BROME: HISTOIRE, STRUCTURE, CONFIGURATION ÉLECTRONIQUE, PROPRIÉTÉS, UTILISATIONS - CHIMIE - 2025

Le brome est un élément non métallique appartenant au groupe des halogènes, groupe 17 (VIIA) du tableau périodique. Son symbole chimique est Br. Il apparaît comme une molécule diatomique, dont les atomes sont liés par une liaison covalente, c'est pourquoi on lui attribue la formule moléculaire Br ₂.

Contrairement au fluor et au chlore, le brome en conditions terrestres n'est pas un gaz mais un liquide brun rougeâtre (image ci-dessous). C'est fumant, et c'est avec le mercure, les seuls éléments liquides. En dessous, l'iode, bien qu'il intensifie sa couleur et vire au violet, peut cristalliser en un solide volatil.

Flacon de brome liquide pur. Source: Images haute résolution d'éléments chimiques

Le brome a été découvert, indépendamment, en 1825 par Carl Löwig, qui étudiait sous la direction du chimiste allemand Leopold Gmelin; et en 1826, par le chimiste français Antoine-Jérome Balard. Cependant, la publication des résultats expérimentaux de Balard a précédé celle de Löwig.

Le brome est le 62e élément le plus abondant sur Terre, étant distribué en faibles concentrations dans toute la croûte terrestre. En mer, la concentration moyenne est de 65 ppm. Le corps humain contient 0,0004% de brome, sa fonction n'étant pas définitivement connue.

Cet élément est exploité commercialement dans des saumures ou des lieux qui, en raison de conditions particulières, sont des lieux à forte concentration de sels; par exemple, la mer Morte, vers laquelle convergent les eaux des territoires voisins, saturée de sels.

C'est un élément corrosif capable d'attaquer les métaux, tels que le platine et le palladium. Dissous dans l'eau, le brome peut également exercer son action corrosive sur les tissus humains, aggravant la situation car de l'acide bromhydrique peut être généré. En ce qui concerne sa toxicité, il peut causer des dommages importants aux organes, tels que le foie, les reins, les poumons et l'estomac.

Le brome est très nocif dans l'atmosphère, étant 40 à 100 fois plus destructeur pour la couche d'ozone que le chlore. La moitié de la perte de la couche d'ozone en Antarctique est produite par des réactions liées au bromométhyle, un composé utilisé comme fumigant.

Il a de nombreuses utilisations, telles que: ignifuge, agent de blanchiment, désinfectant de surface, additif pour carburant, intermédiaire dans la fabrication de sédatif, dans la fabrication de produits chimiques organiques, etc.

L'histoire

Œuvre de Carl Löwig

Le brome a été découvert indépendamment et presque simultanément par Carl Jacob Löwig, un chimiste allemand en 1825, et par Antoine Balard, un chimiste français en 1826.

Carl Löwig, un disciple du chimiste allemand Leopold Gmelin, a recueilli de l'eau d'une source à Bad Kreuznach et y a ajouté du chlore; Après avoir ajouté l'éther, le mélange liquide a été agité.

Ensuite, l'éther a été chassé par distillation et concentré par évaporation. En conséquence, il a obtenu une substance brun rougeâtre, qui était du brome.

Œuvre d'Antoine Balard

Balard, pour sa part, utilise les cendres d'une algue brune appelée fucus et les mélange avec de la saumure, extraite des salines de Montpellier. Ainsi, il a libéré le brome, faisant passer du chlore à travers la matière aqueuse soumise à l'extraction, dans laquelle le bromure de magnésium, MgBr ₂, était présent.

Par la suite, le matériau a été distillé en présence de dioxyde de manganèse et d'acide sulfurique, produisant des vapeurs rouges qui se sont condensées en un liquide sombre. Balard pensa que c'était un élément nouveau et l'appela muride, dérivé du mot latin muria, avec lequel la saumure était désignée.

Il a été rapporté que Balard a changé le nom de muride en brôme à la suggestion d'Anglada ou Gay-Lussac, sur la base du fait que brôme signifie sale, ce qui définit l'odeur de l'élément découvert.

Les résultats ont été publiés par Belard dans les Annales of Chemie and Physique, avant que Löwig ne publie le sien.

Ce n'est qu'à partir de 1858 qu'il est possible de produire du brome en quantités importantes; L'année où les gisements de sel de Stassfurt ont été découverts et exploités, produisant du brome comme sous-produit de la potasse.

Structure et configuration électronique du brome

Molécule

Molécule Br2. Source: Benjah-bmm27.

L'image ci-dessus montre la molécule de brome, Br ₂, avec un motif de remplissage compact. En fait, il existe une seule liaison covalente entre les deux atomes de brome, Br-Br.

