HBr – Hydrobromic acid

Tên cũ: axit bromhiđric · Còn gọi là: hydrogen bromide (khí HBr); axit bromhidric; bromane (tên hệ thống)

Acid mạnh, chất khử
Khí, không màu
Tan rất nhiều trong nước tạo dung dịch acid mạnh
M = 81

Hydrobromic acid (HBr, tên cũ: axit bromhiđric; còn gọi: hydrogen bromide (khí HBr)) là acid, chất khí không màu, tan rất nhiều trong nước tạo dung dịch acid mạnh; phân tử khối 81. Hydrogen bromide tan trong nước cho acid mạnh (mạnh hơn HCl) và có tính khử mạnh hơn HCl (Br⁻¹ → Br⁰).

Cấu tạo của HBr

Br
H
electron
Mô hình lớp electron (Bohr) — sơ đồ, không theo tỉ lệ thật

1 · Mỗi nguyên tử còn thiếu e ở lớp ngoài
2 · Góp chung electron thành cặp
3 · Mỗi nguyên tử đủ 8e (H: 2e) → phân tử HBr

Thông số vật lý của HBr

Đại lượng	Giá trị	Ghi chú
Phân tử khối	81	tính theo nguyên tử khối làm tròn trong SGK (H 1, Br 80)
Khối lượng mol chính xác	80,912 g/mol	theo nguyên tử khối IUPAC (H 1,008, Br 79,904)
Trạng thái, màu	khí, không màu, bốc khói trong không khí ẩm
Nhiệt độ nóng chảy (khí HBr)	−86,9 °C	hydrogen bromide tinh khiết (NIST: 186,1 K)
Nhiệt độ sôi (khí HBr)	−66,8 °C	ở 1 atm; cao hơn HCl (−85 °C) vì phân tử nặng hơn, tương tác van der Waals mạnh hơn
Khối lượng riêng (khí)	3,31 g/L	ở 25 °C; nặng hơn không khí (M ≈ 29, quy ước SGK) khoảng 2,8 lần nên thu bằng cách đẩy không khí, bình để ngửa
Độ tan của khí HBr trong nước	193 g/100 mL	ở 20 °C (221 g/100 mL ở 0 °C, 130 g/100 mL ở 100 °C); tan nhiều hơn HCl (72 g/100 mL) — dung dịch bão hoà ở nhiệt độ phòng chứa 68,85 % HBr
Hỗn hợp đồng sôi	47,6 % HBr, sôi ở 124,3 °C	8,77 mol/L; dung dịch bán trên thị trường thường 47–49 %, khối lượng riêng 1,49 g/cm³ (48 %)
pKa	≈ −9	acid mạnh, phân li hoàn toàn; mạnh hơn HCl (pKa ≈ −6 theo cùng cách tính), yếu hơn HI
Momen lưỡng cực	0,82 D	theo infobox (bảng "Hydrogen halide" cho 0,788 D); nhỏ hơn HCl (1,11 D) và HF (1,86 D): độ âm điện Br 2,96 gần H (2,20) hơn — kém phân cực hơn nhưng liên kết H–Br dài, dễ đứt nên acid mạnh hơn
Giới hạn tiếp xúc (khí)	PEL 3 ppm; IDLH 30 ppm	OSHA/NIOSH; hơi HBr ăn mòn niêm mạc, gây tổn thương phổi khi hít

Số liệu làm tròn cho phổ thông; nguồn ghi ở mục Tài liệu tham khảo.

Thành phần nguyên tố của HBr

Nguyên tố	NTKNguyên tử khối	Số ng.tửSố nguyên tử	KLKhối lượng	% khối lượng
H hydrogen	1	1	1	1,23 %
Br bromine	80	1	80	98,77 %
TổngPhân tử khối HBr		2	81	100 %

NTK = nguyên tử khối (làm tròn như trong bài tập phổ thông), KL = khối lượng. Ví dụ: %H = 1 ÷ 81 × 100 % = 1,2 %.

Tính nhanh: mol – khối lượng – nồng độ

Số mol

Khối lượng (g)

Thể tích dung dịch (mL)

Khối lượng: m = n × M = 0,25 × 81; 20,25 g
Số phân tử: N = n × N_A = 0,25 × 6,022 × 10²³; 1,506 × 10²³
Nồng độ mol: C_M = n / V = 0,25 / 0,25; 1 M

M = phân tử khối (g/mol); N_A = 6,022 × 10²³ là số Avogadro — số phân tử có trong 1 mol của bất kỳ chất nào; V là thể tích dung dịch tính bằng lít.

