Bromo

El bromo es un elemento químico con el símbolo Br y el número atómico 35. Es el tercer halógeno más ligero y es un líquido marrón rojizo volátil a temperatura ambiente que se evapora rápidamente para formar un vapor de color similar. Sus propiedades son intermedias entre las del cloro y el yodo. Aislado de forma independiente por dos químicos, Carl Jacob Löwig (en 1825) y Antoine Jérôme Balard (en 1826), su nombre se deriva del griego antiguo βρῶμος (que significa "hedor"), en referencia a su olor fuerte y acre.

El bromo elemental es muy reactivo y, por lo tanto, no se encuentra libre en la naturaleza, sino en sales de haluros minerales cristalinos solubles e incoloros, análogas a la sal de mesa. Si bien es bastante raro en la corteza terrestre, la alta solubilidad del ion bromuro (Br) ha provocado su acumulación en los océanos. Comercialmente, el elemento se extrae fácilmente de los estanques de evaporación de salmuera, principalmente en los Estados Unidos, Israel y China. La masa de bromo en los océanos es aproximadamente una trescienta 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 de fuego, y más de la mitad del bromo que se produce en todo el mundo cada año se destina a este propósito. La misma propiedad hace que la luz solar ultravioleta disocie los compuestos organobromados volátiles en la atmósfera para producir átomos de bromo libres, lo que provoca el agotamiento de la capa de ozono. Como resultado, muchos compuestos organobromados, como el pesticida bromuro de metilo, ya no se usan. Los compuestos de bromo todavía se utilizan en fluidos de perforación de pozos, en películas fotográficas y como intermediarios en la fabricación de productos químicos orgánicos.

Grandes cantidades de sales de bromuro son tóxicas por la acción de los iones de bromuro solubles, que causan bromismo. Sin embargo, recientemente se ha dilucidado un papel biológico claro para los iones 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 tiempo. Como producto farmacéutico, el ion bromuro simple (Br) tiene efectos inhibitorios sobre el sistema nervioso central, y las sales de bromuro alguna vez fueron un importante sedante médico, antes de ser reemplazadas por fármacos de acción más corta. Conservan usos de nicho como antiepilépticos.

Historia

El bromo fue descubierto de forma independiente por dos químicos, Carl Jacob Löwig y Antoine Balard, en 1825 y 1826, respectivamente.

Löwig aisló el bromo de un manantial de agua mineral de su ciudad natal Bad Kreuznach en 1825. Löwig usó una solución de sal mineral saturada con cloro y extrajo el bromo con éter dietílico. Después de la evaporación del éter, quedó un líquido pardo. 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.

Balard encontró sustancias químicas de bromo en las cenizas de algas marinas de las marismas de Montpellier. Las algas se usaban para producir yodo, pero también contenían bromo. Balard destiló el bromo de una solución de ceniza de algas marinas 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 poder hacerlo estaba seguro de que había encontrado un nuevo elemento y lo denominó muride, derivado de la palabra latina muria ("salmuera").

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. En su publicación, Balard afirmó que cambió el nombre de muride a brôme a propuesta de M. Anglada. El nombre brôme (bromo) deriva del griego βρῶμος (brômos, "hedor"). Otras fuentes afirman que el químico y físico francés Joseph-Louis Gay-Lussac sugirió el nombre brôme para el olor característico de los vapores.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.

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.

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

Propiedades

El bromo es el tercer halógeno, siendo un no metal en el 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 3d 4p, con los siete electrones en la cuarta y más externa capa actuando como sus electrones de valencia. Como todos los halógenos, tiene un electrón menos que un octeto completo y, por lo tanto, es un agente oxidante fuerte que reacciona con muchos elementos para completar su capa exterior.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 ion bromuro es un agente reductor más débil que el yoduro, pero más fuerte que el cloruro. 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.Tiene un radio atómico intermedio entre el cloro y el yodo, y esto lleva a que muchas de sus propiedades atómicas tengan un valor intermedio similar entre el cloro y el yodo, como la primera energía de ionización, la afinidad electrónica, la entalpía de disociación de la molécula X ₂ (X = Cl, Br, I), radio iónico y longitud de enlace X–X. La volatilidad del bromo acentúa su olor muy penetrante, asfixiante y desagradable.

