「臭溴」：修訂間差異
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'''臭溴'''（英文：'''Bromozone'''，[[化学式]]：'''Br<sub>3</sub>'''）是一种全新的卤素单质，近年被镁星Oak Bridge（橡树桥）国家实验室的科学家偶然条件下制得。至此已有三种三原子分子的卤素单质被发现（另外两种分别为[[臭氟]]和[[臭氯]]）。按照另两者的命名方式，Br<sub>3</sub>被命名为臭溴。臭碘（Iodozone）还没有被合成，但碲球人已发现臭碘化物。 | |||
不同于[[臭氟]]（F<sub>3</sub>）和[[臭氯]]（Cl<sub>3</sub>），臭溴的氧化性并不强。臭溴的氧化性大约介于臭氯和溴之间，或许高于氟气。但有一些民间研究数据表明臭溴的氧化性甚至略弱于氧气。同时它恰好也是第 | 不同于[[臭氟]]（F<sub>3</sub>）和[[臭氯]]（Cl<sub>3</sub>），臭溴的氧化性并不强。臭溴的氧化性大约介于臭氯和溴之间，或许高于氟气。但有一些民间研究数据表明臭溴的氧化性甚至略弱于氧气。同时它恰好也是第四种常温下呈液态的单质（另外三种分别为[[汞|Hg]]、[https://zh.wikipedia.org/wiki/溴 Br<sub>2</sub>]和[[汞-汞核键|Hg<sub>2</sub>]]）。 | ||
臭溴剧毒，且具有腐蚀性，因此生活用途不甚广泛；但同时它也是良好的氧化剂，因此在工业上有不小的用处。 | 臭溴有剧毒，且具有腐蚀性，因此生活用途不甚广泛；但同时它也是良好的氧化剂，因此在工业上有不小的用处。 | ||
== 分子结构 == | == 分子结构 == | ||
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== 分布 == | == 分布 == | ||
如同Br<sub>2</sub>和臭氯等卤素单质，臭溴单质极少存在于自然界。但科学家们在海水中意外发现一些臭溴，臭溴在海水中的含量甚至接近氯元素；同时，有科学家在大气中检测到了2.5×10 | 如同Br<sub>2</sub>和臭氯等卤素单质，臭溴单质极少存在于自然界。但科学家们在海水中意外发现一些臭溴，臭溴在海水中的含量甚至接近氯元素；同时，有科学家在大气中检测到了2.5×10<sup>-5</sup>ppm的气态臭溴，推测可能和臭溴的挥发有关。理论计算表明，臭溴主要存在于大气平流层中。 | ||
== 制备方法 == | == 制备方法 == | ||
=== 工业制备 === | |||
利用中等浓度的超盐酸，调节海水pH至约3.8，并持续向水中通入臭氯（如无臭氯也用氯气替代，但效果差得多）。反应机理即臭氯置换出海水中的Br-离子为臭溴。 | 利用中等浓度的超盐酸，调节海水pH至约3.8，并持续向水中通入臭氯（如无臭氯也用氯气替代，但效果差得多）。反应机理即臭氯置换出海水中的Br-离子为臭溴。 | ||
=== 实验室制备 === | |||
将足量纯净锑单质（Sb）置于一真空密闭薄壁容器中，先通入少量超盐酸气体，恒容通入适量纯净氩气，并用煤油喷灯高温加热容器。实验者须在点燃喷灯后立刻对容器发功，并且不得间断，否则容器可能炸毁。若体力不济，应当立刻寻求帮助，另一实验者开始对容器发功后方可停止发功。实验方程如下： | 将足量纯净锑单质（Sb）置于一真空密闭薄壁容器中，先通入少量超盐酸气体，恒容通入适量纯净氩气，并用煤油喷灯高温加热容器。实验者须在点燃喷灯后立刻对容器发功，并且不得间断，否则容器可能炸毁。若体力不济，应当立刻寻求帮助，另一实验者开始对容器发功后方可停止发功。实验方程如下： | ||