Étant une molécule homogène et diatomique, elle n'a pas de moment dipolaire permanent et ne peut interagir avec d'autres du même type qu'au moyen des forces de dispersion de Londres.

C'est la raison pour laquelle son liquide rougeâtre fume; dans les molécules de Br ₂, bien que relativement lourdes, leurs forces intermoléculaires les maintiennent lâchement ensemble.

Le brome est moins électronégatif que le chlore et a donc un effet moins attractif sur les électrons des coques de valence. En conséquence, il nécessite moins d'énergie pour parcourir des niveaux d'énergie plus élevés, absorber les photons verts et refléter une couleur rougeâtre.

Cristaux

Structure cristalline de brome. Source: Ben Mills.

En phase gazeuse, les molécules de Br _{2 se} séparent considérablement jusqu'à ce qu'il n'y ait pas d'interactions efficaces entre elles. Cependant, en dessous de son point de fusion, le brome peut geler en cristaux orthorhombiques rougeâtres (image du haut).

Notez comment les molécules de Br ₂ sont disposées de manière si ordonnée qu'elles ressemblent à des «vers de brome». Ici, et à ces températures (T <-7,2 ° C), les forces de dispersion sont suffisantes pour que les vibrations des molécules n'effondrent pas immédiatement le cristal; mais encore, plusieurs d'entre eux se sublimeront constamment.

Couche de valence et états d'oxydation

La configuration électronique du brome est:

3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵

Être 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁵ sa coquille de valence (bien que l'orbitale 3d ¹⁰ ne joue pas un rôle de premier plan dans ses réactions chimiques). Les électrons dans les orbitales 4s et 4p sont les plus externes, totalisant 7, juste un électron loin de compléter l'octet de valence.

De cette configuration, on peut déduire les états d'oxydation possibles du brome: -1, s'il gagne un électron pour être isoélectronique au krypton; +1, laissant 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁴; +3, +4 et +5, perdant tous les électrons de l'orbitale 4p (3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁰); et +7, ne laissant aucun électrons dans l'orbitale 4s (3d ¹⁰ 4s ⁰ 4p ⁰).

Propriétés

Aspect physique

Liquide fumant brun rougeâtre foncé. Il se trouve dans la nature sous forme de molécule diatomique, avec les atomes liés par une liaison covalente. Le brome est un liquide plus dense que l'eau et s'y enfonce.

Poids atomique

79,904 g / mol.

Numéro atomique

35.

Odeur

Une fumée piquante, suffocante et irritante.

Point de fusion

-7,2 ° C

Point d'ébullition

58,8 ° C

Densité (Br

3,1028 g / cm ³

Solubilité dans l'eau

33,6 g / L à 25 ° C La solubilité du brome dans l'eau est faible et tend à augmenter avec la diminution de la température; comportement similaire à celui d'autres gaz.

Solubilités

Librement soluble dans l'alcool, l'éther, le chloroforme, le tétrachlorure de carbone, le disulfure de carbone et l'acide chlorhydrique concentré. Soluble dans les solvants non polaires et certains solvants polaires tels que l'alcool, l'acide sulfurique et dans de nombreux solvants halogénés.

Point triple

265,9 K à 5,8 kPa.

Point critique

588 K à 10,34 MPa.

Chaleur de fusion (Br

10,571 kJ / mol.

Chaleur de vaporisation (Br

29,96 kJ / mol.

Capacité thermique molaire (Br

75,69 kJ / mol.

La pression de vapeur

À une température de 270 K, 10 kPa.

La température d'auto-inflammation

Ininflammable.

point d'allumage

113 ° C

Température de stockage

De 2 à 8 ºC.

Tension superficielle

40,9 mN / m à 25 ° C

Seuil d'odeur

0,05 à 3,5 ppm. 0,39 mg / m ³

Indice de réfraction (ηD)

1,6083 à 20 ° C et 1,6478 à 25 ° C

Electronégativité

2,96 sur l'échelle de Pauling.

Énergie d'ionisation

- Premier niveau: 1139,9 kJ / mol.

- Deuxième niveau: 2.103 kJ / mol.

- Troisième niveau: 3470 kJ / mol.

Radio atomique

120 heures.

Rayon covalent

120,3 pm.

Radio Van der Waals

185 pm.

Réactivité

Il est moins réactif que le chlore, mais plus réactif que l'iode. C'est un oxydant moins fort que le chlore et plus fort que l'iode. C'est aussi un réducteur plus faible que l'iode, mais plus fort que le chlore.

La vapeur de chlore est très corrosive pour de nombreux matériaux et tissus humains. Attaque de nombreux éléments métalliques, dont le platine et le palladium; mais il n'attaque pas le plomb, le nickel, le magnésium, le fer, le zinc et sous 300 ºC ni le sodium.

