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Bromo,  35 Br
Bromo 25ml (transparente) .png
Bromo
Pronunciación/ B r oʊ m i n , - m ɪ n , - m aɪ n / ( Broh -meen, -⁠min, -⁠myn )
AparienciaMarrón rojizo
Peso atómico estándar A r, estándar (Br) [79.901 , 79.907 ] convencional: 79.904
Bromo en la tabla periódica
HidrógenoHelio
LitioBerilioBoroCarbónNitrógenoOxígenoFlúorNeón
SodioMagnesioAluminioSilicioFósforoAzufreCloroArgón
PotasioCalcioEscandioTitanioVanadioCromoManganesoHierroCobaltoNíquelCobreZincGalioGermanioArsénicoSelenioBromoCriptón
RubidioEstroncioItrioCirconioNiobioMolibdenoTecnecioRutenioRodioPaladioPlataCadmioIndioEstañoAntimonioTelurioYodoXenón
CesioBarioLantanoCerioPraseodimioNeodimioPrometeoSamarioEuropioGadolinioTerbioDisprosioHolmioErbioTulioIterbioLutecioHafnioTantalioTungstenoRenioOsmioIridioPlatinoOroMercurio (elemento)TalioDirigirBismutoPolonioAstatineRadón
FrancioRadioActinioTorioProtactinioUranioNeptunioPlutonioAmericioCurioBerkelioCalifornioEinstenioFermioMendelevioNobelioLawrencioRutherfordioDubniumSeaborgioBohriumHassiumMeitnerioDarmstadtiumRoentgenioCopérnicoNihoniumFlerovioMoscoviumLivermoriumTennessineOganesson
Cl
↑
Br
↓
 I 
selenio ← bromo → criptón
Número atómico ( Z )35
Grupogrupo 17 (halógenos)
Períodoperíodo 4
Cuadra  bloque p
Configuración electronica[ Ar ] 3d 10 4s 2 4p 5
Electrones por capa2, 8, 18, 7
Propiedades físicas
Fase en  STPlíquido
Punto de fusion(Br 2 ) 265,8  K (−7,2 ° C, 19 ° F)
Punto de ebullición(Br 2 ) 332.0 K (58.8 ° C, 137.8 ° F)
Densidad (cerca de  rt )Br 2 , líquido: 3,1028 g / cm 3
Triple punto265,90 K, 5,8 kPa [1]
Punto crítico588 K, 10,34 MPa [1]
Calor de fusión(Br 2 ) 10.571  kJ / mol
Calor de vaporización(Br 2 ) 29,96 kJ / mol
Capacidad calorífica molar(Br 2 ) 75,69 J / (mol · K)
Presión de vapor
P  (Pa)1101001 k10 k100 k
en  T  (K)185201220244276332
Propiedades atómicas
Estados de oxidación−1 , +1 , +3 , +4, +5 , +7 (unóxidofuertemente ácido )
ElectronegatividadEscala de Pauling: 2,96
Energías de ionización
  • 1 °: 1139,9 kJ / mol
  • 2do: 2103 kJ / mol
  • Tercero: 3470 kJ / mol
Radio atómicoempírico: 120  pm
Radio covalente120 ± 3 pm
Radio de Van der Waals185 pm
Líneas espectrales de bromo
Otras propiedades
Ocurrencia naturalprimordial
Estructura cristalinaortorrómbica
Velocidad del sonido206 m / s (a 20 ° C)
Conductividad térmica0,122 W / (m · K)
Resistividad electrica7,8 × 10 10  Ω · m (a 20 ° C)
Orden magnéticodiamagnético [2]
Susceptibilidad magnética molar−56,4 × 10 −6  cm 3 / mol [3]
Número CAS7726-95-6
Historia
Descubrimiento y primer aislamientoAntoine Jérôme Balard y Carl Jacob Löwig (1825)
Isótopos principales del bromo
IsótopoAbundanciaVida media ( t 1/2 )Modo de decaimientoProducto
79 HAB51%estable
81 HAB49%estable
Categoría Categoría: Bromo
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El bromo es un elemento químico con el símbolo Br y número atómico 35. Es el tercer halógeno más ligero y es un líquido humeante de color marrón rojizo a temperatura ambiente que se evapora fácilmente para formar un gas de color similar. Sus propiedades son intermedias entre las del cloro y el yodo . Aislado independientemente por dos químicos, Carl Jacob Löwig (en 1825) y Antoine Jérôme Balard (en 1826), su nombre se deriva del griego antiguo βρῶμος ("hedor"), en referencia a su olor penetrante y desagradable.

El bromo elemental es muy reactivo y, por lo tanto, no se encuentra libre en la naturaleza, sino en sales de haluros minerales cristalinas solubles incoloras , análogas a la sal de mesa . Si bien es bastante raro en la corteza terrestre, la alta solubilidad del ión bromuro (Br - ) ha provocado su acumulación en los océanos. Comercialmente, el elemento se extrae fácilmente de las piscinas de salmuera , principalmente en los Estados Unidos, Israel y China. La masa de bromo en los océanos es aproximadamente una tres centésima parte de la del cloro.

En condiciones estándar de temperatura y presión , es un líquido; el único otro elemento que es líquido en estas condiciones es el mercurio . A altas temperaturas, los compuestos organobromados se disocian fácilmente para producir átomos de bromo libres, un proceso que detiene las reacciones químicas en cadena de los radicales libres . Este efecto hace que los compuestos organobromados sean útiles como retardadores del fuego , y más de la mitad del bromo producido en todo el mundo cada año se destina a este propósito. La misma propiedad hace que la luz ultravioleta disocie los compuestos organobromados volátiles en la atmósfera para producir átomos de bromo libres, lo que provoca el agotamiento del ozono.. Como resultado, muchos compuestos organobromados, como el pesticida bromuro de metilo, ya no se utilizan. Los compuestos de bromo todavía se utilizan en fluidos de perforación de pozos , en películas fotográficas y como intermedio en la fabricación de productos químicos orgánicos .

