臭素：歴史、構造、電子配置、特性、用途 - 化学

臭素はハロゲン、周期表の17族（VIIA）の群に属する非金属元素です。その化学記号はBrです。原子が共有結合で結合されている二原子分子として表示されるため、分子式Br ₂が割り当てられています。

フッ素や塩素とは異なり、地球環境の臭素は気体ではなく赤褐色の液体です（下の画像）。それは発煙性であり、唯一の液体元素である水銀と一緒です。その下にあるヨウ素は、色が濃くなり、紫色になりますが、結晶化して揮発性の固体になります。

純粋な液体臭素を含むバイアル。出典：化学元素の高解像度画像

臭素は、独立して、1825年にドイツの化学者レオポルドグメリンの指導の下で研究していたカールレーヴィヒによって発見されました。そして1826年に、フランスの化学者アントワーヌジェロームバラードによって。しかし、バラードの実験結果の発表はレーヴィヒの前に行われました。

臭素は地球上で62番目に豊富な元素であり、地殻全体に低濃度で分布しています。海では、平均濃度は65 ppmです。人体には0.0004％の臭素が含まれており、その機能は明確に知られていません。

この元素は塩水または塩分濃度の高い場所である特別な条件のために商業的に利用されています。たとえば、隣接する領土の水が集まる死海は、塩で飽和しています。

これは、プラチナやパラジウムなどの金属を攻撃できる腐食性の要素です。臭素は水に溶けて、人間の組織に腐食作用を及ぼすこともあり、臭化水素酸が生成されるため、状況を悪化させます。その毒性に関しては、肝臓、腎臓、肺、胃などの臓器に重大な損傷を引き起こす可能性があります。

臭素は大気に非常に有害であり、塩素よりオゾン層を破壊します。南極のオゾン層の損失の半分は、燻蒸剤として使用される化合物であるブロモメチルに関連する反応によって生じます。

難燃剤、漂白剤、表面消毒剤、燃料添加剤、鎮静剤製造の中間体、有機化学物質の製造など、数多くの用途があります。

歴史

カール・レーヴィヒの作品

臭素は、1825年にドイツの化学者であるカールヤコブレーヴィヒと、1826年にフランスの化学者であるアントワーヌバラールによって、独立してほぼ同時に発見されました。

ドイツの化学者レオポルドグメリンの弟子であるカールレーヴィヒは、バートクロイツナッハの泉から水を集め、塩素を加えました。エーテルを加えた後、混合液を攪拌した。

次に、エーテルを留去し、蒸発により濃縮した。その結果、彼は臭素である赤褐色の物質を得た。

アントワーヌ・バラードの作品

バラード氏は、フクとして知られている褐藻の灰を使用し、モンペリエの塩原から抽出された塩水と混合した。したがって、彼は、臭化マグネシウム、MgBr ₂が存在していた抽出に供された水性物質に塩素を通過させることによって臭素を放出した。

続いて、二酸化マンガンと硫酸の存在下で材料を蒸留して、赤い蒸気を生成し、凝縮して暗い液体にしました。バラードはそれを新しい要素であると考え、それをブラインと呼ばれるラテン語のムリアに由来するムライドと呼びました。

アングラダまたはゲイ・ルサックの提案により、バラードが名前をムライドからブロムに変更したことが報告されています。これは、ブロムはファウルを意味し、発見された要素の匂いを定義するという事実に基づいています。

その結果は、レーヴィヒが発表する前に、ケニーアンドフィジークのアナレスでベラードによって発表されました。

1858年以降、臭素を大量に生産することが可能になりました。スタスフルト塩鉱床が発見されて利用された年、カリの副産物として臭素が生成されました。

臭素の構造と電子配置

分子

Br2分子。出典：Benjah-bmm27。

上の画像は、コンパクトな充填パターンを持つ臭素分子Br _2を示しています。実際には、2つの臭素原子Br-Brの間に単一の共有結合があります。

均質で二原子の分子であるため、永久的な双極子モーメントがなく、ロンドンの分散力によってのみ、同じタイプの他の分子と相互作用できます。

これが、その赤みがかった液体が発煙する理由です。Br ₂分子では、比較的重いですが、それらの分子間力はそれらを一緒に緩く保持します。

臭素は塩素よりも電気陰性度が低いため、価電子殻内の電子に対する魅力的な効果は低くなります。その結果、より高いエネルギーレベルを移動し、緑の光子を吸収し、赤みを帯びた色を反射するために必要なエネルギーが少なくなります。

