Bromo



Selenio - Bromo - Kriptón
F

Cl
Br
I
At  
 
 


Tabla completa
General
Nombre, símbolo, número Bromo, Br, 35
Serie química Halógenos
Grupo, periodo, bloque 17, 4, p
Densidad 3119 kg/m3 (300 K)
Apariencia Rojo
Propiedades atómicas
Masa atómica 79,904 u
Radio medio 115 pm
Radio atómico calculado 94 pm
Radio covalente 114 pm
Radio de Van der Waals 185 pm
Configuración electrónica [Ar]3d104s24p5
Estados de oxidación (óxido) '-1 más común', +1, 5 (ácido fuerte)
Estructura cristalina Ortorrómbico
Propiedades físicas
Estado de la materia Líquido muy móvil y volátil
Punto de fusión 265,8 K
Punto de ebullición 332 K
Entalpía de vaporización 15,438 kJ/mol
Entalpía de fusión 5,286 kJ/mol
Presión de vapor 5800 Pa a 280,1 K
Velocidad del sonido 206 m/s a 293,15 K
Información diversa
Electronegatividad 2,96 (Pauling)
Calor específico 480 J/(kg·K)
Conductividad eléctrica Sin información
Conductividad térmica 0,122 W/(m·K)
Potenciales de ionización
1º = 1139,9 kJ/mol 5º = 5760 kJ/mol
2º = 2103 kJ/mol 6º = 8550 kJ/mol
3º = 3470 kJ/mol 7º = 9940 kJ/mol
4º = 4560 kJ/mol 8º = 18600 kJ/mol
Isótopos más estables
iso. AN periodo de semidesintegración MD ED MeV PD
79Br 50,69% Br es estable con 44 neutrones
81Br 49,31% Br es estable con 46 neutrones
Valores en el SI y en condiciones normales
(0 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
Calculado a partir de distintas longitudes
de enlace covalente, metálico o iónico.

El bromo es un elemento químico de número atómico 35 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Br.

El bromo a temperatura ambiente es un líquido rojo, volátil y denso. Su reactividad es intermedia entre el cloro y el yodo. En estado líquido es peligroso para el tejido humano y sus vapores irritan los ojos y la garganta.

Conocimientos adicionales recomendados

Tabla de contenidos

Características principales

El bromo es el único elemento no metálico que se encuentra en estado líquido a temperatura ambiente. Ya antes de hervir es muy volátil, a 20ºC su presión de vapor es superior a 100 mm de Hg, por lo que un frasco abierto hará rápidamente irrespirable un recinto. El líquido es rojo, móvil y denso y volátil; se evapora fácilmente a temperaturas y presiones estándar como vapor rojo (color parecido al que presenta el dióxido de nitrógeno) que presenta un fuerte olor. Más que desagradable es intolerable e insoportable muy parecido al cloro pero la sensación es de asfixia, más que hedor (el sulfhídrico es hediondo). Este halógeno se parece químicamente al cloro, pero es menos reactivo (algunas reacciones son más violentas que las del cloro por estar en estado líquido y al haber mayor aglomeración molecular, aunque eso sí, la energía de los enlaces es siempre menor que el cloro, sólo que éste, está en estado gaseoso)(en general se parece más al cloro que al yodo). El bromo no es muy soluble en agua y se disuelve mejor en disolventes no polares como el disulfuro de carbono, CS2, o el tetracloruro de carbono, CCl4. Reacciona fácilmente con muchos elementos y tiene un fuerte efecto blanqueante. Como solvente es un extraordinaro disolvente del azufre, con quien finalmente reacciona, dando S2, Br2, y en presencia de humedad HBr y sulfúrico. Se suele llamar al bromo el "escapista".Aún el vidrio con el tiempo tiene un punto débil y el bromo atacará dicho punto por lo que es muy difícil retenerlo en un recipiente, mucho menos con tapas de plástico. Es altamente corrosivo para los metales ferrosos, su presión de vapor >100 mm de Hg a 20ºC lo hacen peligroso en recipientes abiertos.-Es preferible transportarlo como bromuro y oxidarlo en la zona de utilización.-Es sin embargo bastante menos reactivo que el cloro, y más oxidable, por ejemplo arde espontáneamente en atmósfera de flúor, hecho que el cloro no hace.- Sin embargo bromo es altamente reactivo.Oxida el yoduro de todas sus fuentes,(el oxígeno oxida al yoduro en medio muy ácido, debido a la etapa de oxidación intermedia vía H2O2.También destruye al caucho, corcho, papel, y entre los metales hace arder vigorosamente al aluminio y al titanio incluso al mercurio y también ataca y disuelve al oro. El tantalio y el platino resisten bien al bromo seco y húmedo; con metaloides como arsénico, antimonio reacciona enérgicamente. Explota con fósforo blanco, con potasio, y con reductores fuertes. Es un agente oxidante su potencial de reducción de Eº= 1,07 voltios es alto. (El cloro 1,36 voltios) oxidante, siendo más oxidante húmedo. Reacciona vigorosamente con aminas, alquenos y fenoles, así como con hidrocarburos aromáticos y alifáticos, cetonas y ácidos carboxílicos (estos son bromados por adición o por sustitución). Con muchos de los metales y otros elementos, el bromo anhidro es menos reactivo que el húmedo; sin embargo, el bromo seco reacciona vigorosamente con aluminio, mercurio, titanio y con los metales alcalinos y alcalinotérreos.

