Оксид бериллия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Оксид бериллия
Общие
Систематическое
наименование
Оксид бериллия
Традиционные названия Бромеллит
Хим. формула BeO
Рац. формула BeO
Физические свойства
Состояние твёрдое
Молярная масса 25,01158 г/моль
Плотность 3,01 г/см³
Термические свойства
Т. плав. 2530 °C
Т. кип. 4120 °C
Мол. теплоёмк. 25,5 Дж/(моль·К)
Теплопроводность при 100°С 209,3[1] Вт/(м·K)
Энтальпия образования 589,2 кДж/моль
Давление пара при 2000°С 0,003 атм
Химические свойства
Растворимость в воде 0,00005 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления 1,719
Структура
Кристаллическая структура гексагональная
Классификация
Рег. номер CAS 1304-56-9
PubChem 14775
SMILES
RTECS DS4025000
ChemSpider 14092
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

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]

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[править | править вики-текст]

В природе оксид бериллия встречается в виде минерала бромеллита.[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 К), что больше, чем у любых неметаллов (кроме алмаза) и даже у некоторых металлов.[4]

Химические свойства[править | править вики-текст]

Реакционная способность оксида бериллия зависит от способа его получения и от степени прокаливания. 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 гидроксобериллаты. Например:

\mathsf{BeO + 2 NaOH\longrightarrow Na_2[Be(OH)_4]}
\mathsf{BeO + 2 HCl \longrightarrow BeCl_2 + H_2O}

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:

\mathsf{BeO + H_2SO_4 \longrightarrow BeSO_4 + H_2O}

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

\mathsf{BeO + 2 HF \longrightarrow BeF_2 + H_2O}
\mathsf{BeO + 2 NaOH \longrightarrow Na_2BeO_2 + H_2O}
\mathsf{BeO + Na_2CO_3 \longrightarrow Na_2BeO_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]

\mathsf{ 2 BeO + 2 Cl_2 \longrightarrow 2 BeCl_2 + O_2}
\mathsf{BeO + Cl_2 + C \longrightarrow BeCl_2 + CO}

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

\mathsf{BeO + 2 HCl \longrightarrow 2 BeCl_2 + H_2O}

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

\mathsf{BeO + COCl_2 \longrightarrow BeCl_2 + CO_2}

Хлорирование тетрахлорметаном протекает при температуре 450—700°С:[2]

\mathsf{ 2 BeO + CCl_4 \longrightarrow 2 BeCl_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]

\mathsf{BeO + Ca \longrightarrow Be + CaO}
\mathsf{ 4 BeO + Ti \longrightarrow 2 Be + 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:

\mathsf{BeO + C \longrightarrow 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° взаимодействует с никелем, кремнием, титаном и цирконием[2][5].

Применение[править | править вики-текст]

Сочетание высокой теплопроводности и небольшой коэффициент термического расширения позволяют использовать оксид бериллия в качестве термостойкого материала, обладающего значительной химической инертностью.

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Бериллий
  2. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 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. 1 2 3 Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. — Л.: Химия, 1977. — С.56
  4. Бериллий. Соединения бериллия. Оксид бериллия
  5. Egon Wiberg, Arnold Frederick Holleman Inorganic Chemistry. — Elsevier, 2001. — ISBN 0-12-352651-5