BROOM: GESCHIEDENIS, STRUCTUUR, ELEKTRONENCONFIGURATIE, EIGENSCHAPPEN, GEBRUIK - CHEMIE

Het broom is een niet-metalen element dat behoort tot de groep van halogenen, groep 17 (VIIA) van het periodiek systeem. Het chemische symbool is Br.Het verschijnt als een diatomisch molecuul, waarvan de atomen zijn verbonden door een covalente binding, en daarom krijgt het de molecuulformule Br ₂ toegewezen .

In tegenstelling tot fluor en chloor is broom in aardse omstandigheden geen gas maar een roodbruine vloeistof (afbeelding hieronder). Het is rokend, en het is samen met kwik de enige vloeibare elementen. Daaronder kan het jodium, hoewel het zijn kleur intensiveert en paars wordt, kristalliseren tot een vluchtige vaste stof.

Flacon met puur vloeibaar broom. Bron: hoge resolutie afbeeldingen van chemische elementen

Broom werd in 1825 onafhankelijk ontdekt door Carl Löwig, die studeerde onder leiding van de Duitse chemicus Leopold Gmelin; en in 1826 door de Franse chemicus Antoine-Jérome Balard. De publicatie van de experimentele resultaten van Balard ging echter vooraf aan die van Löwig.

Broom is het 62e meest voorkomende element op aarde en wordt in lage concentraties over de aardkorst verspreid. In zee is de gemiddelde concentratie 65 ppm. Het menselijk lichaam bevat 0,0004% broom, waarvan de functie niet definitief bekend is.

Dit element wordt commercieel geëxploiteerd in pekel of op plaatsen die vanwege speciale omstandigheden plaatsen zijn met een hoge zoutconcentratie; bijvoorbeeld de Dode Zee, waar de wateren van de aangrenzende gebieden samenkomen, verzadigd met zouten.

Het is een corrosief element dat metalen kan aantasten, zoals platina en palladium. Opgelost in water, kan broom ook zijn corrosieve werking uitoefenen op menselijke weefsels, waardoor de situatie verergert omdat broomwaterstofzuur kan worden gegenereerd. Wat betreft de toxiciteit: het kan aanzienlijke schade aan organen veroorzaken, zoals de lever, nieren, longen en maag.

Broom is zeer schadelijk in de atmosfeer, omdat het 40-100 keer meer destructief is voor de ozonlaag dan chloor. De helft van het verlies van de ozonlaag op Antarctica wordt veroorzaakt door reacties die verband houden met broommethyl, een verbinding die als ontsmettingsmiddel wordt gebruikt.

Het heeft tal van toepassingen, zoals: brandvertragend middel, bleekmiddel, ontsmettingsmiddel voor oppervlakken, brandstofadditief, tussenproduct bij de vervaardiging van kalmeringsmiddelen, bij de vervaardiging van organische chemicaliën, enz.

Geschiedenis

Carl Löwig's werk

Broom werd onafhankelijk en bijna gelijktijdig ontdekt door Carl Jacob Löwig, een Duitse chemicus in 1825, en door Antoine Balard, een Franse chemicus in 1826.

Carl Löwig, een leerling van de Duitse chemicus Leopold Gmelin, verzamelde water uit een bron in Bad Kreuznach en voegde er chloor aan toe; Na het toevoegen van de ether werd het vloeibare mengsel geroerd.

Vervolgens werd de ether afgedestilleerd en ingedampt. Als resultaat kreeg hij een roodbruine substantie, die broom was.

Antoine Balard's werk

Balard, van zijn kant, gebruikte as van een bruine alg die bekend staat als fucus en mengde ze met pekel, gewonnen uit de zoutvlakten van Montpellier. Zo maakte hij het broom vrij en liet hij chloor door het waterige materiaal dat aan extractie werd onderworpen, waarin het magnesiumbromide, MgBr ₂ , aanwezig was .

