Бериллаты

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

$\mathsf{Be(OH)_2 \rightleftarrows BeO_2^{2-} + 2 H^+}$

$\mathsf{2 Be(OH)_2 \rightleftarrows Be_2O_3^{2-} + 2 H^+ + H_2O}$

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 присутствие влаги или при растворении воде бериллаты легко гидролизируют, с образованием гидроксида бериллия и соответствующей щелочи:
$\mathsf{Na_2BeO_2 + 2 H_2O \longrightarrow Be(OH)_2 + 2 NaOH}$
$\mathsf{Na_2Be_2O_3 + 3 H_2O \longrightarrow 2 Be(OH)_2 + 2 NaOH}$
При растворении бериллатов в разбавленных щелочных растворах образуется более устойчивые комплексные соединения — гидроксобериллаты:
$\mathsf{Na_2BeO_2 + 2 H_2O \longrightarrow Na_2[Be(OH)_4]}$
$\mathsf{Na_2Be_2O_3 + 3 H_2O + 2 NaOH \longrightarrow 2 Na_2[Be(OH)_4]}$
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: $\mathsf{Na_2BeO_2 + 4 HCl \longrightarrow BeCl_2 + 2 NaCl + 2 H2O}$
$\mathsf{Na_2BeO_2 + H_2S \longrightarrow Be(OH)_2 + Na_2S}$
Так же в присутствие влаги бериллаты легко реагируют с диоксидами углерода и серы, различными оксидами азота и т.п.: $\mathsf{Na_2BeO_2 + CO_2 + H_2O \longrightarrow Be(OH)_2 + Na_2CO_3}$
$\mathsf{Na_2BeO_2 + SO_2 + H_2O \longrightarrow Be(OH)_2 + Na_2SO_3}$
$\mathsf{Na_2BeO_2 + 2 NO_2 + H_2O \longrightarrow Be(OH)_2 + NaNO_3 + NaNO_2}$

Получение

Бериллаты образуются в различных условиях. Наиболее распространен способ высокотемпературного синтеза при взаимодействии оксида или гидроксида бериллия с оксидами, гидроксидами или карбонатами щелочных металлов:
$\mathsf{BeO + Na_2O \longrightarrow Na_2BeO_2 ]}$
$\mathsf{2 BeO + Na_2O \longrightarrow Na_2Be_2O_3}$
$\mathsf{BeO + 2 NaOH \longrightarrow Na_2BeO_2 + H_2O]}$
$\mathsf{BeO + Na_2CO_3 \longrightarrow Na_2BeO_2 + CO_2]}$
При растворении бериллия, а также его оксида или гидроксида в концентрированных растворах щелочей образуются гидроксобериллаты:
$\mathsf{Be + 2 NaOH + 2 H_2O \longrightarrow Na_2[Be(OH)_4] + H_2]}$
$\mathsf{BeO + 2 NaOH + H_2O \longrightarrow Na_2[Be(OH)_4] + H_2O]}$
$\mathsf{Be(OH)_2 + 2 NaOH \longrightarrow Na_2[Be(OH)_4]}$

Применение

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

Примечания

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.