El bromo fue descubierto de manera independiente por dos químicos en 1825-1826. El químico francés Antoine-Jérôme Balard (1802-1876), entonces con solo 23 años y trabajando como asistente en la Facultad de Ciencias de Montpellier, fue el primero en aislar e identificar formalmente el bromo en 1826. Balard estudiaba las aguas madres de las salinas de Montpellier, residuos muy concentrados en sales tras la evaporación del agua de mar para la producción de sal.
Al tratar estas aguas madres con cloro, Balard observó la aparición de una sustancia rojiza que logró aislar por destilación. Rápidamente reconoció que se trataba de un nuevo elemento químico, distinto del cloro y del yodo. Inicialmente propuso el nombre de muride (del latín muria, salmuera), pero el químico francés Louis-Jacques Thénard sugirió bromo, del griego bromos, que significa hedor, en referencia al olor acre y sofocante característico del bromo.
Paralelamente, el químico alemán Carl Jacob Löwig (1803-1890), entonces estudiante en Heidelberg, había aislado el bromo en 1825 a partir de una fuente de agua mineral de Bad Kreuznach. Sin embargo, Löwig retrasó la publicación de sus resultados porque deseaba producir una mayor cantidad del elemento para estudiarlo mejor. Cuando finalmente presentó su trabajo en 1826, Balard ya había publicado su descubrimiento, recibiendo así el reconocimiento oficial por el descubrimiento del bromo.
El descubrimiento del bromo completó la familia de los halógenos conocida en ese momento (cloro, yodo, bromo), reforzando la comprensión de las relaciones periódicas entre los elementos. El bromo se distinguió inmediatamente por su propiedad única de ser el único no metal líquido a temperatura ambiente, característica que comparte solo con el mercurio entre todos los elementos.
El bromo (símbolo Br, número atómico 35) es un halógeno del grupo 17 de la tabla periódica. Su átomo tiene 35 protones, generalmente 44 neutrones (para el isótopo más abundante \(\,^{79}\mathrm{Br}\)) y 35 electrones con la configuración electrónica [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵.
A temperatura ambiente, el bromo elemental se presenta como un líquido denso y móvil de color rojo-marrón, formado por moléculas diatómicas Br₂. Es el único no metal líquido en condiciones estándar, una propiedad notable que lo distingue de todos los demás halógenos (el flúor y el cloro son gaseosos, el yodo es sólido y el astato es extremadamente raro y radiactivo).
El bromo líquido tiene una alta densidad de 3,12 g/cm³, aproximadamente tres veces la del agua. Es moderadamente volátil a temperatura ambiente, produciendo vapores tóxicos y corrosivos de color rojo-marrón que se dispersan fácilmente en el aire. Estos vapores tienen un olor penetrante e irritante característico, reconocible incluso a muy bajas concentraciones.
El bromo se funde a -7,2 °C (265,9 K), formando un sólido cristalino anaranjado-rojizo con una estructura ortorrómbica. Hierve a 58,8 °C (332,0 K), produciendo vapores densos de color rojo-marrón. Este rango de temperatura relativamente estrecho para el estado líquido (unos 66 °C) explica por qué el bromo es líquido en condiciones normales de laboratorio, pero puede solidificarse o vaporizarse fácilmente.
Punto de fusión del bromo: 265,9 K (-7,2 °C).
Punto de ebullición del bromo: 332,0 K (58,8 °C).
Punto crítico del bromo: 588 K (315 °C) a 103 bar.
