Bromo
El bromo (del griego brómos, «hedor») es un elemento químico de símbolo Br y número atómico 35. Es el tercer halógeno más ligero y, a temperatura ambiente, es un líquido humeante de color rojo marrón que se evapora fácilmente para formar un gas de color similar. Por tanto, sus propiedades son intermedias entre las del cloro y las del yodo.
Identidad
- Masa atómica
- [79.901, 79.907] u
- Categoría
- Halógenos
- Grupo
- 17
- Periodo
- 4
- Bloque
- p
- Estado(s) de oxidación
- −1, +1, +3, +5, +7
- Fase (25 °C)
- Líquido
Estructura electrónica
- Configuración
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
- Configuración abreviada
- [Ar] 3d10 4s2 4p5
- Electrones por capa
- 2, 8, 18, 7
- Electronegatividad (Pauling)
- 2.96
- Afinidad electrónica
- 325 kJ/mol
- 1.ª energía de ionización
- 1.14e+3 kJ/mol
- Energías de ionización
- 1140 · 2103 · 3470 · 4560 · 5760… kJ/mol
Propiedades físicas
- Punto de fusión
- -7.3 °C (266 K)
- Punto de ebullición
- 58.9 °C (332 K)
- Densidad
- 3.1028 g/cm³
- Calor molar
- —
Comportamiento químico del bromo
El bromo posee siete electrones de valencia ([Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵). Su marcada tendencia es ganar un electrón para alcanzar la configuración estable del gas noble criptón, adoptando el estado de oxidación característico de −1 en los bromuros, aunque con elementos más electronegativos como el flúor o el oxígeno puede presentar estados de oxidación positivos (+1, +3, +5 y +7). Como halógeno del periodo 4, es un no metal líquido denso y volátil, con un poder oxidante intermedio: es más enérgico oxidante que el yodo, pero menos que el cloro y el flúor. Forma enlaces covalentes con no metales y enlaces iónicos con metales electropositivos.
Reactividad
Br₂ + 2 KI → 2 KBr + I₂
Desplaza al yodo de sus disoluciones acuosas de yoduro debido a su mayor afinidad electrónica y potencial de reducción, liberando yodo elemental que tiñe la disolución de pardo oscuro.
2 Na + Br₂ → 2 NaBr
Reacciona de forma viva y exotérmica con metales alcalinos como el sodio para formar bromuro de sodio cristalino.
Br₂ + H₂O ⇌ HBr + HBrO
En agua sufre una reacción de dismutación parcial o desproporción, generando ácido bromhídrico y ácido hipobromoso, con propiedades desinfectantes y blanqueantes.
H₂C=CH₂ + Br₂ → BrCH₂-CH₂Br
Adiciona rápidamente a dobles enlaces carbono-carbono en compuestos orgánicos insaturados, decolorando la disolución rojiza de bromo en un ensayo clásico de química orgánica.
Compuestos destacados
| Compuesto | Fórmula | Uso o importancia |
|---|---|---|
| Bromuro de plata | AgBr | Compuesto fotosensible fundamental en la emulsión de películas y papeles de la fotografía analógica tradicional |
| Bromuro de sodio | NaBr | Sedante y anticonvulsivo histórico en farmacología, desinfectante de aguas de piscinas y spas |
| Ácido bromhídrico | HBr | Ácido mineral fuerte empleado en síntesis química orgánica y en la producción de bromuros inorgánicos |
| Bromato de potasio | KBrO₃ | Agente oxidante en análisis volumétrico y antiguo mejorador de masas de panadería |
Representación de la distribución electrónica por niveles
Ver en el constructor de átomosIsótopos
El bromo natural está formado por dos isótopos estables en proporciones casi equimolares: el bromo-79 (⁷⁹Br) con 44 neutrones (50,69 %) y el bromo-81 (⁸¹Br) con 46 neutrones (49,31 %). Esta distribución binaria casi al 50 % produce un doblete espectrométrico inconfundible con picos de masa M y M+2 de idéntica altura en espectrometría de masas. Se conocen más de treinta radioisótopos sintéticos; el bromo-82 (⁸²Br, semivida de 35,3 horas) se emplea como trazador radioactivo hidrológico e industrial para detectar fugas en conducciones subterráneas.
Presencia y obtención
Es el 64.º elemento en abundancia en la corteza terrestre (unas 2 a 3 ppm), pero se encuentra muy concentrado en forma de anión bromuro (Br⁻) en el agua de mar (aproximadamente 65 mg/L) y sobre todo en salmueras evaporíticas hiperconcurridas como las del mar Muerto o pozos profundos en Estados Unidos. No existe en estado libre debido a su elevada reactividad. Se extrae industrialmente tratando estas salmueras con cloro gaseoso, que oxida los iones bromuro a bromo elemental líquido, el cual se arrastra luego con vapor de agua o aire.
Historia y origen del nombre
Fue descubierto de forma independiente por el químico francés Antoine Jérôme Balard en 1826 al analizar aguas madres de salinas de Montpellier, y por el estudiante alemán Carl Jacob Löwig en 1825 a partir de aguas minerales de Bad Kreuznach. Balard fue el primero en publicar el hallazgo y caracterizarlo como un elemento químico halógeno nuevo. El nombre «bromo» fue propuesto por la Academia de Ciencias de París a partir del término griego «brômos» (hedor o pestilencia), debido al olor asfixiante, penetrante e irritante de sus vapores rojizos.
