Editando Bromo (sección)

== Compuestos ==
Puede presentar distintos [[estado de oxidación|estados de oxidación]]. Los más comunes son -1 (lo más común), +1 (con cloro) +3 (con flúor) y +5 (con oxígeno).
* El estado de oxidación +1 es poco estable, pero muy oxidante desde el punto de vista cinético, en [[disolución acuosa]] y desproporciona a los estados de oxidación -1 y +5. Por ejemplo, el ion [[hipobromito]], BrO<sup>-</sup> (sólo estable a bajas temperaturas 0&nbsp;°C).
* El estado de oxidación +3 es poco estable en disolución acuosa y desproporciona a los estados de oxidación +1 y +5. Por ejemplo, el ion [[bromito]], BrO<sub>2</sub><sup>-</sup>, o el [[ácido bromoso]], HBrO<sub>2</sub> (muy inestable).
* El estado de oxidación +5 es [[Termodinámica|termodinámicamente]] estable frente a la desproporción en disolución acuosa. Por ejemplo, el ion bromato, BrO<sub>3</sub><sup>-</sup>. El bromato es un oxidante fuerte (como el [[permanganato]]) más oxidante que el clorato y cinéticamente más reactivo. Es además un [[carcinógeno]] (sospechas muy fuertes).
* El ion perbromato, BrO<sub>4</sub><sup>-</sup>, con un estado de oxidación +7, se reduce con relativa facilidad y se prepara con dificultad: empleando flúor elemental o por métodos electrolíticos, es un oxidante muy fuerte 1,8 aunque algo lento desde el punto cinético.
El BrO<sub>3</sub>F (fluoruro de perbromilo) es un agente nuevo mucho más inestable que el análogo clorado y tan reactivo que destruye hasta el [[teflón]]. Es también un [[ácido de Lewis]] al contrario de su homólogo clorado [[fluoruro de perclorilo]], formando un complejo BrO<sub>3</sub>F<sub>2</sub>(-1) análogo al XeO<sub>3</sub>F<sub>2</sub>.
Cuando reacciona con ácidos de Lewis el bromo se reduce a +5 desprendiendo oxígeno, el análogo clorado no reacciona con pentafluoruro de antimonio SbF<sub>5</sub>.
* El bromo también forma compuestos con otros halógenos (interhalógenos). Por ejemplo, BrF<sub>5</sub>, BrF<sub>3</sub>, IBr, etc.
El BrF<sub>5</sub>, es un líquido que reacciona explosivamente con casi todas las sustancias muy similar en reactividad al ClF<sub>3</sub> capaz de hacer arder a las sustancias utilizadas como extintores, el agua, vidrio, óxidos, haluros y una amplia variedad de sustancias inorgánicas reaccionan, las sustancias orgánicas reaccionan explosivamente.
* Hay muchos compuestos en los que el bromo presenta estado de oxidación -1, llamándose a estos [[bromuro]]s.
[[Archivo:N-Bromosuccinimide vertical.svg|thumb|right|100px|''N''-bromosuccinimida]]

Se pueden obtener fácilmente compuestos orgánicos bromados, por ejemplo, mediante bromación radicalaria con bromo molecular y en presencia de luz o empleando ''N''-bromosuccinimida, o bien por reacciones de adición o de sustitución. El compuesto orgánico bromuro de metilo, CH<sub>3</sub>Br, se emplea como [[plaguicida]], pero afecta a la [[capa de ozono]]. Se ha determinado que los átomos de bromo son más eficaces que los de cloro en los mecanismos de [[destrucción de la capa de ozono]], sin embargo los átomos de bromo están en menor cantidad.

El [[bromuro de hidrógeno]], HBr, se obtiene por reacción directa de bromo con hidrógeno molecular o como subproducto de procesos de bromación de compuestos orgánicos. A 400º ataca al [[vidrio]]. Es muy ácido. A partir de este, se pueden obtener distintos bromuros, por ejemplo:
:<chem>HBr  +  NaOH  ->  NaBr  +  H2O</chem>  
Es mucho más inestable que su análogo clorado y es reductor.

El ácido nítrico oxida a los bromuros en presencia de nitritos enérgicamente.

El bromo en disolución acuosa puede [[Dismutación|dismutar]]:
:<chem>Br2  +  OH-   ->   Br-   +  HBrO</chem>    
:

Pero la reacción no transcurre en medio ácido.

También se puede obtener por oxidación el ion Br<sub>2</sub><sup>+</sup>.
=== Bromuro de hidrógeno  ===
{{AP|Bromuro de hidrógeno}}
El compuesto más simple de bromo es el [[bromuro de hidrógeno]], HBr. Se utiliza principalmente en la producción de [[bromuro]]s inorgánicos y [[Compuesto de organobromo| bromuros de alquilo]], y como catalizador para muchas reacciones en [[química orgánica]]. Industrialmente, se produce principalmente por la reacción de gas [[hidrógeno]] con gas bromo a 200-400 °C con un catalizador de [[platino]]. Sin embargo, la reducción de bromo con [[fósforo rojo]] es una forma más práctica de producir bromuro de hidrógeno en el laboratorio:<ref name="Greenwood809">Greenwood and Earnshaw, pp. 809–12</ref>

