Валентность брома (Br), формулы и примеры
Общие сведения о валентности брома
В виде простого вещества бром представляет собой жидкость красно-бурого цвета, обладающую резким неприятным запахом. Ядовит. Плотность 3,19 г/см3 (при t0 = 0oC). При кипении (t0 = 58,6oC) бром из жидкого состояния переходит в газообразное – образует буро-коричневый пар.
Молекула брома двухатомна Br2.
Валентность брома в соединениях
Бром – тридцать пятый по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится в четвертом периоде в VIIA группе. В ядре атома брома содержится 35 протонов и 45 нейтронов (массовое число равно 80). В атоме брома есть четыре энергетических уровня, на которых находятся 35 электронов (рис. 1).
Рис. 1. Строение атома брома.
Электронная формула атома брома в основном состоянии имеет следующий вид:
1s22s22p63s23p63
А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):
Наличие одного неспаренного электрона свидетельствует о том, что бром способен проявлять валентность I (низшая валентность) в своих соединениях (HBr, HBrO).
Для атома брома характерно наличие нескольких возбужденных состояний из-за того, что орбитали 4d-подуровня являются вакантными (на четвертом энергетическом слое помимо 4s- и 4p-подуровней есть еще и 4d-подуровень). Сначала распариваются электроны 4p -подуровня и занимают свободные d-орбитали, а после – электроны 4s-подуровня:
Наличие трех, пяти и семи неспаренных электронов в возбужденном состоянии свидетельствует о том, что бром проявляет в своих соединениях валентности III (AuBr3, HBrO2), V (HBrO3) и VII (HBrO4
) (высшая валентность).Примеры решения задач
ru.solverbook.com
Валентность брома в его соединениях
Валентность брома в его соединениях [c.88]Чему равна валентность брома, серы, фосфора в следующих соединениях НВг, Нг5 и РНз [c.65]
Валентность брома в соединениях с водородом и металлами отрицательная — минус 1, в известных кислородных соединениях — положительная — от плюс 1 до плюс 5. [c.102]
Валентность брома в соединениях с водородом и металлами I в известных кислородных соединениях — переменная от 1 до 5. [c.28]
Галогены — фтор Р, хлор С1, бром Вг, йод I — являются элементами главной подгруппы VII группы периодической системы. Они имеют на внешнем энергетическом уровне 7 электронов, в связи с чем проявляют главным образом отрицательную валентность. Соединения, в которых галогены проявляют положительную валентность (кислородные соединения), известны для всех галогенов, кроме фтора, но они являются нетипичными для них, и если образуются, то довольно легко разлагаются, оказывая при этом сильное окислительное действие, например хлорная известь Са(СЮ)2.
Молекула брома в парообразном состоянии состоит из двух атомов Вг . Атом брома на внешнем электронном слое имеет 7 электронов. Поэтому бром в соединениях с водородом и металлами образует отрицательно одновалентные ионы (Вг ). Высшая вероятная положительная валентность брома -f-7. [c.182]
К числу исключений прежде относили также бром, для которого не были известны соединения с валентностью, равной 7, но в 1968 г. был получен пербромат калия КВг 4 (валентность брома +7) из бромата калия (валентность — -5) при действии сильным окислителем (озоном, дифторидом ксенона). [c.99]
Все большее применение в технике получают так называемые соединения нестехиометрического состава, отличающиеся видимым избытком того или иного элемента. Во многих случаях видимая нестехиометричность соединений объясняется тем, что их состав рассчитывают исходя из предполагаемых, а не истинных значений эквивалентов, отвечающих действительному валентному состоянию элементов в данном веществе. Иначе говоря, эмпирические формулы так называемых нестехиометрических соединений не точно отражают их состав в них некоторые элементы должны быть представлены в двух или нескольких валентных состояниях. При этом условии, очевидно, всегда будут получаться правильные стехиометрические отношения. В вышеприведенном примере хемосорбции брома 1/2 Вг +е- Вг электроны отнимаются от ионов серебра Ag+ — — e-i-Ag2+. Складывая эти два уравнения, получаем [c.179]
Следовательно, галогены — типичные неметаллы. Свойство терять электроны выражено у них гораздо слабее. Свободных положительно заряженных ионов они не образуют. Согласно строению атомов их максимальная положительная валентность должна быть равна семи. Но такую валентность проявляют только хлор и нод. Наибольшая положительная валентность брома в известных его соединениях равна пяти.
