Bromo

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Para la montaña homónima, véase Monte Bromo.
«Br» redirige aquí. Para otras acepciones, véase BR.
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  Orthorhombic.svg Capa electrónica 035 Bromo.svg
 
35		 Br
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Tabla completa • Tabla ampliada
Br,35.jpg
Gas o líquido: marrón rojizo
Sólido: metálico lustroso
Información general
Nombre, símbolo, número Bromo, Br, 35
Serie química Halógenos
Grupo, período, bloque 17, 4, p
Masa atómica 79,904 u
Configuración electrónica [Ar]4s23d104p5
Electrones por nivel 2, 8, 18, 7 (imagen)
Propiedades atómicas
Radio medio 115 pm
Electronegatividad 2,96 (Pauling)
Radio atómico (calc) 94 pm (Radio de Bohr)
Radio covalente 114 pm
Radio de van der Waals 185 pm
Estado(s) de oxidación -1', +1, +3, +5, +7,
Óxido Ácido fuerte
1.ª Energía de ionización 1139,9 kJ/mol
2.ª Energía de ionización 2103 kJ/mol
3.ª Energía de ionización 3470 kJ/mol
4.ª Energía de ionización 4560 kJ/mol
5.ª Energía de ionización 5760 kJ/mol
6.ª Energía de ionización 8550 kJ/mol
7.ª Energía de ionización 9940 kJ/mol
8.ª Energía de ionización 18600 kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario Líquido muy móvil y volátil
Densidad (26,85 °C) 3119 kg/m3
Punto de fusión 265,8 K (-7 °C)
Punto de ebullición 332 K (59 °C)
Entalpía de vaporización 15,438 kJ/mol
Entalpía de fusión 5,286 kJ/mol
Presión de vapor 5800 Pa a 6,85 °C
Varios
Estructura cristalina Ortorrómbica
N° CAS 7726-95-6
N° EINECS 231-778-1
Calor específico 480 J/(K·kg)
Conductividad térmica 0,122 W/(K·m)
Velocidad del sonido 206 m/s a 293,15 K (20 °C)
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del bromo
iso AN Periodo MD Ed PD
MeV
79Br 50,69% Estable con 44 neutrones
81Br 49,31% Estable con 46 neutrones
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario.
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El bromo (también llamado antaño fuego líquido) es un elemento químico de número atómico 35 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Br.[1] [2]

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.

Historia[editar]

Muestra ilustrativa y segura del elemento químico utilizada para la enseñanza. El frasco muestra del líquido corrosivo y venenoso se ha echado en un cubo de plástico acrílico.

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

Abundancia y obtención[editar]

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[editar]

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, pero muy oxidante desde el punto de vista cinético, en disolución acuosa y desproporciona a los estados de oxidación -1 y +5. Por ejemplo, el ion hipobromito, BrO- (sólo estable a bajas temperaturas 0 °C).
  • 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. Cuando reacciona con ácidos de Lewis el bromo se reduce a +5 desprendiendo oxígeno, el análogo clorado no reaccciona con pentafluoruro de antimonio SbF5.

  • El bromo también forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF5, BrF3, IBr, etc.

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.

  • 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 400º ataca al vidrio.Es muy ácido. A partir de éste, se pueden obtener distintos bromuros, por ejemplo:

HBr + NaOH → NaBr + H2O

Es mucho más inestable que su análogo clorado y es reductor.

El ácido nítrico oxida a los bromuros en presencia de nitritos enérgicamente.

El bromo en disolución acuosa puede desproporcionar:

Br2 + OH- → Br- + HBrO

Pero la reacción no transcurre en medio ácido.

También se puede obtener por oxidación el ion Br2+.

Papel biológico[editar]

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[editar]

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

Aplicaciones[editar]

Las aplicaciones químicas e industriales del bromo son numerosas y variadas, destacando los compuestos organobromados, los cuales son preparados a partir de bromo diatómico o bien de bromuro de hidrógeno (ácido bromhídrico en disolución acuosa).

La prueba del bromo consiste en el uso de agua de bromo con el objetivo de detectar la presencia de compuestos orgánicos insaturados.

Los bromuros actúan médicamente como sedantes y el bromuro de plata se utiliza como un elemento fundamental en las placas fotográficas.

Precauciones[editar]

En las sustancias hay una toxicidad intrínseca, debida a un átomo, iones o complejos particulares ejemplo el FCH2-COO- (ion fluoracetato) o el ion cianuro CN- 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.

Referencias[editar]

  1. ↑ Garritz, Andoni (1998). Química. Pearson Educación. p. 856. ISBN 978-9-68444-318-1. 
  2. ↑ Parry, Robert W. (1973). Química: fundamentos experimentales. Reverte. p. 703. ISBN 978-8-42917-466-3. 

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