Grandes cantidades de sales de bromuro son tóxicas por la acción de iones de bromuro solubles, lo que provoca bromismo . Sin embargo, recientemente se ha dilucidado un claro papel biológico para el ión bromuro y el ácido hipobromoso, y ahora parece que el bromo es un oligoelemento esencial en los seres humanos. El papel de los compuestos organobromados biológicos en la vida marina, como las algas, se conoce desde hace mucho más tiempo. Como producto farmacéutico , el ion bromuro simple (Br - ) tiene efectos inhibidores sobre el sistema nervioso central, y las sales de bromuro alguna vez fueron un sedante médico importante, antes de ser reemplazadas por fármacos de acción más corta. Conservan usos específicos como antiepilépticos .

Historia [ editar ]

Antoine Balard , uno de los descubridores del bromo

El bromo fue descubierto de forma independiente por dos químicos, Carl Jacob Löwig [4] y Antoine Balard , [5] [6] en 1825 y 1826, respectivamente. [7]

Löwig aisló bromo de un manantial de agua mineral de su ciudad natal Bad Kreuznach en 1825. Löwig usó una solución de la sal mineral saturada con cloro y extrajo el bromo con éter dietílico . Después de la evaporación del éter, quedó un líquido marrón. Con este líquido como muestra de su trabajo solicitó un puesto en el laboratorio de Leopold Gmelin en Heidelberg . La publicación de los resultados se retrasó y Balard publicó sus resultados primero. [8]

Balard encontró productos químicos de bromo en la ceniza de algas marinas de las marismas de Montpellier . El alga se utilizó para producir yodo, pero también contenía bromo. Balard destiló el bromo de una solución de ceniza de algas saturada con cloro. Las propiedades de la sustancia resultante eran intermedias entre las del cloro y el yodo; así trató de probar que la sustancia era monocloruro de yodo (ICl), pero al no hacerlo, estaba seguro de haber encontrado un nuevo elemento y lo llamó muride, derivado de la palabra latina muria para salmuera. [6] [9] [10]

Después de que los químicos franceses Louis Nicolas Vauquelin , Louis Jacques Thénard y Joseph-Louis Gay-Lussac aprobaran los experimentos del joven farmacéutico Balard, los resultados se presentaron en una conferencia de la Académie des Sciences y se publicaron en Annales de Chimie et Physique . [5] En su publicación, Balard afirmó que cambió el nombre de muride a brôme a propuesta de M. Anglada. Brôme (bromo) deriva del griego βρῶμος ("hedor"). [5] [11] [9] [12] Otras fuentes afirman que el químico y físico francésJoseph-Louis Gay-Lussac sugirió el nombre brôme por el olor característico de los vapores. [13] [14] El bromo no se produjo en grandes cantidades hasta 1858, cuando el descubrimiento de depósitos de sal en Stassfurt permitió su producción como subproducto de la potasa. [15]

Aparte de algunas aplicaciones médicas menores, el primer uso comercial fue el daguerrotipo . En 1840, se descubrió que el bromo tenía algunas ventajas sobre el vapor de yodo utilizado anteriormente para crear la capa de haluro de plata sensible a la luz en la daguerrotipia. [dieciséis]

El bromuro de potasio y el bromuro de sodio se utilizaron como anticonvulsivos y sedantes a finales del siglo XIX y principios del XX, pero fueron reemplazados gradualmente por el hidrato de cloral y luego por los barbitúricos . [17] En los primeros años de la Primera Guerra Mundial , se utilizaron compuestos de bromo como el bromuro de xililo como gas venenoso . [18]

Propiedades [ editar ]

Muestra de bromo ilustrativa y segura para la enseñanza.

El bromo es el tercer halógeno , siendo un no metal del grupo 17 de la tabla periódica. Por tanto, sus propiedades son similares a las del flúor , el cloro y el yodo , y tienden a ser intermedias entre las de los dos halógenos vecinos, el cloro y el yodo. El bromo tiene la configuración electrónica [Ar] 4s 2 3d 10 4p 5 , con los siete electrones en la cuarta capa y la más externa actuando como sus electrones de valencia . Como todos los halógenos, tiene un electrón menos de un octeto completo y, por lo tanto, es un agente oxidante fuerte que reacciona con muchos elementos para completar su capa exterior. [19]En correspondencia con las tendencias periódicas , tiene una electronegatividad intermedia entre el cloro y el yodo (F: 3.98, Cl: 3.16, Br: 2.96, I: 2.66), y es menos reactivo que el cloro y más reactivo que el yodo. También es un agente oxidante más débil que el cloro, pero más fuerte que el yodo. Por el contrario, el ión bromuro es un agente reductor más débil que el yoduro, pero más fuerte que el cloruro. [19] Estas similitudes llevaron a que el cloro, el bromo y el yodo se clasificaran juntos como una de las tríadas originales de Johann Wolfgang Döbereiner , cuyo trabajo presagió la ley periódica de los elementos químicos. [20] [21] Es intermedio enradio atómico entre el cloro y el yodo, y esto lleva a que muchas de sus propiedades atómicas sean igualmente intermedias en valor entre el cloro y el yodo, como la energía de primera ionización , la afinidad electrónica , la entalpía de disociación de la molécula X 2 (X = Cl, Br, I), radio iónico y longitud del enlace X – X. [19] La volatilidad del bromo acentúa su olor penetrante, sofocante y desagradable. [22]