Los cuatro halógenos estables experimentan fuerzas de atracción intermoleculares de van der Waals, y su fuerza aumenta junto con el número de electrones entre todas las moléculas de halógeno diatómicas homonucleares. Así, 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 lleva a una alta volatilidad) gracias a su estructura molecular diatómica.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 ocurre porque las longitudes de onda de la luz visible absorbida por los halógenos aumentan en el grupo. Específicamente, el color de un halógeno, como el bromo, resulta de la transición de electrones entre el orbital molecular π _g de antienlace ocupado más alto y el orbital molecular σ _u de antienlace vacante más bajo. El color se desvanece a bajas temperaturas, de modo que el bromo sólido a -195 °C es de color amarillo pálido.

Al igual que el cloro y el yodo sólidos, el bromo sólido cristaliza en el sistema cristalino ortorrómbico, en una disposición en capas de moléculas de Br _2. La distancia Br-Br es 227 pm (cerca de la distancia gaseosa Br-Br 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 Ω cm justo por debajo del punto de fusión, aunque esto es más alto que la conductividad esencialmente indetectable del cloro.

A una presión de 55 GPa (aproximadamente 540 000 veces la presión atmosférica), el bromo sufre una transición de aislante a metal. A 75 GPa cambia a una estructura ortorrómbica centrada en las caras. A 100 GPa cambia a una forma monoatómica ortorrómbica centrada en el cuerpo.

Isótopos

El bromo tiene dos isótopos estables, Br y Br. Estos son sus únicos dos isótopos naturales, con Br constituyendo el 51% del bromo natural y Br constituyendo el 49% restante. Ambos tienen espín nuclear 3/2− y, por lo tanto, pueden usarse para resonancia magnética nuclear, aunque el 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 espectroscopia 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 Br (t _1/2 = 17,7 min), Br (t _1/2 = 4,421 h) y Br (t _1/2= 35,28 h), que puede producirse a partir de la activación neutrónica del bromo natural. El radioisótopo de bromo más estable es Br (t _1/2 = 57,04 h). El principal modo de descomposición de los isótopos más ligeros que el Br es la captura de electrones en isótopos de selenio; el de isótopos más pesados ​​que Br es decaimiento beta a isótopos de criptón; y Br puede decaer por cualquier modo a Se estable o Kr.

Química y compuestos

	X		XX	HX	Caja 3	AlX 3	CX4 _
	F		159	574	645	582	456
	cl		243	428	444	427	327
	hermano		193	363	368	360	272
	yo		151	294	272	285	239

El bromo tiene una reactividad intermedia entre el cloro y el yodo, y es uno de los elementos más reactivos. Las energías de enlace del 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 puede verse 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 a 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.

Bromuro de hidrógeno

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 por 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:2 P + 6 H ₂ O + 3 Br ₂ → 6 HBr + 2 H ₃ PO ₃H 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 ligeramente electronegativo; sin embargo, los enlaces de hidrógeno débiles están presentes 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. El bromuro de hidrógeno acuoso se conoce como ácido bromhídrico, que es un ácido fuerte (p K _a = −9) porque los enlaces de hidrógeno con el bromo son demasiado débiles para inhibir la disociación. El sistema HBr/H ₂ O también involucra muchos hidratos HBr · n H 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.

A diferencia del fluoruro de hidrógeno, es difícil trabajar con bromuro de hidrógeno líquido anhidro 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 HBr₂iones – estos últimos, en cualquier caso, son mucho menos estables que los iones bifluoruro (HF₂) 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 NR₄(R = Me, Et, Bu) aún puede estar aislado. El bromuro de hidrógeno anhidro es un solvente pobre, solo capaz de disolver compuestos moleculares pequeños como el cloruro de nitrosilo y el fenol, o sales con energías reticulares muy bajas como los haluros de tetraalquilamonio.

Otros bromuros binarios

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 excepción del xenón en el muy inestable XeBr ₂); inestabilidad nuclear extrema que dificulta la investigación química antes de la descomposición 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. (Sin embargo, el tribromuro de nitrógeno se denomina bromuro porque es análogo a los otros trihaluros de nitrógeno).