Le brome dans l'eau subit un changement et se transforme en bromure. Il peut également exister sous forme de bromate (BrO ₃ ^-), en fonction du pH du liquide.

En raison de son action oxydante, le brome peut induire la libération de radicaux libres d'oxygène. Ce sont des oxydants puissants qui peuvent endommager les tissus. De plus, le brome peut s'enflammer spontanément lorsqu'il est combiné avec du potassium, du phosphore ou de l'étain.

Applications

Additif essence

Le dibromure d'éthylène a été utilisé pour éliminer les dépôts potentiels de plomb des moteurs d'automobiles. Après la combustion de l'essence, qui utilisait du plomb comme additif, le brome s'est combiné au plomb pour former du bromure de plomb, un gaz volatil qui était expulsé par le tuyau d'échappement.

Bien que le brome ait éliminé le plomb de l'essence, son action destructrice sur la couche d'ozone était très puissante, c'est pourquoi il a été rejeté pour cette application.

Les pesticides

Le bromure de méthylène ou de bromométhyle a été utilisé comme pesticide pour purifier les sols, en particulier pour éliminer les nématodes parasites, comme l'ankylostome.

Cependant, l'utilisation de la plupart des composés contenant du brome a été abandonnée en raison de leur action destructrice sur la couche d'ozone.

Contrôle des émissions de mercure

Le brome est utilisé dans certaines usines pour réduire les émissions de mercure, un métal très toxique.

La photographie

Le bromure d'argent, en plus de l'iodure d'argent et du chlorure d'argent, est utilisé comme composé photosensible dans les émulsions photographiques.

Actions thérapeutiques

Le bromure de potassium, ainsi que le bromure de lithium, ont été utilisés comme sédatifs généraux au XIXe et au début du XXe siècle. Les bromures sous forme de sels simples sont encore utilisés dans certains pays comme anticonvulsivants.

Cependant, la FDA des États-Unis n'approuve aujourd'hui l'utilisation du brome pour le traitement d'aucune maladie.

Retardateur de flamme

Le brome est transformé par les flammes en acide bromhydrique, qui interfère avec la réaction d'oxydation qui se produit lors d'un incendie et provoque son extinction. Les polymères contenant du brome sont utilisés pour fabriquer des résines ignifuges.

Additif alimentaire

Des traces de bromate de potassium ont été ajoutées à la farine pour améliorer la cuisson.

Réactifs et intermédiaire chimique

Le bromure d'hydrogène est utilisé comme agent réducteur et catalyseur pour les réactions organiques. Le brome est utilisé comme intermédiaire chimique dans la fabrication de médicaments, de fluides hydrauliques, d'agents de refroidissement, de déshumidificateurs et dans les préparations pour onduler les cheveux.

Il trouve également une utilisation dans la production de fluides de forage de puits, de produits pour la désinfection de l'eau, d'agents de blanchiment, de désinfectants de surface, de colorants, d'additifs pour carburant, etc.

Action biologique

Une étude réalisée en 2014 indique que le brome est un cofacteur nécessaire à la biosynthèse du collagène IV, ce qui fait du brome un élément essentiel pour le développement des tissus animaux. Cependant, il n'y a aucune information sur les conséquences d'un déficit d'éléments.

Où est-il situé

Le brome est extrait commercialement de mines de sel profondes et de fosses de saumure trouvées dans l'État de l'Arkansas et dans le Grand lac salé de l'Utah, tous deux aux États-Unis. Cette dernière saumure a une concentration de brome de 0,5%.

Pour extraire le brome, le chlore à l'état gazeux chaud est ajouté à la saumure, pour oxyder les ions bromure dans la solution, en collectant le brome élémentaire.

La mer Morte, à la frontière entre la Jordanie et Israël, est une mer fermée qui se trouve sous le niveau de la mer, ce qui en fait une très forte concentration de sels.

Le brome et la potasse y sont obtenus commercialement, en évaporant l'eau à haute teneur en sel de la mer Morte. Dans cette mer, la concentration de brome peut atteindre 5 g / L.

On le trouve également en fortes concentrations dans certaines sources chaudes. La brominite, par exemple, est un minéral de bromure d'argent trouvé en Bolivie et au Mexique.

Des risques

Le brome à l'état liquide est corrosif pour les tissus humains. Mais le plus grand danger pour l'homme vient des vapeurs de brome et de leur inhalation.

Respirer dans un environnement avec une concentration de brome de ^{11 à 23} mg / m ³ produit des chocs sévères. Une concentration de 30 à 60 mg / m ³ est extrêmement nocive. Pendant ce temps, une concentration de 200 mg peut être fatale.

Références

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2. Centre national d'information sur la biotechnologie. (2019). Brome. Base de données PubChem. CID = 23968. Récupéré de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
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5. Lenntech BV (2019). Brome. Récupéré de: lenntech.com