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
Características principalesEl 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. Aplicaciones
HistoriaEl 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 obtenciónLa 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:
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.- CompuestosPuede presentar distintos estados de oxidación. Los más comunes son -1 (lo más común),+1(con cloro) (+3 con flúor) y +5 (con oxígeno).
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
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:
El bromo en disolución acuosa puede desproporcionar:
Pero la reacción no transcurre en medio ácido. También se puede obtener por oxidación el ion Br2+. Papel biológicoEl 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. IsótoposEn la naturaleza se encuentran dos isótopos: 79Br y 81Br, los dos con una abundancia de cerca del 50%. PrecaucionesEn 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 compuestosComo 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
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