№4 Бериллий

История открытия:

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/м 3 . 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: 9 Ве( a,n) 12 C.
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/м 3 ).

Рудакова Анна Валерьевна
ХФ ТюмГУ, 561 группа.

Источник

Бериллий: способы получения и химические свойства

Бериллий Be — это cветло-серый, легкий, хрупкий металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Восстановитель.

Относительная молекулярная масса M_r = 9,012; относительная плотность для твердого и жидкого состояния d = 1,85; t_пл = 1287º C; t_кип = 2507º C.

Способ получения

1. В результате электролиза расплава хлорида бериллия образуются бериллий и хлор :

2. Расплав фторида бериллия подвергают электролизу , в результате чего на выходе образуется бериллий и фтор:

3. Оксид бериллия легко восстанавливается магнием при 700 — 800º С, образуя бериллий и оксид магния:

BeO + Mg = MgO + Be

4. Фторид бериллия также легко восстанавливается магнием при 700 — 750º С с образованием бериллия и фторида магния:

BeF₂ + Mg = Be + MgF₂

Качественная реакция

Качественная реакция на бериллий — окрашивание пламени горелки в коричнево — красный цвет.

Химические свойства

1. Бериллий — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами :

1.1. Бериллий взаимодействует с азотом при 700 — 900º С образуя нитрид бериллия:

1.2. Бериллий сгорает в кислороде (воздухе) при 900º С с образованием оксида бериллия:

2Be + O₂ = 2BeO

1.3. Бериллий активно реагирует при комнатной температуре с фтором (комнатная температура) , хлором (250º С), бромом (480º С) и йодом (480º С) . При этом образуются фторид бериллия, хлорид бериллия, бромид бериллия, йодид бериллия :

Be + Br₂ = BeBr₂

1.4. С серой бериллий реагирует при температуре 1150º C с образованием сульфида бериллия:

Be + S = BeS

1.5. С углеродом бериллий реагирует при 1700 — 1900º С и вакууме, образуя карбид бериллия:

2Be + C = Be₂C

2. Бериллий активно взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Бериллий при кипении реагирует с водой . Взаимодействие бериллия с водой приводит к образованию гидроксида бериллия и газа водорода:

2.2. Бериллий взаимодействует с кислотами:

2.2.1. Бериллий реагирует с разбавленной соляной кислотой, при этом образуются хлорид бериллия и водород :

Be + 2HCl = BeCl₂ + H₂ ↑

2.2.2. Реагируя с разбавленной и горячей азотной кислотой бериллий образует нитрат бериллия, газ оксид азота (II) и воду:

2.2.3. В результате реакции концентрированной фтороводородной кислоты и бериллия образуется осадок тетрафторобериллат водорода и газ водород:

2.3. Бериллий может взаимодействовать с основаниями:

2.3.1. Бериллий взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве при температуре 400 — 500º С, при этом образуется бериллат натрия и водород:

Бериллий взаимодействует с гидроксидом натрия в растворе , при этом образуется тетрагидроксобериллат натрия и водород:

2.4. Бериллий вступает в реакцию с газом аммиаком при 500 — 700º С. В результате данной реакции образуется нитрид бериллия и водород:

2.5. Бериллий может вступать в реакцию с оксидами :

В результате взаимодействия бериллия и оксида магния при температуре 1075º С образуется оксид бериллия и магний:

Be + MgO = BeO + Mg

3. Бериллий взаимодействует с органическими веществами :

Бериллий может вступать в реакцию с ацетиленом при 400 — 450º С, образуя карбид бериллия и водород:

Источник

Бериллий при взаимодействии с водой

Металлы во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают два валентных электрона, превращаясь в положительно заряженный катион:

В качестве окислителей могут выступать простые вещества – неметаллы, оксиды, кислоты, соли, органические вещества.

Бериллий и магний по свойствам значительно отличаются от щелочно-земельных металлов. При комнатной температуре они устойчивы к действию кислорода и воды благодаря наличию очень тонкой оксидной пленки.

Взаимодействие с простыми веществами

Бериллий сгорает на воздухе при температуре около 900°С, магний – при 650°С, щелочно-земельные металлы – около 500°С, в результате образуются оксиды и нитриды:

Все металлы при нагревании реагируют с галогенами, серой и фосфором:

Бериллий с водородом не взаимодействует, магний реагирует лишь при повышенном давлении, щелочно-земельные металлы при нагревании образуют ионные гидриды:

При нагревании металлы реагируют с углеродом:

M + 2C = MC₂ (M – Mg, Ca, Sr, Ba)

Взаимодействие с водой

Бериллий с водой не взаимодействует; магний реагирует с водой и водяным паром; кальций, стронций, барий энергично взаимодействуют с водой при комнатной температуре:

Взаимодействие с кислотами

Все металлы реагируют с кислотами:

Взаимодействие со щелочами

Магний и щелочно-земельные металлы не реагируют со щелочами, бериллий довольно легко в них растворяется:

Восстановление металлов из оксидов и солей

Менее активные металлы и некоторые неметаллы могут быть получены восстановлением магнием и щелочно-земельными металлами:

Источник

Щелочноземельные металлы

К щелочноземельным металлам относятся металлы IIa группы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Отличаются легкостью, мягкостью и сильной реакционной способностью.

