Какими свойствами обладает оксид бериллия

Оксид бериллия

Окси́д бери́ллия — амфотерный оксид, имеющий химическую формулу BeO.

В зависимости от способа получения, при стандартных условиях, оксид бериллия представляет собой белое кристаллическое или аморфное вещество без вкуса и запаха, очень малорастворимое в воде. Растворяется в концентрированных минеральных кислотах и щелочах, хорошо растворим в щелочных расплавах[2][3].

Как и все соединения бериллия, очень ядовит.

Оксид бериллия является единственным бинарным соединением бериллия с кислородом, хотя в паровой фазе над ВеО при температуре около 2000°С было отмечено присутствие полимеров типа (ВеО)3 и (ВеО)4[2].

Получение и свойства[ | ]

В природе оксид бериллия встречается в виде минерала [3].

Получают оксид бериллия термическим разложение гидроксида бериллия и некоторых его солей (например, нитрата, основного ацетата, карбоната и др.) при температуре от 500 до 1000°С.

Полученный таким образом оксид представляет собой белый аморфный порошок.

В виде кристаллов оксид бериллия может быть получен нагреванием до высокой температуры (плавлением) аморфной формы или, например, при кристаллизации из расплавленных карбонатов щелочных металлов[2].

Упругость пара ВеО незначительна, поэтому в отсутствие паров воды это наименее летучий из всех тугоплавких оксидов. Примесь таких оксидов, как MgO, CaO, Al2O3, SiO2, ещё больше понижает летучесть ВеО из-за химического взаимодействия между ними. В присутствии паров воды при 1000—1800°С летучесть оксида бериллия сильно возрастает в связи с образованием газообразного гидроксида бериллия[2].

Оксид бериллия обладает очень высокой теплопроводностью.

При 100° С она составляет 209,3 Вт·м−1·К−1, что больше, чем теплопроводность любых неметаллов (кроме алмаза и карбида кремния) и большинства металлов (кроме меди, серебра, золота, алюминия и ряда их сплавов)[4][5].

При понижении температуры теплопроводность оксида бериллия сперва растёт (370 Вт·м−1·К−1 при 300 К), достигая максимума (13 500 Вт·м−1·К−1) при 40 К, затем понижается (47 Вт·м−1·К−1 при 4 К)[5].

Химические свойства[ | ]

Реакционная способность оксида бериллия зависит от способа его получения и от степени . Повышение температуры при прокаливании ведет к увеличению размера зерен (то есть к уменьшению удельной поверхности), а, следовательно, и к уменьшению химической активности соединения.[2]

Прокаленный при температуре не выше 500 °С, оксид бериллия растворяется в водных растворах кислот и щелочей (даже разбавленных), образуя соответствующие соли и . Например:

B e O + 2 N a O H + H 2 O ⟶ N a 2 [ B e ( O H ) 4 ] {displaystyle {mathsf {BeO+2NaOH+H_{2}Olongrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}} B e O + 2 H C l ⟶ B e C l 2 + H 2 O {displaystyle {mathsf {BeO+2HCllongrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O}}}

Оксид бериллия, прокаленный при температуре от 1200 до 1300 °С, растворим в растворах концентрированных кислот. Например, прокаленный таким образом ВеО реагирует с горячей концентрированной серной кислотой:

B e O + H 2 S O 4 ⟶ B e S O 4 + H 2 O {displaystyle {mathsf {BeO+H_{2}SO_{4}longrightarrow BeSO_{4}+H_{2}O}}}

Прокаливание оксида бериллия при температурах выше 1800 °С приводит к практически полной утрате им реакционной способности. После такого прокаливания ВеО растворяется только в концентрированной плавиковой кислоте (с образованием фторида) и в расплавленных щелочах, карбонатах и пиросульфатах щелочных металлов (с образованием бериллатов):[2][3]

