El bromo es un elemento químico ; tiene símbolo Br y número atómico 35. Es un líquido volátil de color marrón rojizo a temperatura ambiente que se evapora fácilmente 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 deriva del griego antiguo βρῶμος (bromos), que significa "hedor", en referencia a su olor penetrante y penetrante.
El bromo elemental es muy reactivo y, por lo tanto, no se encuentra como elemento libre en la naturaleza. En cambio, se puede aislar a partir de sales de haluros minerales cristalinos solubles e incoloros análogas a la sal de mesa , propiedad que comparte con los otros halógenos . 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 Estados Unidos e Israel. La masa de bromo en los océanos es aproximadamente una tercera centésima parte de la del cloro.
En condiciones estándar de temperatura y presión es un líquido; El único otro elemento 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 retardantes de fuego , y más de la mitad del bromo producido en todo el mundo cada año se destina a este fin. La misma propiedad hace que la luz solar ultravioleta disocia 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 utilizan. Los compuestos de bromo todavía se utilizan en fluidos de perforación de pozos , en películas fotográficas y como intermediario en la fabricación de productos químicos orgánicos .
Grandes cantidades de sales de bromuro son tóxicas por la acción de los iones de bromuro solubles, provocando bromismo . Sin embargo, el bromo es beneficioso para los eosinófilos humanos [9] y es un oligoelemento esencial para el desarrollo de colágeno en todos los animales. [10] Cientos de compuestos organobromados conocidos son generados por plantas y animales terrestres y marinos, y algunos cumplen funciones biológicas importantes. [11] Como producto farmacéutico , el ion bromuro simple (Br − ) tiene efectos inhibidores 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 específicos como antiepilépticos .
El bromo fue descubierto de forma independiente por dos químicos, Carl Jacob Löwig [12] y Antoine Balard , [13] [14] en 1825 y 1826, respectivamente. [15]
Löwig aisló bromo de un manantial de agua mineral de su ciudad natal, Bad Kreuznach, en 1825. Löwig utilizó una solución de sal mineral saturada con cloro y extrajo el bromo con éter dietílico . Después de la evaporación del éter quedó un líquido marrón. Con este líquido como muestra de su trabajo postuló para un puesto en el laboratorio de Leopold Gmelin en Heidelberg . La publicación de los resultados se retrasó y Balard publicó sus resultados primero. [dieciséis]
Balard encontró sustancias químicas de bromo en las cenizas de algas de las marismas de Montpellier . Las algas se utilizaban para producir yodo, pero también contenían bromo. Balard destiló el bromo de una solución de cenizas de algas saturadas de cloro. Las propiedades de la sustancia resultante eran intermedias entre las del cloro y el yodo; así intentó demostrar que la sustancia era monocloruro de yodo (ICl), pero al no poder lograrlo estuvo seguro de haber encontrado un nuevo elemento y lo llamó murida, derivada de la palabra latina muria ("salmuera"). [14] [17] [18]
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 Academia de Ciencias y se publicaron en Annales de Chimie et Physique . [13] En su publicación, Balard afirma que cambió el nombre de muride a brôme a propuesta de M. Anglada. El nombre brôme (bromo) deriva del griego βρῶμος ( brômos , "hedor"). [13] [19] [17] [20] Otras fuentes afirman que el químico y físico francés Joseph-Louis Gay-Lussac sugirió el nombre brôme por el olor característico de los vapores. [21] [22] 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 . [23]
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. [24]
En 1864, una solución al 25 % de bromo líquido en bromuro de potasio acuoso 0,75 molar [25] se utilizaba ampliamente [26] para tratar la gangrena durante la Guerra Civil estadounidense, antes de las publicaciones de Joseph Lister y Pasteur . [27]
El bromuro de potasio y el bromuro de sodio se utilizaron como anticonvulsivos y sedantes a finales del siglo XIX y principios del XX, pero fueron reemplazados gradualmente por el hidrato de cloral y luego por los barbitúricos . [28] En los primeros años de la Primera Guerra Mundial , se utilizaron como gas venenoso compuestos de bromo como el bromuro de xililo . [29]
