Berilijev hidroksid (Be (OH) 2) kemijska struktura, svojstva i uporaba

berilijev hidroksid je kemijski spoj koji se sastoji od dvije molekule hidroksida (OH) i molekule berilija (Be). Njegova kemijska formula je Be (OH)₂ i karakterizira se kao amfoterna vrsta. Općenito, može se dobiti reakcijom između berilijevog monoksida i vode, prema sljedećoj kemijskoj reakciji: BeO + H₂O → Be (OH)₂

S druge strane, ova amfoterna tvar ima molekularnu konfiguraciju linearnog tipa. Međutim, različite strukture berilijevog hidroksida mogu se dobiti: alfa i beta oblik, kao mineral i u parnoj fazi, ovisno o korištenoj metodi.

indeks

• 1 Kemijska struktura
  • 1.1 Berilijev hidroksid alfa
  • 1.2 Beta berilij hidroksid
  • 1.3 Berilijev hidroksid u mineralima
  • 1.4 Para berilijevog hidroksida
• 2 Svojstva
  • 2.1 Izgled
  • 2.2. Termokemijska svojstva
  • 2.3 Topljivost
  • 2.4 Rizici zbog izloženosti
• 3 Upotreba
• 4 Dobivanje
  • 4.1 Dobivanje metalnog berilija
• 5 Reference

Kemijska struktura

Ovaj se kemijski spoj može naći na četiri različita načina:

Berilijev hidroksid alfa

Dodavanjem bilo kojeg bazičnog reagensa kao što je natrijev hidroksid (NaOH) u otopinu berilijeve soli, dobiva se alfa (a) oblik berilijevog hidroksida. U nastavku je prikazan primjer:

2NaOH (razrijeđeno) + BeCl₂ → Be (OH)₂+ 2NaCl

2NaOH (razrijeđeno) + BeSO₄ → Be (OH)₂Na + Na₂SW₄

Berilijev beta hidroksid

Degeneracija ovog alfa proizvoda formira meta-stabilnu tetragonsku kristalnu strukturu, koja se nakon dužeg vremenskog razdoblja transformira u rombičnu strukturu nazvanu berilijev hidroksid beta (β)..

Ovaj beta oblik se također dobiva kao precipitat iz otopine natrijevog berilija hidrolizom u uvjetima blizu točke taljenja.

Berilijev hidroksid u mineralima

Iako nije uobičajeno, berilijev hidroksid se nalazi kao kristalni mineral poznat kao behoite (nazvan na taj način s obzirom na njegov kemijski sastav).

Pojavljuje se u granitnim pegmatitima nastalim promjenom gadolinita (minerala iz skupine silikata) u vulkanskim fumarolama..

To je relativno novi mineral, prvi put otkriven 1964. godine, a trenutno se nalazi samo u granitnim pegmatitima koji se nalaze u državama Teksasu i Utahu u SAD-u..

Para berilijevog hidroksida

Na temperaturama iznad 1200 ° C (2190 ° C) berilijev hidroksid postoji u parnoj fazi. Dobiva se iz reakcije između vodene pare i berilijevog oksida (BeO).

Slično tome, dobivena para ima parcijalni tlak od 73 Pa, mjereno na temperaturi od 1500 ° C.

nekretnine

Berilijev hidroksid ima molarnu masu ili približnu molekularnu težinu od 43.0268 g / mol i gustoću od 1.92 g / cm.³. Njegova točka taljenja je na temperaturi od 1000 ° C, u kojoj počinje njezino raspadanje.

Kao mineral, Be (OH)₂ (behoita) ima tvrdoću od 4, a gustoća se kreće između 1,91 g / cm³ i 1,93 g / cm³.

izgled

Berilijev hidroksid je bijela krutina, koja u svom alfa obliku ima želatinozni i amorfni izgled. S druge strane, beta oblik ovog spoja sastoji se od dobro definirane, ortorombske i stabilne kristalne strukture..

Može se reći da morfologija minerala Be (OH)₂ varira, jer se mogu naći kao retikularni kristali, stabljike ili sferni agregati. Isto tako, dolazi u bijeloj, ružičastoj, plavičastoj pa čak i bezbojnoj i masnom staklastom sjaju.