Vervolgens werd het materiaal gedestilleerd in aanwezigheid van mangaandioxide en zwavelzuur, waarbij rode dampen vrijkwamen die tot een donkere vloeistof condenseerden. Balard dacht dat het een nieuw element was en noemde het muride, afgeleid van het Latijnse woord muria, waarmee de pekel werd aangeduid.

Naar verluidt veranderde Balard de naam van muride in brôme op aanraden van Anglada of Gay-Lussac, gebaseerd op het feit dat brôme vies betekent, wat de geur van het ontdekte element definieert.

De resultaten werden gepubliceerd door Belard in de Annales of Chemie and Physique, voordat Löwig de zijne publiceerde.

Pas vanaf 1858 was het mogelijk om in aanzienlijke hoeveelheden broom te produceren; Het jaar waarin de zoutafzettingen van Stassfurt werden ontdekt en geëxploiteerd, leverde broom op als bijproduct van potas.

Structuur en elektronenconfiguratie van broom

Molecuul

Br2-molecuul. Bron: Benjah-bmm27.

De afbeelding hierboven toont het broommolecuul, Br ₂ , met een compact vulpatroon. In feite is er een enkele covalente binding tussen de twee broomatomen, Br-Br.

Omdat het een homogeen en diatomisch molecuul is, mist het een permanent dipoolmoment en kan het alleen interageren met anderen van hetzelfde type door middel van Londense dispersiekrachten.

Dit is de reden waarom de roodachtige vloeistof rookt; in Br _2- moleculen , hoewel relatief zwaar, houden hun intermoleculaire krachten ze losjes bij elkaar.

Broom is minder elektronegatief dan chloor en heeft daardoor een minder aantrekkelijk effect op de elektronen in de valentieschillen. Als gevolg hiervan heeft het minder energie nodig om hogere energieniveaus af te leggen, groene fotonen te absorberen en een roodachtige kleur te reflecteren.

Kristallen

Broom kristalstructuur. Bron: Ben Mills.

In de gasfase scheiden de Br _2- moleculen aanzienlijk totdat er geen efficiënte interacties tussen hen zijn. Onder het smeltpunt kan broom echter bevriezen tot roodachtige orthorhombische kristallen (bovenste afbeelding).

Merk op hoe de Br _2- moleculen zo geordend zijn gerangschikt dat ze eruit zien als "broomwormen". Hier, en bij deze temperaturen (T <-7,2 ° C), zijn de dispersiekrachten voldoende zodat de trillingen van de moleculen het kristal niet onmiddellijk doen instorten; maar toch zullen verschillende ervan constant sublimeren.

Valentie laag en oxidatietoestanden

De elektronenconfiguratie van broom is:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵

Als 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵ zijn valentieschil (hoewel de 3d ^10- orbitaal geen leidende rol speelt in zijn chemische reacties). De elektronen in de 4s en 4p orbitalen zijn de buitenste, in totaal 7, slechts één elektron verwijderd van het voltooien van het valentie-octet.

Uit deze configuratie kunnen de mogelijke oxidatietoestanden voor broom worden afgeleid: -1, als het een elektron verkrijgt om iso-elektronisch te zijn voor krypton; +1, verlaten 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁴ ; +3, +4 en +5, waarbij alle elektronen uit de 4p-orbitaal verloren gaan (3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁰ ); en +7, waardoor er geen elektronen overblijven in de 4s-orbitaal (3d ¹⁰ 4s ⁰ 4p ⁰ ).

Eigendommen

Fysiek uiterlijk

Donker roodbruine rokende vloeistof. Het wordt in de natuur aangetroffen als een diatomisch molecuul, waarbij de atomen verbonden zijn door een covalente binding. Broom is een vloeistof die dichter is dan water en zinkt erin.

Atoomgewicht

79,904 g / mol.

Atoomnummer

35.

Geur

Een scherpe, verstikkende en irriterende rook.