El bromo es el tercer halógeno , siendo un no metal del 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 2 3d 10 4p 5 , con los siete electrones de la cuarta y más externa capa actuando como sus electrones de valencia . Como todos los halógenos, le falta un electrón para llegar a un octeto completo y, por tanto, es un agente oxidante fuerte que reacciona con muchos elementos para completar su capa exterior. [30] 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. [30] Estas similitudes llevaron a que el cloro, el bromo y el yodo fueran clasificados juntos como una de las tríadas originales de Johann Wolfgang Döbereiner , cuyo trabajo presagió la ley periódica de los elementos químicos. [31] [32] Tiene un radio atómico intermedio entre el cloro y el yodo, y esto lleva a que muchas de sus propiedades atómicas sean igualmente intermedias en valor entre el cloro y el yodo, como la primera energía de ionización , la afinidad electrónica , la entalpía de disociación del Molécula X 2 (X = Cl, Br, I), radio iónico y longitud del enlace X-X. [30] La volatilidad del bromo acentúa su olor muy penetrante, asfixiante y desagradable. [33]
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 diatómico homonucleares. Por tanto, 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. [30] Los halógenos se oscurecen a medida que el grupo desciende: 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 se produce porque las longitudes de onda de la luz visible absorbidas por los halógenos aumentan en el grupo. [30] Específicamente, el color de un halógeno, como el bromo, resulta de la transición electrónica entre el orbital molecular antienlazante π g ocupado más alto y el orbital molecular antienlazante σ u vacante más bajo . [34] El color se desvanece a bajas temperaturas, por lo que el bromo sólido a -195 °C es de color amarillo pálido. [30]
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 Br-Br gaseoso de 228 pm) y la distancia Br···Br entre moléculas es 331 pm dentro de una capa y 399 pm entre capas (compárese con el radio de van der Waals de bromo, 195 pm). Esta estructura significa que el bromo es un muy mal conductor de la electricidad, con una conductividad de alrededor de 5 × 10 −13 Ω −1 cm −1 justo por debajo del punto de fusión, aunque es más alta que la conductividad esencialmente indetectable del cloro. [30]
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 la cara. A 100 GPa cambia a una forma monoatómica ortorrómbica centrada en el cuerpo. [35]
El bromo tiene dos isótopos estables , 79 Br y 81 Br. Estos son sus dos únicos isótopos naturales: el 79 Br constituye el 51% del bromo natural y el 81 Br el 49% restante. Ambos tienen espín nuclear 3/2− y, por tanto, pueden usarse para resonancia magnética nuclear , aunque el 81 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 y tienen vidas medias demasiado cortas para ocurrir en la naturaleza. De estos, los más importantes son 80 Br ( t 1/2 = 17,7 min), 80 m Br ( t 1/2 = 4,421 h) y 82 Br ( t 1/2 = 35,28 h), que pueden producirse a partir de la Activación neutrónica del bromo natural. [30] El radioisótopo de bromo más estable es el 77 Br ( t 1/2 = 57,04 h). El modo de desintegración principal de los isótopos más ligeros que el 79 Br es la captura de electrones en isótopos de selenio ; el de los isótopos más pesados que el 81 Br es la desintegración beta en isótopos de criptón ; y el 80 Br puede desintegrarse en cualquiera de los modos hasta estabilizarse en 80 Se o 80 Kr. Los isótopos de Br de 87 Br y más pesados sufren desintegración beta con emisión de neutrones y son de importancia práctica porque son productos de fisión. [36]
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 menores que las del cloro pero mayores que las del yodo, y el bromo es un agente oxidante más débil que el cloro pero más fuerte que el yodo. Esto se puede ver 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 los de la cloración. El bromo tiende a reaccionar con compuestos que incluyen enlaces M – M, M – H o M – C para formar enlaces M – Br. [34]
El compuesto más simple del 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 mediante 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: [37]
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 sólo levemente electronegativo; sin embargo, hay enlaces de hidrógeno débiles 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. [37] 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 bromo y cationes 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 mediante destilación. [38]
A diferencia del fluoruro de hidrógeno , es difícil trabajar con bromuro de hidrógeno líquido anhidro como disolvente, 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 HBr.−
2iones – estos últimos, en cualquier caso, son mucho menos estables que los iones bifluoruro ( HF−
