охб доклад. Доклад по ОХБ. Бром и его соединения, правила работы с бромом
 Скачать 34.34 Kb.
|
|
ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ОБРАЗОВАНИЯ «РОССИЙСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ПЕДАГОГИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ им. А. И. ГЕРЦЕНА» ФАКУЛЬТЕТ ХИМИИ Основы химической безопасности Доклад на тему «Бром и его соединения, правила работы с бромом»
Преподаватель: Ефимова Т.П. Оценка__________________Подпись Санкт-Петербург 2021 1 Оглавление: 1 История 2 Нахождение брома в природе 3 Получение брома 4 Физические свойства брома А. Изотопы 5 Химические свойства брома 6 Соединения брома 7 Биологическая роль и токсичность соединений брома 8 Правила техники безопасности при работе с бромом 9 Применение брома А. В химии Б. Промышленное применение В. В медицине Г. В производстве оружия 10 Источники История Бром (от др.-греч. βρῶμος — «вонючка», «вонючий») — химический элемент с атомным номером 35. Принадлежит к 17-й группе периодической таблицы химических элементов (по устаревшей короткой форме периодической системы принадлежит к главной подгруппе VII группы, или к группе VIIA), находится в четвёртом периоде таблицы. Атомная масса элемента 79,901...79,907 а. е. м.. Обозначается символом Br (от лат. Bromum). Химически активный неметалл, относится к группе галогенов. Простое вещество бром при нормальных условиях является тяжёлой едкой жидкостью красно-бурого цвета с сильным неприятным «тяжёлым» запахом, отдалённо напоминающим запах одновременно йода и хлора. Летуч, ядовит. Молекула брома двухатомна (формула Br2). Бром был независимо открыт двумя химиками: Карлом Якобом Лёвихом в 1825 году, и Антуаном Жеромом Баларом в 1826 году. Открытие Балара, молодого преподавателя колледжа города Монпелье, сделало его имя известным всему миру. Из одной популярной книги в другую кочует утверждение, что, огорчённый тем, что в открытии брома никому не известный Антуан Балар опередил самого Юстуса фон Либиха, последний воскликнул, что, дескать, не Балар открыл бром, а бром открыл Балара. Однако это утверждение неточно: фраза принадлежала не фон Либиху, а Шарлю Жерару, который очень хотел, чтобы кафедру химии в Парижском университете занял Огюст Лоран, а не избранный на должность профессора А. Балар. Нахождение брома в природе Бром – широко распространённый химический элемент, во внешней среде встречается практически везде. Особенно много брома находится в солёной воде – морей и озёр, там он имеется в виде бромида калия(KBr), бромида натрия(NaBr) и бромида магния(MgBr). Наибольшее количество брома образуется при испарении морской воды, есть он и в некоторых горных породах, а также в растениях. В организме человека находятся до 300 мг брома, в основном в щитовидной железе, так же бром содержит кровь, почки и гипофиз, мышцы и костная ткань. Получение брома Промышленное производство брома началось в 1865 на базе Страссфуртского соляного месторождения в Германии, двумя годами позже бром стали добывать в США, в штате Вирджиния. В 1924 на борту судна «Этила» была продемонстрирована возможность добычи брома из морской воды, а в 1934 организовано промышленное производство, основанное на этом методе. В России первый бромный завод был построен в 1917 на соляном озере Сакское. Все промышленные способы получения брома из соляных растворов основаны на его вытеснении хлором из бромидов: MgBr2 + Cl2 = MgCl2 + Br2 При получении брома методом выдувания исходное сырье (рапу соляных озер, попутные воды нефтяных скважин, морскую воду) подкисляют серной кислотой до pH»3,5 и обрабатывают избыточным количеством хлора. Затем рассол, содержащий растворенный бром, подают в верхнюю часть колонны, заполненной