Bromo

Foi descoberto em 1826 por Antoine Balard.

No estado líquido é perigoso para o tecido humano e os seus vapores irritam os olhos e a garganta.

É um não metal do grupo dos halogênios (17 ou VIIA) da Classificação Periódica dos Elementos.

O bromo molecular é utilizado na fabricação de uma grande variedade de compostos de bromo, usados na indústria e na agricultura. 

O bromo é  um dos cinco elementos da tabela periódica que se encontram em estado líquido à temperatura ambiente, sendo o único não metálico: os outros são mercúrio, gálio, césio e frâncio.

O líquido é avermelhado, instável, denso e volátil. Evapora facilmente a temperaturas e pressões padrões formando um vapor avermelhado (coloração parecida com a do dióxido de nitrogênio) que apresenta um forte e desagradável odor.

Este halogênio é semelhante quimicamente ao cloro, porém é menos reativo.

O bromo não é muito solúvel em água e dissolve-se melhor em solventes não polares como o dissulfeto de carbono, CS₂, ou o tetracloreto de carbono, CCl₄.

Reage facilmente com muitos elementos e tem um forte efeito branqueador.

O bromo é altamente reativo e é um forte agente oxidante em presença de água. Reage com  aminas,  alcenos  e  fenóis, assim como com  hidrocarbonetos  aromáticos e hidrocarbonetos alifáticos,  cetonas  e  ácidos carboxílicos .

O bromo seco reage vigorosamente com o alumínio, mercúrio, titânio, metais alcalinos e alcalino-terrosos.

O bromo molecular é utilizado na fabricação de uma ampla variedade de compostos de bromo, usados na indústria e na agricultura. 

Tradicionalmente, a maior aplicação do bromo tem sido para a produção de 1,2-dibromoetano, que é usado como aditivo nas gasolinas que tem como antidetonante o tetraetilchumbo.

O bromo é também utilizado na fabricação de produtos de pulverização, agentes não inflamáveis, produtos para a purificação de águas, corantes, desinfetantes, inseticidas e outros.

Substâncias Moleculares

Existem forças atrativas entre os eletrões de um átomo e o núcleo do outro, ao ponto de estes poderem partilhar eletrões. Nessa partilha existem zonas que podem ser mais eletronegativas ou ter eletronegatividade neutra. 

Assim, quando a densidade eletrônica é igual nos dois átomos, como acontece na molécula de H2, a molécula diz-se apolar, porque não existe uma zona onde haja uma diferença de cargas positivas ou negativas. 

Se a densidade eletrônica for diferente isto é se a nuvem eletrônica for maior num determinado átomo, então vai haver a criação de dipolos elétricos, um polo positivo (δ+) e um polo negativo (δ-) e assim a molécula designa-se por polar.

LIGAÇÃO QUÍMICA

Ligação covalente

A ligação covalente é um tipo de ligação química em que há partilha de eletrões por parte de dois ou mais átomos.

• Ligação covalente simples é quando há partilha de um par de eletrões ou seja dois eletrões, como acontece na molécula de F_2.

_ _

|F-F|

‾ ‾

• Ligação covalente dupla é quando há partilha de dois pares de eletrões ou seja quatro eletrões, como acontece na molécula de O₂.

O=O

• Ligação covalente tripla é quando há partilha de três pares de eletrões ou seja seis eletrões, como acontece na molécula de N₂.
  
  

|N≡N|

Ligações iónicas

A ligação iónica é um tipo de ligação química em que há cedência ou captação de eletrões por parte dos átomos, formando-se catiões se houver cedência ou aniões se houver captação de eletrões.

Ligações metálicas

A ligação que ocorre entre os metais ocorre por forças atrativas existentes entre os elementos metálicos. Nos metais os eletrões encontram-se livres, designando-se a zona onde estes circulam por mar de eletrões. Estes ao circularem livremente são atraídos pelos núcleos dos átomos vizinhos, formando uma estrutura ordenada e compacta.