Знаешь как. Биологическое действие на организм

(Bromum; от греч, (зловоние), Вr - хим. элемент VII группы периодической системы элементов; ат. Но 35, ат. м. 79,904. Красно-бурая жидкость с сильным неприятным запахом. Природный Б. состоит из изотопов 79Вr (50,54%) и 81Вг (49,46%). Известно 16 радиоактивных изотопов Б. с массовыми числами от 74 до 88, а также пять изомеров. Радиоизотопы характеризуются гл. обр. бета- и гамма-радиоактивностью. Период полураспада наиболее долгоживущего изотопа 80Вr - 4,5 ч. Б. открыл в 1826 франц. химик А. Ж. Балар.

Содержание Б. в земной коре 3 10-5 ат.%. Встречается в основном в соляных озерах, морской воде и буровых водах нефтяных месторождений. Б.- постоянный спутник хлора. При т-ре -7,2° С жидкий бром превращается в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары Б. желто-бурого цвета, tкип 58,78° С. Плотность жидкого Б. 3,1882 (т-ра 0° С) и 3,1028 г/см3 (т-ра 25° С), диэлектрическая проницаемость 3. Хорошо растворим в воде (3,53 г Б. в 100 г воды при т-ре 20° С) и во мн. органических растворителях (сероуглероде, четыреххлористом углероде, спиртах). Обладает высокой упругостью паров. В парах элементарный Б. состоит из двухатомных молекул.

Отличается высокой хим. активностью, непосредственно соединяется со мн. неметаллами и металлами, образуя соединения со степенью окисления - 1.

Соединение брома с водородом - бромистый HBr - бесцветный газ с резким запахом, tпл — 88° С, tкип — 67° С; получают его непосредственным соединением элементов, действием сильных минеральных к-т (напр., серной к-ты) на соединения Б. с металлами или воды - на соединения Б. с неметаллами. Бромистый хорошо растворяется в воде (1200 г/л воды при т-ре 10° С), образуя бро-мистоводородную к-ту - одну из сальных минеральных к-т. Соли бро-мистоводородной к-ты - бромиды. Непосредственным взаимодействием Б. с кислородом получают чрезвычайно неустойчивые при обычных т-рах и давлениях двуокись Вr02 и окись Вг20.

При растворении брома в воде или растворах едких щелочей образуются соответственно бромноватистая к-та HBrO либо ее соли - гипобромиты. Эти соединения, степень окисления Б. в к-рых равна +1, относятся к числу сильных окислителей. Гипобромиты при нагревании переходят в соли бромноватой к-ты НВr03 со степенью окисления Б. 4-5. Соли бромноватой к-ты - бро-маты - находят применение в неорганическом и органическом синтезе как окислители. Б. со степенями окисления +3 и +7 (в отличие от аналогичных соединений хлора и йода) не известны. С галогенами Б. образует 1, а. межгалоидные соединения.

В соединениях с фтором и хлором проявляет положительные степени окисления: +1 (BrF, BrCl),+3 (BrF3) и +5(BrF5); в соединении с йодом степень окисления равна -1 (JBr). Межгалоидные соединения Б. относятся к числу весьма реакцион-носпособных веществ и используются при получении многих неорганических и органических соединений галогенов. Сырьем для получения брома служат морская , буровые воды нефтяных месторождений и др. Осн. способ получения Б.- обработка бромсодержащих растворов элементарным хлором. Б.- исходный продукт для получения некоторых бромистых солей, органических производных. Соединения Б. используют в фотографии, при произ-ве некоторых красителей и др. Пары Б. чрезвычайно токсичны, жидкий Б. действует на кожу, вызывая плохо заживающие ожоги.

Бром единственный жидкий не металл. Это вещество красно — бурого цвета, тяжёлое и летучее. Сосуд, в котором находится бром, всегда окрашен его парами в красно — бурый цвет.

Бром имеет тяжёлый неприятный запах (бром в переводе — зловонный) . В воде растворяется плохо, образуя бромную воду. Гораздо лучше он растворяется в органических растворителях, бензоле, толуоле, хлороформе.

Если к бромной воде прилить небольшое количество бензола и хорошо взболтать, после расслаивания можно заметить, как окраска бромной воды исчезает, а собравшийся на верху бензол окрасился в ярко — оранжевый цвет, это объясняется тем, что бензол извлек из воды бром в следствии его лучшей растворимости в бензоле.

Хранят бром в склянках с притёртыми пробками, резиновые пробки для работы с бромом и для работы с хлором, не применимы, так как они быстро разъедаются. Бром намного тяжелее воды (плотность 3г/см³) и температура кипения 63°C , температура затвердевания — 7,3°C .

