Как найти оксид бериллия

Физические свойства

Оксид бериллия BeO — бинарное неорганическое вещество. Белый, тугоплавкий, термически устойчивый, летучий в токе O₂ и водяного пара. Проявляет амфотерные свойства.

Относительная молекулярная масса M_r = 25,01; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 3,015; t_пл ≈ 2580º C; t_кип = 4260º C.

Способ получения 

1. Оксид бериллия получается при разложении карбоната бериллия при температуре выше 180º C. В результате разложения образуется оксид бериллия и углекислый газ:

BeCO₃ = BeO + CO₂

2. В результате разложения нитрата бериллия при температуре выше 1000º С образуется оксид бериллия, оксид азота (IV) и кислород:

2Be(NO₃)₂ = 2BeO + 4NO₂ + O₂ 

3. Гидроксид бериллия разлагается при 200 — 800º С с образованием оксида бериллия и воды:

Be(OH)₂ = BeO + H₂O

4. Оксид бериллия можно получить путем разложения сульфата бериллия при температуре 547–600º C, образуется оксид бериллия и оксид серы (VI):

BeSO₄ = BeO + SO₃

Химические свойства

1. Оксид бериллия реагирует с простыми веществами:

1.1. В результате реакции между оксидом бериллия и фтором при температуре выше 400º С образуется фторид бериллия и кислород:

2BeO + 2F₂ = 2BeF₂ + O₂

1.2. Оксид бериллия реагирует с углеродом и образует карбид углерода и угарный газ:

2BeО + 3C = Be₂C + 2CO

1.3. Магний реагирует с оксидом бериллия при 700 — 800º С. На выходе образуется оксид магния и бериллий:

BeO + Mg = MgO + Be

2. Оксид бериллия взаимодействует со сложными веществами:

2.2. Оксид бериллия взаимодействует с кислотами. При этом образуются соль и вода.

2.2.1. Оксид бериллия с концентрированной соляной кислотой образует хлорид бериллия и воду:

BeO + 2HCl = BeCl₂ + H₂O

2.2.2. В результате реакции между оксидом бериллия и концентрированной серной кислотой образуется сульфат бериллия и вода:

BeO + H₂SO₄ = BeSO₄↓ + H₂O

2.2.3. Если смешать горячую плавиковую кислоту с оксидом бериллия при 220 º С на выходе образуется фторид бериллия и вода

BeO + 2HF = BeF₂ + H₂O

2.2.4. Оксид бериллия вступает в реакцию с концентрированной плавиковой  кислотой  образуя тетрафторобериллат водорода и воду:

BeO + 4HF = H₂[BeF₄] + H₂O

2.3. При взаимодействии бериллия с оксидами образуются соли:

2.3.1. Реагируя с оксидом кремния при температуре 1500 — 1600º С оксид бериллия образует силикат бериллия:

BeO + SiO₂ = BeSiO₃ 

2.3.2. Оксид бериллия реагирует с оксидом алюминия и образует алюминат бериллия:

BeO + Al₂O₃ = Be(AlO₂)₂

2.3.3. В результате взаимодействия оксида бериллия и оксида натрия при 500º С образуется бериллат натрия:

BeO + Na₂O = Na₂BeO₂

2.4. Оксид бериллия вступает в реакции с основаниями:

Оксид бериллия взаимодействует с гидроксидом натрия при 250 — 300º С в расплаве. При это образуется бериллат натрия и вода:

BeO + 2NaOH = Na₂BeO₂ + H₂O

Оксид бериллия взаимодействует с гидроксидом натрия в растворе. При это образуется комплексная соль и вода:

BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Be(OH)₄] 

2.5. Оксид бериллия реагирует с солями:

Оксид бериллия взаимодействует с карбонатами при сплавлении и образует бериллат и воду:

