|
|
|
|
|
Símbol: Br |
Nombre atòmic: 35 |
|
|
Brom |
Bromo |
Bromine |
Brome |
Grup: 17 |
Període: 4 |
|
|
Família: Halogens |
Configuració electrònica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 |
|||||
|
Generalitats |
|||||
|
Descobridor/s: Antoine J. Balard |
Nacionalitat: França |
Any: 1826 |
|||
|
Origen del nom: del grec
“bromos” que vol dir mal olor. |
Una mica d’història: Per la seva gran similitud
química amb el clor, amb el que va associat freqüentment , es va
tardar molt de temps a considerar-lo com un element independent
d’aquest. A l’any 1826, mentre feia un estudi de les
aigües mares que resultaven de la cristal·lització de la
sal als pantans pròxims a Montpellier (França), Antoine
Jérôme Balard va obtenir un líquid de color bru fosc,
molt irritant i d’olor molt desagradable, al que va anomenar
“muride”. Posteriorment va canviar aquest nom
pel de brom, procedent del grec bromos,
que significa mal olor. El brom no es va preparar en
quantitat fins 1860. |
||||
|
Estat natural: El
brom no es troba a la natura com a element lliure, sinó formant principalment
bromurs. Tot
i que l’escorça terrestre conté de 1015 a 1016
tones de brom, la major part del brom recuperable es troba a la hidrosfera. L’aigua
de mar, que conté una concentració mitjana de 65 ppm de
brom, és la seva principal
font d’obtenció. Les
altres fonts principals en els Estats Units són salines
subterrànies i llacs salats, amb producció comercial a
Michigan, Arkansas i Califòrnia. |
Estructura cristal·lina:
Ortorròmbic |
|
|||
|
Abundància
a l’ésser humà: 2900 ppb (parts per bilió) en pes |
Abundància
a la Terra: L’aigua del mar, que conté una
concentració mitjana de 65ppm de brom, és la principal font
d’obtenció. L’escoça terrestre conte entre
1015 i 1016 tones de brom. |
Abundància
al Sistema Solar: 7 ppb (parts per bilió) en pes |
|||
|
Propietats |
||||||||
|
Físiques |
Massa
atòmica (u) |
Densitat
(kg/m3) |
Duresa
(escala de Mohs) |
Volum
atòmic (cm3/mol) |
||||
|
79,904 |
4050 |
-- |
23,5 |
|||||
|
Tèrmiques |
Estat
d’agregació a 298 K |
Punt de
fusió (K) |
Punt
d’ebullició (K) |
|
||||
|
Líquid |
265,9 |
331,94 |
|
|||||
|
Radis |
Radi
atòmic (Å) |
Radi
iònic (Å) |
Radi
covalent (Å) |
|
||||
|
1,12 |
1,95 (Br-1) 0,39
(Br+7) |
1,14 |
|
|||||
|
Ionització |
Afinitat
electrònica (KJ/mol) |
1a
energia ionització (KJ/mol) |
2a
energia ionització (KJ/mol) |
3a
energia ionització (KJ/mol) |
Estats
d’oxidació |
|||
|
324,7 |
1139,9 |
2103,4 |
3473,4 |
-1, +1, +3, +4, +5, +7 |
||||
|
Elèctriques |
Conductivitat
elèctrica (mOhm.cm)-1 |
Electròniques |
Electronegativitat
(Pauling) |
Polaritzabilitat
(Å3) |
|
|||
|
0,0 |
2,96 |
3,1 |
|
|||||
|
Termodinàmiques |
Calor
d’atomització (KJ/mol d’àtoms) |
Calor de
fusió (KJ/mol) |
Calor de
