Оксид берилію
Кристалічна структура BeO
Назва за IUPAC
Берилій оксид
Ідентифікатори
Номер CAS
1304-56-9 Номер EINECS
215-133-1 ChEBI
62842 RTECS
DS4025000 SMILES
[Be]=O [1] InChI
InChI=1S/Be.O Номер Бельштейна
3902801
Властивості
Молекулярна формула
BeO
Молярна маса
25,011 г/моль
Зовнішній вигляд
білі кристали
Густина
3,01 г/см³[2]
Тпл
2577 °C[2]
Розчинність (вода )
нерозчинний
Розчинність (кислоти )
розчинний
Розчинність (луги )
розчинний
Діелектрична проникність (ε )
13,8 кВ/мм
Показник заломлення (n D )
1,7184
Структура
Кристалічна структура
гексагональна
Термохімія
Ст. ентальпія утворення Δf H o 298
-609,4 кДж/моль
Ст. ентропія S o 298
13,77 Дж/(моль·К)
Теплоємність , c o p
25,6 Дж/(моль·К)
Пов'язані речовини
Інші катіони
оксид алюмінію
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки
Окси́д бери́лію — неорганічна бінарна сполука Берилію та Оксигену складу Be O . Являє собою білі гексагональні кристали. Проявляє амфотерні властивості.
Завдяки своїй тугоплавкості застосовується для виготовлення тиглів та облицювання печей. Поширений у складі мінералів берилу , хризоберилу , фенакіту та гельвіну . Дана сполука є канцерогеном .
Поширення у природі
Хризоберил
Оксид берилію поширений у природі переважно у вигляді силікатів . Найважливішими мінералами для добування BeO є берил , хризоберил , фенакіт та гельвін . Дещо менший вміст BeO спостерігається також у бромеліті , евклазі , даналіті .
Хімічні властивості
Оксид берилію не реагує з водою. Проявляє амфотерні властивості — взаємодіє як із кислотами , так і з лугами (та відповідними оксидами):
B
e
O
+
2
H
C
l
(
c
o
n
c
.
)
→
B
e
C
l
2
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {BeO+2HCl_{(conc.)}\rightarrow BeCl_{2}+H_{2}O} }
B
e
O
+
H
2
S
O
4
(
c
o
n
c
.
)
→
B
e
S
O
4
↓
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {BeO+H_{2}SO_{4(conc.)}\rightarrow BeSO_{4}\downarrow +H_{2}O} }
B
e
O
+
N
a
O
H
(
c
o
n
c
.
)
+
H
2
O
→
t
N
a
2
[
B
e
(
O
H
)
4
]
{\displaystyle \mathrm {BeO+NaOH_{(conc.)}+H_{2}O{\xrightarrow {t}Na_{2}[Be(OH)_{4}]} }
B
e
O
+
2
N
a
O
H
(
c
o
n
c
.
)
→
250
−
300
o
C
N
a
2
B
e
O
2
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {BeO+2NaOH_{(conc.)}{\xrightarrow {250-300^{o}C}Na_{2}BeO_{2}+H_{2}O} }
Оксид легко піддається флуоруванню:
B
e
O
+
2
H
F
→
220
o
C
B
e
F
2
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {BeO+2HF{\xrightarrow {220^{o}C}BeF_{2}+H_{2}O} }
B
e
O
+
4
H
F
(
c
o
n
c
.