La bromación de metales con Br ₂ tiende a producir estados de oxidación más bajos que la cloración con Cl ₂cuando se dispone de una variedad de estados de oxidación. Los bromuros pueden fabricarse mediante la reacción de un elemento o su óxido, hidróxido o carbonato con ácido bromhídrico y luego deshidratarse a temperaturas moderadamente altas combinadas con gas bromuro de hidrógeno anhidro o a 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 por bromo, un bromuro de metal volátil, tetrabromuro de carbono o un bromuro orgánico. Por ejemplo, el óxido de niobio(V) reacciona con tetrabromuro de carbono a 370 °C para formar bromuro de niobio(V). Otro método es el intercambio de halógeno en presencia de un exceso de "reactivo halogenante", por ejemplo:FeCl ₃ + BBr ₃ (exceso) → FeBr ₃ + BCl ₃

Cuando se desea un bromuro más bajo, se puede reducir un haluro más alto usando hidrógeno o un metal como agente reductor, o se puede usar la descomposición térmica o la desproporción, de la siguiente manera:3 WBr ₅ + Algradiente térmico→475 °C → 240 °C3 WBr ₄ + AlBr ₃EuBr ₃ +1/2H ₂ → EuBr ₂ + HBr2 TaBr ₄ 500 °C→ TaBr ₃ + TaBr ₅

La mayoría de los bromuros de los metales previos a la transición (grupos 1, 2 y 3, junto con los lantánidos y actínidos en los estados de oxidación +2 y +3) son en su mayoría iónicos, mientras que los no metales tienden a formar bromuros moleculares covalentes, al igual que metales en altos estados de oxidación de +3 y superiores. El bromuro de plata es muy insoluble en agua y, por lo tanto, a menudo se usa como prueba cualitativa para el bromo.

Haluros de bromo

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 un monocloruro, así como un trifluoruro y un pentafluoruro. También se caracterizan algunos derivados catiónicos y aniónicos, como el BrF₂, BrCl₂, BrF₂, BrF₄y BrF₆. 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).

El monofluoruro de bromo (BrF) de color marrón pálido es inestable a temperatura ambiente y se desproporciona rápida e irreversiblemente en bromo, trifluoruro de bromo y pentafluoruro de bromo. Por lo tanto, no se puede obtener puro. Puede sintetizarse por reacción directa de los elementos, o por dosificación de bromo y trifluoruro de bromo a altas temperaturas. El monocloruro de bromo (BrCl), un gas de color marrón rojizo, se disocia muy fácilmente de forma reversible en bromo y cloro a temperatura ambiente y, por lo tanto, tampoco se puede obtener puro, aunque se puede obtener mediante la reacción directa reversible de sus elementos en la fase gaseosa o en tetracloruro de carbono. El monofluoruro de bromo en etanol conduce fácilmente a la monobromación de los compuestos aromáticos PhX (la para -bromación ocurre para X = Me, Bu, OMe, Br; la metabromación ocurre 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 bromación electrofílica rápida por parte del Br.

A temperatura ambiente, el trifluoruro de bromo (BrF ₃) es un líquido de color pajizo. Puede formarse por fluoración directa de bromo a temperatura ambiente y se purifica por destilación. Reacciona violentamente con el agua y explota al contacto con materiales inflamables, pero es un reactivo de fluoración menos potente que el trifluoruro de cloro. Reacciona vigorosamente con boro, carbono, silicio, arsénico, antimonio, yodo y azufre para dar fluoruros, y también convierte la mayoría de los metales y muchos compuestos metálicos en fluoruros; como tal, se utiliza para oxidar uranio a hexafluoruro de uranio en la industria de la energía nuclear. Los óxidos refractarios tienden a estar solo parcialmente fluorados, pero aquí los derivados KBrF ₄ y BrF ₂ SbF ₆permanecer reactivo. El trifluoruro de bromo es un solvente ionizante no acuoso útil, ya que se disocia fácilmente para formar BrF₂y BrF₄y por lo tanto conduce la electricidad.

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.. También reacciona violentamente con el agua y es un agente fluorante muy fuerte, aunque el trifluoruro de cloro es aún más fuerte.

Compuestos de polibromo

Aunque el dibromo es un agente oxidante fuerte con una energía de primera ionización alta, los 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 Br₃y marrón oscuro Br₅. El anión tribromuro, Br₃, también se ha caracterizado; es análogo al triyoduro.