небольшими керамическими кольцами. Раствор стекает по кольцам, а навстречу ему продувают мощную струю воздуха, при этом бром переходит в газовую фазу. Бромовоздушную смесь пропускают через раствор карбоната натрия: 3Na2CO3 + 3Br2 = 5NaBr + NaBrO3 + 3CO2 Для выделения брома из полученной смеси бромида и бромата натрия, ее подкисляют серной кислотой: 5NaBr + NaBrO3 + 3H2SO4 = 3Na2SO4 + 3Br2 + 3H2O Если содержание бромидов в исходном сырье достаточно велико, то вместо воздуха экономически выгоднее использовать водяной пар. Другие предложенные способы извлечения брома из хлорированного рассола: экстракция углеводородами или адсорбция ионообменными смолами – не получили широкого распространения. Часть используемых в промышленности растворов бромидов (в США до 35%) отправляют на повторную переработку с целью получения дополнительных количеств брома. Физические свойства брома При обычных условиях бром — красно-бурая летучая жидкость с резким неприятным запахом, ядовит, при соприкосновении с кожей образуются ожоги. Бром — одно из двух простых веществ (и единственное из неметаллов), наряду со ртутью, которое при комнатной температуре является жидким. Плотность при 0 °C — 3,19 г/см³. Температура плавления брома равна −7,2 °C. Температура кипения составляет +58,6 °C, при кипении бром превращается из жидкости в буро-коричневые пары, при вдыхании раздражающие дыхательные пути. Стандартный электродный потенциал Br2/Br− в водном растворе равен +1,065 В. Твёрдый бром образует молекулярные (состоящие из молекул Br2) кристаллы ромбической сингонии, параметры ячейки a = 0,667 нм, b = 0,448 нм, c = 0,872 нм. Изотопы: Природный бром состоит из двух стабильных изотопов 79Br (50,56 %) и 81Br (49,44 %). Искусственно получены многочисленные радиоактивные изотопы брома. Химические свойства брома Элементный бром является сильным окислителем, он непосредственно реагирует почти со всеми неметаллами (за исключением инертных газов, кислорода, азота и углерода) и многими металлами, эти реакции зачастую сопровождаются воспламенением (например, с фосфором, сурьмой, оловом): 2S + Br2 = S2Br2 2P + 3Br2 = 2PBr3; PBr3 + Br2 = 2PBr5 2Al + 3Br2 = 2AlBr3 Ni + Br2 = NiBr2 Многие металлы медленно реагируют с безводным бромом из-за образования на их поверхности пленки 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, легко реагирует с ним, образуя AuBr3. В водной среде бром окисляет нитриты до нитратов, аммиак до азота, иодиды до свободного йода, серу и сульфиты до серной кислоты: 2NH3 + 6Br2 = N2+ 6HBr 3Br2 + S + 4H2O = 6HBr + H2SO4 Бром умеренно растворим в воде (3,58 г в 100 г при 20° C), при охлаждении этого раствора до 6° C из него выпадают гранатово-красные кристаллы клатратного гидрата брома состава 6Br2·46H2O. Растворимость брома существенно возрастает при добавлении бромидов за счет образования прочных комплексных соединений: KBr + Br2 = KBr3 В водном растворе брома («бромной воде») существует равновесие между молекулярным бромом, бромид-ионом и оксокислотами брома: Br2 + H2O = HBr + HBrO В насыщенном растворе бром диссоциирован на 0,85%, в 0,001-молярном – на 17%. При хранении бромной воды на свету она постепенно разлагается с выделением кислорода из-за фотолиза бромноватистой кислоты: 2HOBr + hv = 2HBr + O2 При взаимодействии брома с растворами щелочей образуются соответствующие бромиды и гипобромиты (при низкой температуре) или броматы: Br2 + 2NaOH = NaBr + NaBrO + H2O (при t < 0° C) 3Br2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O Вследствие высокой химической активности брома, для его транспортировки используются цистерны с внутренней свинцовой или никелевой обкладкой. Малые объемы брома хранят в стеклянной посуде. С О2 и N2 бром