Smeltpunt

-7,2 ° C.

Kookpunt

58,8 ° C.

Dichtheid (Br

3,1028 g / cm ³

Oplosbaarheid in water

33,6 g / L bij 25 ° C. De oplosbaarheid van broom in water is laag en heeft de neiging toe te nemen bij afnemende temperatuur; gedrag vergelijkbaar met dat van andere gassen.

Oplosbaarheden

Gemakkelijk oplosbaar in alcohol, ether, chloroform, koolstoftetrachloride, koolstofdisulfide en geconcentreerd zoutzuur. Oplosbaar in niet-polaire en sommige polaire oplosmiddelen zoals alcohol, zwavelzuur en in veel gehalogeneerde oplosmiddelen.

Drievoudig punt

265,9 K bij 5,8 kPa.

Kritisch punt

588 K bij 10,34 MPa.

Warmte van fusie (Br

10,571 kJ / mol.

Verdampingswarmte (Br

29,96 kJ / mol.

Molaire warmtecapaciteit (Br

75,69 kJ / mol.

Dampdruk

Bij een temperatuur van 270 K, 10 kPa.

Zelfontbranding temperatuur

Niet brandbaar.

ontstekingspunt

113 ° C.

Bewaar temperatuur

Van 2 tot 8 ºC.

Oppervlaktespanning

40,9 mN / m bij 25 ° C.

Geurdrempel

0,05 - 3,5 ppm. 0,39 mg / m ³

Brekingsindex (ηD)

1.6083 bij 20 ° C en 1.6478 bij 25 ° C.

Elektronegativiteit

2,96 op de schaal van Pauling.

Ionisatieenergie

- Eerste niveau: 1.139,9 kJ / mol.

- Tweede niveau: 2.103 kJ / mol.

- Derde niveau: 3.470 kJ / mol.

Atomaire radio

120 uur.

Covalente straal

120.3 uur.

Van der Waals radio

185 uur.

Reactiviteit

Het is minder reactief dan chloor, maar reactiever dan jodium. Het is een oxidatiemiddel dat minder sterk is dan chloor en sterker dan jodium. Het is ook een zwakker reductiemiddel dan jodium, maar sterker dan chloor.

Chloordamp is zeer corrosief voor veel materialen en menselijke weefsels. Tast vele metalen elementen aan, waaronder platina en palladium; maar het tast lood, nikkel, magnesium, ijzer, zink niet aan en onder 300 ºC ook geen natrium.

Het broom in water ondergaat een verandering en verandert in bromide. Het kan ook voorkomen als bromaat (BrO ₃^- ), afhankelijk van de pH van de vloeistof.

Door zijn oxiderende werking kan broom het vrijkomen van vrije zuurstofradicalen induceren. Dit zijn sterk oxiderende stoffen en kunnen weefselschade veroorzaken. Ook kan broom spontaan ontbranden in combinatie met kalium, fosfor of tin.

Toepassingen

Benzine additief

Ethyleendibromide werd gebruikt om mogelijke loodafzettingen uit automotoren te verwijderen. Na de verbranding van benzine, die lood als additief gebruikte, werd het broom gecombineerd met lood om loodbromide te vormen, een vluchtig gas dat door de uitlaat werd verdreven.

Hoewel broom lood uit benzine verwijderde, was de destructieve werking op de ozonlaag zeer krachtig, en daarom werd het voor deze toepassing weggegooid.

Pesticiden

Methyleen of broommethylbromide werd gebruikt als pesticide om bodems te zuiveren, vooral om parasitaire nematoden, zoals haakwormen, te elimineren.

Het gebruik van de meeste broomhoudende verbindingen is echter weggegooid vanwege hun destructieve werking op de ozonlaag.

Controle van de uitstoot van kwik

Broom wordt in sommige fabrieken gebruikt om de uitstoot van kwik, een zeer giftig metaal, te verminderen.

