Bromure d'hydrogène

Le bromure d’hydrogène, de symbole chimique HBr, est un gaz incolore toxique et hautement corrosif, qui forme des fumées blanches au contact de l’humidité. Ces fumées sont constituées d’acide bromhydrique, qui se forme lorsque le bromure d’hydrogène est dissous dans l’eau. Le bromure d’hydrogène est un produit chimique assez utilisé en chimie, dans l’industrie ou dans les laboratoires. Le nom HBr se réfère parfois de manière impropre à l’acide bromhydrique au lieu du bromure d’hydrogène gazeux. Les chimistes parlent également d'acide bromhydrique gazeux ou anhydre pour se référer au bromure d'hydrogène.

Bromure d'hydrogène

Identification

Nom UICPA

Bromure d'hydrogène

N^o CAS

10035-10-6

N^o ECHA

100.030.090

N^o CE

233-113-0

Apparence

gaz comprime liquefie, incolore, d'odeur acre[1].

Propriétés chimiques

Formule

H Br [Isomères]

Masse molaire[2]

80,912 ± 0,001 g/mol
H 1,25 %, Br 98,75 %,

pK_a

-9

0,827 2 ± 0,000 3 D

Propriétés physiques

−87 °C[1]

−67 °C[1]

dans l'eau à 20 °C : 1 930 g·l^-1[1]

Masse volumique

1,8 g·cm^-3[1]

équation[4] : $\rho =2.832/0.2832^{(1+(1-T/363.15)^{0.28571})}$
Masse volumique du liquide en kmol·m^-3 et température en kelvins, de 185,15 à 363,15 K.
Valeurs calculées :
1,75048 g·cm^-3 à 25 °C.

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
185,15	−88	27,985	2,26432
197,02	−76,13	27,42829	2,21928
202,95	−70,2	27,14371	2,19625
208,88	−64,27	26,85457	2,17286
214,82	−58,33	26,56058	2,14907
220,75	−52,4	26,26143	2,12486
226,68	−46,47	25,95675	2,10021
232,62	−40,53	25,64617	2,07508
238,55	−34,6	25,32924	2,04944
244,48	−28,67	25,00545	2,02324
250,42	−22,73	24,67425	1,99644
256,35	−16,8	24,335	1,96899
262,28	−10,87	23,98696	1,94083
268,22	−4,93	23,62927	1,91189
274,15	1	23,26094	1,88209

T (K)	T (°C)	ρ (kmol·m^-3)	ρ (g·cm^-3)
280,08	6,93	22,88079	1,85133
286,02	12,87	22,48743	1,8195
291,95	18,8	22,07916	1,78647
297,88	24,73	21,65393	1,75206
303,82	30,67	21,20913	1,71607
309,75	36,6	20,7415	1,67824
315,68	42,53	20,24675	1,63821
321,62	48,47	19,71913	1,59551
327,55	54,4	19,15058	1,54951
333,48	60,33	18,5293	1,49924
339,42	66,27	17,83672	1,4432
345,35	72,2	17,04059	1,37879
351,28	78,13	16,07545	1,3007
357,22	84,07	14,76126	1,19436
363,15	90	10,000	0,80912

Graphique P=f(T)

Pression de vapeur saturante

à 20 °C : 2 445 kPa[1]

équation[4] : $P_{vs}=exp(29.315+{\frac {-2424.5}{T}}+(-1.1354)\times ln(T)+(2.3806E-18)\times T^{6})$
Pression en pascals et température en kelvins, de 185,15 à 363,15 K.
Valeurs calculées :
2 460 334,98 Pa à 25 °C.

T (K)	T (°C)	P (Pa)
185,15	−88	29 501
197,02	−76,13	60 501,79
202,95	−70,2	83 829,46
208,88	−64,27	113 912,72
214,82	−58,33	152 057,17
220,75	−52,4	199 680,57
226,68	−46,47	258 301,47
232,62	−40,53	329 526,04
238,55	−34,6	415 033,3
244,48	−28,67	516 559,26
250,42	−22,73	635 880,54
256,35	−16,8	774 797,75
262,28	−10,87	935 119,1
268,22	−4,93	1 118 644,56
274,15	1	1 327 150,78

