⁺ → 2BrO ₂ • + H ₂ O (8)

BrO ₂ • + Ce ³⁺ + H ⁺ → HBrO ₂ + Ce ⁴⁺ (9)

2 HBrO ₂ → HOBr + BrO ₃ ^- + H ⁺ (10)

2 HOBr → HBrO ₂ + Br ^- + H ⁺ (11)

HOBr + Br ^- + H ⁺ → Br ₂ + H ₂ O (12)

Ключевые элементы этой последовательности включают чистый результат уравнения 8 плюс дважды уравнение 9, как показано ниже:

2Ce ³⁺ + BrO ₃ - + HBrO ₂ + 3H ⁺ → 2Ce ⁴⁺ + H ₂ O + 2HBrO ₂ (13)

Эта последовательность автокаталитически дает бромистую кислоту. Автокатализ является важной особенностью этой реакции, но он не продолжается до тех пор, пока не исчерпаны все реагенты, потому что происходит разрушение HBrO2 второго порядка, как видно из реакции 10.

Реакции 11 и 12 представляют собой диспропорционирование сверхбромистой кислоты до бромистой кислоты и Br2. Ионы церия (IV) и брома окисляют малоновую кислоту с образованием бромид-ионов. Это вызывает увеличение концентрации бромид-ионов, что реактивирует процесс A.

Цвета в этой реакции образуются в основном за счет окисления и восстановления комплексов железо-церий.

Ферроин дает два цвета, наблюдаемые в этой реакции: по мере увеличения он окисляет железо в ферроине от красного железа (II) до синего железа (III). Церий (III) бесцветен, а церий (IV) желтого цвета. Сочетание церия (IV) и железа (III) делает цвет зеленым.

При правильных условиях этот цикл повторяется несколько раз. Чистота стеклянной посуды вызывает беспокойство, потому что колебания прерываются загрязнением хлорид-ионами (Horst Dieter Foersterling, 1993).

Ссылки

1. бромистая кислота. (2007, 28 октября). Получено с ChEBI: ebi.ac.uk.
2. Эгон Виберг, NW (2001). Неорганическая химия. Лондон-Сан-Диего: академическая пресса.
3. Хорст Дитер Ферстерлинг, М.В. (1993). Бромистая кислота / церий (4+): реакция и диспропорционирование HBrO2, измеренные в растворе серной кислоты при различных кислотностях. Phys. Chem 97 (30), 7932-7938.
4. йодистая кислота. (2013-2016). Получено с сайта molbase.com.
5. Национальный центр биотехнологической информации. (2017, 4 марта). База данных PubChem Compound; CID = 165616.
6. Б. Фариа, IR (1994). Кинетика диспропорционирования и pKa бромистой кислоты. J. Phys. Chem. 98 (4), 1363-1367.
7. Ропп, RC (2013). Энциклопедия соединений щелочноземельных металлов. Оксфорд: Эльфийка.
8. Королевское химическое общество. (2015). Бромистая кислота. Получено с chemspider.com.
9. Стэнли, AA (2000, 4 декабря). Резюме демонстрации продвинутой неорганической химии колебательная реакция.