31° 09′ N 35° 27′ E / 31.15, 35.45

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Brome
Sélénium ← Brome → Krypton Cl   35 Br                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                               ↑ Br ↓ I Table complète • Table étendue
Informations générales
Nom, symbole, numéro	Brome, Br, 35
Série chimique	Halogènes
Groupe, période, bloc	17 (VII), 4, p
Masse volumique	7,59 g·l-1 (gaz)[1] 3,12 g·cm-3 (liquide, 20 °C)[1]
Couleur	brun rougeâtre
No CAS	10097-32-2 [2]
Propriétés atomiques
Masse atomique	79,904 ± 0,001 u[1]
Rayon atomique (calc)	115 pm (94 pm)
Rayon de covalence	1,20 ± 0,03 Å [3]
Rayon de van der Waals	195 pm [4]
Configuration électronique	[Ar] 3d10 4s2 4p5
Électrons par niveau d’énergie	2, 8, 18, 7
État(s) d’oxydation	±1, 5
Oxyde	Acide fort
Structure cristalline	Orthorhombique
Propriétés physiques
État ordinaire	liquide (non-magnétique)
Point de fusion	-7,2 °C [1]
Point d’ébullition	58,8 °C [1]
Énergie de fusion	5,286 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation	29,96 kJ·mol-1 (1 atm, 58,8 °C); 30,91 kJ·mol-1 (1 atm, 25 °C)[1]
Volume molaire	19,78×10-3 m3·mol-1
Pression de vapeur	5 800 Pa à 6,95 °C[réf. nécessaire]
Vitesse du son	206 m·s-1 à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling)	2,96
Chaleur massique	480 J·kg-1·K-1
Conductivité thermique	0,122 W·m-1·K-1
Énergies d’ionisation[1]
1re : 11,8138 eV	2e : 21,591 eV
3e : 36 eV	4e : 47,3 eV
5e : 59,7 eV	6e : 88,6 eV
7e : 103,0 eV	8e : 192,8 eV
Isotopes les plus stables
iso AN Période MD Ed PD MeV 79Br 50,69 % stable avec 44 neutrons 81Br 49,31 % stable avec 46 neutrons
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le brome est un élément chimique de la famille des halogènes, de symbole Br et de numéro atomique 35. Les autres halogènes sont le fluor, le chlore, l'iode et l'astate. Son nom dérive du mot grec « bromos » (puanteur) en raison de son odeur piquante.

Le brome existe dans les conditions normales de température et de pression sous forme d'un composé, le dibrome Br₂, une molécule diatomique homonucléaire de couleur brunâtre.

Antoine Jérôme Balard et Carl Löwig l'ont découvert simultanément en 1825.

Le brome est largement présent dans la nature. Il est principalement présent dans l'eau de mer (bromure de potassium, de sodium et de magnésium). Dans les minerais il est souvent associé à l'argent : bromargyrite AgBr et embolite Ag(Br, Cl).

Histoire

Le brome a été découvert par deux scientifiques : par Antoine Jérôme Balard en 1826^[5] et par Carl Löwig en 1825^[6].

Le chimiste Antoine Jérôme Balard a trouvé le brome dans la cendre d'un varech qu'il a brûlé pour produire de l'iode. Il a extrait l'iode par distillation, et il a trouvé une nouvelle substance dont les propriétés étaient proches de celles du chlore et de l'iode ; Balard a essayé de prouver que cette substance était du chlorure d'iode, mais il a échoué. Après s'être assuré que ce composé n'était pas du chlorure d'iode, il a prouvé qu'il s'agissait d'un nouvel élément. Balard a nommé cet élément « muride », dérivé du latin muria^[7].

Un an plus tôt, en 1825, le chimiste Carl Löwig a pu isoler un peu de brome en l'extrayant d'un échantillon d'eau. Pour extraire le brome de l'eau, il a saturé l'eau avec le chlore et a utilisé de l'éther diéthylique. Après l'évaporation de l'éther diéthylique, une substance liquide brune est restée. Löwig a postulé pour un travail dans le laboratoire de Leopold Gmelin à Heidelberg et il a gardé le liquide comme un échantillon de son expérience. Malheureusement, sa découverte a été publiée en retard, après celle d'Antoine Balard^[8].