непосредственно не реагирует даже при повышенных температурах, его нестойкие соединения с этими элементами (Вr2О, ВгО2, Br3O8, NBr3*6NH3) получают косвенными методами. Бром не реагирует также с углеродом. При взаимодействии с серой (S), селеном (Se), теллуром (Те), фосфором (Р), мышьяком (As) и сурьмой (Sb) образуются соответствующие бромиды: S2Br2, РВr3, РВr5, неустойчивые SeBr4 и Se2Br2, TeBr4, AsBr3, SbBr3. Бор и кремний образуют с бромом при нагревании ВВг3 и SiBr4. Некоторые металлы , например, калий (K), алюминий (Al)) энергично взаимодействуют с сухим бромом, но в большинстве случаев из-за образования на поверхности защитной пленки бромида, нерастворимого в броме, реакция энергично идет только в присутствии воды, растворяющей пленку. Стойки к действию брома платина (Pt) и тантал (Та), в меньшей степени – серебром (Ag), свинцом (Pb) и титаном (Ti). С Н2 при нагревании бром образует бромистый водород. Бром - сильный окислитель. Из реакций брома с органическими соединениями наиболее характерны присоединение по кратным связям и замещение водорода (обычно в присутствии катализатора или при действии света). Соединения брома Известны химические соединения брома, в которых он может проявлять степени окисления –1, 0, +1, +3, +5 и +7. Наибольший практический интерес представляют вещества, содержащие бром в степени окисления –1, к ним относятся бромоводород, а также неорганические и органические бромиды. Соединения брома в положительных степенях окисления представлены, в основном, кислородными кислотами брома и их солями; все они являются сильными окислителями. Бромоводород HBr, представляет собой ядовитый (ПДК = 2 мг/м3) бесцветный газ с резким запахом, дымящий на воздухе из-за взаимодействия с парами воды. При охлаждении до –67° C бромоводород переходит в жидкое состояние. HBr хорошо растворим в воде: при 0° C в одном объеме воды растворяется 612 объемов бромоводорода, в растворе HBr диссоциирует на ионы: HBr + H2O = H3O+ + Br– Водный раствор HBr называется бромоводородной кислотой, она относится к числу сильных кислот (pKa = –9,5). В HBr бром имеет степень окисления –1 и поэтому бромоводородная кислота проявляет восстановительные свойства, она окисляется концентрированной серной кислотой и кислородом воздуха (на свету): H2SO4 + 2HBr = Br2 + SO2+ 2H2O 4HBr + O2 = 2Br2 + 2H2O При взаимодействии с металлами, а также с оксидами и гидроксидами металлов бромоводородная кислота образует соли – бромиды: HBr + KOH = KBr + H2O В промышленности бромоводород получают прямым синтезом из элементов в присутствии катализатора (платины или активированного угля) H2 + Br2 = 2HBr и, в качестве побочного продукта, при бромировании органических соединений: В лаборатории HBr может быть получен при действии концентрированной фосфорной кислоты на бромиды щелочных металлов при нагревании: NaBr + H3PO4 = NaH2PO4 + HBr Удобным лабораторным методом синтеза HBr является также взаимодействие брома с бензолом или декалином в присутствии железа: C10H18 + Br2 = C10H17Br + HBr Бромоводород применяется для получения бромидов и некоторых органических соединений брома. Бромид калия KBr – бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде (65 г в 100 г воды при 20° C), tпл = 730° C. Бромид калия применяется при изготовлении фотоэмульсий и в качестве противовуалирующего вещества в фотографии. KBr хорошо пропускает инфракрасные лучи и поэтому служит материалом для изготовления линз для ИК-спектроскопии. Бромид лития LiBr, представляет собой бесцветное гигроскопичное вещество (tпл = 552° C), хорошо растворимое в воде (63,9% при 20° C). Известен кристаллогидрат LiBr·2H2O. Бромид лития получают при взаимодействии водных растворов карбоната лития и