B e O + 2 H F ⟶ B e F 2 + H 2 O {displaystyle {mathsf {BeO+2HFlongrightarrow BeF_{2}+H_{2}O}}} B e O + 2 N a O H ⟶ N a 2 B e O 2 + H 2 O {displaystyle {mathsf {BeO+2NaOHlongrightarrow Na_{2}BeO_{2}+H_{2}O}}} B e O + N a 2 C O 3 ⟶ N a 2 B e O 2 + C O 2 {displaystyle {mathsf {BeO+Na_{2}CO_{3}longrightarrow Na_{2}BeO_{2}+CO_{2}}}}

Выше 1000 °С оксид бериллия реагирует с хлором, при этом в присутствии угля данная реакция идет легче и при гораздо меньших температурах (600—800°С):[2]

2 B e O + 2 C l 2 ⟶ 2 B e C l 2 + O 2 {displaystyle {mathsf {2BeO+2Cl_{2}longrightarrow 2BeCl_{2}+O_{2}}}} B e O + C l 2 + C ⟶ B e C l 2 + C O {displaystyle {mathsf {BeO+Cl_{2}+Clongrightarrow BeCl_{2}+CO}}}

При температуре выше 1000 °С оксид бериллия вступает в обратимую реакцию гидрохлорирования (понижение температуры системы вызывает обратный процесс разложения образовавшегося хлорида бериллия):[2]

B e O + 2 H C l ⟶ B e C l 2 + H 2 O {displaystyle {mathsf {BeO+2HCllongrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O}}}

При нагревании оксид бериллия способен реагировать со многими хлорсодержащими соединениями. В частности, уже при 500 °С начинается реакция с фосгеном:[2]

B e O + C O C l 2 ⟶ B e C l 2 + C O 2 {displaystyle {mathsf {BeO+COCl_{2}longrightarrow BeCl_{2}+CO_{2}}}} Хлорирование тетрахлорметаном протекает при температуре 450—700 °С:[2]
2 B e O + C C l 4 ⟶ 2 B e C l 2 + C O 2 {displaystyle {mathsf {2BeO+CCl_{4}longrightarrow 2BeCl_{2}+CO_{2}}}}

Гораздо труднее оксид бериллия взаимодействует с бромом, сведений же о взаимодействии ВеО с иодом нет.

Оксид бериллия реагирует далеко не всеми обычно применяемыми восстановителями. В частности, для восстановления бериллия из оксида применимы лишь кальций, магний, титан и уголь (при высокой температуре). Кальций и магний могут быть использованы в качестве восстановителя при температуре ниже 1700 °С и атмосферном давлении, титан применим при давлении ниже 0,001 мм рт. ст. и 1400 °С:[2]

B e O + C a ⟶ B e + C a O {displaystyle {mathsf {BeO+Calongrightarrow Be+CaO}}} 4 B e O + T i ⟶ 2 B e + T i O 2 {displaystyle {mathsf {4BeO+Tilongrightarrow 2Be+TiO_{2}}}}

В обоих случаях бериллий получается загрязненным, так как технически очень трудно разделить продукты реакции.

Использование угля более предпочтительно, но реакция с ним идет лишь при температурах выше 2000 °С:

B e O + C ⟶ B e + C O {displaystyle {mathsf {BeO+Clongrightarrow Be+CO}}}

Оксид бериллия при температурах ниже 800 °С устойчив по отношению к расплавленным щелочным металлам (литию, натрию и калию) и почти совсем не реагирует с церием, платиной, молибденом, торием и железом; только при 1800 °C взаимодействует с никелем, кремнием, титаном и цирконием[2][6].

Применение[ | ]

Сочетание высокой теплопроводности и небольшого коэффициента термического расширения позволяет использовать оксид бериллия в качестве термостойкого материала, обладающего значительной химической инертностью.

Токсичность[ | ]

Оксид бериллия очень ядовит и канцерогенен, по токсикологии NFPA 704 ему присвоена высшая токсичность.

Примечания[ | ]

1. ↑ Бериллий
2. ↑ 123456789101112 Химия и технология редких и рассеянных элементов: Учеб.