Пары брома вызывают удушение. Ядовит и жидкий бром, причиняющий при попадании на кожу сильные ожоги, переливать бром из одного сосуда в другой рекомендуется в резиновых перчатках и под тягой. При попадании на кожу следует смыть органическими растворителями, при смывании водой избежать ожога почти не возможно.

С водородом бром образует бромистый :

Br2 + H2 = 2HBr

процесс идёт при сильном нагревании.

Если насыпать в пробирку с жидким бромом немного алюминиевых опилок, они сгорают в броме с образованием бромистого алюминия, что сопровождается выделением бурых паров брома и искр:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Также с ним реагируют , а даёт сильный взрыв.

При взаимодействии свободных галогенов со сложными веществами они ведут себя как окислители, например при взаимодействии с водой. В начале Br растворяется в воде с образованием бромной воды (Br2aq) , а затем постепенно между водой и галогеном начинается реакция. Бром с водой реагирует очень медленно, а и особенно реагируют очень быстро.

При смешивании свободного галогена (хлора) с солью другого галогена (бромида) , бесцветный раствор мгновенно окрашивается в жёлтый цвет. При взбалтывании этого раствора с бензолом характерная окраска бензольного кольца указывает на наличие свободного брома. Это объясняется тем, что как более активный галоген окисляет бром, вытесняя его из соли:

2KBr + Cl = 2KCl + Br2

Более активный по окислению вытесняет менее активный бром, поэтому возможны реакции между иодитом и бромом, йодитом и хлором, бромидом и хлором. Некоторые из этих реакций используют для получения свободных галогенов из их солей, в основном из бромида магния:

MgBr2 + Cl2 = MgCl2 + Br2

Окислительное действие галогенов проявляется и при реакции и с другими сложными веществами, если через бромную воду пропускать , то очень скоро бромная обесцвечивается и образовавшаяся жидкость помутнеет вследствие восстановления Br и окисления.

Соли брома и их применение

Из солей брома следует отметить бромид магния MgBr2 который в природе сопровождает поваренную соль, а также хлорид калия. После извлечения поваренной соли (NaCl) из воды в рассоле остаётся значительный процент бромида магния. Так же он встречается в морской воде, но в очень небольших количествах.

Бромид калия и натрия.

Применяют применение в медицине, они сильно понижают возбудимость нервной системы, но лечение бромистыми препаратами допустимо только при здоровых почках, иначе вследствие задержки выделения бромидов из бромидов может наступить отравление, поэтому в настоящее время используют новые менее опасные для организма препараты.

Среди всех химических элементов-неметаллов есть особый ряд - галогены. Эти атомы получили свое название за особые свойства, которые они проявляют в химических взаимодействиях. К ним относятся:

хлор;
бром;
фтор.

Хлор и фтор - это ядовитые газы, обладающие сильной окислительной способностью. Йод при нормальных условиях представляет собой кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с выраженным металлическим блеском. Проявляет свойства восстановителя. А как выглядит четвертый галоген? Каковы свойства брома, образуемые им соединения и характеристики как элемента, и как простого вещества? Попробуем разобраться.

Бром: общая характеристика элемента

Как частица бром занимает ячейку под порядковым номером 35. Соответственно, в составе его ядра 35 протонов, а электронная оболочка вмещает такое же количество электронов. Конфигурация внешнего слоя: 4s 2 p 5 .

Располагается в VII группе, главной подгруппе, входит в состав галогенов - особой по свойствам группы химических элементов. Всего известно около 28 различных изотопных разновидностей данного атома. Массовые числа варьируются от 67 до 94. Устойчивых и стабильных, а также преобладающих по процентному содержанию в природе известно два:

бром 79 - его 51%;
бром 81 - его 49%.

Средняя атомная масса элемента равна 79,904 единицы. Степень окисления брома варьируется от -1 до +7. Проявляет сильные окислительные свойства, однако уступает в них хлору и фтору, превосходя йод.

История открытия

Открыт данный элемент был позже своих коллег по подгруппе. К тому моменту уже было известно о хлоре и йоде. Кто же совершил это открытие? Можно назвать сразу три имени, так как именно столько ученых практически одновременно сумели синтезировать новый элемент, оказавшийся впоследствии рассматриваемым атомом. Эти имена:

Антуан Жером Балар.
Карл Левиг.
Юстус Либих.

