Форум Статьи Контакты
Строительство — возведение зданий и сооружений, а также их капитальный и текущий ремонт, реконструкция, реставрация и реновация.

Хлорид бериллия

Дата: 15-12-2020, 13:10 » Раздел: Статьи  » 

Хлорид бериллия (англ. Beryllium chloride) — химическое соединение с формулой BeCl2. Представляет собой белые или слегка зеленоватые игольчатые кристаллы, расплывающиеся на воздухе из-за сильной гигроскопичности. В основном существует в виде устойчивого кристаллогидрата BeCl2•4H2O и гораздо менее устойчивого BeCl2•2H2O. В парах, при температуре от 500 до 600°С хлорид бериллия существует в виде димера Be2Cl4.

Свойства

Безводный хлорид бериллия очень гигроскопичен и хорошо растворим в воде с выделением большого количества тепла. Хорошо растворим в метиловом, этиловом и пропиловом спиртах, диэтиловом эфире и бензоле. Мало растворим в хлороформе и практически нерастворим в ацетоне.

Тетрагидрат хлорида бериллия растворяется в воде конгруэнтно, дигидрат — инконгруэнтно.

В водном растворе хлорид бериллия склонен к гидролизу, степень которого зависит от рН раствора. Присутствие соляной кислоты подавляет гидролиз. В концентрированных солянокислых растворах образует с НСl катионные комплексы, например [BeCl]+.

Водный раствор ВеСl2 хорошо проводит электрический ток. Расплавленный ВеСl2 практически не электропроводен. Добавление в расплав щелочных хлоридов, в том числе хлорида натрия, повышает электропроводность и понижает температуру расплава, вследствие образования Nа2ВеСl4 (в водных растворах подобных анионных комплексов не обнаружено), что имеет существенное значение для электролитического производства бериллия.

Получение

Лабораторным способом получения хлорида бериллия является взаимодействие карбоната, оксида или гидроксида бериллия с соляной кислотой:

B e C O 3 + 2 H C l ⟶ B e C l 2 + C O 2 + H 2 O {displaystyle {mathsf {BeCO_{3}+2HCllongrightarrow BeCl_{2}+CO_{2}+H_{2}O}}} B e O + 2 H C l ⟶ B e C l 2 + H 2 O {displaystyle {mathsf {BeO+2HCllongrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O}}} B e ( O H ) 2 + 2 H C l ⟶ B e C l 2 + 2 H 2 O {displaystyle {mathsf {Be(OH)_{2}+2HCllongrightarrow BeCl_{2}+2H_{2}O}}}

Хлорид бериллия может быть получен взаимодействием металлического бериллия с хлором при температурах от 500 °C до 700 °C:

B e + C l 2 ⟶ B e C l 2 {displaystyle {mathsf {Be+Cl_{2}longrightarrow BeCl_{2}}}}

Хлорид бериллия также образуется при взаимодействии оксида бериллия с хлором при температуре выше 1000°С. При этом в присутствии угля данная реакция идет легче и при гораздо меньших температурах (600—800°С):

2 B e O + 2 C l 2 ⟶ 2 B e C l 2 + O 2 {displaystyle {mathsf {2BeO+2Cl_{2}longrightarrow 2BeCl_{2}+O_{2}}}} B e O + C l 2 + C ⟶ B e C l 2 + C O {displaystyle {mathsf {BeO+Cl_{2}+Clongrightarrow BeCl_{2}+CO}}}

Хлорид бериллия образуется при нагревании оксида бериллия со многими хлорсодержащими соединениями:

B e O + C O C l 2 ⟶ B e C l 2 + C O 2 {displaystyle {mathsf {BeO+COCl_{2}longrightarrow BeCl_{2}+CO_{2}}}} 2 B e O + C C l 4 ⟶ 2 B e C l 2 + C O 2 {displaystyle {mathsf {2BeO+CCl_{4}longrightarrow 2BeCl_{2}+CO_{2}}}}

Химические свойства

Хлорид бериллия реагирует со щелочами и водным раствором аммиака с образованием нерастворимого гидроксида бериллия:

B e C l 2 + 2 N a O H ⟶ B e ( O H ) 2 + 2 N a C l {displaystyle {mathsf {BeCl_{2}+2NaOHlongrightarrow Be(OH)_{2}+2NaCl}}} B e C l 2 + 2 N H 4 O H ⟶ B e ( O H ) 2 + 2 N H 4 C l {displaystyle {mathsf {BeCl_{2}+2NH_{4}OHlongrightarrow Be(OH)_{2}+2NH_{4}Cl}}}

При взаимодействии хлорида бериллия с карбонатами щелочных металлов или аммония образуется осадок основного карбоната бериллия:

B e C l 2 + 2 N a 2 C O 3 + H 2 O ⟶ [ B e O H ] 2 C O 3 + 4 N a C l + C O 2 {displaystyle {mathsf {BeCl_{2}+2Na_{2}CO_{3}+H_{2}Olongrightarrow [BeOH]_{2}CO_{3}+4NaCl+CO_{2}}}}

Хлорид бериллия вступает в обменные реакции с другими солями, образуя нерастворимые соединения бериллия, например:

3 B e C l 2 + 2 N a 3 P O 4 ⟶ B e 3 ( P O 4 ) 2 + 6 N a C l {displaystyle {mathsf {3BeCl_{2}+2Na_{3}PO_{4}longrightarrow Be_{3}(PO_{4})_{2}+6NaCl}}}

Хлорид бериллия не восстанавливается водородом, для его восстановления при высокой температуре применимы лишь натрий, кальций, магний и некоторые другие металлы:

B e C l 2 + C a ⟶ B e + C a C l 2 {displaystyle {mathsf {BeCl_{2}+Calongrightarrow Be+CaCl_{2}}}} B e C l 2 + 2 N a ⟶ B e + 2 N a C l {displaystyle {mathsf {BeCl_{2}+2Nalongrightarrow Be+2NaCl}}}

При нагревании кристаллогидратов или упаривании водных растворов хлорида бериллия образуется труднорастворимый в воде основной хлорид:

B e C l 2 + H 2 O ⟶ B e ( O H ) C l + H C l {displaystyle {mathsf {BeCl_{2}+H_{2}Olongrightarrow Be(OH)Cl+HCl}}}

Хлорид бериллия имеет большую склонность к образованию комплексов с аммиаком. Известны четыре аммиаката хлорида бериллия: [Ве(NH3)12]Сl2, [Ве(NH3)6]Сl2, [Ве(NH3)4]Сl2, [Ве(NH3)2]Сl2, причем низшие аммиакаты достаточно устойчивы. Аналогичные комплексные соединения получены со многими органическими аддендами (с пиридином, ацетоном, эфиром, нитрилами и др.). Наиболее важен из них диэтилэфират [Ве((С2Н5)2О)2]Сl2,получаемый растворением ВеСl2 в диэтиловом эфире.

Применение

Хлорид бериллия используется как сырье для получения бериллия электролизом или путём взаимодействия с металлическим магнием, а также как катализатор реакций Фриделя-Крафтса и полимеризации.

Биологическое воздействие

  • Хлорид бериллия, как и другие галогениды, токсичен для человека
  • Предельно допустимая концентрация хлористого бериллия в воздухе рабочей зоны составляет 0,001 мг/м3 (в пересчёте на бериллий).

(голосов:0)

Пожожие новости
Комментарии

Ваше Имя:   Ваш E-Mail: