PROFILPELAJAR.COM

Υδροβρώμιο
Γενικά
Όνομα IUPAC	Βρωμίδιο του υδρογόνου
Άλλες ονομασίες	Υδροβρώμιο; Βρωμάνιο
Χημικά αναγνωριστικά
Χημικός τύπος	HBr
Μοριακή μάζα	80,912 ± 0,001 amu
Αριθμός CAS	10035-10-6
SMILES	Br
InChI	1S/BrH/h1H
Αριθμός EINECS	233-113-0
Αριθμός RTECS	MW3850000
Αριθμός UN	1048
PubChem CID	260
ChemSpider ID	255
Δομή
Διπολική ροπή	0,8272 ± 0,0003 D
Μήκος δεσμού	141,4 pm
Είδος δεσμού	πολωμένος ομοιοπολικός
Πόλωση δεσμού	11% (H+-Br-)
Γωνία δεσμού	0°
Μοριακή γεωμετρία	γραμμική
Φυσικές ιδιότητες
Σημείο τήξης	–86,80 °C
Σημείο βρασμού	–66,38 °C
Κρίσιμη θερμοκρασία	90,5 °C
Κρίσιμη πίεση	84,382 atm
Πυκνότητα	3,6452 (0 °C) kg/m³
Διαλυτότητα; στο νερό	22,1 kg/m³ (0 °C); 20,4 kg/m³ (15 °C); 19,3 kg/m³ (20 °C); 13,0 kg/m³ (100 °C)
Διαλυτότητα; σε άλλους διαλύτες	Διαλυτό σε; Αιθανόλη; οργανικούς διαλύτες
Ιξώδες	0,84 cP
Δείκτης διάθλασης ,; nD	1,325
Τάση ατμών	2.308 MPa (21 °C)
Χημικές ιδιότητες
pKa	-9
Επικινδυνότητα
Φράσεις κινδύνου	35, R37
Φράσεις ασφαλείας	1/2 7/9, 26, S45
LD50	2.858 ppm (αρουραίοι, 1 ώρα); 814 ppm (ποντίκια, 1 ώρα)
Κίνδυνοι κατά; NFPA 704	0 3 0
	Εκτός αν σημειώνεται διαφορετικά, τα δεδομένα αφορούν υλικά υπό κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος (25°C, 100 kPa).

Το υδροβρώμιο^[1] (αγγλικά hydrogen bromide) είναι ανόργανη διατομική δυαδική ομοιοπολική χημική ένωση με μοριακό τύπο H Br. Το χημικά καθαρό υδροβρώμιο, στις «κανονικές συνθήκες περιβάλλοντος», δηλαδή σε θερμοκρασία 25°C και υπό πίεση 1 atm, είναι αέριο. Το υδροβρωμικό οξύ σχηματίζεται με τη διάλυση του υδροβρωμίου σε νερό. Αντίστροφα όμως, το υδροβρώμιο μπορεί να ελευθερωθεί από διαλύματα υδροβρωμικού οξέος με την προσθήκη ενός αφυδατικού μέσου, αλλά όχι και με απόσταξη. Για τους παραπάνω λόγους το υδροβρώμιο και το υδροβρωμικό οξύ είναι συγγενικά, αλλά δεν ταυτίζονται. Τόσο το άνυδρο υδροβρώμιο, όσο και τα υδατικά του διαλύματα είναι συνηθισμένα αντιδραστήρια για την παραγωγή βρωμιούχων ενώσεων.

Το υδροβρώμιο είναι πολύ υδατοδιαλυτό, σχηματίζοντας διάλυμα υδροβρωμικού οξέος (όταν προστίθεται σε νερό), που γίνεται κορεσμένο όταν η συγκέντρωση του υδροβρωμίου φθάσει στο 68,85% κατά βάρος, στη θερμοκρασία δωματίου (20 °C). Τα υδατικά διαλύματα υδροβρωμίου που έχουν συγκέντρωση 47,6% κατά βάρος φθάνουν σε αζεοτροπικό μείγμα με κανονική θερμοκρασία βρασμού 124,3 °C. Βράζοντας λιγότερο πυκνά διαλύματα υδροβρωμίου εκλύονται υδρατμοί, μέχρι η συγκέντρωση να φθάσει στην αναλογία του αζεοτροπικού μείγματος.

Δομή

Επιφάνειες van der Waals που αναπαριστούν την πυκνότητα ηλεκτρονικού φορτίου στα τέσσερα υδραλογόνα.
Από αριστερά προς τα δεξιά : HF, HCl, **HBr**, HI

Το μόριο του υδροβρωμίου είναι ασταθέστερο του υδροχλωρίου. Στους 1.000 °C διασπάται το 7 ‰ των μορίων του. Ο δεσμός Η — Br έχει 11 % ετεροπολικό χαρακτήρα και επομένως το μόριο HBr δεν είναι τόσο πολωμένο όσο το μόριο του υδροφθορίου ή του υδροχλωρίου. Μεταξύ των μορίων του υδροβρωμίου δεν σχηματίζονται δεσμοί υδρογόνου.

Δεσμός	τύπος δεσμού	ηλεκτρονική δομή	Μήκος δεσμού	Ιονισμός	Ισχύς δεσμού
Δεσμοί^[2]^[3]^[4]^[5]^[6]
Η-Br	σ	1s-4p	141,4 pm	11% Br⁺ F^-	362 kJ/mol
Στατιστικό ηλεκτρικό φορτίο^[7]
Br	-0,11
H	+0,11

Ιστορία ανακάλυψης

Η πρώτη μελέτη και παραγωγή υδροβρωμίου έχει πιστωθεί στο γάλλο χημικό Αντουάν Ζερόμ Μπαλάρ (Antoine-Jérôme Balard), κατά τη διάρκεια της ανακάλυψης ύπαρξης βρωμίου στα (διαλυμένα) άλατα στα έλη κοντά στο Μονπελιέ.

Φυσική παρουσία

Το υδροβρώμιο δε βρίσκεται ελεύθερο στη φύση. Αναφέρθηκαν μόνο εμφανίσεις των αλάτων του, όπως ο βρωμιοκαρναλλίτης (KBr·MgBr₂·6H₂O).

Παραγωγή

Βιομηχανική

Το υδροβρώμιο (μαζί με το υδροβρωμικό οξύ) παράγεται σε πολύ μικρότερη κλίμακα από ότι το συγγενικό υδροχλώριο. Στην πρωτογενή βιομηχανική παραγωγή, το υδρογόνο και το βρώμιο συνδυάζονται σε θερμοκρασίες 200 °C - 400 °C. Η αντίδραση, καταλύεται συνήθως από επιπλατινωμένο αμίαντο και πραγματοποιείται μέσα σε σωλήνες από χαλαζία:

$\mathrm {H_{2}+Br_{2}{\xrightarrow[{200^{o}-400^{o}C}]{Pt\;,\;SiO_{2}}}2HBr}$

Εργαστηριακές

Το υδροβρώμιο μπορεί να παραχθεί σύμφωνα με τις γενικές μεθόδους παρασκευής των υδραλογόνων με μια ποικιλία μεθόδων:

1. Μπορεί να παραχθεί εργαστηριακά με συναπόσταξη διαλύματος βρωμιούχου νατρίου (NaBr) ή βρωμιούχου καλίου (KBr), με φωσφορικό οξύ (H₃PO₄) ή με αραιό θειικό οξύ (H₂SO₄):^[8]

$\mathrm {3NaBr+H_{3}PO_{4}{\xrightarrow {}}Na_{3}PO_{4}+3HBr}$

$\mathrm {2NaBr+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {}}Na_{2}SO_{4}+2HBr}$

$\mathrm {3KBr+H_{3}PO_{4}{\xrightarrow {}}K_{3}PO_{4}+3HBr}$

$\mathrm {2KBr+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {}}K_{2}SO_{4}+2HBr}$

Αποφεύγεται η χρήση πυκνού θειικού οξέος ως αναποτελεσματική, επειδή η περίσσεια πυκνού θειικού οξέος τελικά οξεδώνει το παραγώμενο HBr σε στοιχειακό βρώμιο:

$\mathrm {2HBr+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {}}Br_{2}+SO_{2}+H_{2}O}$

2. Μπορεί να παραχθεί με ολική σύνθεση, δηλαδή από τα χημικά στοιχεία από τα οποία αποτελείται, στους 150 °C, παρουσία καταλύτη λευκόχρυσου:

