Bromure d'hydrogène — Wikipédia

Cet article concerne le gaz bromure d'hydrogène. Pour des informations concernant le bromure d'hydrogène en solution, voir acide bromhydrique.

Pour les articles homonymes, voir HBr.

Bromure d'hydrogène
Identification
Nom UICPA	Bromure d'hydrogène
No CAS	10035-10-6
No ECHA	100.030.090
No CE	233-113-0
Apparence	gaz comprime liquefie, incolore, d'odeur acre[1].
Propriétés chimiques
Formule	HBr  [Isomères]
Masse molaire[3]	80,912 ± 0,001 g/mol H 1,25 %, Br 98,75 %,
pKa	-9
Moment dipolaire	0,827 2 ± 0,000 3 D [2]
Propriétés physiques
T° fusion	−87 °C[1]
T° ébullition	−67 °C[1]
Solubilité	dans l'eau à 20 °C : 1 930 g·l-1[1]
Masse volumique	1,8 g·cm-3[1] équation[4] : ${\displaystyle \rho =2.832/0.2832^{(1+(1-T/363.15)^{0.28571})}}$ 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
Pression de vapeur saturante	à 20 °C : 2 445 kPa[1] équation[4] : ${\displaystyle P_{vs}=exp(29.315+{\frac {-2424.5}{T}}+(-1.1354)\times ln(T)+(2.3806E-18)\times T^{6})}$ 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
S0gaz, 1 bar	198,7 J/mol·K
ΔfH0gaz	–36,3 kJ/mol
ΔvapH°	12,69 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C)[7]
Cp	29,1 J/mol·K (25 °C) équation[4] : ${\displaystyle C_{P}=(5.7720E4)+(9.9000)\times T}$ 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) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 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) Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kmol\times K}})}$ Cp ${\displaystyle ({\tfrac {J}{kg\times K}})}$ 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
Précautions
SGH[8]
Danger H314 et H335 H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires H335 : Peut irriter les voies respiratoires
SIMDUT[9]
A, D1A, E, A : Gaz comprimé pression absolue à 54,4 °C = 4 130 kPa D1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats graves Transport des marchandises dangereuses : classe 2.3 E : Matière corrosive Transport des marchandises dangereuses : classe 8 Divulgation à 1,0 % selon la liste de divulgation des ingrédients
NFPA 704
0 3 0
Transport
-    1048    Numéro ONU : 1048 : BROMURE D’HYDROGÈNE ANHYDRE
Inhalation	toxique
Peau	Très corrosif
Yeux	Très corrosif
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat	bas : 2 ppm[10]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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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.

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.

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.

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.

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.

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.

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.

Fiche de sécurité complète

• acide bromhydrique
• bromure
• fluorure d'hydrogène
• chlorure d'hydrogène
• iodure d'hydrogène

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