Bromo

Doutora em Química (UFSC, 2016)
Mestre em Química Analítica (UFPR, 2010)
Licenciada e Bacharelada em Química (UFPR, 2009)

bromo é um elemento químico classificado como não metal, identificado pelo símbolo Br e número atômico (Z) 35. Tem uma massa molar de 79,90 g/mol e eletronegatividade de 2,96 na escala de Pauling. Esse elemento está situado na família VII A (halogênios) da tabela periódica. Sua configuração eletrônica é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4s2 4p5, com 7 elétrons na última camada e ao formar ligações químicas necessita apenas de 1 elétron para atingir a estabilidade.

Não é encontrado no estado elementar na natureza, mas sim na forma de sais, sendo extraído comercialmente dos oceanos no qual está presente em uma concentração de 67 mg/L. Foi extraído pela primeira vez em 1826 por Antonie-Jérôme Balard a partir da concentração residual da água das salinas, que obteve uma substância líquida avermelhada e de odor penetrante. Um dos principais minerais que contém bromo é a bromargirita (AgBr).

A extração é feita fazendo a redução dos íons bromo utilizando cloro (Cl2) gasoso.

2Br(aq)- + Cl2(g) → Br2(l) + 2Cl(aq)-

Observe que não é formado Br na forma elementar e sim na forma molecular Br­2. Em temperatura ambiente o Br2 é encontrado no estado líquido, sendo considerado volátil, com uma temperatura de ebulição de 59 °C e fusão de -7°C. É um elemento denso com uma massa especifica (20°C) de 3120 kg/m3, além de possuir alta capacidade de oxidação, sendo solúvel em compostos orgânicos, tais como álcool, clorofórmio e tetracloreto de carbono, sendo muito pouco solúvel em água. Os vapores de bromo têm coloração marrom avermelhada e são prejudiciais a saúde, pois irritam os olhos e garganta, além de causar inflamação do sistema respiratório, devendo por isso sempre ser manuseado em capelas de exaustão. Na forma líquida ao entrar em contato com a pele pode causar queimaduras graves.

Sua reatividade é intermediária entre o cloro (Cl) e o Iodo (I) e forma compostos que pode adquirir os estados de oxidação -1, +1,+3, +5 e +7.

Algumas reações do Br estão descritas a seguir:

Reação com oxigênio: não reage com O­2, porém em baixas temperaturas reage com o ozônio:

Br2 + 2O3 → 2BrO2 + O2

Reação com água:

Br2 + H2O → OBr- + 2H+ + Br-

Reação com halogênios (algumas só ocorrem em alta temperatura e com excesso de reagente e alguns produtos são instáveis):

Br2 + F2 → 2BrF

Br2 + 5F2 → 2BrF5

Br2 + Cl2 → 2BrCl

Br2 + I2 → 2BrI

Reação com bases:

3Br2 + 6OH- → BrO3- + 5Br- + 3H2O

Entre as suas aplicações, estão a produção de diversos produtos comerciais, entre eles o Ácido bromídrico (HBr), catalisador de reações orgânicas, Brometo de prata (AgBr), que é sensível a luza e por isso usado em emulsões fotográficas, metilbrometo (veneno para insetos e ratos), bromoclorometano (CH2BrCl), por ser um líquido não-inflamável, é empregado como fluido em extintores. Alguns medicamentos também levam bromo em sua composição como, por exemplo, xaropes que tem a bromexina como princípio ativo.

O Br tem é uma mistura de diversos isótopos que variam do Br79 a Br85, sendo os principais o Br79 e Br81 que são estáveis e tem abundâncias de 50,69 e 49,31 % respectivamente. Os demais estão em concentração traços e apresentam propriedades radioativas.

Referências:

Atkins, P. W.; Jones, Loretta . Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Volume único. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.

Kotz, J. C. Química Geral e Reações Químicas. Volume 1, 9ª edição, Cengage Learning, 2015.

Tito e Canto. Química na Abordagem do Cotidiano. Volume único, parte A, Química Geral. Editora Saraiva 2005.

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