$\mathrm {H_{2}+Br_{2}{\xrightarrow[{150^{o}C}]{Pt}}2HBr}$

3. Άνυδρο υδροβρώμιο μπορεί επίσης να παραχθεί, σε μικρή κλίμακα, με θερμόλυση βρωμιούχου τριφαινυλοφωσφωνίου σε ξυλόλιο με αναρροή^[9]:

$\mathrm {[Ph_{3}PH]Br{\xrightarrow[{\xi \upsilon \lambda {\acute {o}}\lambda \iota o}]{\triangle }}HBr+Ph_{3}P}$

4. Το υδροβρωμικό οξύ μπορεί να παραχθεί, επίσης, και με αρκετές άλλες μεθόδους, που συμπεριλαμβάνουν την αντίδραση στοιχειακού βρωμίου με στοιχειακό φωσφόρο και νερό ή με στοιχειακό θείο και νερό:^[8]

$\mathrm {3Br_{2}+2P+3H_{2}O{\xrightarrow {}}6HBr+P_{2}O_{3}}$

$\mathrm {2Br_{2}+S+2H_{2}O{\xrightarrow {}}4HBr+SO_{2}}$

5. Εναλλακτκά, το υδροβρωμικό οξύ μπορεί να παραχθεί με (τετρα)βρωμίωση της τετραλίνης (1,2,3,4-τετραϋδροναφθαλίνιου)^[8]. Η απόδοση είναι περίπου 94%:

$\mathrm {+4Br_{2}{\xrightarrow {}}4HBr+C_{10}H_{8}Br_{4}}$

6. Επίσης, στοιχειακό βρώμιο μπορεί να αναχθεί με φωσφορώδες οξύ^[10]:

$\mathrm {Br_{2}+H_{2}PO_{3}+H_{2}O{\xrightarrow {}}2HBr+H_{3}PO_{4}}$

7. Με αντικατάσταση του θείου (S) στο υδρόθειο (H₂S) από βρώμιο:

$\mathrm {Br_{2}+H_{2}S{\xrightarrow {}}S+2HBr}$

8. Με υδρόλυση του τριβρωμιούχου ή πενταβρωμιούχου φωσφόρου:

$\mathrm {PBr_{3}+3H_{2}O{\xrightarrow {}}H_{3}PO_{3}+3HBr}$
ή
$\mathrm {PBr_{5}+4H_{2}O{\xrightarrow {}}H_{3}PO_{4}+5HBr}$

Το υδροβρώμιο που παράγεται με τις παραπάνω μεθόδους μπορεί να προσμειχθεί με στοιχειακό βρώμιο, που μπορεί να αφαιρεθεί με διέλευση του παραγώμενου αερίου μέσω ενός διαλύματος φαινόλης σε τετραχλωράνθρακα (ή σε άλλο κατάλληλο διαλύτη), σε θερμοκρασία δωματίου. Οι τυχούσες προσμείξεις στοιχειακού βρωμίου μετατρέπουν τη φαινόλη σε 2,4,6-τριβρωμοφαινόλη, συμπαράγοντας μάλιστα και επιπλέον υδροβρώμιο. Εναλλακτικά, το παραγώμενο αέριο υδροβρώμιο μπορεί να διέλθει μέσω χάλκινου σπιράλ, σε υψηλή θερμοκρασία^[11].

Γενική περιγραφή και χαρακτηριστικά.

Στη θερμοκρασία δωματίου, δηλαδή σε θερμοκρασία 20 °C και υπό πίεση 1 atm, το υδροβρώμιο είναι ένα μη εύφλεκτο αέριο με μια έντονη ερεθιστική οσμή, που θολώνει σε ατμόσφαιρα με υγρασία, εξαιτίας του σχηματισμού σταγονιδίων υδροβρωμικού οξέος. Το υδροβρώμιο είναι πολύ διαλυτό στο νερό, σχηματίζοντας υδροβρωμικό οξύ, που είναι «κορεσμένο» σε περιεκτικότητα 68,85% κατά βάρος, σε θερμοκρασία δωματίου. Τα υδατικά διαλύματα υδροβρωμίου με περιεκτικοτητα 47,6% κατά βάρος σχηματίζουν ένα μείγμα σταθερού σημείου ζέσεως (αντίστροφο αζεοτροπικό μείγμα), που βράζει στους 124,3 °C. Βράζοντας λιγότερο πυκνά διαλύματα απελευθερώνεται νερό μέχρι η περιεκτικότητα υδροβρωμίου να φθάσει στο μείγμα σταθερού σημείου ζέσεως.