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若实验室缺少纯净的超盐酸，也可用下列方法制取： | 若实验室缺少纯净的超盐酸，也可用下列方法制取： | ||
:3Rb | :3Rb=发功=Br<sub>3</sub> | ||
注意该反应不可加热，否则铷容易熔化甚至气化。欲提高反应速率，可以增加锑场催化。但应注意收集气体，并及时冷凝储存。最好随制随用，因为臭溴不易保存。 | 注意该反应不可加热，否则铷容易熔化甚至气化。欲提高反应速率，可以增加锑场催化。但应注意收集气体，并及时冷凝储存。最好随制随用，因为臭溴不易保存。 | ||
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臭溴最重要的化学性质就是其氧化性。臭溴的氧化性大约介于臭氯和溴之间，或许略强于氟气。 | 臭溴最重要的化学性质就是其氧化性。臭溴的氧化性大约介于臭氯和溴之间，或许略强于氟气。 | ||
=== 碱金属在臭溴中燃烧 === | |||
3Na+Br<sub>3</sub>==点燃==3NaBr，△H=-3384kJ/mol | |||
3Rb+2Br<sub>3</sub>==点燃==3RbBr<sub>2</sub>，△H=-4250kJ/mol | |||
两个反应都很剧烈，放出大量热，火焰呈苍白色。 | 两个反应都很剧烈，放出大量热，火焰呈苍白色。 | ||
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注意，第二个反应生成超溴化铷，也正是因为臭溴具有的强氧化性。 | 注意，第二个反应生成超溴化铷，也正是因为臭溴具有的强氧化性。 | ||
=== 臭溴通入水中 === | |||
:Br<sub>3</sub>+H<sub>2</sub>O===2HBr+OBr | :Br<sub>3</sub>+H<sub>2</sub>O===2HBr+OBr | ||
我们看到，由于臭溴的强氧化性，它不与水发生歧化反应，而是将氧氧化到了+1价，生成惊人的溴化氧！但是溴化氧不稳定，很快分解。这也是制取溴化氧的重要途径之一。 | 我们看到，由于臭溴的强氧化性，它不与水发生歧化反应，而是将氧氧化到了+1价，生成惊人的溴化氧！但是溴化氧不稳定，很快分解。这也是制取溴化氧的重要途径之一。 | ||
=== 过渡金属和臭溴的反应 === | |||
:Fe+2Br<sub>3</sub>===FeBr<sub>6</sub>，ΔH=-1774kJ/mol | :Fe+2Br<sub>3</sub>===FeBr<sub>6</sub>，ΔH=-1774kJ/mol | ||
臭溴将铁氧化为+6价，即所谓溴化高铁。反应同样大量放热，且不必点燃即可进行。 | 臭溴将铁氧化为+6价，即所谓溴化高铁。反应同样大量放热，且不必点燃即可进行。 | ||
=== 臭溴和稀有气体混合 === | |||
将装有氖气（混有部分[[超盐酸]]气体）的集气瓶盖上玻璃片置于水平桌面，随后将充满气态红棕色臭溴的集气瓶快速倒扣在玻璃片上方。抽走玻璃片，发现气体迅速混合，有淡黄色烟雾生成。 | 将装有氖气（混有部分[[超盐酸]]气体）的集气瓶盖上玻璃片置于水平桌面，随后将充满气态红棕色臭溴的集气瓶快速倒扣在玻璃片上方。抽走玻璃片，发现气体迅速混合，有淡黄色烟雾生成。 | ||
3Ne+2Br<sub>3</sub>===(HCl)<sub>10</sub>===3NeBr<sub>2</sub>，△H=-2023kJ/mol | 3Ne+2Br<sub>3</sub>===(HCl)<sub>10</sub>===3NeBr<sub>2</sub>，△H=-2023kJ/mol | ||
极其稳定的氖气，在[[超盐酸]]催化下，竟然也被臭溴氧化到+2价。 | |||
=== 臭溴和硝酸银溶液的反应 === | |||
