Bromid fosforitý
| Bromid fosforitý | |
|---|---|
  |
|
| Obecné | |
| Systematický název | Bromid fosforitý |
| Anglický název | Phosphorus tribromide |
| Německý název | Phosphortribromid |
| Sumární vzorec | PBr3 |
| Vzhled | bezbarvá kapalina |
| Identifikace | |
| Číslo RTECS | TH4460000 |
| Vlastnosti | |
| Molární hmotnost | 270,686 g/mol |
| Teplota tání | -40,5 °C |
| Teplota varu | 173,2 °C |
| Hustota | 3,412 g/cm³ (-79 °C) 2,871 g/cm³ (20,7 °C) |
| Index lomu | nD= 1,696 32 (27 °C) |
| Rozpustnost ve vodě | reaguje |
| Rozpustnost v polárních rozpouštědlech |
diethylether s alkoholy reaguje |
| Rozpustnost v nepolárních rozpouštědlech |
chlorid uhličitý aromatické uhlovodíky |
| Součin rozpustnosti | 3,88 (20 °C) |
| Povrchové napětí | 44,7 mN/m (0 °C) 36 mN/m (100 °C) |
| Struktura | |
| Dipólový moment | 2,0•10-30 Cm |
| Termodynamické vlastnosti | |
| Standardní slučovací entalpie ΔHf° | -132 kJ/mol (plyn) - 177 kJ/mol (kapalina) |
| Entalpie varu ΔHv | 143 J/g |
| Standardní molární entropie S° | 348 J K-1 mol-1 (plyn) |
| Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° | -155,7 kJ/mol (plyn) |
| Izobarické měrné teplo cp | 0,281 J K-1 g-1 (25 °C, plyn) |
| Bezpečnost | |
 Žíravý (C) |
|
| R-věty | R14, R34, R37 |
| S-věty | (S1/2), S26, S45 |
| NFPA 704 |
 0
3
2
|
|
SI a STP (25 °C, 100 kPa). |
|
Bromid fosforitý je anorganická sloučenina se vzorcem PBr3, jeden z bromidů fosforu. Za běžných podmínek se jedná o bezbarvou kapalinu, která na vzduchu dýmá (protože podléhá hydrolýze vzdušnou vlhkostí) a pronikavě páchne. Široce se používá v laboratoři pro konverzi alkoholů na alkylbromidy.
Obsah |
Příprava [editovat]
PBr3 se připravuje působením bromu na červený fosfor. Fosfor musí být v nadbytku, aby se zabránilo tvorbě PBr5:[1]
Reakce [editovat]
Bromid fosforitý, podobně jako chlorid a fluorid fosforitý, má vlastnosti jak Lewisovy kyseliny, tak Lewisovy zásady. Například s Lewisovou kyselinou, jako je bromid boritý, tvoří stabilní addukty, kupříkladu Br3B-PBr3. Současně ale může v mnoha reakcích reagovat jako elektrofil či Lewisova kyselina, například s aminy.
Nejdůležitějšími reakcemi PBr3 jsou ty s alkoholy, kde se hydroxylová skupina nahrazuje atomem bromu a vzniká alkylbromid. Všimněte si, že lze přenést všechny tři atomy bromu.
- PBr3 + 3 ROH → 3 RBr + HP(O)(OH)2
Mechanismus (ukázaný pro primární alkohol) zahrnuje počáteční aktivaci kyslíkového atomu v molekule alkoholu elektrofilním fosforem (čímž vzniká dobrá odstupující skupina) a substituci SN2 na atomu uhlíku.
Vzhledem k substitučnímu kroku SN2 tato reakce obecně dobře funguje pro primární a sekundární alkoholy, ale selhává pro alkoholy terciární. Pokud je reakční uhlíkové centrum chirální, reakce většinou invertuje konfiguraci na alfa uhlíku alkoholu, jak je u reakcí SN2 obvyklé.
Podobnou reakcí PBr3 konvertuje také karboxylové kyseliny na acylbromidy:
- PBr3 + 3 RCOOH → 3 RCOBr + HP(O)(OH)2
PBr3 je poměrně silným redukčním činidlem, oxidace PBr3 plynným kyslíkem je mnohem bouřlivější než u PCl3. Reakce probíhá explozivně za vzniku oxidu fosforečného a bromu.
Použití [editovat]
Hlavním použitím bromidu fosforitého je pro konverzi primárních a sekundárních alkoholů na alkylbromidy,[2] jak je popsáno výše. PBr3 obvykle poskytuje vyšší výtěžnost než kyselina bromovodíková a lze se vyhnout problémům s přesmykem karbokationtu. Například i neopentylbromid lze získat z alkoholu s výtěžností 60 %.[3]
Jinou oblastí použití PBr3 je jako katalyzátor pro α-bromaci karboxylových kyselin. Přestože se acylbromidy vyrábějí v porovnání s acylchloridy v mnohem menší míře, používají se jako meziprodukty v Hell-Volhard-Zelinského halogenaci.[4] Nejdřív PBr3 reaguje s karboxylovou kyselinou za vzniku acylbromidu, který je při bromaci reaktivnější. Celý proces vypadá takto:
Bromid fosforitý se využívá také při výrobě léčiv, například alprazolamu, methohexitalu nebo fenoprofenu. Je též potentním zpomalovačem hoření.
Bezpečnost [editovat]
PBr3 uvolňuje žíravý bromovodík, je toxický a bouřlivě reaguje s vodou a alkoholy.
V reakcích, kde jako vedlejší produkt vzniká kyselina fosforitá, je při destilaci třeba dát pozor na to, že se tato může při teplotě nad cca 160 °C rozkládat za vzniku fosfanu, který může při kontaktu se vzduchem explodovat.[2]
Reference [editovat]
V tomto článku byl použit překlad textu z článku Phosphorus tribromide na anglické Wikipedii.
- ↑ Theodore M. Burton and Ed. F. Degering(1940)."The Preparation of Acetyl Bromide". J. Am. Chem. Soc.62: 227. doi:.
- ↑ a b George C. Harrison, H. Diehl(1955),"β-Ethoxyethyl bromide",Org. Synth., http://www.orgsyn.org/orgsyn/orgsyn/prepContent.asp?prep=cv3p0370; Coll. Vol.3: 370
- ↑ L. G. Wade, Jr., Organic Chemistry, 6th ed., p. 477, Pearson/Prentice Hall, Upper Saddle River, New Jersey, USA, 2005.
- ↑ L. G. Wade, Jr., Organic Chemistry, 6th ed., p. 1051, Pearson/Prentice Hall, Upper Saddle River, New Jersey, USA, 2005.
Literatura [editovat]
- VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.
- N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2nd ed., Butterworth-Heinemann, Oxford, UK, 1997.
- Handbook of Chemistry and Physics, 71st edition, CRC Press, Ann Arbor, Michigan, 1990.
- J. March, Advanced Organic Chemistry, 4th ed., p. 723, Wiley, New York, 1992.
- The Merck Index, 7th edition, Merck & Co, Rahway, New Jersey, USA, 1960.
- R. R. Holmes(1960)."An examination of the basic nature of the trihalides of phosphorus, arsenic and antimony,". Journal of Inorganic and Nuclear Chemistry12: 266–275. doi:.