Termokemijska svojstva

Entalpija formacije: -902,5 kJ / mol

Gibbsova energija: -815,0 kJ / mol

Entropija formacije: 45,5 J / mol

Kapacitet grijanja: 62,1 J / mol

Specifični toplinski kapacitet: 1,443 J / K

Standardna entalpija formacije: -20,98 kJ / g

topljivost

Berilijev hidroksid je po svojoj prirodi amfoteričan, tako da je sposoban donirati ili prihvatiti protone i otapati i kisele i bazične medije u kiselinsko-baznoj reakciji, proizvodeći sol i vodu..

U tom smislu, topivost Be (OH)₂ u vodi ograničena je proizvodom topljivosti Kps_(H2O), koji je jednak 6,92 × 10^-22.

Rizici izloženosti

Zakonski dopuštena granica izloženosti ljudi (PEL ili OSHA) tvari berilijevog hidroksida definirane za maksimalnu koncentraciju između 0,002 mg / m³ i 0.005 mg / m³ je 8 sati, i za koncentraciju od 0,0225 mg / m³ najviše 30 minuta.

Ta ograničenja su posljedica činjenice da je berilij klasificiran kao kancerogeno sredstvo tipa A1 (kancerogeno sredstvo kod ljudi, na temelju količine dokaza iz epidemioloških studija)..

aplikacije

Uporaba berilijevog hidroksida kao sirovine za preradu nekog proizvoda vrlo je ograničena (i neobična). Međutim, to je spoj koji se koristi kao glavni reagens za sintezu drugih spojeva i dobivanje metala berilija.

dobivanje

Berilijev oksid (BeO) je kemijski spoj berilija visoke čistoće koji se najviše koristi u industriji. Karakterizira se kao bezbojna kruta tvar sa svojstvima električne izolacije i visoke toplinske vodljivosti.

U tom smislu, proces njegove sinteze (tehničke kvalitete) u primarnoj industriji provodi se na sljedeći način:

1. Berilijev hidroksid je otopljen u sumpornoj kiselini (H₂SW₄).
2. Kada se reakcija provodi, otopina se filtrira, tako da se na taj način eliminiraju netopljive nečistoće oksida ili sulfata..
3. Filtrat se podvrgne isparavanju da bi se koncentrirao produkt, koji se ohladi da se dobiju kristali berilijevog sulfata BeSO.₄.
4. BeSO₄ je kalciniran na specifičnoj temperaturi između 1100 ° C i 1400 ° C.

Konačni proizvod (BeO) koristi se za proizvodnju posebnih keramičkih dijelova za industrijsku uporabu.

Dobivanje metalnog berilija

Tijekom ekstrakcije i prerade minerala berilija nastaju nečistoće, kao što su berilijev oksid i berilijev hidroksid. Potonji je podvrgnut nizu transformacija do dobivanja metalnog berilija.

Be (OH) reagira₂ s otopinom amonij bifluorida:

Be (OH)₂ + 2 (NH₄) HF₂ → (NH₄)₂BEF₄ + 2H₂O

(NH₄)₂BEF₄ podvrgnut je porastu temperature, pri čemu dolazi do termičke razgradnje:

(NH₄)₂BEF₄ → 2NH₃ + 2HF + BeF₂

Konačno, redukcija berilij fluorida na temperaturi od 1300 ° C s magnezijem (Mg) rezultira berilijevim metalom:

BEF₂ + Mg → Be + MgF₂

Berilij se koristi u metalnim legurama, proizvodnji elektroničkih komponenata, proizvodnji zračenja i prozora koji se koriste u rendgenskim aparatima.

reference

1. Wikipedia. (N. D.). Berilijev hidroksid. Preuzeto s en.wikipedia.org
2. Holleman, A.F. Wiberg, E. i Wiberg, N. (2001). Berilijev hidroksid. Preuzeto s books.google.co.ve
3. Publishing, M.D. (s.f.). Behoite. Preuzeto s handbookofmineralogy.org
4. Sve reakcije. (N. D.). Berilijev hidroksid Be (OH)₂. Preuzeto s allreactions.com
5. Pubchem. (N. D.). Berilijev hidroksid. Preuzeto s pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
6. Walsh, K.A. i Vidal, E.E. (2009). Kemija i obrada berilija. Preuzeto s books.google.co.ve