   пособие для вузов: Ч. I / Под ред. К. А. Большакова. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Высшая школа, 1976. — С. 176.

3. ↑ 123 Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. — Л.: Химия, 1977. — С.56
4. ↑ Бериллий.

   Соединения бериллия. Оксид бериллия

5. ↑ 12 Инюшкин А. В. Теплопроводность / В кн.: Физические величины: Справочник. — М.: Энергоатомиздат. — 1991. — С.337—363.
6. ↑ Egon Wiberg, Arnold Frederick Holleman Inorganic Chemistry. — Elsevier, 2001.
   

   №4 Бериллий

   

   Бериллий был открыт в 1798 году Л. Вокленом в виде берилловой земли (оксида ВеО), когда этот французский химик выяснял общие особенности химического состава драгоценных камней берилла и изумруда. Металлический бериллий был получен в 1828 г. Ф. Велером в Германии и независимо от него А.

   Бюсси во Франции. Однако из-за примесей его не удавалось сплавить. Лишь в 1898 г. французский химик П. Лебо, подвергнув электролизу двойной фторид калия и бериллия, получил достаточно чистые металлические кристаллы бериллия.

   Интересно, что из-за сладкого вкуса растворимых в воде соединений бериллия элемент вначале называли «глюциний» (от греческого glykys — сладкий). Из-за сходства свойств бериллия и алюминия считалось, что это трехвалентный металл с атомной массой 13,5. Эту ошибку исправил Д.И.

   Менделеев, который, исходя из закономерности изменения свойств элементов в периоде, определил бериллию место во второй группе.

   Нахождение в природе, получение:

   Бериллий относится к редким элементам, его содержание в земной коре 2,6·10-4% по массе. В морской воде содержится до 6·10-7 мг/л бериллия.Основные природные минералы, содержащие бериллий: берилл Be3Al2(SiO3)6, фенакит Be2SiO4, бертрандит Be4Si2O8·H2O и гельвин (Mn,Fe,Zn)4[BeSiO4]3S.

   Окрашенные примесями катионов других металлов прозрачные разновидности берилла — драгоценные камни, например, зеленый изумруд, голубой аквамарин, гелиодер, воробьевит и другие. В настоящее время их научились синтезировать искусственно.

   В виде простого вещества в XIX веке бериллий получали действием калия на безводный хлорид бериллия:

   BeCl2+2K=Be+2KCl.

   В настоящее время бериллий получают,восстанавливая его фторид магнием:

   BeF2+Mg=Be+MgF2

   либо электролизом расплава смеси хлоридов бериллия и натрия. Исходные соли бериллия выделяют при переработке бериллиевой руды.

   Физические свойства:

   Металлический бериллий — твердый, хрупкий металл серого цвета. На воздухе бериллий, как и алюминий, покрыт оксидной пленкой, придающей ему матовый цвет.

   Температура плавления 1278°C, температура кипения около 2470°C, плотность 1,816 кг/м3.

   До температуры 1277°C устойчив a-Ве (гексагональная решетка типа магния (Mg), параметры а = 0,22855 нм, с = 0,35833 нм), при температурах, предшествующих плавлению металла (1277-1288°C) — b-Ве с кубической решеткой.

   Химические свойства:

   Наличие оксидной пленки предохраняет металл от дальнейшего разрушения и обусловливает его невысокую химическую активность при комнатной температуре. При нагревании бериллий сгорает на воздухе с образованием оксида BeO, реагирует с серой и азотом. С галогенами бериллий реагирует при обычной температуре или при слабом нагревании.

   Все эти реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты, так как прочность кристаллических решеток возникающих соединений (BeO, BeS, Be3N2, ВеCl2 и др.) довольно велика. Благодаря образованию на поверхности прочной пленки бериллий не реагирует с водой, хотя находится в ряду стандартных потенциалов значительно левее водорода.