Điều chế HBr

Thuỷ phân phosphorus tribromide: PBr₃ + 3H₂O → H₃PO₃ + 3HBr; tổng hợp trực tiếp: H₂ + Br₂ → 2HBr (t°). Không dùng NaBr với H₂SO₄ đặc vì HBr sinh ra bị oxi hoá: 2NaBr + 2H₂SO₄ (đặc) → Na₂SO₄ + Br₂ + SO₂ + 2H₂O.

Tính chất hoá học của HBr

Hydrogen bromide tan trong nước cho acid mạnh (mạnh hơn HCl) và có tính khử mạnh hơn HCl (Br⁻¹ → Br⁰).

Tính acid: HBr + NaOH → NaBr + H₂O; 2HBr + Mg → MgBr₂ + H₂↑; 2HBr + CaCO₃ → CaBr₂ + CO₂↑ + H₂O; 2HBr + CuO → CuBr₂ + H₂O.
Với AgNO₃ (kết tủa vàng nhạt): HBr + AgNO₃ → AgBr↓ + HNO₃.
Tính khử — với H₂SO₄ đặc (nên không điều chế HBr bằng cách này): 2HBr + H₂SO₄ (đặc) → Br₂ + SO₂ + 2H₂O.
Tính khử — với oxygen (dung dịch để lâu hoá nâu): 4HBr + O₂ → 2Br₂ + 2H₂O.
Tính khử — với MnO₂: 4HBr + MnO₂ → MnBr₂ + Br₂ + 2H₂O.

Lỗi thường gặp với HBr

Điều chế HBr bằng NaBr + H₂SO₄ đặc "như HCl". H₂SO₄ đặc oxi hoá được HBr sinh ra: 2HBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂ + 2H₂O, nên sản phẩm lẫn hơi Br₂ nâu đỏ. Muốn có HBr phải dùng acid không có tính oxi hoá (H₃PO₄ đặc) hoặc thuỷ phân PBr₃: PBr₃ + 3H₂O → H₃PO₃ + 3HBr. Với NaI còn tệ hơn vì HI bị oxi hoá mạnh hơn.
Xếp HBr là acid yếu hơn HCl vì "kém phân cực hơn". Độ mạnh của acid HX do liên kết H–X dễ đứt hay không quyết định: H–Br dài hơn, năng lượng liên kết nhỏ hơn H–Cl nên HBr phân li dễ hơn. Tính acid tăng dần HF < HCl < HBr < HI dù độ phân cực giảm dần theo chiều đó.
Nhầm khí HBr với dung dịch hydrobromic acid. Khí HBr khô không làm quỳ tím khô đổi màu, không dẫn điện; chỉ khi tan trong nước phân li thành H⁺ và Br⁻ mới có tính acid. Dung dịch đặc "bốc khói" trong không khí ẩm vì HBr thoát ra hút hơi nước tạo giọt acid li ti.
Viết Fe + HBr tạo FeBr₃. HBr không có tính oxi hoá mạnh, chỉ oxi hoá Fe lên +2: Fe + 2HBr → FeBr₂ + H₂. Muối Fe(III) bromide chỉ tạo ra khi Fe tác dụng với Br₂: 2Fe + 3Br₂ → 2FeBr₃.
Coi dung dịch HBr để lâu vẫn không màu. Br⁻ có tính khử, bị O₂ không khí oxi hoá dần: 4HBr + O₂ → 2Br₂ + 2H₂O, nên dung dịch để lâu ngả vàng nâu. HCl không bị như vậy (Cl⁻ khử yếu hơn); HI còn hoá nâu nhanh hơn HBr.

Ứng dụng của HBr

Ứng dụng	Dựa trên tính chất nào
Sản xuất muối bromide: NaBr, KBr, AgBr (phim ảnh), bromide ngậm nước của Fe, Ni, Zn	Acid mạnh tác dụng với base, oxide, kim loại: HBr + NaOH → NaBr + H₂O; HBr + AgNO₃ → AgBr + HNO₃ (AgBr vàng nhạt, nhạy sáng)
Tổng hợp dẫn xuất bromo (alkyl bromide) trong hoá hữu cơ và dược	HBr cộng vào alkene tạo bromoalkane, chuyển alcohol bậc một thành alkyl bromide; alkyl bromide là chất alkyl hoá để tạo amine, muối ammonium bậc bốn
Hỗn hợp HBr + H₂O₂ thay cho Br₂ lỏng trong phản ứng bromo hoá	H₂O₂ oxi hoá Br⁻ thành Br₂ ngay trong bình phản ứng: 2HBr + H₂O₂ → Br₂ + 2H₂O, tránh phải chứa và rót Br₂ lỏng rất độc
Sản xuất allyl bromide, bromoacetic acid, chất chống cháy tetrabromobisphenol A	Tính acid và khả năng thay thế nhóm –OH bằng –Br của HBr; các hợp chất bromo là nguyên liệu polymer, thuốc và chất chống cháy
Điều chế trong công nghiệp: H₂ + Br₂ → 2HBr	Phản ứng ở 200–400 °C với xúc tác Pt; sản phẩm khí HBr hấp thụ vào nước thành hydrobromic acid có độ tinh khiết cao