Óxidos de bromo y oxoácidos

E°(pareja)	a (H) = 1(ácido)	E°(pareja)	a (OH) = 1(base)
Hab 2 /Hab	+1.052	Hab 2 /Hab	+1.065
HOBr/Br	+1.341	hermano / hermano	+0.760
Hermano3/br	+1.399	Hermano3/br	+0.584
HOBr/ Br2	+1.604	hermano /hermano 2	+0.455
Hermano3/Hab 2	+1.478	Hermano3/Hab 2	+0.485
Hermano3/HOBr	+1.447	Hermano3/Hermano	+0.492
Hermano4/ hermano3	+1.853	Hermano4/ hermano3	+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: alguna vez se pensó que no podían existir en absoluto. El monóxido de dibromo es un sólido de color marrón oscuro que, si bien es razonablemente estable a -60 °C, se descompone en su punto de fusión de -17,5 °C; es útil en las reacciones de bromación y puede obtenerse a partir de la descomposición a baja temperatura del dióxido de bromo en el vacío. Oxida el yodo a pentóxido de yodo y el benceno a 1,4-benzoquinona; en soluciones alcalinas, da el anión hipobromito.

El llamado "dióxido de bromo", un sólido cristalino de color amarillo pálido, puede formularse mejor como perbromato de bromo, BrOBrO ₃. Es térmicamente inestable por encima de -40 °C, descomponiéndose violentamente en sus elementos a 0 °C. También se conoce el trióxido de dibromo _, syn -BrOBrO2; es el anhídrido del ácido hipobromoso y del ácido brómico. Es un sólido cristalino naranja que se descompone por encima de -40 °C; si se calienta demasiado rápido, explota alrededor de 0 °C. También se conocen algunos otros óxidos de radicales inestables, al igual que algunos óxidos mal caracterizados, como el pentóxido de dibromo, el octóxido de tribromo y el trióxido de bromo.

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 sólo lo son en solución acuosa. Cuando el bromo se disuelve en una solución acuosa, ocurren las siguientes reacciones:

Br 2 + H 2 O	⇌ HOBr + H + Br	K ac = 7,2 × 10 mol l
Br 2 + 2 OH	⇌ OBr + H 2 O + Br	K alk = 2 × 10 mol l

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

3 Hno ⇌ 2 Hno + Hno3

K = 10

Los ácidos bromosos y los bromitas son muy inestables, aunque se conocen los bromitas de estroncio y bario. Más importantes son los bromatos, que se preparan en pequeña escala por oxidación de bromuro con hipoclorito acuoso, y son fuertes agentes oxidantes. A diferencia de los cloratos, que se desproporcionan muy lentamente en cloruro y perclorato, el anión bromato es estable a la desproporción tanto en soluciones ácidas como acuosas. El ácido brómico es un ácido fuerte. Los bromuros y los bromatos pueden estar en proporción con el bromo de la siguiente manera:Hermano₃+ 5 Hab + 6 H → 3 Hab ₂ + 3 H ₂ O

Hubo muchos intentos fallidos de obtener perbromatos y ácido perbrómico, lo que llevó a algunas racionalizaciones de por qué no deberían existir, hasta 1968, cuando el anión se sintetizó por primera vez a partir de la desintegración beta radiactiva de inestables.SeO₄. Hoy en día, los perbromatos se producen por oxidación de soluciones alcalinas de bromato con 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 termodinámicamente es extremadamente oxidante y se necesitan agentes oxidantes extremadamente fuertes para producirlo, como el flúor o el difluoruro de xenón. El enlace Br-O en BrO₄es 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 escaso blindaje proporcionado por los orbitales 3d sin nodos radiales.

Compuestos organobromados

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 átomo de carbono en un enlace C-Br es deficiente en electrones y, por lo tanto, electrofílico. La reactividad de los compuestos organobromados se parece, pero es intermedia, a la reactividad de los compuestos organoclorados y organoyodados. Para muchas aplicaciones, los organobromuros representan un compromiso de reactividad y costo.

Los organobromidos se producen normalmente 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 de bromación más seguros, como la N -bromosuccinimida. Las principales reacciones de los organobromuros incluyen la deshidrobromación, las reacciones de Grignard, el acoplamiento reductor y la sustitución nucleófila.