Общая характеристика

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционная способность. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 2 :

• Be — 2s 2
• Mg — 3s 2
• Ca — 4s 2
• Sr — 5s 2
• Ba — 6s 2
• Ra — 7s 2

Природные соединения

В природе щелочноземельные металлы встречаются в виде следующих соединений:

• Be — BeO*Al₂O₃*6SiO₂ — берилл
• Mg — MgCO₃ — магнезит, MgO*Al₂O₃ — шпинель, 2MgO*SiO₂ — оливин
• Ca — CaCO₃ — мел, мрамор, известняк, кальцит, CaSO₄*2H₂O — гипс, CaF₂ — флюорит

Получение

Это активные металлы, которые нельзя получить электролизом раствора. С целью их получения применяют электролиз расплавов, алюминотермию и вытеснением их из солей другими более активными металлами.

MgCl₂ → (t) Mg + Cl₂ (электролиз расплава)

CaO + Al → Al₂O₃ + Ca (алюминотермия — способ получения металлов путем восстановления их оксидов алюминием)

Химические свойства

Все щелочноземельные металлы (кроме бериллия и магния) реагируют с холодной водой с образованием соответствующих гидроксидов. Магний реагирует с водой только при нагревании.

Щелочноземельные металлы — активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, и, следовательно, способные вытеснить водород из кислот:

Реакции с неметаллами

Хорошо реагируют с неметаллами: кислородом, образуя оксиды состава RO, с галогенами (F, Cl, Br, I). Степень окисления у щелочноземельных металлов постоянная +2.

Mg + O₂ → MgO (оксид магния)

При нагревании реагируют с серой, азотом, водородом и углеродом.

Mg + S → (t) MgS (сульфид магния)

Ca + H₂ → (t) CaH₂ (гидрид кальция)

Ba + C → (t) BaC₂ (карбид бария)

Ba + TiO₂ → BaO + Ti (барий, как более активный металл, вытесняет титан)

Оксиды щелочноземельных металлов

Имеют общую формулу RO, например: MgO, CaO, BaO.

Получение

Оксиды щелочноземельных металлов можно получить путем разложения карбонатов и нитратов:

Рекомендую взять на вооружение общую схему разложения нитратов:

Химические свойства

Проявляют преимущественно основные свойства, все кроме BeO — амфотерного оксида.

Реакции с кислотами и кислотными оксидами

Реакция с водой

В нее вступают все, кроме оксида бериллия.

Амфотерный оксид бериллия

Амфотерные свойства оксида бериллия требуют особого внимания. Этот оксид проявляет двойственные свойства: реагирует с кислотами с образованием солей, и с основаниями с образованием комплексных солей.

BeO + NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] (тетрагидроксобериллат натрия)

Если реакция проходит при высоких температурах (в расплаве) комплексная соль не образуется, так как происходит испарение воды:

BeO + NaOH → Na₂BeO₂ + H₂O (бериллат натрия)

Гидроксиды щелочноземельных металлов

Проявляют основные свойства, за исключением гидроксида бериллия — амфотерного гидроксида.

Получение

Получают гидроксиды в реакции соответствующего оксида металла и воды (все кроме Be(OH)₂)

Химические свойства

Основные свойства большинства гидроксидов располагают к реакциям с кислотами и кислотными оксидами.

Реакции с солями (и не только) идут в том случае, если соль растворимы и по итогам реакции выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода).

Гидроксид бериллия относится к амфотерным: проявляет двойственные свойства, реагируя и с кислотами, и с основаниями.

Жесткость воды

Жесткостью воды называют совокупность свойств воды, зависящую от присутствия в ней преимущественно солей кальция и магния: гидрокарбонатов, сульфатов и хлоридов.

Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость.

Вероятно, вы часто устраняете жесткость воды у себя дома, осмелюсь предположить — каждый день. Временная жесткость воды устраняется обычным кипячением воды в чайнике, и известь на его стенках — CaCO₃ — бесспорное доказательство устранения жесткости:

Также временную жесткость можно устранить, добавив Na₂CO₃ в воду:

С постоянной жесткостью бороться кипячением бесполезно: сульфаты и хлориды не выпадут в осадок при кипячении. Постоянную жесткость воды устраняют добавлением в воду Na₂CO₃:

Жесткость воды можно определить с помощью различных тестов. Чрезмерно высокая жесткость воды приводит к быстрому образованию накипи на стенках котлов, труб, чайника.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Щелочноземельные металлы

Источник