   Как и алюминий, бериллий реагирует с кислотами и растворами щелочей:

   Be + 2HCl = BeCl2 + H2,

   Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2. Интересно, что бериллий хорошо растворяется в концентрированных растворах фторидов:

   Be + 4NH4F + 2H2O = (NH4)2[BeF4] + 2NH3*H2O + H2↑

   Причина — образование прочных фторидных комплексов.

   Важнейшие соединения:

   Оксид бериллия, BeO встречается в природе в виде редкого минерала бромеллита. Получают термическим разложением сульфата или гидроксида бериллия выше 800° С. Продукт высокой чистоты образуется при разложении основного ацетата [Be4O(OOCH3)6] выше 600°С.

   Непрокаленный оксид бериллия гигроскопичен, адсорбирует до 34% воды, а прокаленный при 1500° С — лишь 0,18%. Оксид бериллия, прокаленный не выше 500°С, легко взаимодействует с кислотами, труднее — с растворами щелочей, а прокаленный выше 727° С — лишь со фтороводородной кислотой, горячей концентрированной серной кислотой и расплавами щелочей.

   Устойчив к воздействию расплавленных лития, натрия, калия, никеля и железа. Оксид бериллия обладает очень высокой теплопроводностью. Считается одним из лучших огнеупорных материалов, используется для изготовления тиглей и других изделий

   Гидроксид бериллия, Be(OH)2 — полимерное соединение, нерастворимое в воде.

   Оно проявляет амфотерные свойства: Be(OH)2 + 2КOH = К2[Be(OH)4],       Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O.

   Действием на гидроксид бериллия Be(OH)2 растворами карбоновых кислот или при упаривании растворов их бериллиевых солей получают оксисоли бериллия, например, оксиацетат Be4O(CH3COO)6.
   Галогениды бериллия, бесцв. крист. вещества, расплываются на воздухе, поглощая влагу. Для получения безводного хлорида используется реакция 2BeO + CCl4 = 2BeCl2 + CO2
   Подобно хлориду алюминия BeCl2 является катализатором в реакции Фриделя – Крафтса. В растворах подвергается гидролизу…

   Бериллаты, в концентрированных растворах и расплавах щелочей присутствуют бериллаты состава M2BeO2, M3BeO4, в разбавленных растворах гидроксобериллаты M2[Be(OH)4]. Легко гидролизуются до гидроксида бериллия.

   …

   Гидрид бериллия, BeH2 — полимерное вещество, его получают реакцией:BeCl2 + 2LiH = BeH2 + 2LiCl

   Карбид бериллия, Be2С — образуется при взаимодействии бериллия с углеродом. Подобно карбиду алюминия гидролизуется водой с образованием метана.

   Применение:

   Бериллий в основном используют как легирующую добавку к различным сплавам. Добавка бериллия значительно повышает твердость и прочность сплавов, коррозионную устойчивость поверхностей изготовленных из этих сплавов изделий.

   Бериллиевые бронзы (Cu и 3-6% Be) – материал для пружин c большой устойчивостью к механической усталости и совершенно не дающих искр при механических ударах.

   Бериллий слабо поглощает рентгеновское излучение, поэтому из него изготавливают окошки рентгеновских трубок (через которые излучение выходит наружу). В атомных реакторах из бериллия изготовляют отражатели нейтронов, его используют как замедлитель нейтронов.

   В смесях с некоторыми a-радиоактивными нуклидами бериллий используют в ампульных нейтронных источниках, так как при взаимодействии ядер бериллия-9 и a-частиц возникают нейтроны: 9Ве(a,n)12C.

   Физиологическое действие: в живых организмах бериллий, по-видимому, не несет никакой биологической функции, однако бериллий может замещать магний в некоторых ферментах, что приводит к нарушению их работы. Летучие и растворимые соединения бериллия, а также пыль, содержащая бериллий и его соединения, очень токсичны, канцерогенны (ПДК 0,001 мг/м3).

   Рудакова Анна Валерьевна
   ХФ ТюмГУ, 561 группа.