Los organobromuros son los organohaluros más comunes en la naturaleza, aunque la concentración de bromuro es solo 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. Se estima que los océanos liberan anualmente entre 1 y 2 millones de toneladas de bromoformo y 56 000 toneladas de bromometano.

Una antigua prueba cualitativa para la presencia del grupo funcional alqueno es que los alquenos vuelven incoloras las soluciones acuosas de bromo de color marrón, formando una bromohidrina con parte del dibromoalcano también producido. 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.

Ocurrencia y producción

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 más altas de bromo: por ejemplo, el Mar Muerto contiene un 0,4 % de iones de bromuro. Es a partir de estas fuentes que la extracción de bromo es mayormente económicamente factible.

Las principales fuentes de bromo se encuentran en los Estados Unidos e Israel. El elemento se libera por intercambio de halógenos, usando cloro gaseoso para oxidar Br a Br ₂. Luego 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 en tanques revestidos de plomo que pueden contener cientos de kilogramos o incluso toneladas de bromo. La industria del bromo es aproximadamente una centésima parte del tamaño de la industria del cloro. La producción en laboratorio es innecesaria porque el bromo está disponible comercialmente y tiene una larga vida útil.

Aplicaciones

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

Retardantes de llama

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 altamente reactivos, los radicales de oxígeno y los radicales hidroxi 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.

Para fabricar polímeros y plásticos bromados, los compuestos que contienen bromo se pueden incorporar al polímero durante la polimerización. Un método consiste en incluir una cantidad relativamente pequeña de monómero bromado durante el proceso de polimerización. Por ejemplo, el bromuro de vinilo se puede utilizar en la producción de polietileno, cloruro de polivinilo o polipropileno. También se pueden añadir moléculas específicas altamente bromadas que participan en el proceso de polimerización. Por ejemplo, el tetrabromobisfenol A se puede añadir a poliésteres o resinas epoxi, donde pasa a formar parte del polímero. Los epoxis que se utilizan en las placas de circuitos impresos normalmente se fabrican a partir de estas resinas ignífugas, 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,

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

Otros usos

El bromuro de plata se utiliza, ya sea solo o en combinación con cloruro de plata y yoduro de plata, como constituyente sensible a la luz de las emulsiones fotográficas.

El bromuro de etileno era un aditivo en las gasolinas que contenían agentes antidetonantes de plomo. Elimina el plomo formando bromuro de plomo volátil, que se expulsa 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).

El aceite vegetal bromado (BVO), una mezcla compleja de triglicéridos derivados de plantas que han reaccionado para contener átomos del elemento bromo unidos a las moléculas, se usa principalmente para ayudar a emulsionar refrescos con sabor a cítricos, evitando que se separen durante la distribución.

El venenoso bromometano fue ampliamente utilizado como plaguicida para fumigar suelos y viviendas, mediante el método de las tiendas de campaña. De manera similar se usó bromuro de etileno. Estos compuestos organobromados volátiles ahora están todos regulados como agentes de agotamiento de la capa de ozono. El Protocolo de Montreal sobre Sustancias que Agotan la Capa de Ozono programó la eliminación gradual del químico que agota la capa de ozono para 2005, y los pesticidas organobromuros ya no se usan (en la fumigación de viviendas han sido reemplazados por compuestos como el fluoruro de sulfurilo, que no contienen ni cloro ni compuestos orgánicos de bromo que dañan el ozono). Antes del protocolo de Montreal en 1991 (por ejemplo), se usaban unas 35.000 toneladas del producto químico para controlar nematodos, hongos, malas hierbas y otras enfermedades transmitidas por el suelo.

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 medicina veterinaria como humana, aunque este último uso varía de un país a otro. Por ejemplo, la Administración de Drogas y Alimentos de los EE. UU. (FDA) no aprueba el bromuro para el tratamiento de ninguna enfermedad, y se eliminó de los productos sedantes de venta libre como Bromo-Seltzer en 1975.Los productos farmacéuticos organobromados comercialmente disponibles incluyen el vasodilatador nicergolina, el sedante brotizolam, el agente anticancerígeno pipobroman y el antiséptico merbromina. De lo contrario, los compuestos organobromados rara vez son farmacéuticamente útiles, en contraste con la situación de los compuestos organofluorados. Varios fármacos se producen como sales de bromuro (o equivalentes, bromhidrato), pero en tales casos el bromuro sirve como un contraión inocuo sin importancia biológica.