Fotografie

Zilverbromide wordt, naast zilverjodide en zilverchloride, gebruikt als lichtgevoelige verbinding in fotografische emulsies.

Therapeutische acties

Kaliumbromide, evenals lithiumbromide, werden in de 19e en vroege 20e eeuw als algemene kalmerende middelen gebruikt. Bromiden in de vorm van enkelvoudige zouten worden in sommige landen nog steeds gebruikt als anticonvulsiva.

De Amerikaanse FDA keurt tegenwoordig het gebruik van broom voor de behandeling van welke ziekte dan ook niet goed.

Brandvertragend

Broom wordt door vlammen omgezet in broomwaterstofzuur, dat de oxidatiereactie tijdens brand verstoort en het uitdoven ervan veroorzaakt. Broomhoudende polymeren worden gebruikt om brandvertragende harsen te maken.

Additief voor levensmiddelen

Aan het meel zijn sporen van kaliumbromaat toegevoegd om het koken te verbeteren.

Reagentia en chemisch tussenproduct

Waterstofbromide wordt gebruikt als reductiemiddel en katalysator voor organische reacties. Broom wordt gebruikt als chemisch tussenproduct bij de vervaardiging van medicijnen, hydraulische vloeistoffen, koelmiddelen, ontvochtigers en in preparaten voor het golven van haren.

Het wordt ook gebruikt bij de productie van boorvloeistoffen, producten voor waterdesinfectie, bleekmiddelen, oppervlaktedesinfectiemiddelen, kleurstoffen, additieven voor brandstoffen, enz.

Biologische werking

Een studie uit 2014 geeft aan dat broom een noodzakelijke cofactor is voor de biosynthese van collageen IV, waardoor broom een essentieel element is voor de ontwikkeling van dierlijk weefsel. Er is echter geen informatie over de gevolgen van een elementtekort.

Waar is het gelegen

Broom wordt commercieel gewonnen uit diepe zoutmijnen en pekelputten in de staat Arkansas en in het Great Salt Lake van Utah, beide in de Verenigde Staten. Deze laatste pekel heeft een broomconcentratie van 0,5%.

Om het broom te extraheren, wordt het hete gasvormige chloor aan de pekel toegevoegd om de bromide-ionen in de oplossing te oxideren en het elementaire broom op te vangen.

De Dode Zee, op de grens tussen Jordanië en Israël, is een gesloten zee die onder zeeniveau ligt en daardoor een zeer hoge zoutconcentratie heeft.

Broom en potas worden daar commercieel verkregen door het hoge zoute water uit de Dode Zee te verdampen. In deze zee kan de broomconcentratie 5 g / l bereiken.

Het wordt ook in hoge concentraties aangetroffen in sommige warmwaterbronnen. Brominiet is bijvoorbeeld een zilverbromidemineraal dat voorkomt in Bolivia en Mexico.

Risico's

Broom in vloeibare toestand is corrosief voor menselijke weefsels. Maar het grootste gevaar voor de mens komt van broomdampen en het inademen daarvan.

Ademen in een omgeving met een broomconcentratie van 11–23 mg / m ³ veroorzaakt ernstige schokken. Een concentratie van 30-60 mg / m ³ is buitengewoon schadelijk. Ondertussen kan een concentratie van 200 mg dodelijk zijn.

Referenties

Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde. (Vierde druk). Mc Graw Hill.
Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2019). Broom. PubChem-database. CID = 23968. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
Ross Rachel. (8 februari 2017). Feiten over broom. Hersteld van: livesscience.com
Wikipedia. (2019). Borax. Hersteld van: en.wikipedia.org
Lenntech BV (2019). Broom. Hersteld van: lenntech.com

BROOM: GESCHIEDENIS, STRUCTUUR, ELEKTRONENCONFIGURATIE, EIGENSCHAPPEN, GEBRUIK - CHEMIE - 2025