Однако официальным "отцом" считается именно Балар, так как он первым не только получил и описал, но и отправил на научную конференцию химиков новое вещество, представляющее собой неизведанный элемент.

Антуан Балар занимался исследованием состава морской соли. Проводя над ней многочисленные он в один из дней пропускал через раствор хлор и увидел, что образуется какое-то желтое соединение. Приняв это за продукт взаимодействия хлора и йода в растворе, он стал дальше исследовать полученный продукт. Подверг следующим обработкам:

воздействовал эфиром;
вымочил в ;
обработал пиролюзитом;
выдержал в сернокислой среде.

В результате он получил летучую буровато-красную жидкость с неприятным запахом. Это и был бром. Затем он провел тщательное исследование физических и химических характеристик этого вещества. После отправил доклад о нем, описал свойства брома. Название, которое Балар дал элементу, было мурид, однако оно не прижилось.

Сегодняшнее общепринятое имя этого атома бром, что в переводе с латыни означает "вонючий", "зловонный". Это вполне подтверждается свойствами его простого вещества. Год открытия элемента - 1825.

Возможные степени окисления брома

Таковых можно назвать несколько. Ведь, благодаря своей бром может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, с явным преобладанием первых. Всего можно выделить пять возможных вариантов:

-1 - низшая степень окисления брома;

В природе встречаются только те соединения, в составе которых элемент в отрицательном значении. +7 - максимальная степень окисления брома. Ее он проявляет в составе бромной кислоты HBrO 4 и ее солей броматов (NaBrO 4). Вообще данная степень окисления брома встречается крайне редко, так же как и +2. А вот соединения с -1; +3 и +5 - очень распространенные и имеют значение не только в химической промышленности, но и в медицине, технике и других отраслях хозяйства.

Бром как простое вещество

При обычных условиях рассматриваемый элемент представляет собой двухатомную молекулу, однако является не газом, а жидкостью. Очень ядовитой, дымящей на воздухе и издающей крайне неприятный запах. Даже пары в низкой концентрации способны вызывать ожоги на коже и раздражение слизистых оболочек тела. Если же превысить допустимую норму, то возможно удушье и смерть.

Химическая формула данной жидкости - Br 2 . Очевидно, что символ образован от греческого названия элемента - bromos. Связь между атомами одинарная, ковалентная неполярная. Радиус атома относительно большой, поэтому бром вступает в реакции достаточно легко. Это позволяет широко использовать его в химических синтезах, часто как реактив на качественное определение органических соединений.

В виде простого вещества в природе не встречается, так как легко улетучивается в виде красновато-бурого дыма, обладающего разъедающим действием. Только в форме различных многокомпонентных систем. Степень окисления брома в соединениях различного рода зависит от того, с каким именно элементом идет реакция, то есть с каким веществом.

Физические свойства

Данные характеристики можно выразить несколькими пунктами.

Растворимость в воде - средняя, но лучше, чем у других галогенов. Насыщенный раствор называют бромной водой, она имеет красновато-бурый цвет.
Температура кипения жидкости - +59,2 0 С.
Температура плавления -7,25 0 С.
Запах - резкий, неприятный, удушливый.
Цвет - красновато-бурый.
Агрегатное состояние простого вещества - тяжелая (с высокой плотностью), густая жидкость.
Электроотрицательность по шкале Поллинга - 2,8.

Данные характеристики сказываются на способах получения данного соединения, а так же налагают обязательства для соблюдения крайней осторожности при работе с ним.

Химические свойства брома

С точки зрения химии, бром ведет себя двояко. Проявляет и окислительные, и восстановительные свойства. Как и все другие элементы, принимать электроны он способен от металлов и менее электроотрицательных неметаллов. Восстановителем же он является с сильными окислителями, такими как:

кислород;
фтор;
хлор;
некоторые кислоты.

Естественно, что и степень окисления брома при этом варьируется от -1 до +7. С чем же конкретно способен вступать в реакции рассматриваемый элемент?

С водой - в результате образуется смесь кислот (бромоводородная и бромноватистая).
С различными йодидами, так как бром способен вытеснять йод из его солей.
Со всеми неметаллами напрямую, кроме кислорода, углерода, азота и благородных газов.
Почти со всеми металлами как сильный окислитель. Со многими веществами даже с воспламенением.
В реакциях ОВР бром часто содействует окислению соединений. Например, сера и сульфиты превращаются в сульфат-ионы, йодиды в йод, как простое вещество.
С щелочами с образованием бромидов, броматов или гипоброматов.

Особое значение имеют химические свойства брома, когда он входит в состав кислот и солей, им образованных. В этом виде очень сильны его свойства, как окислителя. Гораздо ярче выражены, чем у простого вещества.