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 una enorme cantidad de aplicaciones (por ejemplo, bromuro de plata para fotografía). Las baterías de zinc-bromo son baterías de flujo híbrido que se utilizan para el respaldo y almacenamiento de energía eléctrica estacionaria; de escala doméstica a escala industrial.

El bromo se usa en torres de enfriamiento (en lugar de cloro) para controlar bacterias, algas, hongos y mejillones cebra.

Debido a que tiene cualidades antisépticas similares al cloro, el bromo se puede usar de la misma manera que el cloro como desinfectante o antimicrobiano en aplicaciones como piscinas. Sin embargo, el bromo generalmente no se usa en el exterior para estas aplicaciones debido a que es relativamente más costoso que el cloro y la ausencia de un estabilizador para protegerlo del sol. Para piscinas cubiertas, puede ser una buena opción ya que es efectivo en un rango de pH más amplio. También es más estable en una piscina climatizada o jacuzzi.

Rol biológico y toxicidad

Un estudio de 2014 sugiere que el bromo (en forma de ion 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 animales. Sin embargo, no se han documentado síntomas o síndromes de privación claros. En otras funciones biológicas, el bromo puede no ser esencial pero aún así ser beneficioso cuando reemplaza al cloro. Por ejemplo, en presencia de peróxido de hidrógeno, H ₂ O ₂, formada por el eosinófilo y los iones de cloruro o bromuro, la peroxidasa de eosinófilos proporciona un potente mecanismo mediante 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 fin, generando hipobromito (ácido hipobromoso), aunque es posible el uso de cloruro.

Los α-haloésteres generalmente se consideran intermediarios altamente reactivos y, en consecuencia, tóxicos en la síntesis orgánica. Sin embargo, los mamíferos, incluidos los humanos, los gatos y las ratas, parecen biosintetizar trazas de un α-bromoéster, 2-octil 4-bromo-3-oxobutanoato, que se encuentra en su líquido cefalorraquídeo y parece desempeñar un papel aún no aclarado en la inducción de Sueño REM. La mieloperoxidasa de neutrófilos puede usar H ₂ O ₂ y Br para bromar la desoxicitidina, lo que podría provocar mutaciones en el ADN. Los organismos marinos son la principal fuente de compuestos organobromados, y es en estos organismos donde el bromo se muestra más firmemente esencial. En 1999 se identificaron más de 1600 de estos compuestos organobromados. El más abundante es el bromuro de metilo (CH ₃Br), de las cuales se estima que las algas marinas producen unas 56.000 toneladas cada año. El aceite esencial del alga hawaiana Asparagopsis taxiformis está compuesto en un 80 % por bromoformo. La mayoría de estos compuestos organobromados en el mar se producen por la acción de una enzima de algas única, la bromoperoxidasa de vanadio.

El anión bromuro no es muy tóxico: una ingesta diaria normal es de 2 a 8 miligramos. 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 significativas y, a veces, graves en las funciones neurológicas, psiquiátricas, dermatológicas y gastrointestinales, la muerte por bromismo es rara.El bromismo es causado por un efecto neurotóxico en el cerebro que produce somnolencia, psicosis, convulsiones y delirio.

El bromo elemental es tóxico y causa quemaduras químicas en la carne humana. La inhalación de gas de bromo provoca una irritación similar de las vías respiratorias, lo que provoca tos, asfixia, 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. Se requiere precaución al transportar bromo; se transporta comúnmente en tanques de acero revestidos de plomo, sostenidos por fuertes armazones de metal.La Administración de Salud y Seguridad Ocupacional (OSHA) de los Estados Unidos ha establecido un límite de exposición permisible (PEL) para el bromo en un promedio ponderado en el tiempo (TWA) de 0,1 ppm. El Instituto Nacional para la 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 inmediatamente peligroso para la vida y la salud (IDLH) es de 3 ppm. 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 las instalaciones que producen, almacenan, o usarlo en cantidades significativas.

4-bromo-3-oxobutanoato de 2-octilo, un compuesto organobromado que se encuentra en el líquido cefalorraquídeo de los mamíferos