Оксид берилію

Окси́д бери́лію — неорганічна бінарна сполука Берилію та Оксигену складу BeO. Являє собою білі гексагональні кристали. Проявляє амфотерні властивості.

Завдяки своїй тугоплавкості застосовується для виготовлення тиглів та облицювання печей. Поширений у складі мінералів берилу, хризоберилу, фенакіту та гельвіну. Дана сполука є канцерогеном.

Поширення у природі

Хризоберил

Оксид берилію поширений у природі переважно у вигляді силікатів. Найважливішими мінералами для добування BeO є берил, хризоберил, фенакіт та гельвін. Дещо менший вміст BeO спостерігається також у бромеліті, евклазі, даналіті.

Хімічні властивості

Оксид берилію не реагує з водою. Проявляє амфотерні властивості — взаємодіє як із кислотами, так і з лугами (та відповідними оксидами):

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{(}\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{c}\mathrm{.}\mathrm{)}}\mathrm{\to }\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}\mathrm{(}\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{c}\mathrm{.}\mathrm{)}}\mathrm{\to }\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\mathrm{\downarrow }\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}{\mathrm{H}}_{\mathrm{(}\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{c}\mathrm{.}\mathrm{)}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\stackrel{t}{\to }\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{[}\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{4}}\mathrm{]}$

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}{\mathrm{H}}_{\mathrm{(}\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{c}\mathrm{.}\mathrm{)}}\stackrel{250-300^{o}C}{\to }\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{B}\mathrm{e}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

Оксид легко піддається флуоруванню:

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{H}\mathrm{F}\stackrel{220^{o}C}{\to }\mathrm{B}\mathrm{e}{\mathrm{F}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{H}{\mathrm{F}}_{\mathrm{(}\mathrm{c}\mathrm{o}\mathrm{n}\mathrm{c}\mathrm{.}\mathrm{)}}\mathrm{\to }{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{[}\mathrm{B}\mathrm{e}{\mathrm{F}}_{\mathrm{4}}\mathrm{]}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{2}\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{F}}_{\mathrm{2}}\stackrel{>400^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{B}\mathrm{e}{\mathrm{F}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

За допомогою сильних відновників, наприклад, магнію чи графіту, берилій можна відновити з оксиду:

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{M}\mathrm{g}\stackrel{700-800^{o}C}{\to }\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{+}\mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{O}$

$\mathrm{2}\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{3}\mathrm{C}\stackrel{1800-1930^{o}C}{\to }\mathrm{B}{\mathrm{e}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}\mathrm{+}\mathrm{2}\mathrm{C}\mathrm{O}$

Отримання

Окрім добування з мінералів, оксид берилію також можна синтезувати в лабораторних умовах. Оксид утворюється в результаті згоряння металічного берилію на повітрі, а також при термічній дисоціації кисневмісних сполук берилію:

$\mathrm{2}\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\stackrel{900^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}$

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{(}\mathrm{O}\mathrm{H}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\stackrel{200-800^{o}C}{\to }\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}$

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\stackrel{>180^{o}C}{\to }\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{2}\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{(}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}{\mathrm{)}}_{\mathrm{2}}\stackrel{>1000^{o}C}{\to }\mathrm{2}\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{4}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}\mathrm{+}{\mathrm{O}}_{\mathrm{2}}$

$\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{4}}\stackrel{547-600^{o}C}{\to }\mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{O}\mathrm{+}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}$

Безпека

Оксид берилію, як і інші його сполуки, належать до канцерогенів. Тривалий контакт зі сполукою здатен спричиняти появу берилієвої хвороби або бериліозу.

Застосування

Берилій оксид застосовують як каталізатор, а також як вогнетривкий матеріал для виготовлення тиглів та внутрішнього облицювання електричних печей.

Див. також

• Амфотерні оксиди

Джерела

• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-en
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru
• Шаблон:Книга Шаблон:Ref-ru