Το υδατικό διάλυμα, υδροβρωμικό οξύ, όταν εκτίθεται στο φως οξειδώνεται και χρωματίζεται κίτρινο λόγω σχηματισμού στοιχειακού βρωμίου.

Χημικές ιδιότητες

Το υδροβρωμικό οξύ

Το υδροβρωμικό οξύ είναι υδατικό διάλυμα υδροβρωμίου και είναι ισχυρό οξύ, ισχυρότερο του υδροχλωρικού (HCl).

Οξεοβασικές και μεταθετικές αντιδράσεις

1. Σαν οξύ αντιδρά με βάσεις και βασικά οξείδια και σχηματίζει βρωμιούχα άλατα :

$\mathrm {NaOH+HBr{\xrightarrow {}}NaBr+H_{2}O}$
$\mathrm {MgO+2HBr{\xrightarrow {}}MgBr_{2}+H_{2}O}$

2. Αντιδρά με άλατα που προέρχονται από ασθενέστερα οξέα και με άλατα που σχηματίζουν δυσδιάλυτα^[12] βρωμιούχα άλατα :

$\mathrm {Na_{2}CO_{3}+2HBr{\xrightarrow {}}2NaBr+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }$
$\mathrm {AgNO_{3}+HBr{\xrightarrow {}}AgBr\downarrow +HNO_{3}}$

Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής

Το υδροβρώμιο συμπεριφέρεται ως αναγωγικό γιατί το ανιόν Br^– έχει μικρό αριθμό οξείδωσης, -1. Επομένως αυτός μπορεί μόνο να αυξηθεί (φαινόμενο οξείδωσης). Πράγματι το HBr μετατρέπεται σε Br₂ όπου το Br έχει αριθμό οξείδωσης 0.
Αντιδρά με μέταλλα, που βρίσκονται πάνω από το υδρογόνο στην ηλεκτροχημική σειρά των μετάλλων, οπότε εκλύεται Η₂ και σχηματίζεται το βρωμιούχο άλας με το μικρότερο αριθμό οξείδωσης του μετάλλου :

$\mathrm {Fe+2HBr{\xrightarrow {}}FeBr_{2}+H_{2}\uparrow }$

Το φθόριο αντικαθιστά το βρώμιο :

$\mathrm {F_{2}+2HBr{\xrightarrow {}}Br_{2}+2HF}$

Οξειδώνεται από οξειδωτικά όπως το υπερμαγγανικό κάλιο, το διχρωμικό κάλιο, το οξείδιο του μαγγανίου, το χρωμικό κάλιο :

$\mathrm {2KMnO_{4}+16HBr{\xrightarrow {}}2MnBr_{2}+2KBr+5Br_{2}+8H_{2}O}$
$\mathrm {K_{2}Cr_{2}O_{7}+14HBr{\xrightarrow {}}2CrBr_{3}+2KBr+3Br_{2}+7H_{2}O}$
$\mathrm {MnO_{2}+4HBr{\xrightarrow {}}MnBr_{2}+Br_{2}+2H_{2}O}$
$\mathrm {4KCrO_{4}+8HBr+O_{2}{\xrightarrow {}}2K_{2}Cr_{2}O_{7}+4KBr+2Br_{2}+4H_{2}O}$

Με άλατα όπως το νιτρικό νάτριο (NaNO₃), το χλωρικό κάλιο (KClO₃) και η χλωράσβεστος (CaOCl₂) έχουμε:

$\mathrm {KClO_{3}+6HBr{\xrightarrow {}}KCl+3Br_{2}+3H_{2}O}$
$\mathrm {2NaNO_{3}+8HBr{\xrightarrow {}}2NaBr+2NO+3Br_{2}+4H_{2}O}$
$\mathrm {CaOCl_{2}+2HBr{\xrightarrow {}}CaCl_{2}+Br_{2}+H_{2}O}$

Με το υπεροξείδιο του υδρογόνου (H₂O₂), του νατρίου (Na₂O₂) και το θειικό οξύ (H₂SO₄) έχουμε:

