Svojstva i upotreba svojstava bromične kiseline (HBrO2)

bromnu kiselinu je anorganski spoj formule HBrO2. Navedena kiselina je jedna od oksidnih kiselina broma gdje je nađena s oksidacijskim stanjem 3+. Soli ovog spoja poznate su kao bromit. To je nestabilan spoj koji se ne može izolirati u laboratoriju.

Ta je nestabilnost, analogna jodoznoj kiselini, posljedica reakcije dismutacije (ili disproporcijacije) da se dobije hipobromna kiselina i bromna kiselina na sljedeći način: 2HBrO₂ → HBrO + HBrO_3.

Bromna kiselina može djelovati kao posrednik u različitim reakcijama u oksidaciji hipobromita (Ropp, 2013). Može se dobiti kemijskim ili elektrokemijskim sredstvima gdje se hipobromit oksidira u bromitni ion, na primjer:

HBrO + HClO → HBrO₂ + HCl

HBrO + H₂O + 2e^- → HBrO₂ + H₂

indeks

• 1 Fizikalna i kemijska svojstva
• 2 Upotreba
  • 2.1 Alkalijski spojevi
  • 2.2 Redukcijsko sredstvo
  • 2.3. Reakcija Belousov-Zhabotinski
• 3 Reference

Fizikalna i kemijska svojstva

Kao što je gore spomenuto, bromična kiselina je nestabilni spoj koji nije izoliran, pa su njegova fizikalna i kemijska svojstva dobivena, uz neke iznimke, teoretski kroz računske izračune (Nacionalni centar za biotehnološke informacije, 2017.) \ T.

Spoj ima molekulsku masu od 112,91 g / mol, točku taljenja 207,30 stupnjeva Celzija i točku vrenja 522,29 stupnjeva Celzijusa. Njegova topljivost u vodi procjenjuje se na 1 x 106 mg / L (Kraljevsko kemijsko društvo, 2015.) \ T.

Nije zabilježen nikakav rizik u rukovanju ovim spojem, međutim, utvrđeno je da je slaba kiselina.

Kinetika reakcije disproporcijacije broma (III), 2Br (III) → Br (1) + Br (V) proučavana je u fosfatnom puferu, u rasponu pH od 5,9-8,0, prateći optičku apsorpciju pri 294 nm pomoću zaustavljenog protoka.

Zavisnosti od [H⁺] i [Br (III)] su redoslijeda 1 i 2, gdje nije nađena ovisnost o [Br-]. Reakcija je također proučavana u acetatnom puferu, u rasponu pH od 3,9 - 5,6.

U eksperimentalnoj pogrešci nisu pronađeni dokazi za izravnu reakciju između dva BrO2-iona. Ova studija daje konstante brzine 39,1 ± 2,6 M^-1  za reakciju:

HBrO₂ + Bro₂→ HOBr + Br0₃^-

Konstante brzine od 800 ± 100 M^-1 za reakciju:

2HBr0₂ → HOBr + Br0₃^- + H⁺

I kvocijent ravnoteže od 3,7 ± 0,9 X 10^-4  za reakciju:

HBr02 = H + + BrO₂^-

Dobivanje eksperimentalnog pKa od 3,43 pri ionskoj snazi ​​od 0,06 M i 25,0 ° C (R. B. Faria, 1994).

aplikacije

Jedinjenja alkalne zemlje

Bromna kiselina ili natrijev bromid koriste se za dobivanje berilijevog bromida prema reakciji:

Be (OH)₂ + HBrO₂ → Budite (OH) BrO₂ + H₂O

Bromitovi su žuti u krutom stanju ili u vodenim otopinama. Ovaj spoj se industrijski koristi kao sredstvo za uklanjanje kamenca iz oksidativnih škrobova u rafiniranju tekstila (Egon Wiberg, 2001).

Redukcijsko sredstvo

Bromna kiselina ili bromitos mogu se koristiti za redukciju iona permanganata u manganat na sljedeći način:

2MnO₄^- + Bro₂^- + 2OH^-→ BrO₃^- + 2MnO₄^2- + H₂O

Što je prikladno za pripravu otopina mangana (IV).

Belousov-Zhabotinski reakcija

Bromna kiselina djeluje kao važan posrednik u reakciji Belousov-Zhabotinski (Stanley, 2000), koja je izrazito vizualno upečatljiva demonstracija.

U ovoj reakciji miješaju se tri otopine u zelenu boju, koja postaje plava, ljubičasta i crvena, a zatim se vraća u zelenu i ponavlja.

Tri miješane otopine slijede: otopina KBrO₃ 0,23 M, 0,31 M otopina malonske kiseline s 0,059 M KBr i 0,019 M otopine cerij (IV) amonij nitrata i H₂SW₄ 2,7 milijuna.

Tijekom prezentacije u otopinu se uvodi mala količina indikatora feroin. Umjesto cerija mogu se koristiti manganski ioni. Ukupna reakcija B-Z je cerij-katalizirana oksidacija malonske kiseline, bromatnim ionima u razrijeđenoj sumpornoj kiselini kako je prikazano u sljedećoj jednadžbi:

3CH₂ (CO₂H)₂ + 4 BrO₃^- → 4 Br^- + 9 CO₂ + 6H₂O (1)

Mehanizam ove reakcije uključuje dva procesa. Proces A uključuje ione i transfere dva elektrona, dok proces B uključuje radikale i transfere elektrona.