Los cuatro halógenos estables experimentan fuerzas de atracción de van der Waals intermoleculares , y su fuerza aumenta junto con el número de electrones entre todas las moléculas de halógeno diatómico homonucleares. Por tanto, los puntos de fusión y ebullición del bromo son intermedios entre los del cloro y el yodo. Como resultado del aumento del peso molecular de los halógenos en el grupo, la densidad y los calores de fusión y vaporización del bromo son nuevamente intermedios entre los del cloro y el yodo, aunque todos sus calores de vaporización son bastante bajos (lo que conduce a una alta volatilidad). gracias a su estructura molecular diatómica. [19]Los halógenos se oscurecen a medida que desciende el grupo: el flúor es un gas de color amarillo muy pálido, el cloro es de color amarillo verdoso y el bromo es un líquido volátil de color marrón rojizo que se funde a -7,2 ° C y hierve a 58,8 ° C. (El yodo es un sólido negro brillante). Esta tendencia se produce porque las longitudes de onda de la luz visible absorbida por los halógenos aumentan en el grupo. [19] Específicamente, el color de un halógeno, como el bromo, resulta de la transición de electrones entre el orbital molecular π g antienlazante ocupado más alto y el orbital molecular σ u antienlazante más bajo vacante . [23] El color se desvanece a bajas temperaturas, de modo que el bromo sólido a -195 ° C es de color amarillo pálido.[19]

Al igual que el cloro y el yodo sólidos, el bromo sólido cristaliza en el sistema cristalino ortorrómbico , en una red estratificada de moléculas de Br 2 . La distancia Br – Br es 227 pm (cercana a la distancia Br – Br gaseosa de 228 pm) y la distancia Br ··· Br entre moléculas es 331 pm dentro de una capa y 399 pm entre capas (compare el radio de van der Waals de bromo, 195 pm). Esta estructura significa que el bromo es un conductor de electricidad muy pobre, con una conductividad de alrededor de 5 × 10 −13  Ω −1  cm −1 justo por debajo del punto de fusión, aunque esto es mejor que la conductividad esencialmente indetectable del cloro. [19]

A una presión de 55  GPa (aproximadamente 540.000 veces la presión atmosférica), el bromo experimenta una transición de aislante a metal. A 75 GPa cambia a una estructura ortorrómbica centrada en la cara. A 100 GPa cambia a una forma monoatómica ortorrómbica centrada en el cuerpo. [24]

Isótopos [ editar ]

Artículo principal: Isótopos de bromo

El bromo tiene dos isótopos estables , 79 Br y 81 Br. Estos son sus dos únicos isótopos naturales, siendo el 79 Br el 51% del bromo natural y el 81 Br el 49% restante. Ambos tienen espín nuclear 3 / 2− y, por lo tanto, pueden usarse para resonancia magnética nuclear , aunque el 81 Br es más favorable. La distribución relativamente 1: 1 de los dos isótopos en la naturaleza es útil en la identificación de compuestos que contienen bromo mediante espectroscopía de masas. Otros isótopos de bromo son todos radiactivos, con vidas medias demasiado cortas para ocurrir en la naturaleza. De estos, los más importantes son 80 Br ( t 1/2= 17,7 min), 80 m Br ( t 1/2 = 4,421 h) y 82 Br ( t 1/2 = 35,28 h), que pueden producirse a partir de la activación neutrónica del bromo natural. [19] El radioisótopo de bromo más estable es 77 Br ( t 1/2 = 57,04 h). El modo de desintegración principal de los isótopos más ligeros que 79 Br es la captura de electrones en isótopos de selenio ; el de los isótopos más pesados ​​que 81 Br es la desintegración beta en isótopos de criptón ; y 80 Br pueden decaer por cualquier modo a estable80 Se o 80 Kr. [25]

Química y compuestos [ editar ]

Energías de enlace halógeno (kJ / mol) [23]
XXXHXBX 3AlX 3CX 4
F159574645582456
Cl243428444427327
Br193363368360272
I151294272285239

El bromo tiene una reactividad intermedia entre el cloro y el yodo, y es uno de los elementos más reactivos. Las energías de enlace al bromo tienden a ser más bajas que las del cloro pero más altas que las del yodo, y el bromo es un agente oxidante más débil que el cloro pero más fuerte que el yodo. Esto se puede ver en los potenciales de electrodo estándar de los pares X 2 / X - (F, +2.866 V; Cl, ​​+1.395 V; Br, +1.087 V; I, +0.615 V; At, aproximadamente +0.3 V). La bromación a menudo conduce a estados de oxidación más altos que la yodación, pero estados de oxidación más bajos o iguales a la cloración. El bromo tiende a reaccionar con compuestos que incluyen enlaces M – M, M – H o M – C para formar enlaces M – Br. [23]

Bromuro de hidrógeno [ editar ]

El compuesto más simple de bromo es el bromuro de hidrógeno , HBr. Se utiliza principalmente en la producción de bromuros inorgánicos y bromuros de alquilo , y como catalizador de muchas reacciones en química orgánica. Industrialmente, se produce principalmente mediante la reacción de gas hidrógeno con gas bromo a 200–400 ° C con un catalizador de platino . Sin embargo, la reducción de bromo con fósforo rojo es una forma más práctica de producir bromuro de hidrógeno en el laboratorio: [26]