$\mathrm {2KMnO_{4}+16HBr{\xrightarrow {}}2MnBr_{2}+2KBr+5Br_{2}+8H_{2}O}$
$\mathrm {H_{2}O_{2}+2HBr{\xrightarrow {}}Br_{2}+2H_{2}O}$
$\mathrm {Na_{2}O_{2}+4HBr{\xrightarrow {}}2NaBr+Br_{2}+2H_{2}O}$
$\mathrm {H_{2}SO_{4}+2HBr{\xrightarrow {}}SO_{3}+Br_{2}+2H_{2}O}$

Με το Ο₂ και το όζον έχουμε:

$\mathrm {O_{2}+4HBr{\xrightarrow {}}2Br_{2}+2H_{2}O}$
$\mathrm {O_{3}+2HBr{\xrightarrow {}}O_{2}+Br_{2}+H_{2}O}$

Επίσης και από το επιτεταρτοξείδιο του μολύβδου (Pb₃O₄ ή PbO₂·2PbO) :

$\mathrm {PbO_{2}\cdot 2PbO+8HBr{\xrightarrow {}}3PbBr_{2}+Br_{2}+4H_{2}O}$

Αντιδράσεις με οργανικές ενώσεις

Αντιδράσεις προσθήκης

1. Η προσθήκη του υδροβρωμίου^[13] στο διπλό δεσμό άνθρακα-άνθρακα καθορίζεται από τον κανόνα του Μαρκόβνικοβ (Markovnikov)^[14] ή αντι-Μαρκόβνικοβ, παρουσία υπεριώδους φωτός ή υπεροξειδίων. Π.χ.^[15]:

$\mathrm {RC=CH+HBr{\xrightarrow {}}RCHBrCH_{3}}$

2. Η αντίδραση του υδροβρωμίου με αλκίνια είναι ηλεκτρονιόφιλη προσθήκη και ακολουθεί τον ίδιο μηχανισμό όπως και στα αλκένια δηλ. μέσω ενός καρβοκατιόντος. Η στερεοχημεία αυτής της αντίδρασης είναι συνήθως αντί-. Π.χ.^[16]:

$\mathrm {RC\equiv CH+HBr{\xrightarrow {}}RCBr=CH_{2}{\xrightarrow {+HBr}}RCBr_{2}CH_{3}}$

3. Η αντίδραση του υδροβρωμίου με συζυγή αλκαδιένια αντιστοιχεί κυρίως σε 1,4-προσθήκη, αν και είναι επίσης δυνατές η 1,2-προσθήκη και η 3,4-προσθήκη, με τη χρήση κατάλληλων συνθηκών. Π.χ^[15]:

$\mathrm {RCH=CHCH=CH_{2}+HBr{\xrightarrow {}}RCH_{2}BrCH=CHCH_{3}}$ (1,4-προσθήκη)
$\mathrm {RCH=CHCH=CH_{2}+HBr{\xrightarrow {}}RCH=CHCHBrCH_{3}}$ (1,2-προσθήκη)
$\mathrm {RCH=CHCH=CH_{2}+HBr{\xrightarrow {}}{\frac {1}{2}}RCHBrCH_{2}CH=CH_{2}+{\frac {1}{2}}RCH_{2}CHBrCH=CH_{2}}$ (3,4-προσθήκη)

4. Η αντίδραση του υδροβρωμίου με κυκλοπροπάνιο αντιστοιχεί με 1,3-προσθήκη με διάνοιξη δακτυλίου. Παράγεται 1-βρωμοπροπάνιο^[17]::

$\mathrm {+HBr{\xrightarrow {}}CH_{3}CH_{2}CH_{2}Br}$

5. Η αντίδραση του υδροβρωμίου με οξιράνιο αντιστοιχεί με 1,3-προσθήκη με διάνοιξη δακτυλίου Παράγεται 2-βρωμαιθανόλη^[18].:

$\mathrm {+HBr{\xrightarrow {}}BrCH_{2}CH_{2}OH}$

Πυρηνόφιλη υποκατάσταση σε αλκοόλες

Με χρήση υδροβρωμίου είναι δυνατή η πυρηνόφιλη υποκατάσταση υδροξυλίου από βρώμιο σε αλκοόλες (ROH).^[19]:

$\mathrm {ROH+HBr{\xrightarrow {}}RBr+H_{2}O}$

Π.χ. για την 1-βουτανόλη:

$\mathrm {C_{4}H_{9}OH+HBr{\xrightarrow {}}C_{4}H_{9}Br+H_{2}O}$

Για την κυκλοεξανόλη:

$\mathrm {+HBr{\xrightarrow {}}H_{2}O+}$

Η αντίδραση γίνεται είτε διαβιβάζοντας ξηρό αέριο υδροβρώμιο στην αλκοόλη^[20] είτε θερμαίνοντας την αλκοόλη με πυκνό υδροβρωμικό οξύ.