2) 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 NR+
4(R = Me , Et , Bun ) aún pueden aislarse . El bromuro de hidrógeno anhidro es un disolvente 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. [38]
Casi todos los elementos de la tabla periódica forman bromuros binarios. Las excepciones son decididamente minoritarias y se deben en cada caso a 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 desintegración 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 formalmente no son bromuros sino óxidos, nitruros, fluoruros o cloruros de bromo. (No obstante, 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 2 cuando se dispone de una variedad de estados de oxidación. Los bromuros se pueden producir mediante la reacción de un elemento o su óxido, hidróxido o carbonato con ácido bromhídrico y luego deshidratados mediante temperaturas ligeramente altas combinadas con gas bromuro de hidrógeno anhidro o a baja presión. Estos métodos funcionan mejor cuando el producto 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 con bromo, un bromuro metálico 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) . [39] Otro método es el intercambio de halógenos en presencia de un exceso de "reactivo halogenante", por ejemplo: [39]
Cuando se desea un bromuro inferior, se puede reducir un haluro superior utilizando hidrógeno o un metal como agente reductor, o se puede utilizar la descomposición térmica o la desproporción , como se indica a continuación: [39]
La mayoría de los bromuros metálicos con el metal en estados de oxidación bajos (+1 a +3) son iónicos. Los no metales tienden a formar bromuros moleculares covalentes, al igual que los metales en estados de oxidación altos de +3 y superiores. Tanto los bromuros iónicos como los covalentes son conocidos para metales en estado de oxidación +3 (por ejemplo, el bromuro de escandio es mayoritariamente iónico, pero el bromuro de aluminio no lo es). El bromuro de plata es muy insoluble en agua y, por lo tanto, se utiliza a menudo como prueba cualitativa para el bromo. [39]
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 BrF.−
2, BrCl−
2, BrF+
2, BrF+
4y BrF+
6. 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 ). [40]
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 tanto, no se puede obtener puro. Puede sintetizarse mediante la reacción directa de los elementos o mediante la comparación de bromo y trifluoruro de bromo a altas temperaturas. [40] El monocloruro de bromo (BrCl), un gas de color marrón rojizo, se disocia con bastante facilidad 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 el gas. fase o en tetracloruro de carbono . [39] El monofluoruro de bromo en etanol conduce fácilmente a la monobromación de los compuestos aromáticos PhX ( la parabromación ocurre para X = Me, Bu t , OMe, Br; la metabromación ocurre para la desactivación de X = –CO 2 Et, –CHO , –NO 2 ); esto se debe a la fisión heterolítica del enlace Br-F, lo que lleva a una rápida bromación electrófila por parte del Br + . [39]
A temperatura ambiente, el trifluoruro de bromo (BrF 3 ) es un líquido de color pajizo. Puede formarse fluorando directamente bromo a temperatura ambiente y se purifica mediante destilación. Reacciona violentamente con el agua y explota al contacto con materiales inflamables, pero es un reactivo fluorante 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 sólo parcialmente fluorados, pero aquí los derivados KBrF 4 y BrF 2 SbF 6 siguen siendo reactivos. El trifluoruro de bromo es un disolvente ionizante no acuoso útil, ya que se disocia fácilmente para formar BrF.+
2y BrF−
4y por tanto conduce la electricidad. [41]
El pentafluoruro de bromo (BrF 5 ) se sintetizó por primera vez en 1930. Se produce a gran escala mediante la reacción directa del bromo con un exceso de flúor a temperaturas superiores a 150 °C, y a pequeña escala mediante la fluoración del 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. [42]
Aunque el dibromo es un agente oxidante fuerte con una alta energía de primera ionización, oxidantes muy fuertes como el fluoruro de peroxidisulfurilo (S 2 O 6 F 2 ) pueden oxidarlo para formar Br , de color rojo cereza.+
2catión. Se conocen algunos otros cationes de bromo, a saber, el marrón Br+
3y marrón oscuro Br+
5. [43] El anión tribromuro, Br−
3, también se ha caracterizado; es análogo al triyoduro . [40]