Nhận biết HBr

Quỳ tím hoá đỏ; với AgNO₃ cho kết tủa AgBr vàng nhạt không tan trong HNO₃ (AgCl trắng, AgI vàng đậm); dung dịch để lâu ngoài không khí chuyển vàng nâu.

An toàn và bảo quản HBr

Ăn mòn (GHS05), kích ứng (GHS07) — H314: gây bỏng da và tổn thương mắt nghiêm trọng; H335: có thể gây kích ứng đường hô hấp

Phân loại trên là phân loại hài hoà của dung dịch hydrobromic acid (ECHA C&L, chỉ số 035-002-01-8 "hydrobromic acid …%"): Skin Corr. 1B (H314) từ 40 %, Skin Irrit. 2 (H315) và Eye Irrit. 2 (H319) trong khoảng 10–40 %, STOT SE 3 (H335) từ 10 %. Khí hydrogen bromide (chỉ số 035-002-00-0) xếp Press. Gas, Skin Corr. 1A (H314), STOT SE 3 (H335), thêm hình đồ GHS04. Hơi bốc từ dung dịch đặc cay mắt, gây ho; khí HBr ăn mòn niêm mạc và gây tổn thương phổi khi hít (IDLH 30 ppm). Dung dịch để lâu ngả vàng do Br₂ sinh ra — Br₂ độc khi hít (H330).

Dính da: rửa dưới vòi nước ít nhất 15 phút, cởi bỏ quần áo dính acid, không bôi base để "trung hoà". Vào mắt: rửa nước liên tục và đến cơ sở y tế. Hít phải hơi: ra chỗ thoáng ngay, theo dõi khó thở. Đổ tràn: rắc NaHCO₃ hoặc vôi bột lên trước rồi mới lau; acid đặc chỉ thao tác trong tủ hút.

Bảo quản: Chai thuỷ tinh tối màu hoặc nhựa PE đậy kín, để trong tủ hút hoặc nơi thoáng, tránh ánh sáng và không khí vì Br⁻ bị oxi hoá dần thành Br₂. Cất xa base, chất oxi hoá (H₂SO₄ đặc, HNO₃, KMnO₄, nước Javel — trộn lẫn sinh Br₂ độc) và kim loại. Rót acid đặc bằng phễu, không nghiêng cả chai.

Phản ứng tiêu biểu của HBr (12)

Xem tất cả 12 phản ứng →

Tự luyện về HBr

Gom từ bài tập của các phản ứng có hydrobromic acid và câu hỏi riêng cho chất.

1. Trong phản ứng SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr, SO₂ đóng vai trò

A. chất oxi hoáB. chất khửC. môi trườngD. vừa oxi hoá vừa khử

Đáp án B. S⁺⁴ → S⁺⁶ nhường 2e; Br₂ nhận electron là chất oxi hoá.

2. Tổng hệ số (nguyên, tối giản) của phương trình Br₂ + H₂ → HBr là

A. 3B. 4C. 5D. 6

Đáp án B. Br₂ + H₂ → 2HBr: 1 + 1 + 2 = 4.

3. Tổng hệ số (nguyên, tối giản) của phương trình HBr + O₂ → Br₂ + H₂O là

A. 7B. 8C. 9D. 10

Đáp án C. 4HBr + O₂ → 2Br₂ + 2H₂O: 4 + 1 + 2 + 2 = 9.

4. Để điều chế khí HBr từ NaBr rắn, nên dùng acid nào sau đây?

A. H₂SO₄ đặc, nóngB. H₃PO₄ đặcC. HNO₃ đặcD. Nước chlorine

Đáp án B. H₃PO₄ đặc là acid khó bay hơi và không có tính oxi hoá nên đẩy được HBr ra mà không oxi hoá nó. H₂SO₄ đặc và HNO₃ đặc oxi hoá HBr thành Br₂; nước chlorine oxi hoá Br⁻ thành Br₂ chứ không tạo HBr.

