Броматы

Брома́ты — неорганические соединения, соли бромноватой кислоты HBrO₃. Бесцветные кристаллические вещества, стабильные при нормальных условиях.

Бромат-анион

Бромат-анион аналогично хлорат-аниону имеет структуру тригональной пирамиды. Длина связей Br—О составляет около 0,178 нм, угол О—Br—О 112°^[1]. Анион BrО₃⁻ не образует ковалентных связей и не склонен образовывать координационные связи. Броматы по своим химическим свойствам аналогичны хлоратам, но более термически устойчивы, менее растворимы в воде и являются более сильными окислителями. Наибольшее практическое применение находят броматы натрия и калия.

Физические свойства

Физические константы некоторых броматов^[2]:

Формула	Молярная масса, г/моль	Цвет	Плотность, г/см3	Температура плавления, °C	Температура разложения, °C
AgBrO3	235,77	белый	5,21	−	350
Al(BrO3)3 · 9H2O	572,82	белый	н/д	62,3	100
Ba(BrO3)2	393,13	белый	3,99	−	270
CsBrO3	260,81	белый	4,11	420	420
Cu(BrO3)2	319,35	белый	н/д	−	550
Dy(BrO3)3	546,20	жёлтый	н/д	−	> 600
Hg(BrO3)2 · 2H2O	492,42	белый	н/д	−	> 130
Hg2(BrO3)2	656,98	белый	н/д	−	> 200
KBrO3	167,00	белый	3,25	434	> 450
Mg(BrO3)2	280,11	белый	2,29[К 1]	−	> 300
NaBrO3	150,89	белый	3,339	380	380
Nd(BrO3)3 · 9H2O	690,08	красный	н/д	66,7	150 (−H2O); 450
Sm(BrO3)3 · 9H2O	696,20	жёлтый	н/д	74,5	150 (−H2O); > 500
Sr(BrO3)2	343,42	белый	3,77[К 2]	−	240
Y(BrO3)3 · 9H2O	634,74	белый	н/д	74	> 350
Zn(BrO3)2 · 6H2O	429,28	белый	2,57	100	200 (−H2O); 700

Получение

Обычно броматы получают электрохимическим или химическим окислением бромидов:

${\displaystyle {\mathsf {NaBr+3NaOCl=NaBrO_{3}+3NaCl}}}$

Броматы щелочных и щёлочноземельных металлов могут быть получены действием жидкого брома на водные растворы щелочей или карбонатов:

${\displaystyle {\mathsf {6NaOH+3Br_{2}=5NaBr+NaBrO_{3}+3H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {3Na_{2}CO_{3}+3Br_{2}=5NaBr+NaBrO_{3}+3CO_{2}}}}$

Нерастворимые в воде броматы получают обменной реакцией между броматами натрия или калия и соответствующих водорастворимых солей металлов:

${\displaystyle {\mathsf {AgNO_{3}+NaBrO_{3}=AgBrO_{3}}}\!\downarrow {\mathsf {+NaNO_{3}}}}$

Химические свойства

Броматы термически нестабильны и разлагаются при нагревании по следующей схеме:

• броматы щелочных, щёлочноземельных металлов и серебра (на примере NaBrO₃):

${\displaystyle {\mathsf {2NaBrO_{3}=2NaBr+3O_{2}}}\!\uparrow }$

• прочие броматы (на примере Cu(BrO₃)₂):

${\displaystyle {\mathsf {2Cu(BrO_{3})_{2}=2CuO+2Br_{2}+5O_{2}}}\!\uparrow }$

В твёрдом состоянии при нагревании броматы проявляют свойства окислителя

${\displaystyle {\mathsf {2KBrO_{3}+3C=2KBr+3CO_{2}}}\!\uparrow }$

В водных растворах броматы проявляют слабые окислительные свойства в кислой среде^[3]:

${\displaystyle {\mathsf {2NaBrO_{3}+I_{2}=2NaIO_{3}+Br_{2}}}}$

Любопытной реакцией с участием броматов является колебательная реакция Белоусова — Жаботинского, в которой происходит периодическое изменение окраски раствора с жёлтой на бесцветную^[4]:

${\displaystyle {\mathsf {2BrO_{3}^{-}+3CH_{2}(COOH)_{2}+2H^{+}=2BrCH(COOH)_{2}+3CO_{2}+4H_{2}O}}}$

Окислить броматы до перброматов возможно только посредством электролиза или с помощью очень сильных окислителей^[3]:

${\displaystyle {\mathsf {NaBrO_{3}+F_{2}+2NaOH=NaBrO_{4}+2NaF+H_{2}O}}}$

Применение

Броматы используются в броматометрии, производстве некоторых пиротехнических составов, для выпечки хлеба, а также в неорганическом синтезе для получения бромноватой кислоты и перброматов. Также броматы применяются как окислители в практике органического синтеза.

Безопасность

Все броматы являются окислителями. Броматы ртути и бария в высоких дозах токсичны.

См. также

• Хлораты

Комментарии

1. Для гексагидрата.
2. Для моногидрата.

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5.
• Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. — М.: КолосС, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1.
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4.
• Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2.