| Isótopo / Notación | Protones (Z) | Neutrones (N) | Masa atómica (u) | Abundancia natural | Vida media / Estabilidad | Desintegración / Observaciones |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Bromo-79 — \(\,^{79}\mathrm{Br}\,\) | 35 | 44 | 78,918337 u | ≈ 50,69 % | Estable | Isótopo estable más abundante del bromo, ligeramente mayoritario en el bromo natural. |
| Bromo-81 — \(\,^{81}\mathrm{Br}\,\) | 35 | 46 | 80,916290 u | ≈ 49,31 % | Estable | Segundo isótopo estable, casi tan abundante como el bromo-79. Utilizado en espectroscopia RMN. |
| Bromo-77 — \(\,^{77}\mathrm{Br}\,\) | 35 | 42 | 76,921379 u | Sintético | ≈ 57,0 horas | Radiactivo (captura electrónica). Emisor de positrones utilizado en imágenes PET para investigación médica. |
| Bromo-80 — \(\,^{80}\mathrm{Br}\,\) | 35 | 45 | 79,918529 u | Sintético | ≈ 17,7 minutos | Radiactivo (β⁻, 92%; β⁺, 8%). Producido en reactores nucleares, utilizado en investigación. |
| Bromo-82 — \(\,^{82}\mathrm{Br}\,\) | 35 | 47 | 81,916804 u | Sintético | ≈ 35,3 horas | Radiactivo (β⁻). Emisor gamma utilizado como trazador en hidrología y medicina nuclear. |
| Bromo-83 — \(\,^{83}\mathrm{Br}\,\) | 35 | 48 | 82,915175 u | Sintético | ≈ 2,40 horas | Radiactivo (β⁻). Producido por fisión nuclear, utilizado en investigación fundamental. |
N.B.:
Capas electrónicas: Cómo están organizados los electrones alrededor del núcleo.
El bromo tiene 35 electrones distribuidos en cuatro capas electrónicas. Su configuración electrónica completa es: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁵, o simplificada: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵. Esta configuración también puede escribirse como: K(2) L(8) M(18) N(7).
Capa K (n=1): contiene 2 electrones en la subcapa 1s. Esta capa interna está completa y es muy estable.
Capa L (n=2): contiene 8 electrones distribuidos como 2s² 2p⁶. Esta capa también está completa, formando una configuración de gas noble (neón).
Capa M (n=3): contiene 18 electrones distribuidos como 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. La presencia de la subcapa 3d completa influye en las propiedades químicas del bromo.
Capa N (n=4): contiene 7 electrones distribuidos como 4s² 4p⁵. Estos siete electrones son los electrones de valencia del bromo, con un electrón faltante para completar el octeto.
Los 7 electrones de la capa externa (4s² 4p⁵) son los electrones de valencia del bromo. Con un electrón faltante para alcanzar la configuración estable del gas noble criptón, el bromo es extremadamente reactivo y tiende fuertemente a ganar un electrón para formar el ion bromuro Br⁻.
El estado de oxidación más común del bromo es -1, donde gana un electrón para formar el ion bromuro Br⁻ con la configuración [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁶, isoelectrónico con el criptón. Los bromuros son extremadamente estables y representan la forma más común del bromo en la naturaleza, especialmente en los océanos donde el bromuro está presente a una concentración de aproximadamente 65 mg/L.
El bromo también presenta estados de oxidación positivos cuando se combina con elementos más electronegativos, notablemente el oxígeno y el flúor. El estado +1 aparece en el ácido hipobromoso (HBrO) y los hipobromitos, que son oxidantes poderosos pero inestables. El estado +3 existe en el ácido bromoso (HBrO₂) y los bromitos, que también son inestables.
El estado de oxidación +5 se encuentra en el ácido brómico (HBrO₃) y los bromatos, que son oxidantes enérgicos utilizados en diversas aplicaciones industriales. Estos compuestos son más estables que sus homólogos de menor estado de oxidación. El estado +7 aparece en el ácido perbrómico (HBrO₄) y los perbromatos, los oxidantes más poderosos de la química del bromo, sintetizados por primera vez en 1968.
Los estados de oxidación intermedios como +4 en el dióxido de bromo (BrO₂) son raros e inestables. El bromo elemental (estado 0) forma moléculas diatómicas Br₂ estabilizadas por un enlace covalente simple.
La electronegatividad del bromo (2,96 en la escala de Pauling) es menor que la del cloro (3,16) pero mayor que la del yodo (2,66), lo que refleja su posición intermedia en el grupo de los halógenos. Esta electronegatividad moderada explica por qué el bromo puede formar tanto compuestos iónicos (con metales) como covalentes (con no metales).