El bromo ataca mejor a elementos seminobles como el mercurio o a no metales como el arsénico, antimonio o fósforo que a algunos alcalinos (sodio seco y en frío). Esto se debe a la formación de bromuro de sodio (iónico) que impide la acción del halógeno con el metal, hecho que no sucede con los bromuros de los no metales que son covalentes. Trazas de humedad cambian radicalmente la situación: se forma HBr y HBrO, el primero muy ácido y el segundo muy oxidante; el agua se regenera actuando catalíticamente. Además el HBr disuelve cualquier óxido metálico que exista.
Si se pone bromo líquido anhidro con polvo metálico no siempre reaccionará instantáneamente, pero basta añadir una gota de agua y la reacción será muy enérgica.
El bromo forma cationes muy oxidantes sobre todo los fluoruros siendo el más oxidante el BrF6+ que se forma al reaccionar por ejemplo BrF5 con KrFAsF6 También se han informado de nitratos muy inestables que se descomponen a T inferior a 0ºC por reacción del BrF3 con nitratos alcalinos.
Además forma cationes (muy electrofílicos) con el superoxidante
FSO2-O-O-SO2F según= S2O6F2 + Br2= 2BrSO3F fluosulfato de bromo (+1) e incluso pueden obtenerse valencias (III). El bromo tiene una eN (2,96) próxima a la del N (3,01) no muy lejana del cloro (3,16) (según Linus Pauling) pero los enlaces con átomos pequeños no son muy estables, debido a su tamaño, mayor, así se nota una gran diferencia entre el bromo y el cloro en cuanto a la estabilidad de sus hidruros siendo el HCl mucho más estable. Reacciona con mucha dificultad con el oxígeno, más fácilmente con el ozono. Sin embargo reacciona a temperatura ambiente con formación de llama con flúor gaseoso (aquí se diferencia del cloro que reacciona con mayor dificultad y dando el ClF). El BrF3 resultante, es un enérgico reactivo que explota con la humedad, y es un enérgico oxidante. El BrF5,es aún más reactivo. Un nuevo compuesto descubierto: BrO3F fluoruro de perbromilo es una sustancia tan reactiva que destruye cualquier plástico (incluido teflón-Kfel, etc), mucho más reactivo que su análogo clorado.

Aplicaciones

  • El bromo molecular se emplea en la fabricación de una amplia variedad de compuestos de bromo usados en la industria y en la agricultura. Tradicionalmente, la mayor aplicación del bromo ha sido para la producción de 1,2-dibromoetileno, que se empleaba como aditivo en las gasolinas que tenían como antidetonante tetraetilo de plomo.
  • El bromo se emplea en la fabricación de productos de fumigación, agentes ininflamables, productos para la purificación de aguas, colorantes, bromuros empleados en fotografía (por ejemplo el bromuro de plata, AgBr), desinfectantes, insecticidas, etcétera.
  • Una moderna aplicación en USA es la batería Bromo/Cinc que se emplea para grandes cantidades de corriente. Tiene el inconveniente de que usa bromo, muy tóxico.
  • También se obtiene a partir de él el bromuro de hidrógeno:
Br2 + H2 → 2HBr

Historia

El bromo (del griego bromos, que significa "hedor") fue descubierto en 1826 por Antoine-Jérôme Balard, pero no se produjo en cantidades importantes hasta 1860.

Abundancia y obtención

La mayor parte del bromo se encuentra en el mar en forma de bromuro, Br-. En el mar presenta una concentración de unos 65 µg/g.

El bromo molecular, Br2 se obtiene a partir de las salmueras, mediante la oxidación del bromuro con cloro, una vez obtenido éste:

2Br- + Cl2 → Br2 + 2Cl-

Es necesario emplear un proceso de destilación para separarlo del Cl2.

Aproximadamente se producen en el mundo 500 millones de kilogramos de bromo por año (2001). Estados Unidos e Israel son los principales productores.Las aguas del mar muerto y las minas de Stassfurt son ricas en bromuro de potasio.-

Compuestos

Puede presentar distintos estados de oxidación. Los más comunes son -1 (lo más común),+1(con cloro) (+3 con flúor) y +5 (con oxígeno).

  • El estado de oxidación +1 es poco estable en disolución acuosa y desproporciona a los estados de oxidación -1 y +5. Por ejemplo, el ion hipobromito, BrO-.(sólo estable a bajas temperaturas 0ºC)
  • El estado de oxidación +3 es poco estable en disolución acuosa y desproporciona a los estados de oxidación +1 y +5. Por ejemplo, el ion bromito, BrO2-, o el ácido bromoso, HBrO2.(muy inestable)
  • El estado de oxidación +5 es termodinámicamente estable frente a la desproporción en disolución acuosa. Por ejemplo, el ion bromato, BrO3-.El bromato es un oxidante fuerte (como el permanganato) más oxidante que el clorato y cinéticamente más reactivo.Es además un carcinógeno (sospechas muy fuertes).-
  • El ion perbromato, BrO4-, con un estado de oxidación +7, se reduce con relativa facilidad y se prepara con dificultad: empleando flúor elemental o por métodos electrolíticos, es un oxidante muy fuerte 1,8 aunque algo lento desde el punto cinético.