結晶

臭素の結晶構造。出典：ベンミルズ。

気相では、Br ₂分子はそれらの間の効率的な相互作用がなくなるまでかなり分離します。ただし、その融点より下では、臭素は赤みがかった斜方晶に結晶化する可能性があります（上の画像）。

Br ₂分子が「臭素ワーム」のように規則正しく配置されていることに注意してください。ここでは、これらの温度（T <-7.2°C）では、分子の振動が結晶をすぐに崩壊させないように、分散力が十分です。それでも、それらのいくつかは絶えず昇華します。

原子価層と酸化状態

臭素の電子配置は次のとおりです。

3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵

3d ¹⁰ 4s ² 4p ^5であるため、その原子価殻（3d ¹⁰軌道はその化学反応において主導的な役割を果たしていませんが）。 4sおよび4p軌道の電子は最外部で、合計7です。価電子オクテットの完了から1電子だけ離れています。

この構成から、臭素の可能な酸化状態を推定することができます。クリプトンと等電子になる電子を得る場合は、-1。+ 1、3d ¹⁰ 4s ² 4p ^4を残します。+ 3、+ 4、+ 5、4p軌道（3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁰）からすべての電子を失う。+ 7、4s軌道に電子を残さない（3d ¹⁰ 4s ⁰ 4p ⁰）。

プロパティ

外見

暗赤褐色の発煙性液体。自然界では二原子分子として見られ、原子は共有結合でつながっています。臭素は水よりも濃い液体で、その中に沈みます。

原子量

79.904 g / mol。

原子番号

35。

におい

刺激性のある、息苦しく刺激的な煙。

融点

-7.2°C

沸点

58.8°C

密度（Br

3.1028 g / cm ³

水溶性

25°Cで33.6 g / L 臭素の水への溶解度は低く、温度の低下とともに増加する傾向があります。他のガスと同様の挙動。

溶解度

アルコール、エーテル、クロロホルム、四塩化炭素、二硫化炭素、濃塩酸に溶けやすい。非極性および極性溶媒（アルコール、硫酸など）および多くのハロゲン化溶媒に可溶。

三重点

5.8 kPaで265.9K。

クリティカルポイント

10.34 MPaで588 K

融解熱（Br

10.571 kJ / mol。

気化熱（Br

29.96 kJ / mol。

モル熱容量（Br

75.69 kJ / mol。

蒸気圧

270 K、10 kPaの温度で。

自動着火温度

可燃性ではありません。

発火点

113°C

保存温度

2から8ºCまで。

表面張力

25°Cで40.9 mN / m

臭いのしきい値

0.05-3.5 ppm。0.39 mg / m ³

屈折率（ηD）

20°Cで1.6083、25°Cで1.6478

電気陰性

ポーリングスケールで2.96。

イオン化エネルギー

-第1レベル：1,139.9 kJ / mol。

-第2レベル：2,103 kJ / mol。

-第3レベル：3,470 kJ / mol。

原子ラジオ

120 pm。

共有結合半径

120.3 pm。

ファンデルワールスラジオ

185 pm。

反応性

塩素よりも反応性が低く、ヨウ素よりも反応性が高いです。それは塩素より弱く、ヨウ素より強い酸化剤です。また、ヨウ素よりも弱い還元剤ですが、塩素よりも強力です。

塩素蒸気は多くの物質や人体組織に対して非常に腐食性があります。プラチナやパラジウムなど、多くの金属元素を攻撃します。しかし、鉛、ニッケル、マグネシウム、鉄、亜鉛、および300℃未満ではナトリウムは攻撃しません。