Koncentracija bromidnih iona određuje koji je proces dominantan. Proces A je dominantan kada je koncentracija bromidnih iona visoka, dok je proces B dominantan kada je koncentracija bromidnih iona niska.

Proces A je redukcija bromatnih iona bromidnim ionima u dva prijenosa elektrona. Može se predstaviti ovom mrežnom reakcijom:

Bro₃^- + 5br^- + 6H⁺ → 3Br₂ + 3H₂O (2)

To se događa kada se miješaju rješenja A i B. Ovaj proces se odvija kroz sljedeća tri koraka:

Bro₃^- + br^- +2H⁺ → HBrO₂ + HOBr (3)

HBrO₂ + br^- + H⁺ → 2 HOBr (4)

HOBr + Br^- +H⁺ → Br₂ + H₂O (5)

Brom stvoren iz reakcije 5 reagira s malonskom kiselinom dok polako enolizira, kao što je prikazano sljedećom jednadžbom:

br₂ + CH₂ (CO₂H)₂ → BrCH (CO₂H)₂ + br^- + H (6)

Ove reakcije djeluju na smanjenje koncentracije bromidnih iona u otopini. To omogućuje da proces B postane dominantan. Ukupna reakcija procesa B predstavljena je sljedećom jednadžbom:

2BrO3^- + 12H⁺ + 10 Ce³⁺ → Br₂ + 10CE⁴⁺· 6H₂O (7)

I sastoji se od sljedećih koraka:

Bro₃^- + HBrO₂ + H⁺ → 2BrO₂ • + H₂O (8)

Bro₂ • + Ce³⁺ + H⁺ → HBrO₂ + EK⁴⁺ (9)

2 HBrO₂ → HOBr + BrO₃^- + H⁺ (10)

2 HOBr → HBrO₂ + br^- + H⁺ (11)

HOBr + Br^- + H⁺ → Br₂ + H₂O (12)

Ključni elementi ove sekvence uključuju neto rezultat jednadžbe 8 plus dvostruku jednadžbu 9, koja je prikazana u nastavku:

2ce³⁺ + Bro₃ - + HBrO₂ + 3H⁺ → 2Ce⁴⁺ + H₂O + 2HBrO₂ (13)

Ova sekvenca proizvodi autokatalitičku bromiranu kiselinu. Autokataliza je bitna značajka ove reakcije, ali se ne nastavlja sve dok se reagensi ne iscrpe, jer postoji destrukcija HBrO2 drugog reda, kako se vidi u reakciji..

Reakcije 11 i 12 predstavljaju nesrazmjer hiperbromne kiseline s bromnom kiselinom i Br2. Cerijevi (IV) ioni i brom oksidiraju malonsku kiselinu u obliku bromidnih iona. To uzrokuje povećanje koncentracije bromidnih iona, što reaktivira postupak A.

Boje u ovoj reakciji uglavnom nastaju oksidacijom i redukcijom kompleksa željeza i cerija.

Ferroin daje dvije boje koje se vide u ovoj reakciji: kako se [Ce (IV)] povećava, on oksidira željezo u feroinu iz crvenog željeza (II) u plavo željezo (III). Cerij (III) je bezbojan i cerij (IV) je žut. Kombinacija cerija (IV) i željeza (III) čini boju zelenom.

Pod pravim uvjetima, ovaj ciklus će se ponoviti nekoliko puta. Čišćenje staklenog posuđa izaziva zabrinutost jer se oscilacije prekidaju onečišćenjem kloridnim ionima (Horst Dieter Foersterling, 1993.) \ T.

reference

1. bromnu kiselinu (2007., 28. listopada). Preuzeto iz ChEBI: ebi.ac.uk.
2. Egon Wiberg, N.W. (2001). Anorganska kemija london-san diego: akademski tisak.
3. Horst Dieter Foersterling, M. V. (1993). Bromna kiselina / cerij (4+): reakcija i nesrazmjernost HBrO2 izmjerena u otopini sumporne kiseline pri različitim kiselinama. Chem 97 (30), 7932-7938.
4. jodna kiselina. (2013-2016). Preuzeto s molbase.com.
5. Nacionalni centar za biotehnološke informacije. (2017., 4. ožujka). PubChem Compound Database; CID = 165616.
6. B. Faria, I.R. (1994). Kinetika disproporcijacije i pKa bromne kiseline. J. Phys., 98 (4), 1363-1367. 
7. Ropp, R.C. (2013). Enciklopedija spojeva alkalne zemlje. Oxford: Vilenjak.
8. Kraljevsko kemijsko društvo. (2015). Bromna kiselina. Preuzeto s chemspider.com.
9. Stanley, A.A. (2000., 4. prosinca). Napredna demonstracija anorganske kemije Sažetak oscilirajuće reakcije.