El bromuro de galio (III) es, a temperatura ambiente y presión atmosférica, un polvo blanco cristalino que reacciona favorablemente y de forma exotérmica con el agua. ^[1]​El tribromuro de galio sólido es estable a temperatura ambiente y puede encontrarse principalmente en su forma dimérica.^[2]​ El GaBr₃ puede formar un haluro intermedio, Ga₂Br₇, aunque no es tan común como con el GaCl₃. Pertenece al grupo de los trihaluros de galio y es similar al GaCl₃ y al GaI₃, pero no al GaF₃, en su preparación y usos.^[2]​ El GaBr₃ es un ácido de Lewis más suave que el AlBr₃ y tiene una química más versátil debido a la facilidad comparativa de reducir el galio, pero es más reactivo que el GaCl₃. ^[3]​

GaBr₃ presenta un comportamiento espectroscópico similar al de los trihaluros de aluminio, indio y talio, excluidos los trifluoruros. ^[4]​

Un método para preparar GaBr₃ consiste en calentar galio elemental en presencia de bromo líquido a vacío.^[5]​ Tras la reacción altamente exotérmica, se deja reposar la mezcla y se somete a varios pasos de purificación. Este método, que data de principios del siglo XX, sigue siendo una forma útil de preparar GaBr₃. Históricamente, el galio se obtenía por electrólisis de su hidróxido en solución de hidróxido de potasio, pero hoy en día se obtiene como subproducto de la producción de aluminio y zinc.

El GaBr₃ puede sintetizarse exponiendo el galio al bromo en un ambiente libre de agua, oxígeno y grasa.^[5]​^[6]​El resultado es un gas que debe cristalizarse para formar el bromuro que utilizan los laboratorios. A continuación se muestra la ecuación:

2 Ga(s) + 3 Br
2(l) → 2 GaBr
3(g)

El monómero GaBr₃ tiene geometría planar trigonal, pero cuando forma el dímero Ga₂Br₆ la geometría alrededor del centro de galio se deforma para convertirse en aproximadamente tetraédrica. Como sólido, el GaBr₃ forma una estructura cristalina monoclínica con un volumen de celda unitaria de 524,16 ų. Las especificaciones adicionales para esta celda unitaria son las siguientes: a = 8,87 Å, b = 5,64 Å, c = 11,01 Å, α = 90˚, β = 107,81˚, γ = 90˚. ^[7]​

El galio es el metal más ligero del grupo 13 con una capa externa llena y tiene una configuración electrónica ([Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹) por debajo de los electrones de valencia que podrían participar en el enlace d-π con ligandos. El estado de oxidación relativamente alto de Ga en Ga(III)Br₃, la baja electronegatividad y la alta polarizabilidad permiten que GaBr₃ se comporte como un "ácido blando" en términos de la teoría ácido-base duro-blando (HSAB) . La acidez de Lewis de todos los trihaluros de galio, incluido el GaBr₃, se ha estudiado ampliamente desde el punto de vista termodinámico, y la basicidad del GaBr₃ se ha establecido con varios donantes.

El GaBr₃ es capaz de aceptar un ion Br⁻ adicional o de dividir de forma desigual su dímero para formar [GaBr4]⁻, un ion tetraédrico del que se pueden obtener sales cristalinas ^[8]​ El ion Br ⁻ se puede sustituir con la misma facilidad por un ligando neutro. Normalmente, estos ligandos neutros, con forma GaBr₃ L y a veces GaBr₃L₂, formarán una estructura geométrica bipiramidal tetraédrica con el Br en una posición ecuatorial debido a su gran carga nuclear efectiva. Además, el GaBr₃ puede utilizarse como catalizador en ciertas reacciones de adición oxidativa.

El GaBr₃ se utiliza como catalizador en síntesis orgánica, con un mecanismo similar al del GaCl₃. Sin embargo, debido a su mayor reactividad, a veces se desprecia por la mayor versatilidad del GaCl₃.

El GaBr₃, así como otros trihaluros de galio y trihaluros metálicos del grupo 13, pueden utilizarse como catalizadores en la adición oxidativa de compuestos orgánicos. Se ha comprobado que el dímero GaBr₃ se escinde de forma desigual en [GaBr4]⁻ y [GaBr2]⁺.^[8]​

El mecanismo completo es incierto en parte porque los estados intermedios no siempre son lo suficientemente estables para su estudio, y en parte porque el GaBr₃ se estudia con menos frecuencia que el GaCl₃.

El propio Ga(III) es un ácido de Lewis útil para las reacciones orgánicas porque su coraza completa de electrones d le permite aceptar un número variable de ligandos, pero cederá ligandos fácilmente si las condiciones resultan favorables.

• Catálisis

1. ↑ «Gallium(III) bromide». Sigma Aldrich Catalogue. Sigma Aldrich Company. 
2. ↑ ^{a b} King, Bruce R. (1994). Encyclopedia of Inorganic Chemistry. New York: Wiley. pp. 1265-1267. ISBN 978-0-471-93620-6. 
3. ↑ Kiyokawa, Kensuke; Yasuda, Makoto; Baba, Akio (2 de abril de 2010). «Cyclopropylmethylation of Benzylic and Allylic Chlorides with Cyclopropylmethylstannane Catalyzed by Gallium or Indium Halide». Organic Letters 12 (7): 1520-1523. ISSN 1523-7060. PMID 20218636. doi:10.1021/ol100240b. 
4. ↑ Downs, A.J. (199). Chemistry of Aluminium Gallium Indium and Thallium. Springer Science & Business Media. p. 133. 
5. ↑ ^{a b} Johnson, W. C.; Parsons, J. B. (1 de enero de 1929). «The Preparation of Gallium Tribromide and Gallium Triiodide». The Journal of Physical Chemistry 34 (6): 1210-1214. ISSN 0092-7325. doi:10.1021/j150312a007. 
6. ↑ Downs, A.J. (199). Chemistry of Aluminium Gallium Indium and Thallium. Springer Science & Business Media. p. 133. 
7. ↑ Troyanov, S.I.; Krahl, T.; Kemnitz, E. (2004). «Crystal structures of GaX₃ (X = Cl, Br, I) and AlI₃». Zeitschrift für Kristallographie 219 (2): 88-92. Bibcode:2004ZK....219...88T. doi:10.1524/zkri.219.2.88.26320. 
8. ↑ ^{a b} El-Hellani, Ahmad; Monot, Julien; Guillot, Régis; Bour, Christophe; Gandon, Vincent (7 de enero de 2013). «Molecular versus Ionic Structures in Adducts of GaX3 with Monodentate Carbon-Based Ligands». Inorganic Chemistry 52 (1): 506-514. ISSN 0020-1669. PMID 23256783. doi:10.1021/ic302440g. 

• Esta obra contiene una traducción derivada de «Gallium(III) bromide» de Wikipedia en inglés, concretamente de esta versión, publicada por sus editores bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 4.0 Internacional.