Τοξικότητα - Προφυλάξεις

Σημαντική έκθεση στο υδροβρώμιο εμφανίζεται συνήθως στους εργαζόμενους στις βιομηχανίες όπου αυτό παράγεται ή χρησιμοποιείται. Θέρμανση, ψεκασμός, διαρροές και εξάτμιση δημιουργούν συνθήκες που αυξάνουν τους κινδύνους. Ο γενικός πληθυσμός μπορεί να εκτεθεί στο υδροβρώμιο από αναπνοή μολυσμένου αέρα, πίνοντας μολυσμένο νερό ή με την κατανάλωση τροφίμων που έχουν μολυνθεί. Τέτοιο σενάριο όμως θεωρείται απίθανο.
Το υδροβρώμιο ερεθίζει τα μάτια, το δέρμα και τους βλεννογόνους του ανώτερου αναπνευστικού συστήματος. Έκθεση μερικών λεπτών σε ατμόσφαιρα με υδροβρώμιο 5 ppm προκαλεί ερεθισμό στη μύτη σε ποσοστό 100 % των ανθρώπων και ερεθισμό στο λαιμό σε ποσοστό 17 %. Η μακροχρόνια έκθεση μπορεί να προκαλέσει χρόνια ρινικά προβλήματα και χρόνια δυσπεψία. Κατάποση υγρού υδροβρωμίου προκαλεί εγκαύματα στο στόμα και το στομάχι. Σε υψηλές συγκεντρώσεις, η εισπνοή μπορεί να προκαλέσει βλάβη στους πνεύμονες ή θάνατο.
Έκθεση σε συγκεντρώσεις μεταξύ 1300 και 2000 ppm, έχει ως αποτέλεσμα το θάνατο. Το δοχείο όπου φυλάσσεται υδροβρώμιο πρέπει να διατηρείται κάτω από τους 50 °C σε καλά αεριζόμενο μέρος.

Εφαρμογές

Το υδροβρώμιο χρησιμοποιείται ως αντιδραστήριο σε οργανικές συνθέσεις (βλέπε και χημικές ιδιότητες). Ενδεικτικά αναφέρονται :
Η παραγωγή αλκυλοβρωμιδίων από αλκοόλες : ROH + HBr → RBr + H₂O
Η παραγωγή μεγάλου αριθμού οργανικών ενώσεων με προσθήκη σε αλκένια ή αλκίνια : RCH=CH₂ + HBr → RCH(Br)–CH₃ και RC≡CH + HBr → RC(Br)=CH₂ και μετά RC(Br)=CH₂ + HBr → RC(Br₂)–CH₃.
Επίσης χρησιμοποιείται στην αλκυλίωση αρωματικών ενώσεων, στη διάνοιξη του δακτυλίου εποξειδίων και λακτονών, στη σύνθεση βρωμοακεταλών καθώς και στην ισομεριωση συζυγών αλκαδιενίων αλλά και ως καταλύτης σε ελεγχόμενες οξειδώσεις σε μεγάλη ποικιλία οργανικών αντιδράσεων.
Χρησιμοποιείται επίσης στην παρασκευή πολλών ανόργανων ενώσεων.

