Главная
Оксид бериллия — бинарное химическое соединение бериллия и кислорода с химической формулой BeO, амфотерный оксид.
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.
Как и все соединения бериллия, очень ядовит.
Оксид бериллия является одним из 2 (так же существует оксид бериллия 1), 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.
Нахождение в природе
В природе оксид бериллия встречается в виде минерала бромеллита.
Получение и свойства
Оксид бериллия получают термическим разложением 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 крупных кристаллов оксид бериллия может быть получен нагреванием до высокой температуры (плавлением) аморфной формы или, например, при кристаллизации из расплавленных карбонатов щелочных металлов.
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.
Оксид бериллия в компактном состоянии 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). При понижении температуры теплопроводность оксида бериллия сначала 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).
Химические свойства
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.
Прокаленный при температуре не выше 500 °С, оксид бериллия растворяется в водных растворах кислот и щелочей (даже разбавленных), образуя соответствующие соли и гидроксобериллаты. Например:
BeO + 2 NaOH + H 2 O ⟶ Na 2 [ Be ( OH ) 4 ] {displaystyle {ce {BeO + 2NaOH + H2O ->Na2[Be(OH)4]}}} , BeO + 2 HCl ⟶ BeCl 2 + H 2 O {displaystyle {ce {BeO + 2HCl -> BeCl2 + H2O}}} .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:
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):
BeO + 2 HF ⟶ BeF 2 + H 2 O {displaystyle {ce {BeO + 2HF -> BeF2 + H2O}}} , BeO + 2 NaOH ⟶ Na 2 BeO 2 + H 2 O {displaystyle {ce {BeO + 2NaOH -> Na2BeO2 + H2O}}} , BeO + Na 2 CO 3 ⟶ Na 2 BeO 2 + CO 2 {displaystyle {ce {BeO + Na2CO3 -> Na2BeO2 + CO2}}} .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 BeO + 2 Cl 2 ⟶ 2 BeCl 2 + O 2 {displaystyle {ce {2BeO + 2Cl2 -> 2BeCl2 + O2}}} , BeO + Cl 2 + C ⟶ BeCl 2 + CO {displaystyle {ce {BeO + Cl2 + C -> BeCl2 + CO}}} .При температуре выше 1000 °С оксид бериллия вступает в обратимую реакцию гидрохлорирования (понижение температуры системы вызывает обратный процесс разложения образовавшегося хлорида бериллия):
BeO + 2 HCl ⟶ BeCl 2 + H 2 O {displaystyle {ce {BeO + 2HCl -> BeCl2 + H2O}}} .При нагревании оксид бериллия способен реагировать со многими хлорсодержащими соединениями. В частности, уже при 500 °С начинается реакция с фосгеном:
BeO + COCl 2 ⟶ BeCl 2 + CO 2 {displaystyle {ce {BeO + COCl2 -> BeCl2 + CO2}}} .Хлорирование тетрахлорметаном протекает при температуре 450—700 °С:
2 BeO + CCl 4 ⟶ 2 BeCl 2 + CO 2 {displaystyle {ce {2BeO + CCl4 -> 2BeCl2 + CO2}}} .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:
BeO + Ca ⟶ Be + CaO {displaystyle {ce {BeO + Ca -> Be + CaO}}} , 4 BeO + Ti ⟶ 2 Be + TiO 2 {displaystyle {ce {4BeO + Ti -> 2Be + TiO2}}} .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:
BeO + C ⟶ Be + CO {displaystyle {ce {BeO + C -> 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.
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.