BeO + K₂CO₃ = K₂BeO₂ + CO₂

From Wikipedia, the free encyclopedia

Beryllium oxide

Names
Preferred IUPAC name Beryllium(II) monoxide
Systematic IUPAC name Oxoberyllium
Other names Beryllia, Thermalox, Bromellite, Thermalox 995.[1]
Identifiers
CAS Number	1304-56-9
3D model (JSmol)	Interactive image Interactive image
Beilstein Reference	3902801
ChEBI	CHEBI:62842
ChemSpider	14092
ECHA InfoCard	100.013.758
EC Number	215-133-1
MeSH	beryllium+oxide
PubChem CID	14775
RTECS number	DS4025000
UNII	2S8NLR37S3
UN number	1566
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID30872818
InChI InChI=1S/Be.O  Key: LTPBRCUWZOMYOC-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/Be.O/rBeO/c1-2 Key: LTPBRCUWZOMYOC-SRAGPBHZAE
SMILES [Be]=[O] [Be-]#[O+]
Properties
Chemical formula	BeO
Molar mass	25.011 g·mol−1
Appearance	Colourless, vitreous crystals
Odor	Odourless
Density	3.01 g/cm3
Melting point	2,507 °C (4,545 °F; 2,780 K)
Boiling point	3,900 °C (7,050 °F; 4,170 K)
Solubility in water	0.00002 g/100 mL
Solubility	soluble in acid[2]
Band gap	10.6 eV
Thermal conductivity	330 W/(K·m)
Refractive index (nD)	1.719
Structure
Crystal structure	Hexagonal
Space group	P63mc
Point group	C6v
Coordination geometry	Tetragonal
Molecular shape	Linear
Thermochemistry
Heat capacity (C)	25.5 J/(K·mol)
Std molar entropy (S⦵298)	13.73–13.81 J/(K·mol)
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−599 kJ/mol[3]
Gibbs free energy (ΔfG⦵)	−582 kJ/mol
Hazards
Occupational safety and health (OHS/OSH):
Main hazards	Very toxic, carcinogen.[4]
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H301, H315, H317, H319, H330, H335, H350, H372
Precautionary statements	P201, P260, P280, P284, P301+P310, P305+P351+P338
NFPA 704 (fire diamond)	4 0 0
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LD50 (median dose)	15 mg/kg (mouse, oral)[6]
NIOSH (US health exposure limits):
PEL (Permissible)	TWA 0.002 mg/m3 C 0.005 mg/m3 (30 minutes), with a maximum peak of 0.025 mg/m3 (as Be)[5]
REL (Recommended)	Ca C 0.0005 mg/m3 (as Be)[5]
IDLH (Immediate danger)	Ca [4 mg/m3 (as Be)][5]
Related compounds
Other anions	Beryllium telluride
Other cations	Magnesium oxide Calcium oxide Strontium oxide Barium oxide
Supplementary data page
Beryllium oxide (data page)
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Beryllium oxide (BeO), also known as beryllia, is an inorganic compound with the formula BeO. This colourless solid is a notable electrical insulator with a higher thermal conductivity than any other non-metal except diamond, and exceeds that of most metals.^[7] As an amorphous solid, beryllium oxide is white. Its high melting point leads to its use as a refractory material.^[8] It occurs in nature as the mineral bromellite. Historically and in materials science, beryllium oxide was called glucina or glucinium oxide, owing to its sweet taste.

Preparation and chemical properties[edit]

Beryllium oxide can be prepared by calcining (roasting) beryllium carbonate, dehydrating beryllium hydroxide, or igniting metallic beryllium:

BeCO₃ → BeO + CO₂

Be(OH)₂ → BeO + H₂O

2 Be + O₂ → 2 BeO

Igniting beryllium in air gives a mixture of BeO and the nitride Be₃N₂.^[7] Unlike the oxides formed by the other Group 2 elements (alkaline earth metals), beryllium oxide is amphoteric rather than basic.

Beryllium oxide formed at high temperatures (>800 °C) is inert, but dissolves easily in hot aqueous ammonium bifluoride (NH₄HF₂) or a solution of hot concentrated sulfuric acid (H₂SO₄) and ammonium sulfate ((NH₄)₂SO₄).

Structure[edit]

BeO crystallizes in the hexagonal wurtzite structure, featuring tetrahedral Be²⁺ and O²⁻ centres, like lonsdaleite and w-BN (with both of which it is isoelectronic). In contrast, the oxides of the larger group-2 metals, i.e., MgO, CaO, SrO, BaO, crystallize in the cubic rock salt motif with octahedral geometry about the dications and dianions.^[7] At high temperature the structure transforms to a tetragonal form.^[9]

In the vapour phase, beryllium oxide is present as discrete diatomic molecules. In the language of valence bond theory, these molecules can be described as adopting sp orbital hybridisation on both atoms, featuring one σ (between one sp orbital on each atom) and one π bond (between aligned p orbitals on each atom oriented perpendicular to the molecular axis). Molecular orbital theory provides a slightly different picture with no net sigma bonding (because the 2s orbitals of the two atoms combine to form a filled sigma bonding orbital and a filled sigma* anti-bonding orbital) and two pi bonds formed between both pairs of p orbitals oriented perpendicular to the molecular axis. The sigma orbital formed by the p orbitals aligned along the molecular axis is unfilled. The corresponding ground state is …(2sσ)²(2sσ*)²(2pπ)⁴ (as in the isoelectronic C₂ molecule), where both bonds can be considered as dative bonds from oxygen towards beryllium.^[10]

Applications[edit]

High-quality crystals may be grown hydrothermally, or otherwise by the Verneuil method. For the most part, beryllium oxide is produced as a white amorphous powder, sintered into larger shapes. Impurities, like carbon, can give a variety of colours to the otherwise colourless host crystals.

Sintered beryllium oxide is a very stable ceramic.^[11] Beryllium oxide is used in rocket engines^[12] and as a transparent protective over-coating on aluminised telescope mirrors.

Beryllium oxide is used in many high-performance semiconductor parts for applications such as radio equipment because it has good thermal conductivity while also being a good electrical insulator. It is used as a filler in some thermal interface materials such as thermal grease.^[13] Some power semiconductor devices have used beryllium oxide ceramic between the silicon chip and the metal mounting base of the package to achieve a lower value of thermal resistance than a similar construction of aluminium oxide. It is also used as a structural ceramic for high-performance microwave devices, vacuum tubes, magnetrons, and gas lasers. BeO has been proposed as a neutron moderator for naval marine high-temperature gas-cooled reactors (MGCR), as well as NASA’s Kilopower nuclear reactor for space applications.^[14]

Safety[edit]

BeO is carcinogenic in powdered form^[15] and may cause a chronic allergic-type lung disease berylliosis. Once fired into solid form, it is safe to handle if not subjected to machining that generates dust. Clean breakage releases little dust, but crushing or grinding actions can pose a risk.^[16]

References[edit]

External links[edit]

• Beryllium Oxide MSDS from American Beryllia
• IARC Monograph «Beryllium and Beryllium Compounds»
• International Chemical Safety Card 1325
• National Pollutant Inventory – Beryllium and compounds
• NIOSH Pocket guide to Chemical Hazards

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

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.