Αναφορές και σημειώσεις

↑ Για εναλλακτικές ονομασίες δείτε τον πίνακα πληροφοριών.
↑ Τα δεδομένα προέρχονται από τους πίνακες δεδομένων των στοιχείων άνθρακα, πυριτίου και υδρογόνου και τις πηγές«Table of periodic properties of thw Ellements», Sagrent-Welch Scientidic Company και «Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982»
↑ «chem.tamu.edu» (PDF). Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο (PDF) στις 28 Ιανουαρίου 2018.
↑ Baum 84
↑ «chempendix/bond-energies».
↑ «sartep.com/chem/chartsandtools/bondenergy.cfm». Αρχειοθετήθηκε από το πρωτότυπο στις 2 Φεβρουαρίου 2018.
↑ Υπολογισμένο βάση του ιονισμού από τον παραπάνω πίνακα
↑ ^8,0 ^8,1 ^8,2 M. Schmeisser "Chlorine, Bromine, Iodine" in Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd Ed. Edited by G. Brauer, Academic Press, 1963, NY. Vol. 1. p. 282.
↑ Hercouet, A.;LeCorre, M. (1988) Triphenylphosphonium bromide: A convenient and quantitative source of gaseous hydrogen bromide. Synthesis, 157-158.
↑ Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements; Butterworth-Heineman: Oxford, Great Britain; 1997; pp. 809-812.
↑ Ruhoff, J. R.; Burnett, R. E.; Reid, E. E. "Hydrogen Bromide (Anhydrous)" Organic Syntheses, Vol. 15, p.35 (Coll. Vol. 2, p.338). (http://www.orgsyn.org/demo.aspx?prep=CV2P0338)
↑ Τα βρωμιούχα άλατα είναι ευδιάλυτα εκτός από τα : AgBr, PbBr₂, CuBr, Hg₂Br₂.
↑ Αποφεύγεται η χρήση υδροβρωμικού οξέος για να μην γίνει ταυτόχρονα προσθήκη νερού στο αλκένιο.
↑ Το Br προστίθεται στον άνθρακα του διπλού δεσμού με τα λιγότερα υδρογόνα
↑ ^15,0 ^15,1 Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 156, §6.8.1.
↑ Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ. 158, §6.9.1.
↑ SCHAUM'S OUTLINE SERIES, ΟΡΓΑΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ, Μτφ. Α. Βάρβογλη, 1999, §6.3., σελ. 79, εφαρμογή για κυκλοαλκάνια και για Ε = Η και Nu = Br σε συνδυασμό με Ν. Αλεξάνδρου, Α. Βάρβογλη, Δ. Νικολαΐδη: Χημεία Ετεροχημικών Ενώσεων, Θεσσαλονίκη 1985, §1.2., σελ. 22-25
↑ Ν. Αλεξάνδρου, Α. Βάρβογλη, Δ. Νικολαΐδη: Χημεία Ετεροχημικών Ενώσεων, Θεσσαλονίκη 1985, §2.1., σελ. 16-17. Εφαρμογή γενικού τύπου για A = Br και B = H.
↑ Ασκήσεις και προβλήματα Οργανικής Χημείας Ν. Α. Πετάση 1982, σελ.199, §8.4.2γ.
↑ Μερικές φορές το υδροβρώμιο παράγεται παρουσία της αλκοόλης από την αντίδραση θειικού οξέος και βρωμιούχου νατρίου : H₂SO₄ + 2NaBr → Na₂SO₄ + 2HBr

Πηγές

webelements
Υδροβρώμιο από την wikipedia
Μανουσάκης Γ.Ε. "Γενική και Ανόργανη Χημεία", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1981.
Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Χημικές Αντιδράσεις", Αθήνα 1976.
Δημητριάδης Θ. Γ. "Test Οξειδοαναγωγής", Αθήνα 1989.
Βασιλικιώτης Γ. Σ. "Ποιοτική Ανάλυση", Θεσσαλονίκη 1980.
Βάρβογλης Α. "Χημεία Οργανικών Ενώσεων", Θεσσαλονίκη 1986.
Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία οργανικής χημείας", Έκδοση 13η, Αθήνα 1985.
Morrison R. T., Boyd R. N. "Οργανική Χημεία" Τόμοι 1ος,2ος,3ος, Μετάφραση:Σακαρέλλος-Πηλίδης-Γεροθανάσης, Ιωάννινα 1991.
Meislich H., Nechamkin H., Sharefkin J. "Οργανική Χημεία", Μετάφραση:Βάρβογλης Α., Αθήνα 1983.
Ιακώβου Π. "Οργανική Χημεία. Σύγχρονη Θεωρία και Ασκήσεις", Θεσσαλονίκη 1995
Τσακιστράκης Α. "Οργανική Χημεία", Αθήνα 1993
Κεφαλλωνίτης Ι. "Συμβολισμός-Ονοματολογία-Ισομέρεια στην Ανόργανη και Οργανική Χημεία", Αθήνα 1989.
Μπαζάκης Ι. Α. "Γενική Χημεία", Αθήνα.