Таким образом, для увеличения общей скорости окисления углеводородов необходимо создать условия, при которых обеспечивается высокая скорость ооразования свободных радикалов и снижается скорость их рекомбинаций. Для этой цели используют катализаторные системы, состоящие из металлов переменной валентности и соединений брома. [c.45]
Вопросы и задачи. 1. Привести химические знаки, атомные массы, заря ды ядер атомов элементов а) брома, б) иода, в) фтора. Объяснить название — галогены. 2. Какую валентность в соединениях с водородом, металлами и кислородом проявляет а) бром, б) иод, в) фтор 3. Рассказать о распространении в природе а) брома, б) иода, в) фтора. 4. Как получают а) бром, б) иод. [c.107]
Органические сульфиды образуют стабильные комплексные соединения с галогенами, органическими галоидпроизводными, галогенидами — тяжелых металлов и некоторыми другими веществами. Природа сил взаимодействия при комплексообразовании сульфидов с этими соединениями изучена недостаточно. Полагают [47], что донорно-акцепторная связь осуществляется за счет передачи неподеленной пары электронов атома серы на свободную валентную орбиталь атома металла (ртути, алюминия, олова, титана и др.). На структуру и свойства комплексных соединений влияют условия их образования, химическое строение сульфида и соединения, вступающего с ним в реакцию [48]. При взаимодействии сульфидов с бромом или иодом иногда образуются кристаллические комплексные соединения, а при взаимодействии с йодистыми алкилами и галогенированными жирными кислотами — кристаллические сульфониевые соли. Наиболее стабильны комплексные соединения сульфидов с галогенидами ртути, ацетатом ртути, солями платины, олова, титана, палладия, алюминия. В зависимости от химического строения и условий комплексообразования сульфиды могут присоединять различное число молекул одного и того же комплексообразователя (акцептора).
Галоидирование. Катализаторы, наиболее часто применяющиеся для хлорирования металлическое железо, окись меди, бром, сера, иод, галоиды железа, сурьмы, олова, мышьяка, фосфора, алюминия и меди растительный и животный уголь, активированный боксит и другие глины. Большинство этих катализаторов является носителями галоидов. Так, Fe, Sb и Р в галоидных соединениях способны существовать в двух валентных состояниях в присутствии свободного хлора они поочередно присоединяют и отдают хлор в активной форме. Аналогично иод, бром и сера образуют с хлором неустойчивые соединения. Катализаторы броми-рования подобны катализаторам хлорирования. Для иодирования наилучшим ускорителем служит фосфор. Для проведения процесса фторирования катализатор не требуется. В присутствии кислорода галоидирование замедляется. [c.329]
Свойство отдавать электроны выражено у атомов галогенов гораздо слабее. Фтор, как самый активный неметалл, вообще пе обладает таким свойством и не имеет положительной валентности. Остальные галогены проявляют положительную валентность в соединениях с кислородом. При этом высшую положительную валентность, равную семи, могут проявлять только хлор и йод. Наибольшая положительная валентность у брома равна пяти. Кислородные соединения галогенов менее устойчивы, чем водородные, и почти не встречаются в природе. [c.129]
В соединениях с электроотрицательными элементами галогены наряду с семивалентным состоянием выступают также в пяти-, трех- и одновалентном состоянии. Хлор, кроме того, образует окисел, в котором он четырехвалентен (двуокись хлора СЮг). С химической точки зрения реакции галогенов, приводящие к различным валентным состояниям, а также их соединения могут быть лучше всего поняты, если рассматривать галогены в их соединениях с более электроотрицательными веществами электроположительно заряженными. В этом случае, например, обнаруживается правило, широко определяющее поведение галогенов, заключающееся в том,
www.chem21.info
|
|
