Bromovodík

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Bromovodík
Molekula bromovodíku v kuličkovém modelu
Molekula bromovodíku v kuličkovém modelu
Vzorec
Vzorec
Obecné
Systematický název Bromovodík
Latinský název Hydrogenii bromidum

Hydrogenium bromatum

Anglický název Hydrogen bromide
Sumární vzorec HBr
Vzhled bezbarvý plyn
Identifikace
Registrační číslo CAS
Vlastnosti
Molární hmotnost 80,91 g/mol
Teplota tání -87 °C, 186 K
Teplota varu -66 °C, 207 K
Hustota 0,003 307 g/cm3
Index lomu 1,325
Rozpustnost ve vodě 193 g/100 ml (20 °C)
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° -36,45 až -36,15 kJ/mol
Standardní molární entropie S° 198,696 až 198,704 JK-1mol-1
Bezpečnost
GHS05 – korozivní a žíravé látky
GHS05
GHS07 – dráždivé látky
GHS07
H-věty H314 H335
Žíravý
Žíravý (C)
R-věty R35, R37
S-věty (S2), S9, S26, S45
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
Teplota vznícení nehořlavý
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Bromovodík je bezkyslíkatá plynná sloučenina vodíku a bromu s ostrým, nepříjemným zápachem a vzorcem HBr, a řadí se mezi halogenovodíky. Při rozpouštění ve vodě vzniká kyselina bromovodíková se stejným vzorcem. Tato látka je poměrně užitečná v organické chemii, užívá se na výrobu některých léčiv. Vodný roztok, který obsahuje 47,6% bromovodíku tvoří azeotropní směs, která má bod varu 124,3 °C.

Výroba[editovat | editovat zdroj]

Průmyslová[editovat | editovat zdroj]

Průmyslově se tato látka vyrábí reakcí plynného bromu s vodíkem při teplotě mezi 200 a 400 °C. Při reakci se užívají katalyzátory, obvykle platina nebo azbest.

Br2 + H2t, kat→ 2 HBr

Vzniklý produkt se následně ochlazuje na oddělení od nezreagovaného bromu, a vzniklý bromovodík je rozpouštěn ve vodě, a při tom je oddělen nezreagovaný vodík, který se ještě dá zužitkovat.

Laboratorní[editovat | editovat zdroj]

Za laboratorních podmínek se dá vyrábět reakcí bromidu draselného se silnou kyselinou, obvykle s ředěnou kyselinou sírovou nebo kyselinou trihydrogenfosforečnou.

2KBr + H2SO4 → 2HBr + K2SO4

Vzniká bromovodík, který se rychle rozpouští ve vodě, a při vypařování vody se z ní uvolňuje.
Při použití koncentrované kyseliny sírové dojde k oxidaci bromovodíku na brom.

2HBr + H2SO4Br2 + SO2 + 2H2O

Využití[editovat | editovat zdroj]

Organická chemie[editovat | editovat zdroj]

Při reakci s alkeny dochází k adici na nenasycenou vazbu:

CH2=CH-CH3 + HBr → CH3-CBrH-CH3

S alkyny reaguje podobně:

CH=C-CH + HBr → CH2=CBr-CH3

Je-li dostatek bromovodíku, reakce pokračuje takto:

CH2=CBr-CH3 + HBr → CH3-CBr2-CH3

Tyto adice se řídí Markovnikovovým pravidlem, avšak bromovodík jako jediný halogenovodík dokáže překonat toto pravidlo, podmínkou je světlo a kyslík. Reakce pak probíhá takto:

CH2=CH-CH3 + HBr → CH2Br-CH2-CH3

Tato látka reaguje s alkoholy za vzniku vody a bromderivátů:

R-OH + HBr → RBr + H2O

Anorganická chemie[editovat | editovat zdroj]

V anorganické chemii se používá na výrobu bromidů.

Bezpečnost[editovat | editovat zdroj]

Bromovodík je vysoce korozivní a žíravý. Je silně dráždivý při vdechnutí. Je to silná bezkyslíkatá kyselina. Silně reaguje se všemi zásadami (včetně aminů a amidů). Při reakci s boridy, sulfidy, fosfidy nebo karbidy produkuje toxické a hořlavé plyny. Při styku s mnoha kovy (hliník, zinek, vápník, hořčík, železo, cín a alkalické kovy) se uvolňuje vodík.

Reference[editovat | editovat zdroj]

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Hydrogen bromide na anglické Wikipedii.

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]

https://cameochemicals.noaa.gov/chemical/886

http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0331.html