5. Dãy nào sau đây sắp xếp đúng chiều tăng dần tính acid?

A. HI < HBr < HCl < HFB. HF < HCl < HBr < HIC. HCl < HF < HBr < HID. HF < HI < HBr < HCl

Đáp án B. Từ F đến I liên kết H–X dài hơn, yếu hơn nên phân li H⁺ dễ hơn: HF là acid yếu, HCl, HBr, HI là acid mạnh và mạnh dần. Độ phân cực giảm theo chiều này nhưng không quyết định tính acid.

6. Nhỏ dung dịch AgNO₃ vào ba ống nghiệm đựng dung dịch HCl, HBr, HI. Màu kết tủa lần lượt là

A. trắng, vàng nhạt, vàng đậmB. trắng, trắng, vàngC. vàng, vàng nhạt, trắngD. không có kết tủa ở ống HCl

Đáp án A. AgCl trắng, AgBr vàng nhạt, AgI vàng đậm, cả ba đều không tan trong HNO₃: HBr + AgNO₃ → AgBr + HNO₃. Chỉ HF không cho kết tủa vì AgF tan.

Câu hỏi thường gặp về HBr

HBr là axit mạnh hay yếu?

Acid mạnh (axit mạnh): trong nước phân li hoàn toàn HBr → H⁺ + Br⁻, pKa khoảng −9, mạnh hơn cả HCl. Trong dãy hydrogen halide tính acid tăng dần HF < HCl < HBr < HI vì liên kết H–X càng dài càng dễ đứt; trong dãy này HBr chỉ kém HI.

Tại sao không điều chế HBr bằng NaBr và H₂SO₄ đặc như điều chế HCl?

Vì HBr có tính khử mạnh hơn HCl: H₂SO₄ đặc oxi hoá HBr vừa sinh ra thành Br₂ (hơi nâu đỏ) kèm SO₂, còn HCl thì không bị. Thay bằng H₃PO₄ đặc, H₂SO₄ loãng ở nhiệt độ thấp, thuỷ phân PBr₃ hoặc tổng hợp trực tiếp H₂ + Br₂ — phương trình và giải thích ở mục Lỗi thường gặp.

Axit bromhiđric có độc không?

Nguy hiểm chủ yếu vì ăn mòn: dung dịch từ 40 % gây bỏng da và tổn thương mắt (H314), hơi HBr kích ứng đường hô hấp (H335); khí HBr đậm đặc ăn mòn phổi khi hít (IDLH 30 ppm). Dung dịch loãng dưới 10 % không xếp loại ăn mòn nhưng vẫn là acid mạnh. Dung dịch để lâu sinh Br₂, hơi Br₂ rất độc khi hít.

HBr có tan trong nước không?

Tan rất nhiều, nhiều hơn cả HCl: ở 20 °C, 100 mL nước hoà tan 193 g khí HBr (HCl: 72 g). Dung dịch bão hoà ở nhiệt độ phòng chứa 68,85 % HBr; đun dung dịch đặc thì HBr bay ra cho tới khi còn 47,6 % (hỗn hợp đồng sôi, sôi ở 124,3 °C). Dung dịch đặc bốc khói trong không khí ẩm giống HCl đặc.

HBr tác dụng với AgNO₃ có hiện tượng gì?

Xuất hiện kết tủa vàng nhạt AgBr không tan trong HNO₃: HBr + AgNO₃ → AgBr + HNO₃. Đây là cách nhận biết HBr và muối bromide; so với AgCl trắng và AgI vàng đậm thì AgBr vàng nhạt, để ngoài sáng xám dần vì phân huỷ thành Ag (tính nhạy sáng dùng trong phim ảnh).

Vì sao tính axit tăng dần từ HF đến HI?

Vì độ mạnh của acid HX phụ thuộc vào việc liên kết H–X có dễ đứt ra H⁺ hay không. Từ F đến I bán kính nguyên tử tăng, liên kết H–X dài hơn và yếu hơn nên phân li dễ hơn, dù độ phân cực giảm (momen lưỡng cực HF 1,86 D, HCl 1,11 D, HBr 0,82 D). HF còn tạo liên kết hydrogen mạnh nên là acid yếu; HCl, HBr, HI đều là acid mạnh, mạnh dần theo thứ tự đó.