Бром (лат. Bromum), Br, химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам; атомный номер 35, атомная масса 79,904; красно-бурая жидкость с сильным неприятным запахом. Бром открыт в 1826 французским химиком А. Ж. Баларом при изучении рассолов средиземноморских соляных промыслов; назван от греческого bromos — зловоние. Природный бром состоит из 2 стабильных изотопов 79Br (50,54%) и 81Вг (49,46%). Из искусственно полученных радиоактивных изотопов брома наиболее интересен 80Br, на примере которого И. В. Курчатовым открыто явление изомерии атомных ядер. Нахождение в природе. Содержание брома в земной коре (1,6·10-4% по массе) оценивается в 1015—1016 т. В главной своей массе бром находится в рассеянном состоянии в магматических породах, а также в широко распространённых галогенидах. Бром — постоянный спутник хлора. Бромистые соли (NaBr, KBr, MgBr2) встречаются в отложениях хлористых солей (в поваренной соли до 0,03% Br, в калийных солях — сильвине и карналлите — до 0,3% Br), а также в морской воде (0,065% Br), рапе соляных озёр (до 0,2% Br) и подземных рассолах, обычно связанных с соляными и нефтяными месторождениями (до 0,1% Br). Благодаря хорошей растворимости в воде бромистые соли накопляются в остаточных рассолах морских и озёрных водоёмов. Бром мигрирует в виде легко растворимых соединений, очень редко образуя твёрдые минеральные формы, представленные бромиритом AgBr, эмболитом Ag (Cl, Br) и иодэмболитом Ag (Cl, Br, I). Образование минералов происходит в зонах окисления сульфидных серебросодержащих месторождений, формирующихся в засушливых пустынных областях. См. также Бромиды природные. Физические и химические свойства. При —7,2°С жидкий бром застывает, превращаясь в красно-коричневые игольчатые кристаллы со слабым металлическим блеском. Пары брома жёлто-бурого цвета, tkип 58,78°С. Плотность жидкого брома (при 20°С) 3,1 г/см3. В воде бром растворим ограниченно, но лучше других галогенов (3,58 г брома в 100 г H2O при 20°С). Ниже 5,84°С из воды осаждаются гранатово-красные кристаллы Br2·8H2O. Особенно хорошо растворим бром во многих органических растворителях, чем пользуются для извлечения его из водных растворов. Бром в твёрдом, жидком и газообразном состоянии состоит из 2-атомных молекул. Заметная диссоциация на атомы начинается при температуре около 800 °С; диссоциация наблюдается и при действии света. Конфигурация внешних электронов атома брома 4s24p5Валентность брома в соединениях переменна, степень окисления равна — 1 (в бромидах, например KBr), + 1 (в гипобромитах, NaBrO), + 3 (в бромитах, NaBrO4), + 5 (в броматах, KBrO3) и + 7 (в перброматах, NaBrO4). Химически бром весьма активен, занимая по реакционной способности место между хлором и йодом. Взаимодействие брома с серой, селеном, теллуром, фосфором, мышьяком и сурьмой сопровождается сильным разогреванием, иногда даже появлением пламени. Так же энергично бром реагирует с некоторыми металлами, например калием и алюминием. Однако многие металлы реагируют с безводным бромом с трудом из-за образования на их поверхности защитной плёнки бромида, нерастворимого в броме. Из металлов наиболее устойчивы к действию брома, даже при повышенных температурах и в присутствии влаги, серебро, свинец, платина и тантал (золото, в отличие от платины, энергично реагирует с бромом). С кислородом, азотом и углеродом бром непосредственно не соединяется даже при повышенных температурах. Соединения брома с этими элементами получают косвенным путём. Таковы крайне непрочные окислы Br2O, BrO2 и Br3O8 (последний получают, например, действием озона на бром при 80°С). С галогенами бром взаимодействует непосредственно, образуя BrF3, BrF5, BrCl, IBr и др. (см. Межгалогенные соединения). Бром — сильный окислитель. Так, он окисляет сульфиты и тиосульфаты в водных растворах до сульфатов, нитриты до нитратов, аммиак до свободного азота (3Вr2 + 8MH3 = N2 + 6NH4Br). Бром вытесняет йод из его соединений, но сам вытесняется хлором и фтором. Свободный бром выделяется из водных растворов бромидов также под действием сильных окислителей (KMnO4, K2Cr2O7) в кислой среде. При растворении в воде бром частично реагирует с ней