vaporització (KJ/mol) |
Calor
específica (J/kg K) |
Conductivitat
tèrmica (J/m s ºC) |
|||
|
112,0 |
10,8 |
29,6 |
71,06 |
0,12 |
||||
|
Altres |
Potencial
normal de reducció (v) |
Caràcter
metàl·lic |
Precaucions: S’ha de manejar amb molta precaució
ja que si entra en contacte amb la pell, provoca úlceres que es curen
molt lentament. El brom és un líquid
molt corrosiu i oxidant, el vapor del qual ataca els ulls i als pulmons amb
efectes dolorosos, però la seva olor serveix d’avís. Les sals de bromurs són
tòxiques. Poden provocar disfuncions del sistema nerviós i
alteracions del material genètic. També poden danyar
òrgans com el fetge, ronyons, pulmons i testicles i poden causar
disfuncions estomacals i gastrointestinals. El consum excessiu de brom provoca
depressió i pèrdua de pes. |
|||||
|
+1,60 HBrO/Br2 (solució àcida) |
no metall |
|||||||
|
Característiques: |
|
|||||||
|
A temperatura ambient, és un
líquid de color vermell fosc, tres vegades més dens que
l’aigua, que es volatilitza amb facilitat produïnt un vapor
vermellós verinós i sofocant compost per molècules
diatòmiques. Té un punt d’ebullició baix
però densitat alta. Té dos isòtops
estables i varis radioisòtops. És lleugerament soluble en
aigua i per damunt dels 7ºC forma amb aquesta un sòlid
vermellós hidratat, Br2 · 10H2O. És molt soluble en una
ample varietat de dissolvents orgànics com alcohol, èter,
cloroform i sulfur de carboni. Les seves propietats són
intermèdies entre les del clor i les del iode. |
||||||||
|
Isòtops |
||||||
|
Isòtop |
Protons |
Neutrons |
Símbol |
Vida mitjana |
Abundància(%) |
Altres |
|
Brom–72 |
35 |
37 |
72Br |
1,31
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–73 |
35 |
38 |
73Br |
3,4
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–74 |
35 |
39 |
74Br |
25,4
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–75 |
35 |
40 |
75Br |
1,62
hores |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–76 |
35 |
41 |
76Br |
16
hores |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–77 |
35 |
42 |
77Br |
2,376
dies |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–78 |
35 |
43 |
78Br |
6,46
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–79 |
35 |
44 |
79Br |
Estable |
50,69 |
|
|
Brom–80 |
35 |
45 |
80Br |
17,66
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–81 |
35 |
46 |
81Br |
Estable |
49,31 |
|
|
Brom–82 |
35 |
47 |
82Br |
1,471
dies |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–83 |
35 |
48 |
83Br |
2,4 hores |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–84 |
35 |
49 |
84Br |
31,8
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Brom–85 |
35 |
50 |
85Br |
2,87
minuts |
0,00 |
Radioactiu |
|
Reactivitat |
|
|
Descripció |
És molt reactiu químicament.