T (K)	T (°C)	P (Pa)
280,08	6,93	1 562 377,07
286,02	12,87	1 826 012,64
291,95	18,8	2 119 685,12
297,88	24,73	2 444 950,51
303,82	30,67	2 803 284,61
309,75	36,6	3 196 075,96
315,68	42,53	3 624 620,13
321,62	48,47	4 090 115,56
327,55	54,4	4 593 660,66
333,48	60,33	5 136 252,23
339,42	66,27	5 718 785,06
345,35	72,2	6 342 052,68
351,28	78,13	7 006 749,03
357,22	84,07	7 713 471,18
363,15	90	8 462 700

Point critique

85,5 bar, 90,05 °C [5]

Vitesse du son

200 m·s^-1 (0 °C,1 atm)[6]

Thermochimie

S⁰_{gaz, 1 bar}

198,7 J/mol·K

Δ_fH⁰_gaz

–36,3 kJ/mol

Δ_vapH°

12,69 kJ·mol^-1 (1 atm, 25 °C)[7]

C_p

29,1 J/mol·K (25 °C)

équation[4] : $C_{P}=(5.7720E4)+(9.9000)\times T$
Capacité thermique du liquide en J·kmol^-1·K^-1 et température en kelvins, de 185,15 à 206,45 K.
Valeurs calculées :

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
185,15	−88	59 550	736
186	−87,15	59 561	736
187	−86,15	59 571	736
187	−86,15	59 571	736
188	−85,15	59 581	736
189	−84,15	59 591	736
190	−83,15	59 601	737
190	−83,15	59 601	737
191	−82,15	59 611	737
192	−81,15	59 621	737
192	−81,15	59 621	737
193	−80,15	59 631	737
194	−79,15	59 641	737
195	−78,15	59 651	737
195	−78,15	59 651	737

T (K)	T (°C)	C_p $({\tfrac {J}{kmol\times K}})$	C_p $({\tfrac {J}{kg\times K}})$
196	−77,15	59 660	737
197	−76,15	59 670	737
197	−76,15	59 670	737
198	−75,15	59 680	738
199	−74,15	59 690	738
200	−73,15	59 700	738
200	−73,15	59 700	738
201	−72,15	59 710	738
202	−71,15	59 720	738
202	−71,15	59 720	738
203	−70,15	59 730	738
204	−69,15	59 740	738
205	−68,15	59 750	738
205	−68,15	59 750	738
206,45	−66,7	59 760	739

P=f(T)

Précautions

SGH[8]

Danger

H314 et H335

SIMDUT[9]

A, D1A, E,

NFPA 704

Symbole NFPA 704

Transport

-
1048

toxique

Très corrosif

Très corrosif

bas : 2 ppm[10]

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Histoire

Le bromure d'hydrogène a été étudié et préparé par le chimiste Antoine-Jérôme Balard lors de sa découverte du brome dans les marais salants près de Montpellier.

Chimie

La molécule de bromure d’hydrogène HBr est une molécule diatomique constituée d’un atome d’hydrogène H et d'un atome de brome Br, liés par une liaison covalente simple. Le brome étant plus électronégatif que l’hydrogène, la liaison est polarisée. En conséquence, la molécule porte un moment dipolaire, avec une charge partielle négative δ- portée par l’atome de brome et une charge partielle positive δ+ portée par l’atome d’hydrogène. Le bromure d’hydrogène est donc une molécule polaire et est très soluble dans l’eau et dans les solvants polaires. Les solutions d'acide bromhydrique sont saturées avec 68,85 % de HBr en poids. À température ambiante, le bromure d'hydrogène est un gaz à odeur âcre, fumant dans l'air humide à cause de la formation d'acide bromhydrique.

Production industrielle

Le bromure d'hydrogène est industriellement produit en petite quantité par rapport au chlorure d'hydrogène et à l'acide chlorhydrique qui sont des produits majeurs de l'industrie chimique. La préparation la plus courante de HBr se fait en mélangeant du dihydrogène et du dibrome à haute température (200 à 400 °C). La réaction est généralement catalysée par du platine.

Synthèse du bromure d'hydrogène

La préparation de HBr se fait à l'aide de nombreuses méthodes.