El bromo es un oxidante poderoso, aunque menos reactivo que el cloro y el flúor. Reacciona vigorosamente con la mayoría de los metales para formar bromuros metálicos. Con el sodio, la reacción es particularmente espectacular: 2Na + Br₂ → 2NaBr, produciendo una llama intensa y humo blanco de bromuro de sodio.
El bromo reacciona con el hidrógeno a alta temperatura o bajo irradiación UV para formar bromuro de hidrógeno (HBr), un ácido fuerte en solución acuosa: H₂ + Br₂ → 2HBr. Esta reacción es mucho más lenta que la del cloro con el hidrógeno y generalmente requiere un catalizador o energía de activación.
Con el agua, el bromo reacciona lentamente para formar una mezcla de ácido bromhídrico y ácido hipobromoso: Br₂ + H₂O ⇌ HBr + HBrO. Esta reacción es reversible y el equilibrio favorece a los reactivos. El agua de bromo, una solución acuosa saturada de bromo, es amarillo-naranja y tiene propiedades oxidantes.
El bromo reacciona con las bases para formar bromuros e hipobromitos (en frío) o bromatos (en caliente): 3Br₂ + 6OH⁻ → 5Br⁻ + BrO₃⁻ + 3H₂O (en caliente). Esta reacción de dismutación es característica de los halógenos en medios básicos.
El bromo ataca vigorosamente a la mayoría de los compuestos orgánicos, particularmente a los hidrocarburos insaturados (alquenos y alquinos). La reacción de adición de bromo a los dobles enlaces es instantánea y provoca la decoloración característica de la solución de bromo, pasando de rojo-marrón a incoloro: C₂H₄ + Br₂ → C₂H₄Br₂. Esta reacción se utiliza como prueba cualitativa para detectar dobles enlaces.
El bromo también es capaz de sustituir los átomos de hidrógeno en los compuestos orgánicos, en presencia de luz o catalizadores. Los compuestos organobromados así formados se utilizan ampliamente en síntesis orgánica como intermedios de reacción. El bromo también puede formar complejos de transferencia de carga con ciertas moléculas aromáticas.
Con el fósforo rojo, el bromo reacciona violentamente para formar tribromuro de fósforo: 2P + 3Br₂ → 2PBr₃. Con el azufre, forma diversos bromuros de azufre como S₂Br₂. El bromo también oxida muchos metales de transición a sus estados de oxidación superiores.
El bromo elemental es extremadamente tóxico y corrosivo. Los vapores de bromo irritan gravemente los ojos, las vías respiratorias y las mucosas, incluso a concentraciones muy bajas. La inhalación de vapores de bromo puede causar daños pulmonares graves, edema pulmonar tardío y, en casos graves, la muerte. El límite de exposición profesional es de 0,1 ppm durante 8 horas, lo que refleja la alta toxicidad de este compuesto.
El contacto cutáneo con bromo líquido provoca quemaduras químicas dolorosas y de lenta cicatrización. El bromo penetra rápidamente a través de la piel, causando lesiones profundas y necróticas. Las salpicaduras en los ojos pueden causar daños permanentes, incluyendo ceguera. El uso de equipos de protección individual adecuados (guantes resistentes, gafas de seguridad, campana extractora) es obligatorio al manipular bromo.
El bromo debe manipularse en recipientes de vidrio o ciertos plásticos resistentes (PTFE, PVDF), ya que ataca a la mayoría de los metales y materiales orgánicos. El almacenamiento requiere frascos de vidrio ámbar herméticos en áreas ventiladas y refrigeradas para minimizar la evaporación.
Ciertos compuestos organobromados, en particular los retardantes de llama polibromados (PBDE), plantean preocupaciones ambientales y de salud. Estas sustancias persistentes se acumulan en la cadena alimentaria y pueden alterar los sistemas endocrino y nervioso. Varios retardantes de llama bromados han sido progresivamente prohibidos o restringidos en muchos países.