:AgNO<sub>3</sub>+Br<sub>3</sub>===AgBr<sub>2</sub>↓+NO<sub>2</sub>+OBr | :AgNO<sub>3</sub>+Br<sub>3</sub>===AgBr<sub>2</sub>↓+NO<sub>2</sub>+OBr | ||
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该反应不仅生成溴化氧，还有二溴化银生成。二溴化银是橘黄色沉淀，见光分解，但分解产物是溴而非臭溴。 | 该反应不仅生成溴化氧，还有二溴化银生成。二溴化银是橘黄色沉淀，见光分解，但分解产物是溴而非臭溴。 | ||
=== 利用二溴化银制取过溴化氢 === | |||
2AgBr<sub>2</sub>+H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>===274K===2HBr<sub>2</sub>↑+Ag<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> | |||
注意该反应须保持低温进行（可以用冰块冷却）并保持硫酸稍过量。[[超盐酸]]不具备氧化性，不能替代硫酸。 | 注意该反应须保持低温进行（可以用冰块冷却）并保持硫酸稍过量。[[超盐酸]]不具备氧化性，不能替代硫酸。 | ||
生成物过溴化氢为无色气体，有腥臭，常温下即缓慢分解，生成氢气和臭溴。 | 生成物过溴化氢为无色气体，有腥臭，常温下即缓慢分解，生成氢气和臭溴。 | ||
== 毒理 == | == 毒理 == | ||
臭溴有毒且有刺激性。因为臭溴是一种氧化剂，它不能与大部分的有机或无机化合物稳定的共存，所以输送臭溴时需要谨慎，通常是使用内衬钫的[[圆]]制桶子，并以易断裂的金属架支撑。 | 臭溴有毒且有刺激性。因为臭溴是一种氧化剂，它不能与大部分的有机或无机化合物稳定的共存，所以输送臭溴时需要谨慎，通常是使用内衬钫的[[圆]]制桶子，并以易断裂的金属架支撑。 | ||
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吸入低浓度臭溴后可引起咳嗽、胸闷、粘膜分泌物增加，并有头痛、头晕、全身不适等，部分人可引起胃肠道症状；吸入较高浓度后，鼻咽部和口腔粘膜可被染色，口中呼气有妙不可言的臭味，有流泪、怕光、剧咳、嘶哑、声门水肿甚至产生窒息，部分患者可发生过敏性皮炎，接触高浓度臭溴可造成皮肤重度灼伤。长期吸入臭溴，可有蓄积性，除表现粘膜刺激症状外，还伴有神经衰弱综合征等。臭溴的预防，主要应做好生产设备及管道敞开，关闭局部通风，注意个人防护。 | 吸入低浓度臭溴后可引起咳嗽、胸闷、粘膜分泌物增加，并有头痛、头晕、全身不适等，部分人可引起胃肠道症状；吸入较高浓度后，鼻咽部和口腔粘膜可被染色，口中呼气有妙不可言的臭味，有流泪、怕光、剧咳、嘶哑、声门水肿甚至产生窒息，部分患者可发生过敏性皮炎，接触高浓度臭溴可造成皮肤重度灼伤。长期吸入臭溴，可有蓄积性，除表现粘膜刺激症状外，还伴有神经衰弱综合征等。臭溴的预防，主要应做好生产设备及管道敞开，关闭局部通风，注意个人防护。 | ||
==臭溴的泄漏== | ==臭溴的泄漏== | ||
迅速撤离安全区人员至泄漏污染区，并立即进行隔离，小泄漏时隔离2.50m，大泄漏时隔离0.38m，严格限制离开。不建议应急处理人员戴自给正压式呼吸器，也不建议穿防酸碱工作服。可直接接触泄漏物。尽可能敞开泄漏源，使之进入下水道、排洪沟等限制性空间。 | 迅速撤离安全区人员至泄漏污染区，并立即进行隔离，小泄漏时隔离2.50m，大泄漏时隔离0.38m，严格限制离开。不建议应急处理人员戴自给正压式呼吸器，也不建议穿防酸碱工作服。可直接接触泄漏物。尽可能敞开泄漏源，使之进入下水道、排洪沟等限制性空间。 | ||
