Bromo

O bromo é un elemento químico de número atómico 35 e símbolo Br. Pertence ó grupo dos halóxenos.

Bromo
Cl     35 Br                                                                                                                                                                                                                                           Br I Selenio ← Bromo → Cripton Táboa periódica dos elementos
[[Ficheiro:{{{espectro}}}|300px|center]]
Liñas espectrais do Bromo
Información xeral
Nome, símbolo, número	Bromo, Br, 35
Serie química	Halóxenos
Grupo, período, bloque	17, 4, p
Densidade	3119 kg/m3
Dureza	{{{dureza}}}
Aparencia	Vermello
N° CAS
N° EINECS
Propiedades atómicas
Masa atómica	79,901 - 79,907 u
Raio medio	115 pm
Raio atómico (calc)	94 pm
Raio covalente	114 pm
Raio de van der Waals	185 pm
Configuración electrónica	[Ar]3d104s²4p5
Electróns por nivel de enerxía
Estado(s) de oxidación	-1, +1, 5
Óxido	ácido forte
Estrutura cristalina	ortorrómbica
Propiedades físicas
Estado ordinario	Líquido
Punto de fusión	265,8 K
Punto de ebulición	332 K
Punto de inflamabilidade	{{{P_inflamabilidade}}} K
Entalpía de vaporización	15,438 kJ/mol
Entalpía de fusión	5,286 kJ/mol
Presión de vapor	5800
Temperatura crítica	K
Presión crítica	Pa
Volume molar	m3/mol
Velocidade do son	206 m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling)	2,96
Calor específica	480 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica	S/m
Condutividade térmica	0,122 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización	1139,9 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización	2103 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización	3470 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización	4560 kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización5}}} kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización6}}} kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización7}}} kJ/mol
8.ª enerxía de ionización	{{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
iso AN Período MD Ed PD MeV 79Br 50,69% estable con 44 neutróns 81Br 49,31% estable con 46 neutróns
Unidades segundo o SI e en condicións normais de presión e temperatura, salvo indicación contraria.

Características principais

O bromo é o único elemento non metálico que se atopa en estado líquido a temperatura ambiente. Xa antes de ferver é moi volátil, a 20 °C a súa presión de vapor é superior a 100 mm de Hg, polo que un frasco aberto faise rapidamente irrespirable un recinto. O líquido é vermello, móbil e denso e volátil; se evapora facilmente a temperaturas e presións estándar como vapor vermello (cor parecida ao que presenta o dióxido de nitróxeno) que presenta un forte e forte cheiro. Este halóxeno parécese quimicamente ao cloro, pero é menos reactivo (algunhas reaccións son máis violentas que as do cloro por estar en estado líquido e ao haber maior aglomeración molecular, aínda que iso si, a enerxía de enlácelos é sempre menor que o cloro, só que este, está en estado gasoso). O bromo non é moi soluble en auga e disólvese mellor en disolventes non polares como o disulfuro de carbono, CS₂, ou o tetracloruro de carbono, CCl₄. Reacciona facilmente con moitos elementos e ten un forte efecto branqueador. Como líquido é un extraordinario disolvente do xofre, con quen finalmente reacciona, dando S₂, Br₂, e en presenza de humidade HBr e sulfúrico.

O bromo é altamente reactivo. Destrúe o caucho, a cortiza, o papel, e, entre os metais, fai arder vigorosamente o Aluminio e o Titanio ata ao mercurio e tamén ataca e disolve o ouro. O tántalo e o platino resisten ben ao bromo seco e húmido; con metaloides como arsénico, antimonio reacciona enerxicamente. Explota con fósforo branco, con potasio, e con redutores fortes. É un axente oxidante o seu Potencial de Redución de Eº= 1,07 voltios é alto. (O Cloro 1,36 voltios) oxidante, sendo máis oxidante húmido. Reacciona vigorosamente con aminas, alquenos e fenoles, así como con hidrocarburos aromáticos e alifáticos, cetonas e acedos carboxílicos (estes son bromados por adición ou por substitución). Con moitos dos metais e outros elementos, o bromo anhidro é menos reactivo que o húmido; con todo, o bromo seco reacciona vigorosamente con aluminio, mercurio, titanio e cos metais alcalinos e alcalinotérreos.

Aplicacións

O bromo molecular emprégase na fabricación dunha ampla variedade de compostos de bromo usados na industria e na agricultura. Tradicionalmente, a maior aplicación do bromo foi para a produción de 1,2-dibromoetano, que se empregaba como aditivo nas gasolinas que tiñan como antidetonante tetraetilo de chumbo. O bromo emprégase na fabricación de produtos de fumigación, axentes ininflamables, produtos para a purificación de augas, colorantes, bromuros empregados en fotografía (por exemplo o bromuro de prata, AgBr), desinfectantes, insecticidas etc.

Abundancia e obtención

A maior parte do bromo atópase no mar en forma de bromuro, Br^-. No mar presenta unha concentración duns 65 µg/g.

O bromo molecular, Br₂ obtense a partir das salmoiras, mediante a oxidación do bromuro con cloro, unha vez obtido este:

2Br^- + Cl₂ → Br₂ + 2Cl^-

É necesario empregar un proceso de destilación para separalo do Cl₂.

Aproximadamente prodúcense no mundo 500 millóns de quilogramos de bromo por ano. Os Estados Unidos e Israel son os principais produtores.

Isótopos

Na natureza atópanse dous isótopos: ⁷⁹Br e ⁸¹Br, os dous cunha abundancia de preto do 50%.

Precaucións

O bromo elemental é altamente tóxico e a partir pequenas trazas (10 ppm), tanto por vía dérmica como inhalado, pode causar problemas inmediatos de saúde ou en doses maiores a morte. É moi irritante tanto para os ollos como para a gorxa; en contacto coa pel produce queimaduras dolorosas. O seu manexo impropio supón un serio risco para a saúde, requirindo unhas máximas precaucións de seguridade. Segundo normativa da UE a partir de xaneiro do 2007 prohibiranse os retardantes de chama polibromados polos seus efectos negativos para a saúde e impacto nos ecosistemas, feito que adoita acontecer cos derivados haloxenados orgánicos.^{[Cómpre referencia]}

Véxase tamén

Bibliografía

• "Táboa periódica dos elementos" (PDF). Consello da Cultura Galega, Xunta de Galicia, Real Academia Galega de Ciencias, Real Academia Galega e Ciencia Nosa. 2019. 
• Bermejo, M. R.; González, A.; Vázquez, M. (2006). O nome e o símbolo dos elementos químicos (PDF). Xunta, Secretaría Xeral de Política Lingüística e CRPIH. ISBN 978-84-453-4325-8. 
• Bermejo, M. R.; González, A.; Maneiro, M. (2018). Guía dos elementos químicos. Historia, propiedades e aplicacións. Xunta de Galicia e CRPIH. ISBN 978-84-453-5297-7.