Broma skābes (HBrO2) īpašības un pielietojumi



The broma skābe ir neorganisks savienojums ar HBrO2 formulu. Minētā skābe ir viena no broma skābju skābēm, kur tā atrodama ar oksidācijas stāvokli 3+. Šī savienojuma sāļi ir pazīstami kā bromitos. Tas ir nestabils savienojums, ko nevar izolēt laboratorijā.

Šī nestabilitāte, kas ir līdzīga jodoskābei, ir saistīta ar dismutācijas reakciju (vai disproporciju), lai veidotu hipobromo skābi un broma skābi šādā veidā: 2HBrO2 → HBrO + HBrO3.

Bromskābe var darboties kā starpprodukts dažādās reakcijās hipobromītu oksidēšanā (Ropp, 2013). To var iegūt, izmantojot ķīmiskus vai elektrochemiskus līdzekļus, ja hipobromīts oksidējas uz broma jonu, piemēram:

HBrO + HClO → HBrO2 + HCl

HBrO + H2O + 2e- → HBrO2 + H2

Indekss

  • 1 Fizikālās un ķīmiskās īpašības
  • 2 Lietojumi
    • 2.1. Sārmu zemes savienojumi
    • 2.2. Reduktors
    • 2.3. Belousova-Žabotinski reakcija
  • 3 Atsauces

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Kā minēts iepriekš, broma skābe ir nestabils savienojums, kas nav izolēts, tāpēc tās fizikālās un ķīmiskās īpašības teorētiski iegūst ar dažiem izņēmumiem, izmantojot skaitļošanas aprēķinus (Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs, 2017).

Savienojuma molekulmasa ir 112,91 g / mol, kušanas temperatūra ir 207,30 ° C un viršanas temperatūra ir 522,29 grādi pēc Celsija. Tiek lēsts, ka tā šķīdība ūdenī ir 1 x 106 mg / l (Royal Society of Chemistry, 2015)..

Šī savienojuma apstrādē nav reģistrēts nekāds riska veids, tomēr ir konstatēts, ka tas ir vājš skābe.

Broma (III), 2Br (III) → Br (1) + Br (V) disproporcijas reakcijas kinētika tika pētīta fosfāta buferšķīdumā, pH diapazonā no 5.9-8.0, kontrolējot optisko absorbciju pie 294 nm, izmantojot apturētu plūsmu.

[H+] un [Br (III)] bija attiecīgi 1. un 2. kārtas, kur netika konstatēta atkarība no [Br-]. Reakcija tika pētīta arī acetāta buferšķīdumā, pH diapazonā no 3,9 līdz 5,6.

Eksperimentālās kļūdas ietvaros netika konstatēti pierādījumi par tiešu reakciju starp diviem BrO2-joniem. Šis pētījums nodrošina ātruma konstantes 39,1 ± 2,6 M-1  reakcijai:

HBrO2 + BrO2→ HOBr + Br03-

Ātruma konstantes 800 ± 100 M-1 reakcijai:

2HBr02 → HOBr + Br03- + H+

Un līdzsvara koeficients 3,7 ± 0,9 X 10-4  reakcijai:

HBr02 ⇌ H + + BrO2-

Eksperimentālā pKa iegūšana 3,43 ar jonu stiprumu 0,06 M un 25,0 ° C (R. B. Faria, 1994).

Lietojumi

Sārmu zemes savienojumi

Bromskābi vai nātrija bromīdu lieto berilija bromīda ražošanai saskaņā ar reakciju:

Be (OH)2 + HBrO2 → Be (OH) BrO2 + H2O

Bromīds ir dzeltens cietā stāvoklī vai ūdens šķīdumos. Šis savienojums tiek izmantots rūpnieciski kā oksidējošo cietes atkaļķošanas līdzeklis tekstilmateriālu attīrīšanā (Egon Wiberg, 2001).

Reduktors

Bromskābi vai bromīdu var izmantot, lai samazinātu permanganāta jonu uz manganātu šādā veidā:

2MNO4- + BrO2- + 2OH-→ BrO3- + 2MNO42- + H2O

Kas ir ērts mangāna (IV) šķīdumu pagatavošanai.

Belousov-Zhabotinski reakcija

Broma skābe darbojas kā nozīmīgs starpprodukts Belousova-Žabotinskī (Stanley, 2000) reakcijā, kas ir ļoti vizuāli pārsteidzoša demonstrācija..

Šajā reakcijā tiek sajaukti trīs risinājumi, lai izveidotu zaļu krāsu, kas kļūst zila, violeta un sarkana, un pēc tam atgriežas zaļā krāsā un atkārtojas.

Trīs šķīdumi, kas ir sajaukti, ir šādi: KBrO šķīdums3 0,23 M, 0,31 M malonskābes šķīdums ar 0,059 M KBr un 0,019 M cērija (IV) amonija nitrāta šķīdumu un H \ t2SO4 2.7M.