бромоводородной кислоты: Li2CO3 + 2HBr = 2LiBr + H2O + CO2 Бромид лития применяют при лечении психических заболеваний и хронического алкоголизма. Из-за высокой гигроскопичности LiBr используется как осушающее вещество в системах кондиционирования воздуха и для обезвоживания минеральных масел. Бромноватистая кислота HOBr относится к слабым кислотам, она существует лишь в разбавленных водных растворах, которые получают взаимодействием брома с суспензией оксида ртути: 2Br2 + 2HgO + H2O = HgO·HgBr2Ї + 2HOBr Соли бромноватистой кислоты называются гипобромитами, они могут быть получены взаимодействием брома с холодным раствором щелочи (см. выше), при нагревании щелочных растворов гипобромиты диспропорционируют: 3NaBrO = 2NaBr + NaBrO3 Степени окисления брома +3 соответствует бромистая кислота HBrO2, которая в настоящее время не получена. Известны только ее соли – бромиты, которые можно получить окислением гипобромитов бромом в щелочной среде: Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH = Ba(BrO2)2 + 4KBr + 2H2O Бромноватая кислота HBrO3 получена в растворах при действии разбавленной серной кислоты на растворы ее солей – броматов: Ba(BrO3)2 + H2SO4 = 2HBrO3 + BaSO4Ї При попытке получения растворов с концентрацией выше 30% бромноватая кислота разлагается со взрывом. Бромноватая кислота и броматы являются сильными окислителями: 2S + 2NaBrO3 = Na2SO4 + Br2+ SO2. Бромат калия KBrO3 – бесцветное кристаллическое вещество, растворимое в воде (в 100 г воды при 20° C растворяется 6,9 г KBrO3, при 100° C – 49,7 г). При нагревании до 434° C разлагается без плавления: 2KBrO3 = 2KBr + 3O2 Бромат калия получают электролизом растворов KBr или взаимодействием гидроксида калия с бромом и хлором: 12KOH + Br2 + 5Cl2 = 2KBrO3 + 10KCl +6H2O KBrO3 применяется в аналитической химии в качестве окислителя при броматометрическом титровании, он входит в состав нейтрализаторов для химической завивки. Наиболее устойчивой из оксокислот брома является бромная кислота HBrO4, которая существует в водных растворах с концентрацией, не превышающей 6 моль/л. Несмотря на то, что HBrO4 – самый сильный окислитель среди кислородных кислот брома, окислительно-восстановительные реакции с ее участием протекают очень медленно. Так, например, бромная кислота не выделяет хлор из одномолярного раствора соляной кислоты, хотя эта реакция термодинамически выгодна. Особая устойчивость иона BrO4– связана с тем, что атомы кислорода, окружая атом брома по тетраэдру, эффективно защищают его от атаки восстановителя. Растворы бромной кислоты можно получить подкислением растворов ее солей – перброматов, которые, в свою очередь, синтезируют электролизом растворов броматов, а также окислением щелочных растворов броматов фтором или фторидами ксенона: NaBrO3 + XeF2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + Xe+ H2O Из-за сильных окислительных свойств перброматов они были синтезированы только во второй половине 20 в. американским ученым Эваном Эпплманом (Evan H.Appelman) в 1968. Кислородные кислоты брома и их соли могут быть использованы в качестве окислителей. Биологическая роль и токсичность соединений брома Многие аспекты биологической роли брома в настоящее время еще не выяснены. В организме человека бром участвует в регуляции деятельности щитовидной железы, так как является конкурентным ингибитором иода. Некоторые исследователи полагают, что соединения брома участвуют в деятельности эозинофилов – клеток иммунной системы. Пероксидаза эозинофилов окисляет бромид-ионы до бромноватистой кислоты, которая помогает разрушать чужеродные клетки, в том числе и раковые. Недостаток брома в пище приводит к бессоннице, замедлению роста и уменьшению числа эритроцитов в крови. Ежедневное