水中の臭素は変化して臭化物に変わります。それはまた、臭素（BROとして存在することができる₃^-液のpHに依存します）。

その酸化作用により、臭素は酸素フリーラジカルの放出を誘発する可能性があります。これらは強力な酸化剤であり、組織の損傷を引き起こす可能性があります。また、臭素は、カリウム、リン、またはスズと組み合わせると自然発火する可能性があります。

用途

ガソリン添加剤

二臭化エチレンは、自動車エンジンからの潜在的な鉛沈着物の除去に使用されました。添加剤として鉛を使用したガソリンの燃焼後、臭素は鉛と化合して臭化鉛を形成し、揮発性ガスはテールパイプから排出されました。

臭素はガソリンから鉛を除去しましたが、オゾン層に対するその破壊的作用は非常に強力であったため、この用途では廃棄されました。

農薬

メチレンまたはブロモメチルブロミドは、特に鉤虫などの寄生線虫を排除するために、土壌を浄化するための農薬として使用されました。

しかしながら、臭素含有化合物の大部分の使用は、オゾン層に対するそれらの破壊的作用のために廃棄されました。

水銀排出管理

臭素は、非常に有毒な金属である水銀の放出を減らすためにいくつかの植物で使用されています。

写真撮影

ヨウ化銀と塩化銀に加えて、臭化銀は写真乳剤の感光性化合物として使用されます。

治療アクション

臭化カリウムと臭化リチウムは、19世紀と20世紀初頭に一般的な鎮静剤として使用されました。単塩の形の臭化物は、一部の国では抗けいれん剤としてまだ使用されています。

ただし、米国FDAは、今日の病気の治療のための臭素の使用を承認していません。

難燃剤

臭素は炎によって臭化水素酸に変換されます。臭化水素酸は、火災時に発生する酸化反応を妨害し、その消火を引き起こします。臭素含有ポリマーは難燃性樹脂の製造に使用されます。

食品添加物

調理を改善するために、小麦粉に微量の臭素酸カリウムが追加されています。

試薬および化学中間体

臭化水素は、有機反応の還元剤および触媒として使用されます。臭素は、薬品、油圧作動油、冷却剤、除湿剤の製造、および髪を振る準備で化学中間体として使用されます。

また、井戸掘削液、水消毒用製品、漂白剤、表面消毒剤、染料、燃料添加剤などの生産にも使用されています。

生物学的作用

2014年に実施された研究は、臭素がIV型コラーゲンの生合成に必要な補因子であることを示しています。ただし、要素不足の結果についての情報はありません。

どこにありますか

臭素は、アーカンソー州とユタ州のグレートソルトレイクの両方にある米国の深い塩鉱とブラインピットから商業的に抽出されます。この最後のブラインの臭素濃度は0.5％です。

臭素を抽出するには、高温のガス状塩素をブラインに添加して、溶液中の臭化物イオンを酸化し、元素の臭素を収集します。

ヨルダンとイスラエルの国境にある死海は、海面よりも低い閉じた海であり、そのため塩分が非常に高濃度になっています。

臭素とカリは、死海から高塩水を蒸発させることにより、そこで商業的に得られます。この海では、臭素濃度は5 g / Lに達することがあります。

また、一部の温泉には高濃度で含まれています。たとえば、臭素鉱は、ボリビアとメキシコで見つかった臭化銀鉱物です。

リスク

液体状態の臭素は人間の組織に対して腐食性があります。しかし、人への最大の危険は、臭素ガスとその吸入によるものです。

臭素濃度が11〜23 mg / m ^3の環境で呼吸すると、激しいショックが生じます。30–60 mg / m ^3の濃度は非常に有害です。一方、200 mgの濃度は致命的です。

参考文献

震えとアトキンス。（2008）。無機化学。（第4版）。Mc Graw Hill。
国立バイオテクノロジー情報センター。（2019）。臭素。PubChemデータベース。CID = 23968。リカバリー元：pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
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ウィキペディア。（2019）。ホウ砂。から回復：en.wikipedia.org
Lenntech BV（2019）。臭素。から回復：lenntech.com

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