Los óxidos de bromo no se caracterizan tan bien como los óxidos de cloro o los óxidos de yodo , ya que todos ellos son bastante inestables: antes se pensaba que no podían existir en absoluto. El monóxido de dibromo es un sólido de color marrón oscuro que, aunque razonablemente estable a -60 °C, se descompone en su punto de fusión de -17,5 °C; es útil en reacciones de bromación [45] 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 . [46]
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 y se descompone violentamente en sus elementos a 0 °C. También se conoce el trióxido de dibromo , sin -BrOBrO 2 ; es el anhídrido del ácido hipobromoso y del ácido brómico . Es un sólido cristalino de color naranja que se descompone por encima de -40 °C; si se calienta demasiado rápido, explota alrededor de los 0 °C. También se conocen algunos otros óxidos radicales inestables, al igual que algunos óxidos mal caracterizados, como el pentóxido de dibromo , el octóxido de tribromo y el trióxido de bromo. [46]
Los cuatro oxoácidos , ácido hipobromoso (HOBr), ácido bromoso (HOBrO), ácido brómico (HOBrO 2 ) y ácido perbrómico (HOBrO 3 ), se estudian mejor debido a su mayor estabilidad, aunque sólo lo son en solución acuosa. Cuando el bromo se disuelve en una solución acuosa, ocurren las siguientes reacciones: [44]
El ácido hipobromoso es inestable a la desproporción. Los iones hipobromito se formaron así de manera desproporcionada fácilmente para dar bromuro y bromato: [44]
Los ácidos bromosos y los bromitos son muy inestables, aunque se conocen los bromitos de estroncio y bario . [47] Más importantes son los bromatos , que se preparan a pequeña escala mediante la oxidación del bromuro con hipoclorito acuoso , y son agentes oxidantes fuertes. A diferencia de los cloratos, que muy lentamente se desproporcionan con respecto al cloruro y al 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 bromatos pueden compararse con el bromo de la siguiente manera: [47]
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 sustancias inestables.83
SEO2-4
_. Hoy en día, los perbromatos se producen mediante la oxidación de soluciones de bromato alcalinas con gas flúor. El exceso de bromato y fluoruro se precipita en forma de 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 BrO−
4es bastante débil, lo que corresponde a la renuencia general de los elementos 4p arsénico , selenio y bromo a alcanzar su estado de oxidación de grupo, ya que vienen después de la contracción escandida caracterizada por el pobre blindaje que brindan los orbitales 3d sin nodos radiales. [48]
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 tanto, electrófilo . 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 entre reactividad y costo. [49]
Los organobromuros se producen normalmente mediante bromación aditiva o sustitutiva de otros precursores orgánicos. Se puede utilizar el bromo en sí, pero debido a su toxicidad y volatilidad, normalmente se utilizan reactivos de bromación más seguros, como la N -bromosuccinimida . Las principales reacciones de los organobromidos incluyen la deshidrobromación , las reacciones de Grignard , el acoplamiento reductor y la sustitución nucleofílica . [49]
Los organobromuros son los organohaluros más comunes en la naturaleza, aunque la concentración de bromuro es sólo 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. [50] Se estima que los océanos liberan entre 1 y 2 millones de toneladas de bromoformo y 56.000 toneladas de bromometano al año. [11]
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 electrófilo de vida corta . Este es un ejemplo de una reacción de adición de halógeno . [51]
El bromo es significativamente menos abundante en la corteza que el flúor o el cloro y comprende sólo 2,5 partes por millón de las rocas de la corteza terrestre, y sólo en forma de sales de bromuro. Es el cuadragésimo sexto elemento más abundante en la corteza terrestre. Es significativamente más abundante en los océanos, como resultado de una 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 de bromo más altas: por ejemplo, el Mar Muerto contiene un 0,4% de iones de bromo. [52] Es a partir de estas fuentes que la extracción de bromo es en su mayoría económicamente viable. [53] [54] [55]
Las principales fuentes de producción de bromo son Israel y Jordania . [56] El elemento se libera mediante intercambio de halógeno, utilizando cloro gaseoso para oxidar Br − a Br 2 . Luego se elimina con un chorro de vapor o aire, y luego se condensa y purifica. [57] 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 representa 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. [58]
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. [59]