Получение

То, что рассматриваемое нами вещество важное и значимое с точки зрения химии, подтверждает факт его ежегодной добычи в количестве 550 тысяч тонн. Страны-лидеры по этим показателям:

Китай.
Израиль.

Промышленный способ добычи свободного брома основан на обработке соляных растворов озер, скважин, морей. Из них выделяется соль нужного элемента, которая переводится в подкисленную форму. Ее пропускают через мощный поток воздуха или водяного пара. Таким образом, формируется газообразный бром. Затем обрабатывают его и получают смесь натриевых солей - бромидов и броматов. Их растворы подкисляют и на выходе имеют свободное жидкое вещество.

Лабораторные способы синтеза основаны на вытеснении брома из его солей хлором, как более сильным галогеном.

Нахождение в природе

В чистом виде рассматриваемое нами вещество в природе не встречается, так как это дымящая на воздухе легколетучая жидкость. В основном входит в состав соединений, в которых проявляется минимальная степень окисления брома -1. Это соли - бромиды. Очень много этого элемента сопровождает природные соли хлора - сильвины, карналлиты и прочие.

Минералы самого брома были открыты позже, чем он сам. Самых распространенных из них три:

эмболит - смесь хлора и брома с серебром;
бромаргинит;
бромсильвинит - смесь калия, магния и брома со связанной водой (кристаллогидрат).

Также данный элемент входит обязательно в состав живых организмов. Его недостаток приводит к возникновению различных заболеваний нервной системы, расстройств, нарушению сна и ухудшению памяти. В более худших случаях грозит бесплодием. Рыбы, способны накапливать бром в значительных количествах в виде солей.

В земной коре массовое содержание его достигает 0,0021%. Много содержит морская вода и в целом гидросфера Земли.

Соединения брома с низшей степенью окисления

Какая степень окисления у брома в его соединениях с металлами и водородом? Самая низшая, которая возможна для данного элемента - минус один. Именно эти соединения и представляют самый большой практический интерес для человека.

HBr - бромоводород (газ), или бромоводородная кислота. В газообразном агрегатном состоянии не имеет цвета, однако очень резко и неприятно пахнет, сильно дымит. Обладает разъедающим действием на слизистые оболочки тела. Хорошо растворяется в воде, формируя кислоту. Она, в свою очередь, хорошим восстановителем. Легко переходит в свободный бром при действии серной, азотной кислот и кислорода. Промышленное значение имеет как источник бромид-иона для образования солей с катионами металлов.
Бромиды - соли вышеуказанной кислоты, в которых степень окисления брома так же равна -1. Практический интерес представляют: LiBr и KBr.
Соединения органической природы, содержащие бромид-ион.

Соединения с высшей степенью окисления

К таковым относится несколько основных веществ. Степень окисления высшая брома равна +7, значит в этих соединениях он как раз ее и должен проявлять.

Бромная кислота - HBrO 4 . Самая сильная из всех известных для данного элемента кислот, однако при этом и самая устойчивая к атакам сильных восстановителей. Это объясняется особым геометрическим строением молекулы, которая в пространстве имеет форму тетраэдра.
Перброматы - соли выше обозначенной кислоты. Для них так же характерна максимальная степень окисления брома. Они являются сильными окислителями, благодаря чему и находят применение в химической промышленности. Примеры: NaBrO 4 , KBrO 4 .

Применение брома и его соединений

Можно обозначить несколько областей, в которых бром и его соединения находят непосредственное применение.

Производство красителей.
Для изготовления фотоматериалов.
В качестве лекарственных средств в медицине (соли брома).
В автомобильной промышленности, а именно как добавка в бензины.
Используют как пропитку для понижения уровня воспламеняемости некоторых органических материалов.
При изготовлении буровых растворов.
В сельском хозяйстве при изготовлении защитных от насекомых опрыскивателей.
В качестве дезинфектора и обеззараживателя, в том числе, для воды.

Биологическое действие на организм

Как избыток, так и недостаток брома в организме имеют весьма неприятные последствия.

Еще Павлов первым определил влияние этого элемента на живых существ. Опыты на животных доказали, что длительное недополучение ионов брома приводит к:

нарушению работы нервной системы;
расстройству половой функции;
выкидышам и бесплодию;
уменьшению роста;
снижению уровня гемоглобина;
бессоннице и так далее.

Избыточное накапливание в органах и тканях приводит к подавлению работы головного и спинного мозга, различным наружным заболеваниям кожи.