)
→
H
2
[
B
e
F
4
]
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {BeO+4HF_{(conc.)}\rightarrow H_{2}[BeF_{4}]+H_{2}O} }
2
B
e
O
+
2
F
2
→
>
400
o
C
2
B
e
F
2
+
O
2
{\displaystyle \mathrm {2BeO+2F_{2}{\xrightarrow {>400^{o}C}2BeF_{2}+O_{2} }
За допомогою сильних відновників, наприклад, магнію чи графіту , берилій можна відновити з оксиду:
B
e
O
+
M
g
→
700
−
800
o
C
B
e
+
M
g
O
{\displaystyle \mathrm {BeO+Mg{\xrightarrow {700-800^{o}C}Be+MgO} }
2
B
e
O
+
3
C
→
1800
−
1930
o
C
B
e
2
C
+
2
C
O
{\displaystyle \mathrm {2BeO+3C{\xrightarrow {1800-1930^{o}C}Be_{2}C+2CO} }
Отримання
Окрім добування з мінералів, оксид берилію також можна синтезувати в лабораторних умовах. Оксид утворюється в результаті згоряння металічного берилію на повітрі, а також при термічній дисоціації кисневмісних сполук берилію:
2
B
e
+
O
2
→
900
o
C
2
B
e
O
{\displaystyle \mathrm {2Be+O_{2}{\xrightarrow {900^{o}C}2BeO} }
B
e
(
O
H
)
2
→
200
−
800
o
C
B
e
O
+
H
2
O
{\displaystyle \mathrm {Be(OH)_{2}{\xrightarrow {200-800^{o}C}BeO+H_{2}O} }
B
e
C
O
3
→
>
180
o
C
B
e
O
+
C
O
2
{\displaystyle \mathrm {BeCO_{3}{\xrightarrow {>180^{o}C}BeO+CO_{2} }
2
B
e
(
N
O
3
)
2
→
>
1000
o
C
2
B
e
O
+
4
N
O
2
+
O
2
{\displaystyle \mathrm {2Be(NO_{3})_{2}{\xrightarrow {>1000^{o}C}2BeO+4NO_{2}+O_{2} }
B
e
S
O
4
→
547
−
600
o
C
B
e
O
+
S
O
3
{\displaystyle \mathrm {BeSO_{4}{\xrightarrow {547-600^{o}C}BeO+SO_{3} }
Безпека
Оксид берилію, як і інші його сполуки, належать до канцерогенів . Тривалий контакт зі сполукою здатен спричиняти появу берилієвої хвороби або бериліозу .
Застосування
Берилій оксид застосовують як каталізатор , а також як вогнетривкий матеріал для виготовлення тиглів та внутрішнього облицювання електричних печей.
Див. також
Примітки
↑ BERYLLIUM OXIDE
↑ а б За тиску 101,3 кПа
Джерела
CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5 . (англ.)
Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М . : "Мир", 1971. — Т. 1. — 561 с. (рос.)
Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М . : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0 . (рос.)
Моногідрид берилію(Be H )
Гідрид берилію (Be H 2 )
Карбід берилію(Be 2 C )
Борид берилію(Be B 2 )
Нітрид берилію(Be 3 N 2 )
Азид берилію(Be N 6 )
Оксид берилію (Be O )
Пероксид берилію(Be O 2 )
Фторид берилію(Be F 2 )
Силіцид берилію(Be 2 Si )
Сульфід берилію(Be S )
Хлорид берилію(Be Cl 2 )
Селенід берилію(Be Se )
Бромід берилію(Be Br 2 )
Телурид берилію(Be Te )
Йодид берилію(Be I 2 )
Тетрагідридоборат берилію(Be [B H 4 ]2 )
Гідроксид берилію(Be (H O )2 )
Диметилберилій(Be (C H 3 )2 )
Карбонат берилію(Be C O 3 )
Оксалат берилію(Be C 2 O 4 )
Нітрат берилію(Be N 2 O 6 )
Алюмінат берилію(Be Al 2 O 4 )
Ортосилікат берилію(Be 2 Si O 4 )
Ортофосфат берилію(Be 3 (P O 4 )2 )
Сульфіт берилію(Be S O 3 )
Сульфат берилію (Be S O 4 )
Перхлорат берилію(Be (Cl O 4 )2 )
Тетрафтороберилат літію(Li 2 [Be F 4 ])
Тетрафтороберилат натрію(Na 2 [Be F 4 ])
Тетрафтороберилат калію(K 2 [Be F 4 ])
Селенат берилію(Be Se O 4 )
Гідрокарбонат берилію(Be (H C O 3 )2 )
Ацетат берилію(C 4 H 6 Be O 4 )
Цитрат берилію(C 6 H 6 Be O 7 )
Оксид-гексаформіат берилію(C 6 H 6 Be 4 O 13 )
Оксид-гексаацетат берилію(C 12 H 18 Be 4 O 13 )
Тетрафтороберилат амонію(Be F 4 H 8 N 2 )
Гідроортофосфат берилію(Be H P O 4 )
Дигідроортофосфат берилію(Be (H 2 P O 4 )2 )