2 P + 6 H 2 O + 3 Br 2 → 6 HBr + 2 H 3 PO 3
H 3 PO 3 + H 2 O + Br 2 → 2 HBr + H 3 PO 4

A temperatura ambiente, el bromuro de hidrógeno es un gas incoloro, como todos los haluros de hidrógeno , excepto el fluoruro de hidrógeno , ya que el hidrógeno no puede formar enlaces de hidrógeno fuertes con el átomo de bromo grande y sólo levemente electronegativo; sin embargo, hay enlaces de hidrógeno débiles en el bromuro de hidrógeno cristalino sólido a bajas temperaturas, similar a la estructura del fluoruro de hidrógeno, antes de que el desorden comience a prevalecer a medida que aumenta la temperatura. [26] El bromuro de hidrógeno acuoso se conoce como ácido bromhídrico , que es un ácido fuerte (p K a = −9) porque los enlaces de hidrógeno al bromo son demasiado débiles para inhibir la disociación. El sistema HBr / H 2 O también involucra muchos hidratos HBr · nH 2 O para n = 1, 2, 3, 4 y 6, que son esencialmente sales de aniones de bromo y cationes de hidronio . El ácido bromhídrico forma un azeótropo con un punto de ebullición de 124,3 ° C a 47,63 g de HBr por 100 g de solución; por tanto, el ácido bromhídrico no puede concentrarse más allá de este punto por destilación. [27]

A diferencia del fluoruro de hidrógeno, el bromuro de hidrógeno líquido anhidro es difícil de trabajar como solvente, porque su punto de ebullición es bajo, tiene un rango líquido pequeño, su constante dieléctrica es baja y no se disocia apreciablemente en H 2 Br + y HBr.-
2iones - estos últimos, en cualquier caso, son mucho menos estables que los iones bifluoruro ( HF-
2) debido al enlace de hidrógeno muy débil entre el hidrógeno y el bromo, aunque sus sales con cationes muy grandes y débilmente polarizantes, como Cs + y NR+ 4(R = Me , Et , Bu n ) todavía se puede aislar. El bromuro de hidrógeno anhidro es un mal disolvente, solo capaz de disolver compuestos de pequeño peso molecular como el cloruro de nitrosilo y el fenol , o sales con energías reticulares muy bajas como los haluros de tetraalquilamonio. [27]

Otros bromuros binarios [ editar ]

Bromuro de plata (AgBr)

Casi todos los elementos de la tabla periódica forman bromuros binarios. Las excepciones son decididamente minoritarias y se derivan en cada caso de una de tres causas: extrema inercia y renuencia a participar en reacciones químicas (los gases nobles , con la excepción del xenón en el muy inestable XeBr 2 ); inestabilidad nuclear extrema que dificulta la investigación química antes de la desintegración y la transmutación (muchos de los elementos más pesados ​​más allá del bismuto ); y tener una electronegatividad superior a la del bromo ( oxígeno , nitrógeno , flúor y cloro), de modo que los compuestos binarios resultantes no son formalmente bromuros sino óxidos, nitruros, fluoruros o cloruros de bromo. (No obstante, el tribromuro de nitrógeno se denomina bromuro ya que es análogo a los otros trihaluros de nitrógeno). [28]

La bromación de metales con Br 2 tiende a producir estados de oxidación más bajos que la cloración con Cl 2 cuando se dispone de una variedad de estados de oxidación. Los bromuros se pueden preparar mediante la reacción de un elemento o su óxido, hidróxido o carbonato con ácido bromhídrico, y luego se pueden deshidratar mediante temperaturas ligeramente altas combinadas con gas de bromuro de hidrógeno anhidro o de baja presión. Estos métodos funcionan mejor cuando el producto de bromuro es estable a la hidrólisis; de lo contrario, las posibilidades incluyen bromación oxidativa a alta temperatura del elemento con bromo o bromuro de hidrógeno, bromación a alta temperatura de un óxido metálico u otro haluro con bromo, un bromuro de metal volátil, tetrabromuro de carbono o un bromuro orgánico. Por ejemplo, óxido de niobio (V)reacciona con tetrabromuro de carbono a 370 ° C para formar bromuro de niobio (V) . [28] Otro método es el intercambio de halógenos en presencia de un exceso de "reactivo halogenante", por ejemplo: [28]

FeCl 3 + BBr 3 (exceso) → FeBr 3 + BCl 3

Cuando se desea un bromuro inferior, puede reducirse un haluro superior utilizando hidrógeno o un metal como agente reductor, o puede utilizarse la descomposición térmica o la desproporción , como sigue: [28]

3 WBr 5 + Algradiente térmico→475 ° C → 240 ° C3 WBr 4 + AlBr 3
EuBr 3 +1/2H 2 → EuBr 2 + HBr
2 taBr 4 500 ° C→ TaBr 3 + TaBr 5

La mayoría de los bromuros de los metales de pretransición (grupos 1, 2 y 3, junto con los lantánidos y actínidos en los estados de oxidación +2 y +3) son principalmente iónicos, mientras que los no metales tienden a formar bromuros moleculares covalentes, al igual que metales en estados de oxidación altos desde +3 y más. El bromuro de plata es muy insoluble en agua y, por lo tanto, se utiliza a menudo como prueba cualitativa de bromo. [28]

Haluros de bromo [ editar ]

Los halógenos forman muchos compuestos interhalógenos diamagnéticos binarios con estequiometrías XY, XY 3 , XY 5 y XY 7 (donde X es más pesado que Y), y el bromo no es una excepción. El bromo forma un monofluoruro y monocloruro, así como un trifluoruro y pentafluoruro. También se caracterizan algunos derivados catiónicos y aniónicos, como BrF-
2, BrCl-
2, BrF+
2, BrF+
4y BrF+
6. Aparte de estos, también se conocen algunos pseudohaluros , como el bromuro de cianógeno (BrCN), el tiocianato de bromo (BrSCN) y la azida de bromo (BrN 3 ). [29]

