# Bromo

| 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. |

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

## 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*]

## Notas

## 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.