поступление брома в организм человека с пищей составляет 2–6 мг. Особенно богаты бромом рыба, злаки и орехи. Элементный бром ядовит. Жидкий бром вызывает трудно заживающие ожоги, при попадании на кожу его нужно смыть большим количеством воды или раствора соды. Пары брома в концентрации 1мг/м3 вызывают раздражение слизистых оболочек, кашель, головокружение и головную боль, а в более высокой (>60 мг/м3) – удушье и смерть. При отравлении парами брома рекомендуется вдыхать аммиак. Токсичность соединений брома менее велика, тем не менее, при длительном употреблении бромсодержащих препаратов может развиться хроническое отравление – бромизм. Его симптомы – общая вялость, появление сыпи на коже, апатия, сонливость. Бромид-ионы, поступая в организм в течение длительного времени, препятствуют накоплению иода в щитовидной железе, угнетая ее деятельность. Для ускорения выведения брома из организма назначают диету с большим содержанием соли и обильное питье. Правила работы с бромом 1. Бром необходимо хранить только в толстостенной посуде из темного стекла с плотно притертыми пробками в ящике с песком под тягой отдельно от концентрированных кислот и аммиака. 2. Все работы с бромом необходимо проводить в вытяжном шкафу в резиновых перчатках и защитных очках, так как он является сильно ядовитым веществом, действующим на слизистые оболочки и вызывающим при попадании на кожу тяжело заживающие ожоги. Категорически запрещается набирать бром в пипетку ртом; для этого следует использовать резиновую грушу. 3. Переносить склянки с бромом можно только в емкостях с песком. Средства первой помощи. При легком отравлении бромом - вдыхание паров аммиака (3-5 % в воздухе), промывание глаз, рта и носа 5%-ным раствором бикарбоната натрия или разбавленным этиловым спиртом. При сильном отравлении - свежий воздух (в лежачем положении), покой, вдыхание кислорода. Применение брома В химии: Вещества на основе брома широко применяются в органическом синтезе. «Бромная вода» (водный раствор брома) применяется как реагент для качественного определения непредельных органических соединений. Промышленное применение: Значительная часть элементарного брома до начала 1980-х использовалась для производства 1,2-дибромэтана, входившего в состав этиловой жидкости — антидетонирующей добавки в бензины, содержащей тетраэтилсвинец; дибромэтан в этом случае служил источником брома для образования относительно летучего дибромида свинца для предотвращения осаждения твёрдых оксидов свинца на деталях двигателя. Бром также используется в синтезе антипиренов — добавок, придающих пожароустойчивость пластикам, древесине, текстильным материалам. *Бромид серебра AgBr применяется в фотографии как светочувствительное вещество. *Пентафторид брома иногда используется как очень мощный окислитель ракетного топлива. *Растворы бромидов используются в нефтедобыче. *Растворы бромидов тяжёлых металлов используются как «тяжёлые жидкости» при обогащении полезных ископаемых методом флотации. *Многие броморганические соединения применяются как инсектициды и пестициды. В медицине: В медицине бромид натрия и бромид калия применяют как успокаивающие средства. В производстве оружия: Со времен Первой мировой войны бром используется для производства боевых отравляющих веществ. Источники https://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/BROM.html https://tvgmu.ru/kaf/p1196/s1197/i7224/ https://nsportal.ru/ap/library/nauchno-tekhnicheskoe-tvorchestvo/2014/01/09/brom-udivitelnyy-galogen#h.4d34og8 http://himoza1977.blogspot.com/2012/11/blog-post_4.html https://calorizator.ru/element/br http://zadachi-po-khimii.ru/neorganicheskaya-ximiya/soedineniya-broma.html https://chem.ru/brom.html |