El monofluoruro de bromo de color marrón pálido (BrF) es inestable a temperatura ambiente y se desproporciona rápida e irreversiblemente en bromo, trifluoruro de bromo y pentafluoruro de bromo. Por tanto, no se puede obtener puro. Puede ser sintetizado por la reacción directa de los elementos, o por la conmutación de bromo y trifluoruro de bromo a altas temperaturas. [29] El monocloruro de bromo (BrCl), un gas de color marrón rojizo, se disocia con bastante facilidad de forma reversible en bromo y cloro a temperatura ambiente y, por lo tanto, tampoco puede obtenerse puro, aunque puede producirse mediante la reacción directa reversible de sus elementos en el gas. fase o en tetracloruro de carbono . [28] Monofluoruro de bromo en etanolfácilmente conduce a la monobromación de los aromáticos compuestos PHX ( párr -bromination se produce para X = Me, Bu t , OMe, Br; meta -bromination se produce para la desactivación X = -CO 2 Et, -CHO, -NO 2 ); esto se debe a la fisión heterolítica del enlace Br-F, que conduce a una rápida bromación electrofílica por Br + . [28]

A temperatura ambiente, el trifluoruro de bromo (BrF 3 ) es un líquido de color pajizo. Puede formarse fluorando directamente el bromo a temperatura ambiente y se purifica mediante destilación. Reacciona explosivamente con agua e hidrocarburos, pero es un reactivo fluorante menos violento que el trifluoruro de cloro . Reacciona vigorosamente con boro , carbono , silicio , arsénico , antimonio , yodo y azufre para dar fluoruros, y también reacciona con la mayoría de los metales y sus óxidos: como tal, se utiliza para oxidar uranio a hexafluoruro de uranio.en la industria nuclear. Óxidos refractarios tienden a estar fluorados sólo parcialmente, pero aquí los derivados KBrF 4 y BrF 2 SBF 6 permanecen reactiva. El trifluoruro de bromo es un solvente ionizante no acuoso útil, ya que se disocia fácilmente para formar BrF.+
2y BrF-
4y por lo tanto conduce la electricidad. [30]

El pentafluoruro de bromo (BrF 5 ) se sintetizó por primera vez en 1930. Se produce a gran escala por reacción directa de bromo con exceso de flúor a temperaturas superiores a 150 ° C, y a pequeña escala por fluoración de bromuro de potasio a 25 ° C . Es un agente fluorante muy vigoroso, aunque el trifluoruro de cloro es aún más violento. El pentafluoruro de bromo explota al reaccionar con el agua y fluora los silicatos a 450 ° C. [31]

Compuestos de polibromino [ editar ]

Aunque la dibromina es un agente oxidante fuerte con una alta energía de primera ionización, oxidantes muy fuertes como el fluoruro de peroxidisulfurilo (S 2 O 6 F 2 ) pueden oxidarlo para formar el Br rojo cereza.+
2catión. Se conocen algunos otros cationes de bromo, a saber, el marrón Br+
3y marrón oscuro Br+
5. [32] El anión tribromuro, Br-
3, también se ha caracterizado; es análogo al triyoduro . [29]

Óxidos de bromo y oxoácidos [ editar ]

Potenciales de reducción estándar para especies de Br acuosas [33]
E ° (pareja)a (H + ) = 1
(ácido)		E ° (pareja)a (OH - ) = 1
(base)
Br 2 / Br -+1.052Br 2 / Br -+1.065
HOBr / Br -+1.341BrO - / Br -+0.760
Hermano-
3/ Br -		+1.399Hermano-
3/ Br -		+0.584
HOBr / Br 2+1.604BrO - / Br 2+0.455
Hermano-
3/ Hab 2		+1.478Hermano-
3/ Hab 2		+0.485
Hermano-
3/ HOBr		+1.447Hermano-
3/ BrO -		+0.492
Hermano-
4/ BrO-
3		+1.853Hermano-
4/ BrO-
3		+1.025

Los óxidos de bromo no están tan bien caracterizados como los óxidos de cloro o los óxidos de yodo , ya que todos son bastante inestables: una vez se pensó que no podían existir en absoluto. El monóxido de dibromina es un sólido de color marrón oscuro que, aunque razonablemente estable a -60 ° C, se descompone en su punto de fusión de -17,5 ° C; es útil en reacciones de bromación [34] y se puede preparar a partir de la descomposición a baja temperatura del dióxido de bromo en vacío. Oxida el yodo a pentóxido de yodo y el benceno a 1,4-benzoquinona ; en soluciones alcalinas, da el anión hipobromito . [35]

El llamado " dióxido de bromo ", un sólido cristalino de color amarillo pálido, se puede formular mejor como perbromato de bromo , BrOBrO 3 . Es térmicamente inestable por encima de -40 ° C, y se descompone violentamente en sus elementos a 0 ° C. También se conoce el trióxido de dibromina , syn -BrOBrO 2 ; es el anhídrido del ácido hipobromoso y del ácido brómico . Es un sólido cristalino anaranjado que se descompone por encima de los -40 ° C; si se calienta demasiado rápido, explota alrededor de 0 ° C. También se conocen algunos otros óxidos radicales inestables, al igual que algunos óxidos pobremente caracterizados, tales como pentóxido de dibromina, octóxido de tribromina y trióxido de bromo. [35]

Los cuatro oxoácidos , ácido hipobromoso (HOBr), ácido bromoso (HOBrO), ácido brómico (HOBrO 2 ) y ácido perbrómico (HOBrO 3 ), están mejor estudiados por su mayor estabilidad, aunque solo lo son en solución acuosa. Cuando el bromo se disuelve en una solución acuosa, ocurren las siguientes reacciones: [33]

Br 2 + H 2 O⇌ HOBr + H + + Br -K ac = 7.2 × 10 −9 mol 2 l −2
Br 2 + 2 OH -⇌ OBr - + H 2 O + Br -K alk = 2 × 10 8 mol −1 l

El ácido hipobromoso es inestable a la desproporción. Los iones de hipobromito se formaron así desproporcionadamente fácilmente para dar bromuro y bromato: [33]