El bromuro de metilo, antes ampliamente utilizado como fumigante agrícola, ha sido identificado como destructivo para la capa de ozono y ahora está estrictamente controlado por el Protocolo de Montreal. Su uso ha sido prácticamente eliminado en los países desarrollados, con solo algunas aplicaciones críticas aún autorizadas bajo exención.
El bromo se sintetiza en las estrellas a través de varios procesos de nucleosíntesis estelar. Los dos isótopos estables del bromo (\(\,^{79}\mathrm{Br}\) y \(\,^{81}\mathrm{Br}\)) se producen principalmente durante la combustión explosiva del silicio en supernovas de tipo II, así como por el proceso s (captura lenta de neutrones) en estrellas de la rama asintótica de las gigantes (AGB).
La abundancia cósmica del bromo es extremadamente baja, aproximadamente 7×10⁻¹⁰ veces la del hidrógeno en número de átomos, lo que lo convierte en uno de los elementos más raros del universo. Esta rareza se explica por varios factores: el bromo tiene un número impar de protones (35), lo que lo hace menos estable que los elementos con número par, y se encuentra en una región de la curva de estabilidad nuclear donde los procesos de nucleosíntesis son menos eficientes.
La relación isotópica ⁷⁹Br/⁸¹Br en el sistema solar es de aproximadamente 1,03, lo que refleja las contribuciones relativas de los diferentes procesos de nucleosíntesis. El análisis de esta relación en meteoritos primitivos e inclusiones refractarias proporciona información sobre las condiciones de formación del sistema solar y la contribución de diferentes poblaciones estelares a su composición química.
Las líneas espectrales del bromo neutro e ionizado son difíciles de observar en los espectros estelares debido a la muy baja abundancia cósmica de este elemento. Sin embargo, se han detectado líneas de bromo en algunas estrellas químicamente peculiares y en ciertos objetos astrofísicos exóticos. Estas observaciones ayudan a comprender el enriquecimiento químico de las estrellas y la evolución química de las galaxias.
N.B.:
El bromo está presente en la corteza terrestre a una concentración media de aproximadamente 0,0003% en masa (3 ppm), lo que lo convierte en un elemento relativamente raro. Generalmente no forma sus propios minerales, sino que se extrae principalmente del agua de mar y las salmueras naturales donde está presente como ion bromuro (Br⁻).
El océano es la principal fuente de bromo, con una concentración media de 65 mg/L (aproximadamente 65 ppm), lo que representa más de 100 mil millones de toneladas de bromo disuelto en los océanos del mundo. El bromo marino proviene principalmente de la meteorización de rocas continentales y la actividad volcánica submarina. Las fuentes terrestres incluyen salmueras de depósitos salinos, lagos salados y ciertas fuentes termales.
La producción mundial de bromo es de aproximadamente 550.000 toneladas por año, extraídas principalmente en Estados Unidos (Arkansas, Michigan), China, Israel (Mar Muerto) y Jordania. La extracción se realiza mediante oxidación química del ion bromuro a bromo elemental, generalmente utilizando cloro como oxidante: 2Br⁻ + Cl₂ → Br₂ + 2Cl⁻. El bromo se purifica luego por destilación.
Los principales productores mundiales controlan estrechamente el mercado del bromo debido a su naturaleza estratégica para varias industrias. Estados Unidos e Israel han dominado históricamente este mercado, aunque China se ha convertido en un importante productor en las últimas décadas. El precio del bromo fluctúa según la demanda industrial, especialmente en los sectores de retardantes de llama y fluidos de perforación petrolera.
El uso del bromo está evolucionando en respuesta a las preocupaciones ambientales y de salud. Muchos retardantes de llama bromados se están reemplazando gradualmente por alternativas menos problemáticas. Sin embargo, están surgiendo nuevas aplicaciones, especialmente en el almacenamiento de energía (baterías de zinc-bromo) y la química fina, manteniendo una demanda estable para este elemento.