Après que les trois chimistes français Louis-Nicolas Vauquelin, Louis Jacques Thénard, et Louis Joseph Gay-Lussac ont approuvé la découverte de Balard, ses résultats ont été présentés à l'Académie des Sciences et ont été publiés dans les Annales de Chimie et Physique. Mais dans sa publication, à la demande de M. Anglada, Balard a changé le nom de l'élément en Brôme ou brome, du grec βρωμος (bromos) qui signifie puanteur en français^[9].

Propriétés

Échantillon de brome.

Le dibrome est un liquide dense et compact de couleur brun-rouge. Il est légèrement transparent, toxique, et non-métallique. C'est un liquide extrêmement volatil dégageant des vapeurs rousses. La couleur de cette vapeur ressemble à celle du dioxyde d'azote. Avec le mercure, le dibrome est le seul corps simple liquide à température ambiante. Le dibrome est légèrement soluble dans l'eau : 35 grammes par litre. Le dibrome dégage une odeur piquante ressemblant un peu à celle du dichlore. Son point de fusion est de -7,2°C (19°F, 265,8 K), et dans un environnement froid le dibrome peut facilement geler. Son point d'ébullition n'est pas très élevé : 58,8°C (137,8°F, 332 K)^[10].

Le brome est plus réactif que l'iode mais moins réactif que le chlore. Cependant il se lie avec d'autres éléments facilement, il est très réactif, et il réagit avec des métaux en présence de l'eau pour former des sels de bromure. Les atomes de brome vont toujours par deux (sous forme de dibrome) ; il est l'un des sept éléments qui forment une molécule diatomique sous forme liquide ou gazeuse. Il réagit avec la majorité des composés organiques, et les composés organiques préfèrent la dissociation de la molécule diatomique en radicaux bromes : Br₂⇔2Br·.

Utilisations

• Utilisation courante pour la désinfection de l'eau des piscines.^{[réf. nécessaire]}
• La plus connue est le bromure d'argent, notamment dans les papiers et films photographiques ;
• Un bromure (bromure de potassium) a été utilisé pour calmer ou inhiber le désir sexuel de soldats vivant dans la promiscuité ou en opération. Ce sont ses propriétés de perturbateur endocrinien (anti-androgènes) qui sont ici utilisées.
• C'est devenu un contaminant courant de l'environnement (sous forme de PBPE) ; Il figure en effet parmi des centaines de composés retardateur de flamme très couramment utilisés dans des isolants, matières plastiques et textiles (surtout utilisés aux USA où la réglementation a tardé à prendre en compte l'écotoxicité et la toxicité de nombreux polybromodiphényléthers. On en trouve aujourd'hui dans tous les organismes animaux de filtreurs ou prédateurs de la planète, et ils s'avèrent pour certains être facteurs de délétion de la spermatogenèse et facteurs de débilité mentale à faible dose (Voir l'article polybromodiphényléther pour plus de détails);
• Et encore dans les lampes halogènes, les extincteurs, les colorants, en cosmétique (notamment pour les cheveux).
• De nombreux intermédiaires de synthèse en chimie fine contiennent un atome de brome, qui est souvent substitué par d'autres groupements lors d'étapes ultérieures de synthèse.

La principale source de dibrome atmosphérique est le gaz « halon » des extincteurs ainsi que certains produits agricoles.

Bromure et couche d'ozone

Comme les composés fluorés (CFC), le brome participe à la destruction de la couche d'ozone.

Composés

• De nombreux composés du brome contribuent à la destruction de la couche d'ozone (60 fois plus "efficaces" que les CFC). Un plan d'élimination est programmé au niveau mondial (protocole de Montréal). Notamment:
  • Bromure de méthyle CH₃Br : Pesticide à très large spectre (vers, insectes, rongeurs). Il est très toxique par inhalation.
  • Halons, composés de carbone, fluor, brome et chlore (CF₃Br, CF₂BrCl, C₂F₄Br₂) utilisés pour éteindre les incendies, notamment en présence d'électricité.

• Le pentafluorure BrF₅ : liquide incolore fumant, très toxique, extrêmement réactif y compris avec l'eau au contact de laquelle il explose.

Voir aussi

• Dibrome
• Bromure

Notes et références

• Portail de la chimie