3 BrO - ⇌ 2 Br - + BrO-
3		K = 10 15

Los ácidos bromosos y los bromitos son muy inestables, aunque se conocen los bromitos de estroncio y bario . [36] Más importantes son los bromatos , que se preparan a pequeña escala por oxidación del bromuro por hipoclorito acuoso , y son agentes oxidantes fuertes. A diferencia de los cloratos, que se desproporcionan muy lentamente al cloruro y al perclorato, el anión bromato es estable a la desproporción en soluciones tanto ácidas como acuosas. El ácido brómico es un ácido fuerte. Los bromuros y bromatos pueden compaporcionarse al bromo de la siguiente manera: [36]

Hermano-
3+ 5 Br - + 6 H + → 3 Br 2 + 3 H 2 O

Hubo muchos intentos fallidos de obtener perbromatos y ácido perbrómico, lo que llevó a algunas racionalizaciones sobre por qué no deberían existir, hasta 1968, cuando el anión se sintetizó por primera vez a partir de la desintegración beta radiactiva de inestables.83
SeO2−
4. Hoy en día, los perbromatos se producen por oxidación de soluciones de bromato alcalino por gas flúor. El exceso de bromato y fluoruro se precipita como bromato de plata y fluoruro de calcio , y la solución de ácido perbrómico puede purificarse. El ion perbromato es bastante inerte a temperatura ambiente pero es termodinámicamente extremadamente oxidante, con agentes oxidantes extremadamente fuertes necesarios para producirlo, como el flúor o el difluoruro de xenón . El vínculo Br – O en BrO-
4es bastante débil, lo que corresponde a la renuencia general de los elementos 4p arsénico , selenio y bromo a alcanzar su estado de oxidación grupal, ya que vienen después de la contracción escandida caracterizada por el pobre blindaje proporcionado por los orbitales 3d sin nudos radiales. [37]

Compuestos organobromados [ editar ]

Artículo principal: compuesto de organobromina
Estructura de la N- bromosuccinimida , un reactivo bromante común en química orgánica

Al igual que los otros enlaces carbono-halógeno, el enlace C-Br es un grupo funcional común que forma parte de la química orgánica central . Formalmente, los compuestos con este grupo funcional pueden considerarse derivados orgánicos del anión bromuro. Debido a la diferencia de electronegatividad entre el bromo (2,96) y el carbono (2,55), el carbono en un enlace C-Br es deficiente en electrones y, por lo tanto, electrófilo . La reactividad de los compuestos organobromados se parece pero es intermedia entre la reactividad de los compuestos organoclorados y organoyodados . Para muchas aplicaciones, los organobromuros representan un compromiso de reactividad y costo. [38]

Los organobromuros se producen típicamente mediante bromación aditiva o sustitutiva de otros precursores orgánicos. Se puede usar bromo en sí, pero debido a su toxicidad y volatilidad, normalmente se usan reactivos bromantes más seguros, como la N -bromosuccinimida . Las principales reacciones de los organobromuros incluyen deshidrobrominación , reacciones de Grignard , acoplamiento reductor y sustitución nucleofílica . [38]

Los organobromuros son los organohaluros más comunes en la naturaleza, aunque la concentración de bromuro es sólo el 0,3% de la del cloruro en el agua de mar, debido a la fácil oxidación del bromuro al equivalente de Br + , un potente electrófilo. La enzima bromoperoxidasa cataliza esta reacción. [39] Se estima que los océanos liberan entre 1 y 2 millones de toneladas de bromoformo y 56.000 toneladas de bromometano al año. [40]

Adición de bromo al mecanismo de reacción del alqueno

Una vieja prueba cualitativa para la presencia del grupo funcional alqueno es que los alquenos se vuelven incoloras en soluciones de bromo acuosas marrones, formando una bromohidrina con parte del dibromoalcano que también se produce. La reacción pasa a través de un intermedio de bromonio fuertemente electrofílico de corta duración . Este es un ejemplo de una reacción de adición de halógeno . [41]

Ocurrencia y producción [ editar ]

Vista de bandejas de evaporación de sal en el Mar Muerto, donde Jordania (derecha) e Israel (izquierda) producen sal y bromo

El bromo es significativamente menos abundante en la corteza que el flúor o el cloro, y comprende solo 2,5  partes por millón de las rocas de la corteza terrestre y solo como sales de bromuro. Es el cuadragésimo sexto elemento más abundante en la corteza terrestre. Es significativamente más abundante en los océanos, como resultado de la lixiviación a largo plazo . Allí, constituye 65 partes por millón, lo que corresponde a una proporción de aproximadamente un átomo de bromo por cada 660 átomos de cloro. Los lagos salados y los pozos de salmuera pueden tener concentraciones de bromo más altas: por ejemplo, el Mar Muerto contiene 0,4% de iones de bromuro. [42] Es a partir de estas fuentes que la extracción de bromo es económicamente más factible. [43] [44] [45]

Las principales fuentes de bromo se encuentran en Estados Unidos e Israel . El elemento se libera por intercambio de halógeno, usando cloro gaseoso para oxidar el Br - a Br 2 . A continuación, se elimina con una ráfaga de vapor o aire, y luego se condensa y purifica. Hoy en día, el bromo se transporta en tambores metálicos de gran capacidad o tanques revestidos de plomo que pueden contener cientos de kilogramos o incluso toneladas de bromo. La industria del bromo tiene aproximadamente una centésima parte del tamaño de la industria del cloro. La producción de laboratorio es innecesaria porque el bromo está disponible comercialmente y tiene una larga vida útil. [46]

Aplicaciones [ editar ]