с образованием бромистоводородной кислоты HBr и неустойчивой бромноватистой кислоты HBrO. Раствор брома в воде называется бромной водой. При растворении брома в растворах щелочей на холоду происходит образование бромида и гипобромита (2NaOH + Br2 = NaBr + NaBrO + H2O), а при повышенных температурах (около 100°С) — бромида и бромата (6NaOH + 3Br2 = 5NaBr + NaBrO3 + ЗН2О). Из реакций брома с органическими соединениями наиболее характерны присоединение по двойной связи С=С, а также замещение водорода (обычно при действии катализаторов или света). Получение и применение. Исходным сырьём для получения брома служат морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного производства, содержащие бром в виде бромид-иона Br— (от 65 г/м3 в морской воде до 3—4 кг/м3 и выше в щелоках калийного производства). Бром выделяют при помощи хлора (2Вг— + Cl2 = Br2 + 2С1—) и отгоняют из раствора водяным паром или воздухом. Отгонку паром ведут в колоннах, изготовленных из гранита, керамики или иного стойкого к брому материала. Сверху в колонну подают подогретый рассол, а снизу — хлор и водяной пар. Пары брома, выходящие из колонны, конденсируют в керамиковых холодильниках. Далее бром отделяют от воды и очищают от примеси хлора дистилляцией. Отгонка воздухом позволяет использовать для получения брома рассолы с его низким содержанием, выделять бром из которых паровым способом в результате большого расхода пара невыгодно. Из получаемой бромовоздушной смеси бром улавливают химическими поглотителями. Для этого применяют растворы бромистого железа (2 FeBr2 + Br2 = 2FeBr3), которое, в свою очередь, получают восстановлением FeBr3 железными стружками, а также растворы гидроокисей или карбонатов натрия или газообразный сернистый ангидрид, реагирующий с бромом в присутствии паров воды с образованием бромистоводородной и серной кислот (Br2 + 3O2 + 2H2O = 2HBr + H2SO4). Из полученных полупродуктов бром выделяют действием хлора (из FeBr3 и HBr) или кислоты (5NaBr + NaBrO3 + 3Н2SO4 = 3Вr2 + 3Na2SO4 + 3Н2О). В случае необходимости полупродукты перерабатывают на бромистые соединения, не выделяя элементарного брома. Вдыхание паров брома при содержании их в воздухе 1 мг/м3 и более вызывает кашель, насморк, носовое кровотечение, головокружение, головную боль; при более высоких концентрациях — удушье, бронхит, иногда смерть. Предельно допустимые концентрации паров брома в воздухе 2 мг/м3. Жидкий бром действует на кожу, вызывая плохо заживающие ожоги. Работы с бромом следует проводить в вытяжных шкафах. При отравлении парами брома рекомендуется вдыхать аммиак, используя для этой цели сильно разбавленный раствор его в воде или в этиловом спирте. Боль в горле, вызванную вдыханием паров брома, устраняют приёмом внутрь горячего молока. Бром, попавший на кожу, смывают большим количеством воды или сдувают сильной струей воздуха. Обожжённые места смазывают ланолином. Бром применяют довольно широко. Он — исходный продукт для получения ряда бромистых солей и органических производных. Большие количества брома расходуют для получения бромистого этила и ди-бромэтана — составных частей этиловой жидкости, добавляемой к бензинам для повышения их детонационной стойкости (см. Антидетонаторы). Соединения брома применяют в фотографии, при производстве ряда красителей, бромистый метил и некоторые другие соединения брома — как инсектициды. Некоторые органические соединения брома служат эффективными огнетушащими средствами. Бром и бромную воду используют при химических анализах для определения многих веществ. В медицине используют бромиды натрия, калия, аммония, а также органические соединения брома, которые применяют при неврозах, истерии, повышенной раздражительности, бессоннице, гипертонической болезни, эпилепсии и хорее.