HBr và HCl

	HBr	HCl
Nhiệt độ sôi của khí (1 atm)	−66,8 °C	−85,05 °C
Độ tan của khí trong nước (20 °C)	193 g/100 mL	72 g/100 mL
Dung dịch đặc nhất / đồng sôi	68,85 % / 47,6 % sôi ở 124,3 °C	≈ 37 % / 20,2 % sôi ở 108,6 °C
pKa	≈ −9	≈ −6
Momen lưỡng cực	0,82 D — kém phân cực hơn	1,11 D
Tính khử của ion halide	Br⁻ bị H₂SO₄ đặc, O₂ không khí oxi hoá thành Br₂	Cl⁻ chỉ bị KMnO₄, MnO₂ oxi hoá; không bị H₂SO₄ đặc
Điều chế từ muối	NaBr + H₃PO₄ đặc (không dùng H₂SO₄ đặc)	NaCl + H₂SO₄ đặc
Kết tủa với AgNO₃	AgBr vàng nhạt	AgCl trắng
Phân loại hài hoà của dung dịch (ECHA)	H314 từ 40 %, H335 từ 10 %	H314, H335 (entry "…%")

Tài liệu tham khảo

Bộ GD&ĐT, Hoá học 10 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2022 — bài 21 Nhóm halogen (tính oxi hoá Cl₂ > Br₂ > I₂), bài 22 Hydrogen halide. Muối halide (tính acid tăng từ HF đến HI, tính khử tăng từ Cl⁻ đến I⁻, điều chế hydrogen halide từ muối, nhận biết bằng AgNO₃).
Bộ GD&ĐT, Khoa học tự nhiên 8 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2023 — bài 8 Acid (acid tác dụng với kim loại, base).
NIST Chemistry WebBook, "Hydrogen bromide", Phase change data, webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C10035106 — nhiệt độ nóng chảy 186,1 K (Dreisbach 1955; không có nhiệt độ sôi).
Wikipedia, "Hydrogen bromide" (infobox; mục Reactions, Industrial preparation, Laboratory synthesis, Safety), en.wikipedia.org — nhiệt độ nóng chảy −86,9 °C, nhiệt độ sôi −66,8 °C, khối lượng riêng khí 3,307 g/L (25 °C), độ tan 221 / 204 / 193 / 130 g/100 mL ở 0 / 15 / 20 / 100 °C, pKa −8,8 (≈ −9), momen lưỡng cực 820 mD, PEL 3 ppm, IDLH 30 ppm, dung dịch bão hoà 68,85 %, đồng sôi 47,6 % sôi ở 124,3 °C, tổng hợp H₂ + Br₂ ở 200–400 °C với Pt, KBr + H₂SO₄ loãng hoặc H₃PO₄, H₂SO₄ đặc oxi hoá HBr thành Br₂, Fe + 2HBr → FeBr₂ + H₂, cộng vào alkene, alkyl bromide.
Wikipedia, "Hydrobromic acid" (infobox; mục Uses and reactions, Synthesis), en.wikipedia.org — 8,77 mol/L, khối lượng riêng 1,49 g/cm³ (48 %), sản xuất bromide của Fe, Ni, Zn, HBr + H₂O₂ thay Br₂, allyl bromide, tetrabromobisphenol A, bromoacetic acid, H₂SO₄ 5,8 M + KBr và giới hạn 75 °C.
Wikipedia, "Hydrogen halide" (bảng), "Hydrogen chloride" (infobox) và "Electronegativities of the elements (data page)", en.wikipedia.org — momen lưỡng cực HF 1,86, HCl 1,11, HBr 0,788 D; nhiệt độ sôi HCl −85,05 °C, độ tan HCl 720 g/L ở 20 °C, pKa HCl ≈ −6; "Hydrochloric acid" (infobox và bảng tính chất theo nồng độ) — dung dịch đặc nhất ≈ 37 %, hỗn hợp đồng sôi 20,2 % sôi ở 108,6 °C; độ âm điện Br 2,96, H 2,20 (ghi chú mô hình, bảng so sánh).
ECHA CHEM, C&L Inventory: hydrogen bromide, EC 233-113-0, chỉ số 035-002-00-0 (khí) và 035-002-01-8 "hydrobromic acid …%" (dung dịch), chem.echa.europa.eu — phân loại hài hoà: khí Press. Gas, Skin Corr. 1A (H314), STOT SE 3 (H335), hình đồ GHS04/05/07; dung dịch Skin Corr. 1B (H314) với C ≥ 40 %, Skin Irrit. 2 (H315) và Eye Irrit. 2 (H319) với 10 % ≤ C < 40 %, STOT SE 3 (H335) với C ≥ 10 %, hình đồ GHS05/07; bromine, chỉ số 035-001-00-5 — Acute Tox. 2 (H330).

Cùng nhóm acid

Xem tất cả hợp chất →

Cập nhật: 20/9/2026