En la industria se utiliza una amplia variedad de compuestos organobromados . Algunos se preparan a partir de bromo y otros se preparan a partir de bromuro de hidrógeno , que se obtiene quemando hidrógeno en bromo. [47]

Retardantes de llama [ editar ]

Tetrabromobisfenol A

Los retardantes de llama bromados representan un producto de creciente importancia y constituyen el mayor uso comercial del bromo. Cuando el material bromado se quema, el retardante de llama produce ácido bromhídrico que interfiere en la reacción en cadena de radicales de la reacción de oxidación del fuego. El mecanismo es que los radicales de hidrógeno, los radicales de oxígeno y los radicales hidroxi altamente reactivos reaccionan con el ácido bromhídrico para formar radicales de bromo menos reactivos (es decir, átomos de bromo libres). Los átomos de bromo también pueden reaccionar directamente con otros radicales para ayudar a terminar las reacciones en cadena de radicales libres que caracterizan la combustión. [48] [49]

Para fabricar polímeros y plásticos bromados, se pueden incorporar compuestos que contienen bromo al polímero durante la polimerización . Un método consiste en incluir una cantidad relativamente pequeña de monómero bromado durante el proceso de polimerización. Por ejemplo, se puede usar bromuro de vinilo en la producción de polietileno , cloruro de polivinilo o polipropileno . También se pueden agregar moléculas específicas altamente bromadas que participan en el proceso de polimerización. Por ejemplo, se puede agregar tetrabromobisfenol A a poliésteres o resinas epoxi, donde se convierte en parte del polímero. Epoxis utilizados en placas de circuito impreso.normalmente se fabrican a partir de estas resinas retardantes de llama , indicadas por el FR en la abreviatura de los productos ( FR-4 y FR-2 ). En algunos casos, el compuesto que contiene bromo se puede añadir después de la polimerización. Por ejemplo, se puede añadir decabromodifenil éter a los polímeros finales. [50]

Varios compuestos de halometano bromados gaseosos o altamente volátiles no son tóxicos y hacen agentes supresores de incendios superiores por este mismo mecanismo, y son particularmente efectivos en espacios cerrados como submarinos, aviones y naves espaciales. Sin embargo, son costosos y su producción y uso se ha reducido considerablemente debido a su efecto como agentes que agotan la capa de ozono. Ya no se utilizan en extintores de incendios de rutina, pero conservan usos específicos en aplicaciones de extinción automática de incendios aeroespaciales y militares. Incluyen bromoclorometano (Halon 1011, CH 2 BrCl), bromoclorodifluorometano (Halon 1211, CBrClF 2 ) y bromotrifluorometano (Halon 1301, CBrF 3). [51]

Otros usos [ editar ]

La torre Emerson Bromo-Seltzer de Baltimore , originalmente parte de la sede de Emerson Drug Company, que fabricó Bromo-Seltzer

El bromuro de plata se utiliza, solo o en combinación con cloruro de plata y yoduro de plata , como componente sensible a la luz de las emulsiones fotográficas . [46]

El bromuro de etileno era un aditivo en las gasolinas que contenían agentes de detonación antimotor de plomo . Elimina el plomo formando bromuro de plomo volátil, que sale del motor. Esta aplicación representó el 77% del uso de bromo en 1966 en los EE. UU. Esta aplicación ha disminuido desde la década de 1970 debido a las regulaciones ambientales (ver más abajo). [52]

El bromometano venenoso se utilizó ampliamente como plaguicida para fumigar el suelo y fumigar las viviendas mediante el método de las carpas. De manera similar se usó bromuro de etileno. [53] Estos compuestos organobromados volátiles están ahora regulados como agentes que agotan la capa de ozono . El Protocolo de Montreal sobre Sustancias que Agotan la Capa de Ozono programó la eliminación de la sustancia química que agota el ozono para 2005, y los plaguicidas organobromuros ya no se utilizan (en la fumigación de viviendas han sido reemplazados por compuestos como el fluoruro de sulfurilo)., que no contienen ni cloro ni bromo orgánicos que dañan el ozono). Antes del protocolo de Montreal en 1991 (por ejemplo) se utilizaban aproximadamente 35.000 toneladas de la sustancia química para controlar nematodos , hongos , malezas y otras enfermedades transmitidas por el suelo. [54] [55]

En farmacología , los compuestos de bromuro inorgánico , especialmente el bromuro de potasio , se utilizaron con frecuencia como sedantes generales en el siglo XIX y principios del XX. Los bromuros en forma de sales simples todavía se utilizan como anticonvulsivos tanto en la medicina veterinaria como en la humana, aunque este último uso varía de un país a otro. Por ejemplo, la Administración de Drogas y Alimentos de los Estados Unidos (FDA) no aprueba el bromuro para el tratamiento de ninguna enfermedad, y se eliminó de los sedantes de venta libre como Bromo-Seltzer , en 1975. [56] Productos farmacéuticos organobromados disponibles comercialmente incluyen el vasodilatador nicergolina , el sedante brotizolam, el agente anticanceroso pipobroman y el antiséptico merbromin . Por lo demás, los compuestos de organobromina rara vez son útiles desde el punto de vista farmacéutico, en contraste con la situación de los compuestos de organofluorado . Varios fármacos se producen como las sales de bromuro (o sus equivalentes, hidrobromuro), pero en tales casos el bromuro sirve como un contraión inocuo sin importancia biológica. [38]

Otros usos de los compuestos organobromados incluyen fluidos de perforación de alta densidad, tintes (como el púrpura de Tiro y el indicador azul de bromotimol ) y productos farmacéuticos. El bromo en sí, así como algunos de sus compuestos, se utilizan en el tratamiento del agua y es el precursor de una variedad de compuestos inorgánicos con un enorme número de aplicaciones (por ejemplo, bromuro de plata para fotografía). [46] Las baterías de zinc-bromo son baterías de flujo híbrido que se utilizan para el almacenamiento y respaldo de energía eléctrica estacionaria; desde la escala doméstica hasta la escala industrial.