Лит.: Ксензенко В. И., Стасиневич Д. С., Технология брома и йода, М., 1960; Позин М. Е., Технология минеральных солей, 2 изд., Л., 1961; Bromine and its compounds, ed. Z. Е. Jolles, L., 1966. В. К. Бельский, Д. С. Стасиневич. Бром в организме. Бром — постоянная составная часть тканей животных и растений. Наземные растения содержат в среднем 7·10-4% брома на сырое вещество, животные ~1·10-4%. Бром найден в различных секретах (слезах, слюне, поте, молоке, желчи). В крови здорового человека содержание брома колеблется от 0,11 до 2,00 мг%. С помощью радиоактивного брома (82Br) установлено избирательное поглощение его щитовидной железой, мозговым слоем почек и гипофизом. Введённые в организм животных и человека бромиды усиливают концентрацию процессов торможения в коре головного мозга, содействуют нормализации состояния нервной системы, пострадавшей от перенапряжения тормозного процесса. Одновременно, задерживаясь в щитовидной железе, бром вступает в конкурентные отношения с йодом, что влияет на деятельность железы, а в связи с этим — и на состояние обмена веществ.
Лит.: Войнар А. И., Биологическая роль микроэлементов в организме животных и человека, 2 изд., М., 1960; Верховская И. Н., Бром в животном организме и механизм его действия, М., 1962. В. В. Ковальский. |
www.xumuk.ru
Валентность бора (B), формулы и примеры
Общие сведения о валентности бора
Бор имеет более 10 аллотропных модификаций (видоизменений) (явление аллотропии связано с существованием одного химического элемента в виде нескольких простых веществ – аллотропных модификаций). Атомы бора объединены в группировки B12, имеющие форму икосаэдра – двадцатигранника (рис. 1).
Рис. 1. Икосаэдрическая группировка атомов бора B12.
Расположение икосаэдров B12 относительно друг друга в кристалле показано ниже:
Кристаллы бора темно-серого цвета, тугоплавки (температура плавления 2075oС, температура кипения 3700oС), диамагнитны, обладают полупроводниковыми свойствами (рис. 2).
Рис. 2. Бор. Внешний вид.
Валентность бора в соединениях
Бор — пятый по счету элемент Периодической таблицы Д.И. Менделеева. Он находится во втором периоде во IIIA группе. В ядре атома бора содержится 5 протонов и 5 нейтронов (массовое число равно 10). В атоме бора есть два энергетических уровня, на которых находятся 5 электронов.
Электронная формула атома борав основном состоянии имеет следующий вид:
1s22s22p1.
А энергетическая диаграмма (строится только для электронов внешнего энергетического уровня, которые по-другому называют валентными):
В основном состоянии в атоме бора есть 2 спаренных и 1 неспаренный электрон, а также 2 вакантные орбитали 2p-подуровня. За счет их наличия электроны 2s-подуровня могут распариваться и один из них совершает переход и занимает одну из свободных 2p орбиталей, т.е. для бора характерно возбужденное состояние.
Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что бор в своих соединениях (BIIIF3, BIII2O3, KBIIIF4, BIIIBr3и др.) проявляет валентность равную III.Этот факт также можно подтвердить тем, что высшая валентность элементов определяется по номеру группы, в которой он находится в Периодической таблице. Т.к. бор – элемент III группы, то его высшая валентность равна III. Валентность бериллия постоянна.
Примеры решения задач
ru.solverbook.com