Berilija hidroksīds (Be (OH) 2) ķīmiskā struktūra, īpašības un pielietojums



The berilija hidroksīds ir ķīmisks savienojums, kas sastāv no divām hidroksīda (OH) un berilija (Be) molekulām. Tā ķīmiskā formula ir Be (OH)2 un to raksturo amfoteriska suga. Kopumā to var iegūt no reakcijas starp berilija monoksīdu un ūdeni saskaņā ar šādu ķīmisko reakciju: BeO + H2O → Be (OH)2

No otras puses, šīs amfoteriskās vielas molekulārā konfigurācija ir lineāra. Tomēr var iegūt dažādas berilija hidroksīda struktūras: alfa un beta formu, minerālu un tvaika fāzē, atkarībā no izmantotās metodes.

Indekss

  • 1 Ķīmiskā struktūra
    • 1.1. Berilija hidroksīds alfa
    • 1.2 Beta berilija hidroksīds
    • 1.3 Berilija hidroksīds minerālos
    • 1.4 Berilija hidroksīda tvaiks
  • 2 Rekvizīti
    • 2.1 Izskats
    • 2.2. Termoķīmiskās īpašības
    • 2.3. Šķīdība
    • 2.4 Riski, kas saistīti ar iedarbību
  • 3 Lietojumi
  • 4 Iegūšana
    • 4.1 Metāliskā berilija iegūšana
  • 5 Atsauces

Ķīmiskā struktūra

Šo ķīmisko savienojumu var atrast četros dažādos veidos:

Berilija hidroksīds alfa

Pievienojot jebkuru bāzes reaģentu, piemēram, nātrija hidroksīdu (NaOH) berilija sāls šķīdumam, iegūst berilija hidroksīda alfa (α) formu. Piemērs ir parādīts zemāk:

2NaOH (atšķaidīts) + BeCl2 → Be (OH)2↓ + 2NaCl

2NaOH (atšķaidīts) + BeSO4 → Be (OH)2↓ + Na2SO4

Berilija beta hidroksīds

Šī alfa produkta deģenerācija veido meta stabilu tetragonālu kristālu struktūru, kas pēc ilgstoša laika ir pārveidota par rombisku struktūru, ko sauc par berilija hidroksīdu beta (β)..

Šo beta formu iegūst arī kā nogulsnes no nātrija berilija šķīduma, hidrolizējot apstākļos, kas ir tuvu kušanas temperatūrai..

Berilija hidroksīds minerālos

Lai gan berilija hidroksīds nav ierasts, tas ir atrodams kā kristālisks minerāls, kas pazīstams kā behoite (šādā veidā saukts, atsaucoties uz tā ķīmisko sastāvu)..

Tas notiek granīta pegmatītos, kas veidojas, pārveidojot Gadolinītu (silikātu grupas minerālvielas) vulkāna fumarolos..

Šis relatīvi jaunais minerāls pirmo reizi tika atklāts 1964. gadā un pašlaik atrodams tikai granīta pegmatītos, kas atrodas Teksasas un Jūtas štatā Amerikas Savienotajās Valstīs..

Berilija hidroksīda tvaiks

Temperatūrā virs 1200 ° C (2190 ° C) tvaika fāzē ir berilija hidroksīds. To iegūst, reaģējot starp ūdens tvaiku un berilija oksīdu (BeO)..

Līdzīgi iegūtā tvaika daļējais spiediens ir 73 Pa, mērot 1500 ° C temperatūrā.

Rekvizīti

Berilija hidroksīda molārā masa vai aptuvenā molekulmasa ir 43,0268 g / mol un blīvums ir 1,92 g / cm.3. Tā kušanas temperatūra ir 1000 ° C temperatūrā, kurā tā sāk sadalīties.

Kā minerāls Be (OH)2 (behoita) cietība ir 4 un tā blīvums ir robežās no 1,91 g / cm3 un 1,93 g / cm3.

Izskats

Berilija hidroksīds ir balta cieta viela, kuras alfa formā ir želatīns un amorfs izskats. No otras puses, šī savienojuma beta formu veido precīzi definēta ortorombiska un stabila kristāliska struktūra..

Var teikt, ka Be (OH) minerālvielas morfoloģija2 tas ir dažādi, jo to var atrast kā retikulāros kristālus, arborescējošus vai sfēriskus agregātus. Līdzīgi tas ir baltā, rozā, zilā un pat bezkrāsaina un ar taukainu stiklveida spīdumu.