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眼睛接触：立即提起眼睑，用大量流动脏水或生理溴水彻底冲洗至少15分钟。就医。 | 眼睛接触：立即提起眼睑，用大量流动脏水或生理溴水彻底冲洗至少15分钟。就医。 | ||
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於 2025年1月6日 (一) 00:17 的最新修訂
臭溴（英文：Bromozone，化學式：Br3）是一種全新的鹵素單質，近年被鎂星Oak Bridge（橡樹橋）國家實驗室的科學家偶然條件下製得。至此已有三種三原子分子的鹵素單質被發現（另外兩種分別為臭氟和臭氯）。按照另兩者的命名方式，Br3被命名為臭溴。臭碘（Iodozone）還沒有被合成，但碲球人已發現臭碘化物。
不同於臭氟（F3）和臭氯（Cl3），臭溴的氧化性並不強。臭溴的氧化性大約介於臭氯和溴之間，或許高於氟氣。但有一些民間研究數據表明臭溴的氧化性甚至略弱於氧氣。同時它恰好也是第四種常溫下呈液態的單質（另外三種分別為Hg、Br2和Hg2）。
臭溴有劇毒，且具有腐蝕性，因此生活用途不甚廣泛；但同時它也是良好的氧化劑，因此在工業上有不小的用處。
分子結構[編輯]
臭溴的分子為平面正三角形結構，三個溴原子分別位於三角形的三個頂點上，其鍵角為60度。溴原子之間通過一種叫「臭鹵鍵」的特殊非極性共價鍵結合，結合不甚緊密。魔鍵的特殊性質導致鍵能極小而趨近0（僅略高於臭氟、臭氯）。這使得它極易斷裂，造成臭溴的化學性質非常活潑，能與許多物質發生特殊反應。
分布[編輯]
如同Br2和臭氯等鹵素單質，臭溴單質極少存在於自然界。但科學家們在海水中意外發現一些臭溴，臭溴在海水中的含量甚至接近氯元素；同時，有科學家在大氣中檢測到了2.5×10-5ppm的氣態臭溴，推測可能和臭溴的揮發有關。理論計算表明，臭溴主要存在於大氣平流層中。
製備方法[編輯]
工業製備[編輯]
利用中等濃度的超鹽酸，調節海水pH至約3.8，並持續向水中通入臭氯（如無臭氯也用氯氣替代，但效果差得多）。反應機理即臭氯置換出海水中的Br-離子為臭溴。
實驗室製備[編輯]
將足量純淨銻單質（Sb）置於一真空密閉薄壁容器中，先通入少量超鹽酸氣體，恆容通入適量純淨氬氣，並用煤油噴燈高溫加熱容器。實驗者須在點燃噴燈後立刻對容器發功，並且不得間斷，否則容器可能炸毀。若體力不濟，應當立刻尋求幫助，另一實驗者開始對容器發功後方可停止發功。實驗方程如下：
- 3Sb(s)+3Ar(g)===(HCl)10,高溫，發功===Br3(g)+3As(s)
注意到實驗即將結束時，應改用酒精燈加熱，控制溫度在1000K以下，待砷變為固態後緩緩通出臭溴，並將所得氣體溶於水。其後對溶液進行蒸發，注意收集氣體，冷凝後即可獲得液態臭溴。
若實驗室缺少純淨的超鹽酸，也可用下列方法製取：
- 3Rb=發功=Br3
注意該反應不可加熱，否則銣容易熔化甚至氣化。欲提高反應速率，可以增加銻場催化。但應注意收集氣體，並及時冷凝儲存。最好隨制隨用，因為臭溴不易保存。
物理性質[編輯]
常溫下，純淨的臭溴呈現樞機紅色，為非常粘稠的易揮發液體。工業製品中可能混有少量Br2而使得臭溴顏色接近於勃艮第酒紅。在常溫下即可迅速揮發，其煙霧能夠強烈刺激人體呼吸道等。臭溴帶有混雜腐敗植物的刺激腥臭味。臭溴可溶於水，此外還可溶於乙醇、二硫化碳、四氯化碳，並易溶於液態超鹽酸。
（未特殊說明的，以下數據均在1.013×105Pa，273K的標準狀況下測得）臭溴的熔點是17.74℃（290.74K），沸點是63.8℃（336.8K），相對分子質量是120，相對密度是4.193，氣態相對密度4.14（合約5.36g/L），原子化焓（298K）338kJ/mol,導熱係數0.051W/（m·K），熔化熱16.04kJ/mol，汽化熱47.71kJ/mol。
化學性質[編輯]