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 radical en cadena de la reacción de oxidación del fuego. El mecanismo es que los radicales de hidrógeno, los radicales de oxígeno y los radicales hidroxilo , altamente reactivos , 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 los radicales libres que caracterizan la combustión. [60] [61]
Para fabricar polímeros y plásticos bromados, se pueden incorporar compuestos que contienen bromo 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, se puede añadir tetrabromobisfenol A a poliésteres o resinas epoxi, donde pasa a formar parte del polímero. Los epoxi utilizados en las placas de circuito impreso normalmente se fabrican a partir de este tipo de resinas retardantes de llama , 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, se puede añadir éter decabromodifenilo a los polímeros finales. [62]
Varios compuestos de halometano bromados, gaseosos o altamente volátiles , no son tóxicos y son agentes extintores de incendios superiores mediante este mismo mecanismo, y son particularmente eficaces en espacios cerrados como submarinos, aviones y naves espaciales. Sin embargo, son caros y su producción y uso se han visto muy restringidos debido a su efecto como agentes destructores de la capa de ozono. Ya no se utilizan en extintores de incendios de rutina, pero conservan usos específicos en aplicaciones aeroespaciales y militares de extinción automática de incendios. Incluyen bromoclorometano (Halón 1011, CH 2 BrCl), bromoclorodifluorometano (Halón 1211, CBrClF 2 ) y bromotrifluorometano (Halón 1301, CBrF 3 ). [63]
El bromuro de plata se utiliza, solo o en combinación con cloruro de plata y yoduro de plata , como componente sensible a la luz de las emulsiones fotográficas . [58]
El bromuro de etileno era un aditivo en las gasolinas que contenían agentes antidetonantes de motor con 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 Estados Unidos. Esta aplicación ha disminuido desde la década de 1970 debido a las regulaciones ambientales (ver más abajo). [64]
El aceite vegetal bromado (BVO), una mezcla compleja de triglicéridos de origen vegetal que han reaccionado para contener átomos del elemento bromo unidos a las moléculas, se utiliza principalmente para ayudar a emulsionar los refrescos con sabor a cítricos, evitando que se separen durante la distribución.
El venenoso bromometano se utilizó ampliamente como pesticida para fumigar el suelo y las viviendas mediante el método de las tiendas de campaña. De manera similar se utilizó bromuro de etileno. [65] Todos estos compuestos organobromados volátiles ahora están 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 de esta sustancia química que agota la capa de ozono para 2005, y los pesticidas organobromidos ya no se utilizan (en la fumigación de viviendas han sido reemplazados por compuestos como el fluoruro de sulfurilo , que no contiene cloro ni compuestos orgánicos de bromo que dañan el ozono). Antes del protocolo de Montreal de 1991 (por ejemplo), se estimaba que se utilizaban unas 35.000 toneladas del producto químico para controlar nematodos , hongos , malas hierbas y otras enfermedades transmitidas por el suelo. [66] [67]
En farmacología, los compuestos de bromuro inorgánicos , 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 Medicamentos y Alimentos de los EE. UU . (FDA) no aprueba el bromuro para el tratamiento de ninguna enfermedad, y el bromuro de sodio se eliminó de los productos sedantes de venta libre como Bromo-Seltzer , en 1975. [68] Organobromo disponible comercialmente Los productos farmacéuticos incluyen el vasodilatador nicergolina , el sedante brotizolam , el agente anticancerígeno pipobroman y el antiséptico merbromina . Por lo demás, los compuestos organobromados rara vez son útiles desde el punto de vista farmacéutico, a diferencia de lo que ocurre con los compuestos organoflúorados . Varios fármacos se producen en forma de sales de bromuro (o equivalentes, bromhidrato), pero en tales casos el bromuro sirve como un contraión inocuo sin importancia biológica. [49]
Otros usos de los compuestos organobromados incluyen fluidos de perforación de alta densidad, colorantes (como la púrpura de Tiro y el indicador azul de bromotimol ) y productos farmacéuticos. El propio bromo, así como algunos de sus compuestos, se utilizan en el tratamiento del agua y es el precursor de una variedad de compuestos inorgánicos con un enorme número de aplicaciones (por ejemplo, bromuro de plata para fotografía). [58] Las baterías de zinc-bromo son baterías de flujo híbrido que se utilizan para respaldo y almacenamiento de energía eléctrica estacionaria; desde la escala doméstica hasta la escala industrial.