El BrO3F (fluoruro de perbromilo)es un agente nuevo mucho más inestable que el análogo clorado y tan reactivo que destruye hasta el teflón.-Es también un ácido de Lewis al contrario de su homólogo clorado fluoruro de perclorilo, formando un complejo BrO3F2(-1) análogo al XeO3F2

  • El bromo también forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr, etcétera.El BrF5 es un líquido que reacciona explosivamente con casi todas las sustancias muy similar en reactividad al ClF3 capaz de hacer arder a las sustancias utilizadas como extintores, el agua, vidrio, óxidos,haluros y una amplia variedad de sustancias inorgánicas reaccionan, las sustancias orgánicas reaccionan explosivamente.Al principio había problemas de cálculo de sus constantes físicas dada su reactividad.-Si bien el flúor elemental entálpicamente desprende más energía, cinéticamente esta sustancia es aún más reactiva, además su aglomeración molecular (líquido) lo hace más peligroso que el propio flúor elemental (gas forzosamente más diluido)
  • Hay muchos compuestos en los que el bromo presenta estado de oxidación -1, llamándose a éstos bromuros.

N-bromosuccinimida

Se pueden obtener fácilmente compuestos orgánicos bromados, por ejemplo, mediante bromación radicalaria con bromo molecular y en presencia de luz o empleando N-bromosuccinimida, o bien por reacciones de adición o de sustitución. El compuesto orgánico bromuro de metilo, CH3Br, se emplea como plaguicida, pero afecta a la capa de ozono. Se ha determinado que los átomos de bromo son más eficaces que los de cloro en los mecanismos de destrucción de la capa de ozono, sin embargo los átomos de bromo están en menor cantidad.

El bromuro de hidrógeno, HBr, se obtiene por reacción directa de bromo con hidrógeno molecular o como subproducto de procesos de bromación de compuestos orgánicos. A partir de éste, se pueden obtener distintos bromuros, por ejemplo:

HBr + NaOH → NaBr + H2O

El bromo en disolución acuosa puede desproporcionar:

Br2 + OH- → Br- + BrOH

Pero la reacción no transcurre en medio ácido.

También se puede obtener por oxidación el ion Br2+.

Papel biológico

El bromo se encuentra en niveles de trazas en humanos. Es considerado un elemento químico esencial, aunque no se conocen exactamente las funciones que realiza. Algunos de sus compuestos se han empleado en el tratamiento contra la epilepsia y como sedantes.

Isótopos

En la naturaleza se encuentran dos isótopos: 79Br y 81Br, los dos con una abundancia de cerca del 50%.

Precauciones

En las sustancias hay una toxicidad intrínseca, debida a un átomo, iones o complejos particulares ejemplo el FCH2-COO(-1) (ión fluoracetato ) o el ión Cianuro CN(-1) y otra toxicidad debida a su reactividad. El flúor y todos sus compuestos son tóxicos,( el flúor por su reactividad y toxicidad) y el arsénico (por su toxicidad), en el caso del bromo ( se parece más al cloro) su toxicidad, se debe a su reactividad (ésta menor que la del cloro), siendo sus iones negativos bromuro y cloruro poco tóxicos.-El cloruro forma parte de la sal y de la sangre y es muy poco tóxico. El bromuro es más tóxico que el cloruro, pero no es particularmente tóxico.- Sin embargo el bromo elemental es altamente tóxico y a partir pequeñas trazas (10 ppm), tanto por vía dérmica como inhalado, puede causar problemas inmediatos de salud o en dosis mayores la muerte. Es muy irritante tanto para los ojos como para la garganta; en contacto con la piel produce quemaduras dolorosas. Su manejo impropio supone un serio riesgo para la salud, requiriendo unas máximas precauciones de seguridad.

Toxicidad de compuestos

Como en todos los compuestos organohalogenados hay un peligro relacionado con su toxicidad: Según normativa de la Unión Europea a partir de enero del 2007 se prohibirán los retardantes de llama polibromados por sus efectos negativos para la salud y el medio ambiente, hecho que suele suceder con los derivados halogenados orgánicos, recordar como el bromuro de metilo ha sido prohibido por sus efectos sobre el ozono y su peligrosidad medio ambiental, en general los organohalogenados son muy nocivos para la salud y el medio ambiente.

Referencias externas

  • WebElements.com - Bromine
  • EnvironmentalChemistry.com - Bromine
  • Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del bromo.stq:Bromium
 
Este articulo se basa en el articulo Bromo publicado en la enciclopedia libre de Wikipedia. El contenido está disponible bajo los términos de la Licencia de GNU Free Documentation License. Véase también en Wikipedia para obtener una lista de autores.
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