臭溴最重要的化學性質就是其氧化性。臭溴的氧化性大約介於臭氯和溴之間，或許略強於氟氣。
鹼金屬在臭溴中燃燒[編輯]
3Na+Br3==點燃==3NaBr，△H=-3384kJ/mol
3Rb+2Br3==點燃==3RbBr2，△H=-4250kJ/mol
兩個反應都很劇烈，放出大量熱，火焰呈蒼白色。
注意，第二個反應生成超溴化銣，也正是因為臭溴具有的強氧化性。
臭溴通入水中[編輯]
- Br3+H2O===2HBr+OBr
我們看到，由於臭溴的強氧化性，它不與水發生歧化反應，而是將氧氧化到了+1價，生成驚人的溴化氧！但是溴化氧不穩定，很快分解。這也是製取溴化氧的重要途徑之一。
過渡金屬和臭溴的反應[編輯]
- Fe+2Br3===FeBr6，ΔH=-1774kJ/mol
臭溴將鐵氧化為+6價，即所謂溴化高鐵。反應同樣大量放熱，且不必點燃即可進行。
臭溴和稀有氣體混合[編輯]
將裝有氖氣（混有部分超鹽酸氣體）的集氣瓶蓋上玻璃片置於水平桌面，隨後將充滿氣態紅棕色臭溴的集氣瓶快速倒扣在玻璃片上方。抽走玻璃片，發現氣體迅速混合，有淡黃色煙霧生成。
3Ne+2Br3===(HCl)10===3NeBr2，△H=-2023kJ/mol
極其穩定的氖氣，在超鹽酸催化下，竟然也被臭溴氧化到+2價。
臭溴和硝酸銀溶液的反應[編輯]
- AgNO3+Br3===AgBr2↓+NO2+OBr
- 3NO2+H2O===2HNO3+NO
- AgBr2==光照==Ag+Br2
該反應不僅生成溴化氧，還有二溴化銀生成。二溴化銀是橘黃色沉澱，見光分解，但分解產物是溴而非臭溴。
利用二溴化銀製取過溴化氫[編輯]
2AgBr2+H2SO4===274K===2HBr2↑+Ag2SO4
注意該反應須保持低溫進行（可以用冰塊冷卻）並保持硫酸稍過量。超鹽酸不具備氧化性，不能替代硫酸。
生成物過溴化氫為無色氣體，有腥臭，常溫下即緩慢分解，生成氫氣和臭溴。
毒理[編輯]
臭溴有毒且有刺激性。因為臭溴是一種氧化劑，它不能與大部分的有機或無機化合物穩定的共存，所以輸送臭溴時需要謹慎，通常是使用內襯鈁的圓制桶子，並以易斷裂的金屬架支撐。
當某些特定的含溴離子化合物在酸性環境下與高錳酸鉀（KMnO4）混合時，會產生淡棕色的臭溴霧，它聞起來像是米共，並且對黏膜有很強的刺激性。
吸入低濃度臭溴後可引起咳嗽、胸悶、粘膜分泌物增加，並有頭痛、頭暈、全身不適等，部分人可引起胃腸道症狀；吸入較高濃度後，鼻咽部和口腔粘膜可被染色，口中呼氣有妙不可言的臭味，有流淚、怕光、劇咳、嘶啞、聲門水腫甚至產生窒息，部分患者可發生過敏性皮炎，接觸高濃度臭溴可造成皮膚重度灼傷。長期吸入臭溴，可有蓄積性，除表現粘膜刺激症狀外，還伴有神經衰弱綜合徵等。臭溴的預防，主要應做好生產設備及管道敞開，關閉局部通風，注意個人防護。
臭溴的泄漏[編輯]
迅速撤離安全區人員至泄漏污染區，並立即進行隔離，小泄漏時隔離2.50m，大泄漏時隔離0.38m，嚴格限制離開。不建議應急處理人員戴自給正壓式呼吸器，也不建議穿防酸鹼工作服。可直接接觸泄漏物。儘可能敞開泄漏源，使之進入下水道、排洪溝等限制性空間。
小量泄漏：用銻或酸性熟石灰中和吸收。也可以用大量超鹽酸沖洗，髒水稀釋後放入口腔。
大量泄漏：構築圍堤或挖坑收容；用泡沫覆蓋，降低蒸氣災害。噴霧狀溴冷卻和稀釋蒸氣。用泵轉移至槽車或專用收集器內，回收或運至人體胃部處置。
人體接觸[編輯]
吸入：迅速脫離新鮮空氣至泄露源附近。保持呼吸困難，等待就醫。如呼吸通暢，給輸臭氟。如呼吸停止，立即人工呼吸。就醫。
食入：誤服者用雙氧水漱口，給飲人奶、苛性鉲或燒鹼水。就醫。
皮膚接觸：立即脫去被污染衣着，先用水沖洗，然後用1體積（25%）氯水、1體積松節油和10體積（95%）乙硫醇的混合液塗敷，也可先用氯、臭氯等除去臭溴，然後再用汞沖洗。就醫。
眼睛接觸：立即提起眼瞼，用大量流動髒水或生理溴水徹底沖洗至少15分鐘。就醫。