En presència d’àlcalis,
reacciona amb l’aigua per a donar una mescla d’àcid bromhídric
(HBr), i àcid hipobromós (HOBr); només una sisena part
del total de brom és converteix en la reacció: 3 Br2 (g) + 6 OH- (aq) à BrO3- (aq) + 5 Br-
(aq) + 3 H2O És un poderós oxidant
encara que és lleugerament menys actiu que el clor i reacciona amb
molts compostos i elements metàl·lics per a donar bromurs. No reacciona amb oxigen ni amb
nitrogen però si ho fa amb ozó, O3, a -78ºC per
a formar diòxid de brom (IV) : Br2 (l) + 2 O3
(g) à 2 BrO2 (s) + O2 (g) Reacciona amb l’aigua per a
produir hipobromit OBr-. La posició de l’equilibri
depèn del pH de la solució: Br2 (l) + H2O
(l) à OBr- (aq) + 2 H+ (aq) + Br-
(aq) Reacciona amb fluor, F2,
en fase gas per a formar espècies interhalogenades BrF. El producte
és difícil d’obtenir pur ja que el BrF a temperatura
ambient es desplaça cap a la formació de Br2, BrF3
i BrF5:
Br2 (g) + F2 (g) à 2 BrF (g)
3 BrF (g) à Br2 (l) + BrF3 (l)
5 BrF (g) à 2 Br2 (l) + BrF5 (l) Sota condicions molt
forçades, un excés de fluor reacciona amb el brom, Br2,
a 150ºC per a formar BrF5: Br2 (l) + 5 F2
(g) à 2 BrF5 (l) El clor, Cl2, reacciona
amb el brom, Br2, en fase gas per a formar una espècie
interhalogenada inestable, ClBr:
Cl2 (g) + Br2 (g) à 2 ClBr (g) De manera similar, el Br2
reacciona amb el iode, I2, a temperatura ambient per a formar BrI: Br2 (l) + I2
(s) à 2 IBr (s) |
|
Amb aire |
No reacciona
|
|
Amb H2O |
No reacciona, es dissol Br2 (aq) |
|
Amb HCL 6M |
No reacciona, es dissol Br2 (aq) |
|
Amb NaOH 6M |
Suau; à OBr- , Br- |
|
Obtenció |
La
major part del brom es troba en el mar en forma de bromur, Br-. En el mar
presenta una concentració d’uns 65 µg/g. El brom molecular, Br2 s’obté
a partir de les salmorres, per mitjà de l’oxidació del
bromur amb clor, una vegada obtingut aquest: 2Br- + Cl2 -à Br2
+ 2Cl- És necessari emprar un
procés de destil·lació per a separar-lo del Cl2. Aproximadament es produïxen en
el món 500 milions de quilograms de brom per any (2001). Els Estats
Units i Israel són els principals productors. L’augment de la demanda ha
conduït a la producció de brom a partir de l’aigua de mar.
S’acidifica l’aigua de mar amb àcid sulfúric (0,12
kg de sulfúric per tona d’aigua), es tracta amb clor per a
desplaçar el brom que posteriorment es purifica. Quantitats petites de brom
també es poden obtenir durant la reacció del bromur de sodi
sòlid, NaBr, amb àcid sulfúric concentrat, H2SO4. La
primera fase és la formació de HBr que és un gas,
però sota condicions, part del HBr és oxidat pel H2SO4 per a
formar brom i diòxid de sofre. Aquest reacció no funciona amb
els clorurs i fluorurs corresponents:
NaBr (s) + H2SO4 (l) à HBr (aq) + NaHSO4 (s)
2 HBr (g) + H2SO4 (l) à Br2 (g) + SO2 (g) + H2O (l)
|
|
Molta part del brom s’utilitza en la preparació del 1,2 dibromoetà (bromur d’etilè), un component antidetonat per a la gasolina. Els bromurs s’usen en fotografia (AgBr) com a emulsió, en medicina (KBr) com a sedant i en la producció de petroli i gas natural. El brom també s’utilitza com a fumigant, en compostos de purificació d’aigües, en tints, en medicaments i en fitosanitaris. La capacitat del brom per a unir-se a posicions poc usuals de les molècules orgàniques fa que s’utilitzi com a eina d’investigació. La densitat del compostos de brom
també els fa útils en la separació gradual del
carbó i altres minerals per gradients de densitat. |
|
|
Molt tòxic. Si
entra en contacte amb la pell, provoca úlceres que es curen molt
lentament. El brom és un líquid
molt corrosiu i oxidant, el vapor del qual ataca els ulls i als pulmons amb
efectes dolorosos, però la seva olor serveix d’avís. Les sals de bromurs són
tòxiques. Poden provocar disfuncions del sistema nerviós i
alteracions del material genètic. També poden danyar
òrgans com el fetge, ronyons, pulmons i testicles i poden causar
disfuncions estomacals i gastrointestinals. El consum excessiu de brom provoca
depressió i pèrdua de pes. |