Оксид бериллия

Оксид бериллия
Общие
Систематическое наименование	Оксид бериллия
Традиционные названия	Бромеллит
Химическая формула	BeO
Эмпирическая формула	BeO
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	твёрдое
Отн. молек. масса	25,01158 а. е. м.
Молярная масса	25,01158 г/моль
Плотность	3,01 г/см³
Термические свойства
Температура плавления	2530 °C
Температура кипения	4120 °C
Молярная теплоёмкость (ст. усл.)	25,5 Дж/(моль·К)
Теплопроводность (ст. усл.)	при 100°С 209,3[1] Вт/(м·K)
Энтальпия образования (ст. усл.)	589,2 кДж/моль
Давление пара	при 2000°С 0,003
Химические свойства
Растворимость в воде	0,00005 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления	1,719
Структура
Кристаллическая структура	гексагональная

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]

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 бромеллита.^[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 К), что больше, чем у любых неметаллов и даже у некоторых металлов.^[4]

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.^[2]

Прокаленный при температуре не выше 500°С, оксид бериллия растворяется в водных растворах кислот и щелочей (даже разбавленных), образуя соответствующие соли и гидроксобериллаты. Например:
$\mathsf{BeO + 2 NaOH \longrightarrow Na_2[Be(OH)_4]}$
$\mathsf{BeO + 2 HCl \longrightarrow BeCl_2 + H_2O}$

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:
$\mathsf{BeO + H_2SO_4 \longrightarrow BeSO_4 + H_2O}$
Прокаливание оксида бериллия при температурах выше 1800° С приводит к практически полной утрате им реакционной способности. После такого прокаливая ВеО растворяется только в концентрированной плавиковой кислоте (с образованием фторида) и в расплавленных щелочах, карбонатах и пиросульфатах щелочных металлов (с образованием бериллатов):^[2][3]
$\mathsf{BeO + 2 HF \longrightarrow BeF_2 + H_2O}$
$\mathsf{BeO + 2 NaOH \longrightarrow Na_2BeO_2] + H_2O}$
$\mathsf{BeO + Na_2CO_3 \longrightarrow Na_2BeO_2] + CO_2}$

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]
$\mathsf{ 2 BeO + 2 Cl_2 \longrightarrow 2 BeCl_2 + O_2}$
$\mathsf{BeO + Cl_2 + C \longrightarrow BeCl_2 + CO}$

При температуре выше 1000°С оксид бериллия ступает в обратимую реакцию гидрохлорирования (понижение температуры системы вызывает обратный процесс разложения образовавшегося хлорида бериллия):^[2]
$\mathsf{BeO + 2 HCl \longrightarrow 2 BeCl_2 + H_2O}$
При нагревании оксид бериллия способен реагировать со многими хлорсодержащими соединениями. В частности уже при 500°С начинается реакция с фосгеном:^[2]
$\mathsf{BeO + COCl_2 \longrightarrow BeCl_2 + CO_2}$
Хлорирование тетрахлорметаном протекает при температуре 450—700°С:^[2]
$\mathsf{ 2 BeO + CCl_4 \longrightarrow 2 BeCl_2 + CO_2}$
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]
$\mathsf{BeO + Ca \longrightarrow Be + CaO}$
$\mathsf{ 4 BeO + Ti \longrightarrow 2 Be + TiO_2}$

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:
$\mathsf{BeO + C \longrightarrow Be + CO}$

Оксид бериллия при температурах ниже 800°С устойчив по отношению к расплавленным щелочным металлам (литию, натрию и калию) и почти совсем не реагирует с Ce, Pt, Mo, Th, Ni и Fe; только при 1800° взаимодействует с Ni, Si, Ti, Zr.^[2][5]

Применение

Сочетание высокой теплопроводности и небольшой коэффициент термического расширения позволяют использовать оксид бериллия в качестве термостойкого материала, обладающего значительной химической инертностью.

Примечания

1. ↑ Бериллий
2. ↑ ^{1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12} 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. ↑ ^{1 2 3} Рабинович В. А., Хавин З. Я. Краткий химический справочник. — Л.: Химия, 1977. — С.56
4. ↑ Бериллий. Соединения бериллия. Оксид бериллия
5. ↑ Egon Wiberg, Arnold Frederick Holleman Inorganic Chemistry. — Elsevier, 2001. — ISBN 0-12-352651-5