Бериллаты

Бериллаты — химические соединения, представляющие собой соли амфотерного гидроксида бериллия Be(OH)₂, который диссоциирует преимущественно с отщеплением протона:

{\mathsf {Be(OH)_{2}\rightleftarrows BeO_{2}^{2-}+2H^{+}}}

{\mathsf {2Be(OH)_{2}\rightleftarrows Be_{2}O_{3}^{2-}+2H^{+}+H_{2}O}}

Склонность бериллия образовывать бериллатный (BeO₂^2–) и дибериллатный (Be₂O₃^2–) анионы, как и другие его свойства, отличные от свойств щелочноземельных металлов, объясняется большой плотностью заряда иона Be²⁺. На сегодняшний день получены бериллаты и дибериллаты щелочных и щелочноземельных металлов.[1]

Свойства

Бериллаты представляет бесцветные или белые кристаллические вещества, устойчивые на воздухе только в отсутствие следов влаги. В присутствии влаги или при растворении в воде бериллаты легко гидролизируют, с образованием гидроксида бериллия и соответствующей щелочи:

{\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow Be(OH)_{2}+2NaOH}}

{\mathsf {Na_{2}Be_{2}O_{3}+3H_{2}O\longrightarrow 2Be(OH)_{2}+2NaOH}}

При растворении бериллатов в разбавленных щелочных растворах образуется более устойчивые комплексные соединения — гидроксобериллаты:

{\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}

{\mathsf {Na_{2}Be_{2}O_{3}+3H_{2}O+2NaOH\longrightarrow 2Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}

При концентрации раствора щелочи до 35% образуется комплексный гидроксобериллатный анион эмпирического состава [BeO(OH)2]^2–. Комплексные гидроксобериллатные ионы значительно устойчивее бериллатного, поэтому при большой концентрации щелочи даже кипячение раствора не приводит к разрушению гидроксобериллатов и выделению гидроксида бериллия в осадок.

Бериллаты легко реагируют с кислотами различной силы и концентрации, с образованием гидроксида бериллия или соответствующей соли бериллия:

{\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+4HCl\longrightarrow BeCl_{2}+2NaCl+2H2O}}

{\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+H_{2}S\longrightarrow Be(OH)_{2}+Na_{2}S}}

Так же в присутствии влаги бериллаты легко реагируют с диоксидами углерода и серы, различными оксидами азота и т.п.:

{\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow Be(OH)_{2}+Na_{2}CO_{3}}}

{\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+SO_{2}+H_{2}O\longrightarrow Be(OH)_{2}+Na_{2}SO_{3}}}

{\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+2NO_{2}+H_{2}O\longrightarrow Be(OH)_{2}+NaNO_{3}+NaNO_{2}}}

Получение

Бериллаты образуются в различных условиях. Наиболее распространен способ высокотемпературного синтеза при взаимодействии оксида или гидроксида бериллия с оксидами, гидроксидами или карбонатами щелочных металлов:

{\mathsf {BeO+Na_{2}O\longrightarrow Na_{2}BeO_{2}}}

{\mathsf {2BeO+Na_{2}O\longrightarrow Na_{2}Be_{2}O_{3}}}

{\mathsf {BeO+2NaOH\longrightarrow Na_{2}BeO_{2}+H_{2}O}}

{\mathsf {BeO+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow Na_{2}BeO_{2}+CO_{2}}}

При растворении бериллия, а также его оксида или гидроксида в концентрированных растворах щелочей образуются гидроксобериллаты:

{\mathsf {Be+2NaOH+2H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]+H_{2}}}

{\mathsf {BeO+2NaOH+H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}

{\mathsf {Be(OH)_{2}+2NaOH\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}

Применение

На использовании бериллатов щелочных металлов основан один из методов разделения бериллия и алюминия.

Примечания

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.173-174.

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[Б1-1] 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.173-174.