* <chem>2P  +  6H2O  +  3Br2  ->  6HBr  +  2H3PO4</chem>     
* <chem>H3PO3  +H2O  +  Br2   ->  2HBr  +  H3PO4</chem>      
A temperatura ambiente, el bromuro de hidrógeno es un [[gas]] incoloro, como todos los [[Halogenuro|halogenuros]] de hidrógeno excepto el [[fluoruro de hidrógeno]], ya que el hidrógeno no puede formar [[enlaces de hidrógeno]] fuertes con el átomo de bromo, que es grande y poco [[electronegativo]]; sin embargo, en el bromuro de hidrógeno cristalino sólido hay enlaces de hidrógeno débiles a bajas temperaturas, similares a los de la estructura del fluoruro de hidrógeno, antes de que el desorden comience a prevalecer a medida que se eleva la temperatura.<ref name="Greenwood809" /> El bromuro de hidrógeno acuoso se conoce como [[ácido bromhídrico]], que es un ácido fuerte (P < 9) porque los enlaces de hidrógeno con el bromo son demasiado débiles para inhibir la disociación. El sistema HBr/H<sub>2</sub>O también incluye muchos hidratos HBr-''n''H<sub>2</sub>O para ''n'' = 1, 2, 3, 4 y 6, que son esencialmente sales de [[anión|aniones]] de bromo e [[hidronio]]. [[catión]]. El ácido bromhídrico forma un [[azeótropo]] con un [[punto de ebullición]] de 124,3&nbsp;°C a 47,63&nbsp;g de HBr por 100&nbsp;g de solución; por tanto, el ácido bromhídrico no puede concentrarse más allá de este punto por destilación.<ref name="Greenwood812">Greenwood y Earnshaw, pp. 812-6</ref>

=== Otros bromuros binarios ===
Casi todos los elementos de la tabla periódica forman bromuros binarios. Las excepciones son decididamente minoritarias y se derivan en cada caso de una de tres causas: extrema inercia y renuencia a participar en reacciones químicas (los [[gases nobles]], con la excepción del [[xenón]] en el muy inestable XeBr 2 ); inestabilidad nuclear extrema que dificulta la investigación química antes de la descomposición y la transmutación (muchos de los elementos más pesados más allá del [[bismuto]] ); y que tiene una [[electronegatividad]] superior a la del bromo ( oxígeno, nitrógeno, flúor y cloro).), de modo que los compuestos binarios resultantes no son formalmente bromuros sino óxidos, nitruros, fluoruros o cloruros de bromo. Sin embargo, el tribromuro de nitrógeno se denomina bromuro, ya que es análogo a los otros trihaluros de nitrógeno.<ref name="Greenwood821">Greenwood and Earnshaw, pp. 821–4</ref>
=== Halogenuros de bromo ===
Los halógenos forman muchos compuestos binarios,  [[interhalógenos]] [[Diamagnetismo| diamagnéticos]] con estequiometrías XY, XY<sub>3</sub>, XY<sub>5</sub>, y XY<sub>7</sub>(donde X es más pesado que Y), y el bromo no es una excepción. El bromo forma un monofluoruro y un monocloruro, así como un trifluoruro y un pentafluoruro. También se caracterizan algunos derivados catiónicos y aniónicos, como {{chem|BrF|2|-}}, {{chem|BrCl|2|-}}, {{chem|BrF|2|+}}, y {{chem|BrF|6|+}}. Además de éstos, también se conocen algunos [[Pseudohalógeno|pseudohaluros]], como el [[bromuro de cianógeno]] (BrCN), el [[tiocianato| tiocianato de bromo]] (BrSCN), y la [[azida]] de bromo (BrN<sub>3</sub>).<ref name="Greenwood824">Greenwood y Earnshaw, pp. 824-8</ref>
=== Compuestos de polibromo  ===
Aunque el dibromo es un agente oxidante fuerte con una energía de primera ionización alta, los oxidantes muy fuertes como el fluoruro de peroxidisulfurilo  pueden oxidarlo para formar el [[catión]]+2 Br rojo cereza.
=== Óxidos de bromo y oxoácidos  ===
Los óxidos de bromo no están tan bien caracterizados como los [[óxidos de cloro]] o los [[óxidos de yodo]], ya que todos son bastante inestables: alguna vez se pensó que no podían existir en absoluto. El [[monóxido de dibromo]] es un sólido de color marrón oscuro que, si bien es razonablemente estable a -60 °C, se descompone en su [[punto de fusión]] de -17,5 °C; es útil en reacciones de bromación<ref name="handin">
{{Citation
 | last1 = Perry
 | first1 = Dale L.
 | last2 = Phillips
 | first2 = Sidney L.
 | year = 1995
 | title = Handbook of Inorganic Compounds
 | publisher = CRC Press
 | isbn = 978-0-8493-8671-8
 | pages = 74
 | url = https://books.google.com/books?id=0fT4wfhF1AsC&q=%22Bromine+dioxide%22&pg=PA74
 | access-date = 2015-08-25
}}</ref> y puede obtenerse a partir de la descomposición a baja temperatura del dióxido de bromo en el vacío. Oxida el yodo a pentóxido de yodo y el [[benceno]] a 1,4-benzoquinona ; en soluciones alcalinas, da el anión hipobromito.<ref name="Greenwood850">Greenwood and Earnshaw, pp. 850–1</ref>