Para otros usos de este término, véase BR. Bromo Selenio ← Bromo → Kriptón F Cl     35 Br                                                                                                                                                                                                                                           Br I At Tabla completa • Tabla extendida Información general Nombre, símbolo, número Bromo, Br, 35 Serie química Halógeno Grupo, período, bloque 17, 4, p Densidad (26,85 °C) 3119 kg/m3 Dureza Mohs Apariencia Gas o líquido: marrón rojizo Sólido: metálico lustroso N° CAS 7726-95-6 N° EINECS 231-778-1 Propiedades atómicas Masa atómica 79,904 u Radio medio 115 pm Radio atómico (calc) 94 pm (Radio de Bohr) Radio iónico {{{radio_iónico}}} Radio covalente 114 pm Radio de van der Waals 185 pm Configuración electrónica Ar3d104s24p5 Electrones por nivel de energía 2, 8, 18, 7 (imagen) Estado(s) de oxidación '-1 más común', +1, 5 Óxido Ácido fuerte Estructura cristalina Ortorrómbica Propiedades físicas Estado ordinario Líquido muy móvil y volátil Punto de fusión 265,8 K Punto de ebullición 332 K Punto de inflamabilidad {{{P_inflamabilidad}}} K Entalpía de vaporización 15,438 kJ/mol Entalpía de fusión 5,286 kJ/mol Presión de vapor 5800 Pa a 6,85 °C Temperatura crítica  K Presión crítica  Pa Volumen molar m3/mol Velocidad del sonido 206 m/s a 293.15 K (20 °C) Varios Electronegatividad (Pauling) 2,96 Calor específico 480 J/(K·kg) Conductividad térmica 0,122 W/(K·m) 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 9.ª Energía de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol 10.ª Energía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol Isótopos más estables iso AN Periodo MD Ed PD MeV 79Br 50,69% Estable con 44 neutrones 81Br 49,31% Estable con 46 neutrones Nota: unidades según el SI y en CNPT, salvo indicación contraria. El bromo o bromino (también llamado antaño fuego líquido) 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. Contenido 1 Aplicaciones 2 Historia 3 Abundancia y obtención 4 Compuestos 5 Papel biológico 6 Isótopos 7 Precauciones 8 Toxicidad de compuestos 9 Enlaces externos // editar 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 antiinflamables, 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.Un ejemplo en [[[Archivo:http://www.abc.es/agencias/noticia.asp?noticia=620785]] También se obtiene a partir de él el bromuro de hidrógeno:Ácido bromhídrico Br2 + H2 → 2HBr editar Historia Bromo 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. editar 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. editar 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, 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.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 400º ataca al vidrio.Es muy ácido. A partir de éste, se pueden obtener distintos bromuros, por ejemplo: HBr + NaOH → NaBr + H2O Es mucho mas inestable que su analogo clorado y es reductor. El acido nitrico oxida a los bromuros en presencia de nitritos energicamente. 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+. editar 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. editar Isótopos En la naturaleza se encuentran dos isótopos: 79Br y 81Br, los dos con una abundancia de cerca del 50%. editar 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. editar Toxicidad de compuestos En todos los compuestos halogenados hay un peligro relacionado con su toxicidad. Según la normativa de la Unión Europea a partir de enero del 2007 se empezó a prohibir 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, cabe recordar que 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. editar Enlaces externos Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Bromo.Commons WebElements.com - Bromine EnvironmentalChemistry.com - Bromine Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del bromo.