El bromo se utiliza en torres de enfriamiento (en lugar de cloro) para controlar bacterias, algas, hongos y mejillones cebra. [69]
Debido a que tiene cualidades antisépticas similares al cloro, el bromo se puede utilizar de la misma manera que el cloro como desinfectante o antimicrobiano en aplicaciones como piscinas. Sin embargo, el bromo no suele utilizarse en el exterior para estas aplicaciones debido a que es relativamente más caro que el cloro y a la ausencia de un estabilizador que lo proteja del sol. Para piscinas cubiertas, puede ser una buena opción ya que es eficaz en un rango de pH más amplio. También es más estable en una piscina climatizada o en un jacuzzi. [ cita necesaria ]
Un estudio de 2014 sugiere que el bromo (en forma de ion bromuro) es un cofactor necesario en la biosíntesis de colágeno IV , lo que lo convierte en un elemento esencial para la arquitectura de la membrana basal y el desarrollo de tejidos en animales. [10] Sin embargo, no se han documentado síntomas o síndromes de privación claros en los mamíferos. [72] 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 , formado por los eosinófilos , e iones cloruro o bromuro, la peroxidasa de eosinófilos proporciona un potente mecanismo mediante el cual los eosinófilos matan parásitos multicelulares (como 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. [9]
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, el 4-bromo-3-oxobutanoato de 2-octilo, que se encuentra en el líquido cefalorraquídeo y parece desempeñar un papel aún no aclarado en la inducción de Sueño REM. [11] La mieloperoxidasa de neutrófilos puede utilizar H 2 O 2 y Br − para bromar la desoxicitidina, lo que podría provocar mutaciones en el ADN. [73] Los organismos marinos son la principal fuente de compuestos organobromados, y es en estos organismos donde se ha demostrado con mayor firmeza que el bromo es esencial. En 1999 se identificaron más de 1.600 compuestos organobromados. El más abundante es el bromuro de metilo (CH 3 Br), del cual se estima que las algas marinas producen unas 56.000 toneladas cada año. [11] El aceite esencial del alga hawaiana Asparagopsis taxiformis se compone de un 80% de bromoformo . [74] La mayoría de estos compuestos organobromados en el mar se producen mediante la acción de una enzima de algas única, la bromoperoxidasa de vanadio . [75]
El anión bromuro no es muy tóxico: una ingesta diaria normal es de 2 a 8 miligramos. [72] Sin embargo, los niveles altos de bromuro dañan 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. 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 importantes y a veces graves de las funciones neurológicas, psiquiátricas, dermatológicas y gastrointestinales, la muerte por bromismo es rara. [76] El bromismo es causado por un efecto neurotóxico en el cerebro que produce somnolencia , psicosis , convulsiones y delirio . [77]
El bromo elemental es tóxico y provoca quemaduras químicas en la carne humana. La inhalación de gas bromo produce una irritación similar del tracto respiratorio, provocando tos, asfixia, dificultad para respirar y la muerte si se inhala en cantidades suficientemente grandes. La exposición crónica puede provocar frecuentes infecciones bronquiales y un deterioro general de la salud. Como agente oxidante fuerte, el bromo es incompatible con la mayoría de los compuestos orgánicos e inorgánicos. [78] Se requiere precaución al transportar bromo; comúnmente se transporta en tanques de acero revestidos de plomo, sostenidos por fuertes estructuras metálicas. [58] 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 de 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. [79] El bromo está clasificado como una sustancia extremadamente peligrosa en los Estados Unidos, tal como se define en la Sección 302 de la Ley de Planificación de Emergencias y Derecho a la Información de la Comunidad (42 USC 11002), y está sujeto a estrictos requisitos de presentación de informes por parte de las instalaciones que producen , almacenarlo o utilizarlo en cantidades significativas. [80]