Prezentācijas laikā šķīdumā tiek ievadīts neliels indikatora ferīna daudzums. Cērija vietā var izmantot mangāna jonus. Kopējā reakcija B-Z ir serija katalizēta malonskābes oksidēšana ar broma joniem atšķaidītā sērskābē, kā parādīts šādā vienādojumā:

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

Šīs reakcijas mehānisms ietver divus procesus. A process ietver divu elektronu jonus un pārnesumus, bet B process ietver radikāļus un elektrona pārneses.

Bromīdu jonu koncentrācija nosaka, kurš process ir dominējošs. A process ir dominējošs, ja bromīda jonu koncentrācija ir augsta, bet B process ir dominējošs, ja bromīda jonu koncentrācija ir zema.

A process ir broma jonu reducēšana ar bromīda joniem divos elektronu pārnesumos. To var attēlot ar šo neto reakciju:

BrO3- + 5Br- + 6H+ → 3Br2 + 3H2O (2)

Tas notiek, ja A un B risinājumi ir sajaukti.

BrO3- + Br- +2 H+ → HBrO2 + HOBr (3)

HBrO2 + Br- + H+ → 2 HOBr (4)

HOBr + Br- +H+ → Br2 + H2O (5)

No reakcijas 5 radītais broms reaģē ar malonskābi, jo tas lēnām enolsizē, kā parādīts šādā vienādojumā:

Br2 + CH2 (CO2H)2 → BrCH (CO2H)2 + Br- + H (6)

Šīs reakcijas palīdz samazināt bromīda jonu koncentrāciju šķīdumā. Tas ļauj B procesam kļūt dominējošam. Procesa B kopējo reakciju attēlo šāds vienādojums:

2BrO3- + 12H+ + 10 Ce3+ → Br2 + 10Ce4+· 6H2O (7)

Un tas sastāv no šādām darbībām:

BrO3- + HBrO2 + H+ → 2BrO2 • + H2O (8)

BrO2 • + Ce3+ + H+ → HBrO2 + Ce4+ (9)

2 HBrO2 → HOBr + BrO3- + H+ (10)

2 HOBr → HBrO2 + Br- + H+ (11)

HOBr + Br- + H+ → Br2 + H2O (12)

Šīs sekvences galvenie elementi ietver 8 vienādojuma neto rezultātu un divkāršu vienādojumu 9, kas parādīts zemāk:

2Ce3+ + BrO3 - + HBrO2 + 3H+ → 2Ce4+ + H2O + 2HBrO2 (13)

Šī secība rada bromētu skābi autokatalītiski. Autokatalīze ir šīs reakcijas būtiska iezīme, taču tā turpinās, kamēr reaģenti nav izsmelti, jo ir redzama HBrO2 otrās kārtas iznīcināšana, kā redzams reakcijā..

11. un 12. reakcija ir hiperbromīnskābes disproporcija ar broma skābi un Br2. Cērija (IV) joni un broms oksidē malonskābi, veidojot bromīda jonus. Tas izraisa bromīdu jonu koncentrācijas pieaugumu, kas atsāk procesu A.

Šīs reakcijas krāsas galvenokārt veidojas oksidējot un samazinot dzelzs un cērija kompleksus.

Ferīns nodrošina divas šīs reakcijas krāsas: tā kā [Ce (IV)] palielinās, tas oksidē dzelzi ferosā no sarkanā dzelzs (II) uz zilo dzelzi (III). Cērijs (III) ir bezkrāsains un cērijs (IV) ir dzeltens. Cērija (IV) un dzelzs (III) kombinācija padara zaļo krāsu.

Labos apstākļos šis cikls tiks atkārtots vairākas reizes. Stikla trauku tīrīšana rada bažas, jo svārstības pārtrauc ar hlorīda jonu piesārņojumu (Horst Dieter Foersterling, 1993).

Atsauces

  1. broma skābe (2007, 28. oktobris). Saturs iegūts no ChEBI: ebi.ac.uk.
  2. Egon Wiberg, N. W. (2001). Neorganiskā ķīmija london-san diego: akadēmiskā prese.
  3. Horst Dieter Foersterling, M. V. (1993). Bromskābe / cērijs (4+): reakcija un HBrO2 disproporcija, ko mēra sērskābes šķīdumā dažādās skābēs. Phys. Chem 97 (30), 7932-7938.
  4. jodskābe. (2013-2016). Izgūti no molbase.com.
  5. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2017. gada 4. marts). PubChem Compound datu bāze; CID = 165616.
  6. B. Faria, I. R. (1994). Bromskābes disproporcijas kinētika un pKa. J. Phys. Chem. 98 (4), 1363-1367. 
  7. Ropp, R. C. (2013). Sārmu zemes savienojumu enciklopēdija. Oxford: Elvesier.
  8. Karaliskā ķīmijas biedrība. (2015). Bromskābe. Izgūti no chemspider.com.
  9. Stanley, A. A. (2000, 4. decembris). Uzlabotā neorganiskā ķīmijas demonstrējumu kopsavilkuma reakcija.