Función biológica y toxicidad [ editar ]

Artículos principales: Bromoperoxidasa de vanadio y bromismo.
Bromo
Peligros
Pictogramas GHS
Palabra de señal GHSPeligro
Declaraciones de peligro GHS
H314 , H330 , H400
Consejos de prudencia del SGA
P260 , P273 , P280 , P284 , P305 + 351 + 338 , P310 [57]
NFPA 704 (diamante de fuego)
[58]
3
0
0
2-octil 4-bromo-3-oxobutanoato, un compuesto organobromado que se encuentra en el líquido cefalorraquídeo de mamíferos

Un estudio de 2014 sugiere que el bromo (en forma de ión bromuro) es un cofactor necesario en la biosíntesis del colágeno IV , lo que hace que el elemento sea esencial para la arquitectura de la membrana basal y el desarrollo de tejidos en los animales. [59] Sin embargo, no se han documentado síntomas o síndromes de privación claros. [60] En otras funciones biológicas, el bromo puede no ser esencial, pero aún así es beneficioso cuando reemplaza al cloro. Por ejemplo, en presencia de peróxido de hidrógeno, H 2 O 2 , formado por el eosinófiloy los iones cloruro o bromuro, la peroxidasa de eosinófilos proporciona un mecanismo potente por el cual los eosinófilos matan parásitos multicelulares (como, por ejemplo, los gusanos nematodos implicados en la filariasis ) y algunas bacterias (como la bacteria de la tuberculosis ). La peroxidasa de eosinófilos es una haloperoxidasa que utiliza preferentemente bromuro sobre cloruro para este propósito, generando hipobromito ( ácido hipobromoso ), aunque es posible el uso de cloruro. [61]

Los α-haloésteres generalmente se consideran intermedios altamente reactivos y, en consecuencia, tóxicos en la síntesis orgánica. No obstante, los mamíferos, incluidos humanos, gatos y ratas, parecen biosintetizar trazas de un α-bromoéster, 2-octil 4-bromo-3-oxobutanoato, que se encuentra en el líquido cefalorraquídeo y parece desempeñar un papel aún no aclarado en la inducción Sueño REM. [40] La mieloperoxidasa de neutrófilos puede utilizar H 2 O 2 y Br - para brominar la desoxicitidina, lo que podría provocar mutaciones en el ADN. [62]Los organismos marinos son la principal fuente de compuestos organobromados, y es en estos organismos donde se demuestra más firmemente que el bromo es esencial. En 1999 se identificaron más de 1600 compuestos organobromados de este tipo. El más abundante es el bromuro de metilo (CH 3 Br), del cual se calcula que las algas marinas producen 56 000 toneladas cada año. [40] El aceite esencial del alga hawaiana Asparagopsis taxiformis consiste en un 80% de bromoformo . [63] La mayoría de estos compuestos organobromados en el mar se producen mediante la acción de una enzima algal única, la bromoperoxidasa de vanadio . [64]

El anión bromuro no es muy tóxico: una ingesta diaria normal es de 2 a 8 miligramos. [60] Sin embargo, los altos niveles de bromuro deterioran crónicamente la membrana de las neuronas, lo que deteriora progresivamente la transmisión neuronal, lo que lleva a una toxicidad conocida como bromismo . El bromuro tiene una vida media de eliminación de 9 a 12 días, lo que puede provocar una acumulación excesiva. Las dosis de 0,5 a 1 gramo por día de bromuro pueden provocar bromismo. Históricamente, la dosis terapéutica de bromuro es de aproximadamente 3 a 5 gramos de bromuro, lo que explica por qué la toxicidad crónica (bromismo) alguna vez fue tan común. Si bien se producen alteraciones importantes y en ocasiones graves de las funciones neurológicas, psiquiátricas, dermatológicas y gastrointestinales, la muerte por bromismo es rara. [sesenta y cinco]El bromismo es causado por un efecto neurotóxico en el cerebro que resulta en somnolencia , psicosis , convulsiones y delirio . [66]

El bromo elemental es tóxico y provoca quemaduras químicas en la carne humana. La inhalación de gas de bromo produce una irritación similar del tracto respiratorio, provocando tos, asfixia y dificultad para respirar, y la muerte si se inhala en cantidades suficientemente grandes. La exposición crónica puede provocar infecciones bronquiales frecuentes y un deterioro general de la salud. Como agente oxidante fuerte, el bromo es incompatible con la mayoría de los compuestos orgánicos e inorgánicos. [67] Se requiere precaución al transportar bromo; comúnmente se transporta en tanques de acero revestidos con plomo, sostenidos por fuertes marcos de metal. [46] La Administración de Salud y Seguridad Ocupacional (OSHA) de los Estados Unidos ha establecido un límite de exposición permisible(PEL) para el bromo a un promedio ponderado en el tiempo (TWA) de 0,1 ppm. El Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH) ha establecido un límite de exposición recomendado (REL) de TWA 0,1 ppm y un límite a corto plazo de 0,3 ppm. La exposición al bromo que constituye un peligro inmediato para la vida y la salud (IDLH) es de 3 ppm. [68] El bromo está clasificado como una sustancia extremadamente peligrosa en los Estados Unidos según se define en la Sección 302 de la Ley de Planificación de Emergencias y Derecho a la Información de la Comunidad de los Estados Unidos (42 USC 11002), y está sujeto a estrictos requisitos de información por parte de , almacénelo o utilícelo en cantidades significativas. [69]

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Bibliografía [ editar ]

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Enlaces externos [ editar ]

  • Bromo (elemento químico) en la Encyclopædia Britannica