Aplicaciones y relevancia del bromo
Usos del elemento
El bromo elemental se utiliza principalmente como intermediario de síntesis en la industria química fina y farmacéutica, así como en la producción de fluidos de perforación petrolífera de alta densidad (salmueras pesadas de bromuro de cinc y calcio). También se usa como reactivo halogenante en síntesis orgánica y en formulaciones desinfectantes para torres de refrigeración industrial y tratamientos de aguas.
Usos de sus compuestos
Históricamente, los compuestos bromados dominaron la fotografía química (bromuro de plata) y los aditivos antidetonantes de gasolinas con plomo (dibromoetano). En la actualidad, su mayor mercado son los retardantes de llama bromados (BFR) para plásticos y textiles electrónicos, junto con biocidas industriales, pesticidas agrícolas (bromuro de metilo, en fase de retirada) y fármacos sedantes y broncodilatadores.
Salud, seguridad y medio ambiente
Papel biológico
El bromo no desempeña una función biológica principal en mamíferos, aunque investigaciones recientes han sugerido que trazas de bromo son indispensables como cofactor en la enzima peroxidasina para la síntesis de colágeno IV y el desarrollo tisular. En dosis superiores, los bromuros actúan como depresores del sistema nervioso central.
Seguridad
El bromo líquido es extremadamente peligroso y corrosivo: al contacto con la piel produce quemaduras químicas graves y úlceras dolorosas de lenta cicatrización. Sus vapores son intensamente tóxicos e irritantes para los ojos y las vías respiratorias superiores, pudiendo ocasionar edema pulmonar fatal. Debe manipularse siempre bajo campana extractora y con indumentaria protectora hermética.
Medio ambiente
Muchos retardantes de llama bromados y plaguicidas como el bromuro de metilo son compuestos orgánicos persistentes (COP) que se bioacumulan en las redes tróficas marinas y terrestres. El bromuro de metilo contribuye notablemente al agotamiento de la capa de ozono estratosférico, razón por la cual su producción está restringida por el Protocolo de Montreal.
Preguntas frecuentes sobre el Bromo
¿Por qué el bromo es líquido mientras que el flúor y el cloro son gases?
A temperatura ambiente, el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el yodo es sólido. Esta diferencia se debe, en gran parte, a que las moléculas de estos elementos se atraen entre sí con más fuerza a medida que aumenta su tamaño. En el bromo, esas atracciones bastan para mantener las moléculas juntas en estado líquido, pero no para formar un sólido en condiciones normales.
¿Por qué se utilizaron los bromuros como sedantes médicos en los siglos XIX y XX?
Las sales de bromuro potásico y sódico fueron los primeros fármacos eficaces descubiertos para calmar crisis epilépticas y tratar cuadros de ansiedad y nerviosismo en la medicina decimonónica. El ion bromuro atraviesa la barrera hematoencefálica y sustituye parcialmente al ion cloruro en las neuronas, hiperpolarizando sus membranas e inhibiendo la excitabilidad del sistema nervioso central. Sin embargo, su acumulación provocaba toxicidad crónica (bromismo) con alteraciones psiquiátricas graves, siendo sustituidos por fármacos más seguros.
¿Por qué el mar Muerto es la principal fuente mundial de extracción de bromo?
El mar Muerto es una cuenca endorreica sin salida al océano sometida durante milenios a una evaporación solar extrema en un clima desértico. Mientras el agua oceánica habitual contiene unos 65 miligramos de bromuro por litro, las aguas profundas del mar Muerto concentran más de 4.000 miligramos por litro. Esta colosal riqueza mineral permite bombear salmueras concentradas a factorías donde se extrae bromo puro con un consumo energético y unos costes operativos sumamente reducidos.
¿Por qué el bromo es tan peligroso para la capa de ozono?
Aunque en la atmósfera hay menos bromo que cloro, cada átomo de bromo liberado por ciertos pesticidas y extintores es hasta sesenta veces más destructivo. El bromo participa en ciclos químicos continuos que rompen las moléculas de ozono sin quedar atrapado fácilmente en compuestos inofensivos, provocando daños mucho más veloces en la capa que nos protege de la radiación ultravioleta del sol.
¿Cómo detectan los químicos la presencia de bromo en una muestra?
El bromo natural contiene dos isótopos principales, bromo-79 y bromo-81, en proporciones parecidas. Cuando se analiza una muestra con un espectrómetro de masas, las moléculas que contienen bromo suelen producir dos señales características, separadas por dos unidades de masa. Este patrón ayuda a los químicos a reconocer compuestos que contienen el elemento, aunque normalmente se combina con otras pruebas para confirmar su identidad.
¿Por qué se añaden compuestos de bromo a los plásticos de aparatos electrónicos?
Los aparatos electrónicos generan calor y contienen materiales plásticos inflamables. Al incorporar sustancias con bromo en carcasas y circuitos, si se inicia un conato de fuego el calor descompone estos aditivos liberando átomos de bromo. Estos átomos atrapan de inmediato los radicales de oxígeno que alimentan las llamas, apagando el fuego o frenando su avance para dar tiempo a evacuar.
¿Cómo se utilizaba el bromuro de plata para hacer fotografías?
Las películas fotográficas tradicionales contenían diminutos cristales de bromuro de plata sensibles a la luz. Al tomar una fotografía, la luz provocaba cambios microscópicos en esos cristales y dejaba una imagen invisible, llamada imagen latente. Durante el revelado, las zonas que habían recibido más luz se oscurecían y la imagen se hacía visible. Este proceso fue fundamental para la fotografía analógica antes de la expansión de las cámaras digitales.
Principales fuentes consultadas: PubChem, Royal Society of Chemistry, NIST, IUPAC. Última revisión: noviembre de 2026.