БРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Физические свойства

 Бурая жидкость с тяжелыми ядовитыми парами; имеет неприятный запах; r= 3,14 г/см³; t°пл. = -8°C; t°кип. = 58°C.

Получение

 Окисление ионов Br ^-  сильными окислителями:

MnO₂ + 4HBr ® MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O

Cl₂ + 2KBr ® 2KCl + Br₂

Химические свойства

В свободном состоянии бром - сильный окислитель; а его водный раствор - "бромная вода" (содержащий 3,58% брома) обычно используется в качестве слабого окислителя.

 1)     Реагирует с металлами:

2Al + 3Br₂ ® 2AlBr₃

 2)     Реагирует с неметаллами:

H₂ + Br₂ « 2HBr

2P + 5Br₂ ® 2PBr₅

 3)     Реагирует с водой и щелочами :

Br₂ + H₂O « HBr + HBrO

Br₂ + 2KOH ® KBr + KBrO + H₂O

 4)     Реагирует с сильными восстановителями:

Br₂ + 2HI ® I₂ + 2HBr

Br₂ + H₂S ® S + 2HBr

Бромистый водород HBr

 Физические свойства

Бесцветный газ, хорошо растворим в воде; t°кип. = -67°С; t°пл. = -87°С.

Получение

 1)      

2NaBr + H₃PO₄  –^t°®    Na₂HPO₄ + 2HBr­

 2)                                                                                         

PBr₃ + 3H₂O ® H₃PO₃ + 3HBr­

Химические свойства

Водный раствор бромистого водорода - бромистоводородная кислота еще более сильная, чем соляная. Она вступает в те же реакции, что и HCl:

 1)     Диссоциация:

HBr « H⁺ + Br ^-

 2)     С металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода:

 Mg + 2HBr ® MgBr₂ + H₂­

 3)     с оксидами металлов:

CaO + 2HBr ® CaBr₂ + H₂O

 4)     с основаниями и аммиаком:

NaOH + HBr ® NaBr + H₂O

Fe(OH)₃ + 3HBr ® FeBr₃ + 3H₂O

NH₃ + HBr ® NH₄Br

 5)     с солями:

MgCO₃ + 2HBr ® MgBr₂ + H₂O + CO₂­

AgNO₃ + HBr ® AgBr¯ + HNO₃

 Соли бромистоводородной кислоты называются бромидами. Последняя реакция - образование желтого, нерастворимого в кислотах осадка бромида серебра служит для обнаружения аниона Br ^- в растворе.

 6)     HBr - сильный восстановитель:

2HBr + H₂SO₄(конц.) ® Br₂ + SO₂­ + 2H₂O

2HBr + Cl₂ ® 2HCl + Br₂

 Из кислородных кислот брома известны слабая бромноватистая HBr⁺¹O и сильная бромноватая HBr⁺⁵O₃.