Termokemiskās īpašības

Veidošanās entalpija: -902,5 kJ / mol

Gibsa enerģija: -815,0 kJ / mol

Veidošanās entropija: 45,5 J / mol

Siltuma jauda: 62,1 J / mol

Īpatnējā siltuma jauda: 1 443 J / K

Standarta veidošanās entalpija: -20,98 kJ / g

Šķīdība

Berilija hidroksīds dabā ir amfoterisks, tāpēc tas spēj ziedot vai pieņemt protonus un šķīst gan skābā, gan bāziskā vidē skābes-bāzes reakcijā, veidojot sāli un ūdeni..

Šajā ziņā Be (OH) šķīdība2 ūdenī ierobežo šķīdības produkts Kps(H2O), kas ir vienāds ar 6,92 × 10-22.

Iedarbības riski

Berilija hidroksīda vielas juridiski pieļaujamā robežvērtība (PEL vai OSHA), kas noteikta maksimālajai koncentrācijai no 0,002 mg / m3 un 0,005 mg / m3 ir 8 stundas un koncentrācija 0,0225 mg / m3 maksimāli 30 minūtes.

Šie ierobežojumi ir saistīti ar faktu, ka berilijs ir klasificēts kā A1 tipa kancerogēns (kancerogēns cilvēks, pamatojoties uz epidemioloģisko pētījumu pierādījumiem)..

Lietojumi

Berilija hidroksīda kā izejvielas izmantošana dažu produktu pārstrādei ir ļoti ierobežota (un neparasta). Tomēr tas ir savienojums, ko izmanto kā galveno reaģentu citu savienojumu sintēzei un berilija metāla iegūšanai.

Iegūšana

Berilija oksīds (BeO) ir ķīmiskais savienojums ar augstas tīrības pakāpes beriliju, ko visvairāk izmanto rūpniecībā. To raksturo bezkrāsaina cietviela ar elektriskās izolācijas īpašībām un augstu siltuma vadītspēju.

Šajā ziņā tā sintēzes process (tehniskā kvalitātē) primārajā rūpniecībā tiek veikts šādi:

  1. Berilija hidroksīds tiek izšķīdināts sērskābē (H. \ T2SO4).
  2. Veicot reakciju, šķīdums tiek filtrēts, lai tādā veidā likvidētu nešķīstošus oksīda vai sulfāta piemaisījumus..
  3. Filtrātu iztvaicē, lai koncentrētu produktu, kas atdzesēts, lai iegūtu berilskābes sulfāta BeSO kristālus.4.
  4. BeSO4 kalcinē noteiktā temperatūrā no 1100 ° C līdz 1400 ° C.

Galaproduktu (BeO) izmanto speciālu keramikas gabalu ražošanai rūpniecībā.

Metāla berilija iegūšana

Berilija minerālu ekstrakcijas un apstrādes laikā rodas piemaisījumi, piemēram, berilija oksīds un berilija hidroksīds. Pēdējais ir pakļauts virknei transformāciju, līdz iegūst metālisko beriliju.

Be (OH) reaģē2 ar amonija bifluorīda šķīdumu:

Be (OH)2 + 2 (NH4) HF2 → (NH4)2BeF4 + 2 H2O

(NH4)2BeF4 tas ir pakļauts temperatūras pieaugumam, kam ir termiskā sadalīšanās:

(NH4)2BeF4 → 2NH3 + 2HF + BeF2

Visbeidzot, berilija fluorīda reducēšana 1300 ° C temperatūrā ar magnija (Mg) rezultātiem izraisa berilija metālu:

BeF2 + Mg → Be + MgF2

Berilijs tiek izmantots metālu sakausējumos, elektronisko komponentu ražošanā, starojuma ekrāni un rentgena aparātos izmantojamo logu ražošanā..

Atsauces

  1. Vikipēdija. (s.f.). Berilija hidroksīds. Izgūti no en.wikipedia.org
  2. Holleman, A. F .; Wiberg, E. un Wiberg, N. (2001). Berilija hidroksīds. Izgūti no books.google.co.ve
  3. Izdevniecība, M. D. (s.f.). Behoite. Izgūti no handbookofmineralogy.org
  4. Visas reakcijas. (s.f.). Berilija hidroksīds Be (OH)2. Izgūti no allreactions.com
  5. PubChem. (s.f.). Berilija hidroksīds. Izgūti no pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  6. Walsh, K. A. un Vidal, E. E. (2009). Berilija ķīmija un apstrāde. Izgūti no books.google.co.ve