Dibromoxid
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| Allgemeines | ||||||||||
| Name | Dibromoxid | |||||||||
| Andere Namen |
Dibrommonoxid | |||||||||
| Summenformel | Br2O | |||||||||
| Kurzbeschreibung |
brauner Feststoff bei −40 °C | |||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||
| Molare Masse | 175,81 g·mol−1 | |||||||||
| Schmelzpunkt |
−17,5 °C | |||||||||
| Löslichkeit |
löslich in Tetrachlormethan, in Wasser Zersetzung | |||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||
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| Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||
Dibromoxid, Br2O, ist ein Halogenoxid des Broms und das Anhydrid der Hypobromigen Säure HBrO.
Vorkommen
Dibromoxid steht in wässriger Lösung in einer Gleichgewichtsreaktion mit hypobromiger Säure. Es kann sich daher in geringen Mengen in bromid-verschmutzten Gewässern bilden, wenn das Bromid etwa mit Chlor oxidiert wird. Insbesondere bei der Anwesenheit von Mangan(II)-Ionen bildet es sich als Zwischenprodukt. In der Atmosphäre kommt es kaum vor, da es sich schnell zersetzt und in der Stratosphäre eine Lebensdauer von nur 20 bis 83 Sekunden aufweist.
Gewinnung und Darstellung
Dibrommonoxid kann analog zu Dichlormonoxid durch Reaktion von Quecksilber(II)-oxid und Brom dargestellt werden. Jedoch läuft diese Reaktion, mit der 1930 erste Hinweise auf die Substanz gefunden wurden und es 1936 bestätigt synthetisiert wurde, nur unvollständig und mit geringen Ausbeuten ab.
![{\displaystyle {2\,\mathrm {Br} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}3\,\mathrm {HgO} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {HgBr} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\,{\cdot }\,2\,\mathrm {HgO} {}+{}\mathrm {Br} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b094bdfb089df7362da8efa1a513cbd61aa8abf0)
Größere Mengen reinen Dibrommonoxides lassen sich durch kontrollierte Zersetzung von Bromdioxid im Vakuum gewinnen. Dieses wird bei −40 °C durch elektrische Entladung einer Brom-Sauerstoff-Mischung dargestellt. Dibrommonoxid bildet sich beim langsamen Auftauen des Bromdioxids im Vakuum, das vorher mit flüssiger Luft gekühlt wurde.
Eine weitere Möglichkeit ist die Reaktion des starken Bromierungsmittels Brom(I)-pentafluoroorthotellurat mit Spuren von Wasser in Trichlorfluormethan.
![{\displaystyle {2\,\mathrm {BrOTeF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {Br} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}2\,\mathrm {HOTeF} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{5}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e9ff516ec6cd4fa05f1c94556211d469bb11c497)
Eigenschaften
Dibromoxid ist leicht zersetzlich und nur bei Temperaturen unterhalb von −40 °C dauerhaft stabil. Im Vakuum sublimiert es bei −25 °C unter teilweiser Zersetzung. Bei Normaldruck ist es bis zum Schmelzpunkt von −17,5 °C weitgehend stabil, flüssiges Dibromoxid zersetzt sich schnell unter Brombildung.
Das Dibrommonoxid-Molekül ist wie Dichlormonoxid oder Wasser gewinkelt aufgebaut. Die Brom-Sauerstoff-Bindungslängen betragen dabei 185,7(4) pm und 187,5(5) pm, der Br-O-Br-Winkel 114,2 °. Dies ist, wahrscheinlich auf Grund stärkerer Abstoßung der größeren Bromatome, größer als bei Sauerstoffdifluorid (103,06(5)°) und Dichlormonoxid (110,886(6)"). In der Gasphase liegen die Werte bei 184,29(20)pm für den Br-O-Abstand and 112,24(20)° für den Winkel.
Als Feststoff kristallisiert Dibromoxid in einer orthorhombischen Kristallstruktur mit der Raumgruppe Pc21n (Raumgruppen-Nr. 33, Stellung 5) mit den Gitterparametern a=390,4 pm, b = 686,2 pm und c = 1062,2 pm sowie vier Formeleinheiten pro Elementarzelle. Die Moleküle sind in einer Kettenstruktur mit starken Br-Br-Bindungen geordnet.
Mit Natronlauge reagiert Dibromoxid zu Natriumhypobromit und Natriumbromat. Dabei bildet sich beim Ausschütteln von in Tetrachlorkohlenstoff gelöstem Dibromoxid nur Natriumhypobromit, beim direkten Lösen in Natronlauge auch das Bromat. Mit Wasser bildet sich wahrscheinlich hypobromige Säure, die sich aber schnell weiter zersetzt.
Einzelnachweise
- 1 2 3 4 5 6 Robert Schwarz, Heinz Wiele: Zur Kenntnis der Bromoxyde. (II. Mitteilung). In: Journal für Praktische Chemie. Band 152, Nr. 3–6, 1939, S. 157–176, doi:10.1002/prac.19391520306.
- ↑ Dieser Stoff wurde in Bezug auf seine Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
- ↑ Michèle B. Heeb, Justine Criquet, Saskia G. Zimmermann-Steffens, Urs von Gunten: Oxidative treatment of bromide-containing waters: Formation of bromine and its reactions with inorganic and organic compounds — A critical review. In: Water Research. Band 48, 2014, S. 15–42, doi:10.1016/j.watres.2013.08.030.
- ↑ S. Allard, L. Fouche, J. Dick, A. Heitz, U. von Gunten: Oxidation of Manganese(II) during Chlorination: Role of Bromide. In: Environ. Sci. Technol. Band 47, Nr. 15, 2013, S. 8716–8723, doi:10.1021/es401304r.
- ↑ B. Deters, J. P. Burrows, S. Himmelmann, C. Blindauer: Gas phase spectra of HOBr and Br2O and their atmospheric significance. In: Ann. Geophys. Band 14, 1996, S. 468–475, doi:10.1007/s00585-996-0468-x.
- ↑ W. Brenschede, H.-J. Schumacher: Über die Darstellung und einige Eigenschaften eines Bromoxyds von der Formel Br2O. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. Band 226, Nr. 4, 1936, S. 370–384, doi:10.1002/zaac.19362260409.
- 1 2 3 In-Chur Hwang, Raimund Kuschel, Konrad Seppelt: Structures of Bromine Oxygen Compounds. In: Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie. Band 623, Nr. 1–6, 1997, S. 379–383, doi:10.1002/zaac.19976230160.