Une synthèse très simple utilise la réaction entre l'acide sulfurique et le bromure de sodium :

NaBr(s) + H₂SO₄(aq) → NaHSO₄(s) + HBr(g)

Cependant cette synthèse n'a pas un bon rendement car le bromure d'hydrogène formé est oxydé en dibrome par l'acide sulfurique :

2HBr(g) + H₂SO₄(aq) → Br₂(g) + SO₂(g) + 2H₂O(l)

Pour cette méthode, des acides non oxydants comme l'acide acétique ou l'acide phosphorique peuvent être utilisés.

La réduction du dibrome par l'acide phosphoreux ou par le dioxyde de soufre permet aussi d'obtenir HBr :

Br₂ + H₃PO₃ + HO⁻ → H₂PO₄⁻(s) + 2HBr(g)

Br₂ + SO₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr(g)

Enfin, l'hydrolyse des bromures métalliques permet de former du bromure d'hydrogène, simplement humide et souillé par des traces de corps ayant pris part à la réaction avec un bon rendement. C'est un procédé couramment employé.

Le bromure d'hydrogène entraîne toujours des vapeurs d'eau de dibrome. Ces dernières sont éliminées par une pâte de phosphore rouge et d'eau ou d'acide bromhydrique, rendu perméable par de petits fragments de tube de verre. Sec et sans dibrome, le gaz n'attaque plus le caoutchouc.

Utilisations

Le bromure d'hydrogène a de nombreuses utilisations dans la synthèse de produits organiques.

Par exemple, il est utilisé pour produire des bromures d'alkyle à partir d'alcools :

ROH + HBr → R⁺OH₂ + Br⁻ → RBr + H₂O

Il est ajouté aux alcènes pour donner des bromoalcanes :

RCH=CH₂ + HBr → RCH(Br)–CH₃

Il est additionné aux alcynes pour former des bromoalcènes. La stéréochimie de ce type d'addition est anti :

RC≡CH + HBr → RCH(Br)=CH₂

Il est ajouté aux halogénoalcènes pour former un dihalogénoalcane géminal. Ce type d'addition suit la règle de Markovnikov :

RC(Br)=CH₂ + HBr → RC(Br₂)–CH₃

Aussi le bromure d'hydrogène est utilisé pour ouvrir des époxydes et des lactones ainsi que dans la synthèse de bromoacétals. Et pour finir le bromure d'hydrogène est un catalyseur pour de nombreuses réactions organiques.

Sécurité

Le bromure d'hydrogène réagit avec la plupart des métaux en présence d'humidité et forme du dihydrogène, un gaz très inflammable. La réaction avec les bases peut être très violente. Il réagit aussi avec l'eau pour former de l'acide bromhydrique, un acide fort. Ce produit ne doit pas être rejeté dans l'environnement car il provoque un changement de pH des eaux. En mélange avec de l'eau, il provoque une corrosion rapide. Le bromure d'hydrogène est un gaz plus lourd que l'air et il peut s'accumuler sous le sol ou dans des endroits confinés. Dans une atmosphère humide il se dégage des vapeurs blanches.

Liens externes

Fiche de sécurité complète

Voir aussi

Références

BROMURE D'HYDROGENE, Fiches internationales de sécurité chimique
Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
(en) David R. Lide, Handbook of chemistry and physics, Boca Raton, CRC, 16 juin 2008, 89^e éd., 2736 p. (ISBN 978-1-4200-6679-1 et 1-4200-6679-X), p. 9-50
(en) Robert H. Perry et Donald W. Green, Perry's Chemical Engineers' Handbook, USA, McGraw-Hill, 1997, 7^e éd., 2400 p. (ISBN 0-07-049841-5), p. 2-50
« Properties of Various Gases », sur flexwareinc.com (consulté le 12 avril 2010)
(en) W. M Haynes, Handbook of chemistry and physics, CRC, 2010-2011, 91^e éd., 2610 p. (ISBN 978-1-4398-2077-3), p. 14-40
(en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, 2009, 90^e éd., 2804 p., Relié (ISBN 978-1-4200-9084-0)
Numéro index 035-002-00-0 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
« Bromure d'hydrogène » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 23 avril 2009
« Hydrogen bromide », sur hazmap.nlm.nih.gov (consulté le 14 novembre 2009)

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