Berylliumoxid

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 17. marts 2022; verifikation kræver 1 redigering .

berylliumoxid

Generel
Systematisk navn	berylliumoxid
Chem. formel	BeO
Rotte. formel	BeO
Fysiske egenskaber
Stat	solid
Molar masse	25,01158 g/ mol
Massefylde	3,01 g/cm³
Termiske egenskaber
Temperatur
• smeltning	2530°C
• kogning	4120°C
Mol. Varmekapacitet	25,5 J/(mol K)
Varmeledningsevne	ved 100°C 209,3 [1] W/(m K)
Entalpi
• uddannelse	589,2 kJ/mol
Damptryk	ved 2000°C 0,003 atm
Kemiske egenskaber
Opløselighed
• i vand	0,00005 g/100 ml
Optiske egenskaber
Brydningsindeks	1.719
Struktur
Krystal struktur	sekskantet
Klassifikation
Reg. CAS nummer	1304-56-9
PubChem	14775
Reg. EINECS nummer	215-133-1
SMIL	[Vær]=O
InChI	InChI=1S/Be.OLTPBRCUWZOMYOC-UHFFFAOYSA-N
RTECS	DS4025000
CHEBI	62842
FN nummer	1566
ChemSpider	14092
Sikkerhed
Toksicitet	meget giftig, kræftfremkaldende, irriterende
ECB ikoner
NFPA 704	0 fire 0
Data er baseret på standardbetingelser (25 °C, 100 kPa), medmindre andet er angivet.
Mediefiler på Wikimedia Commons

Berylliumoxid er en binær kemisk forbindelse af beryllium og oxygen med den kemiske formel BeO, amfotert oxid .

Afhængigt af fremstillingsmetoden er berylliumoxid under standardbetingelser et hvidt krystallinsk eller amorft stof, smagløst og lugtfrit, meget lidt opløseligt i vand .

Opløselig i koncentrerede mineralsyrer og alkalier , godt opløselig i alkaliske smelter [2] [3] .

Som alle andre berylliumforbindelser er det meget giftigt .

Berylliumoxid er en af 2 (berylliumoxid 1 findes også), en binær forbindelse af beryllium med oxygen, selvom tilstedeværelsen af polymerer af typen (BeO) 3 og (BeO) 4 blev noteret i dampfasen over BeO ved en temperatur på omkring 2000 °C [2] . Det har en krystalstruktur af wurtzite -typen .

At være i naturen

I naturen forekommer berylliumoxid som mineralet bromellit [3] .

Hentning og egenskaber

Berylliumoxid opnås ved termisk nedbrydning af berylliumhydroxid og nogle af dets salte (f.eks. nitrat , basisk acetat , carbonat osv.) ved en temperatur på 500 til 1000 °C. Det således opnåede oxid er et hvidt amorft pulver. I form af store krystaller kan berylliumoxid opnås ved opvarmning til høj temperatur (smeltning) af en amorf form eller for eksempel ved krystallisation fra smeltede alkalimetalcarbonater [ 2] .

Damptrykket af BeO er ubetydeligt; derfor er det, i fravær af vanddamp, det mindst flygtige af alle ildfaste oxider. Blandingen af sådanne oxider som MgO , CaO , Al 2 O 3 , SiO 2 reducerer yderligere flygtigheden af BeO på grund af den kemiske interaktion mellem dem. Ved tilstedeværelse af vanddamp ved 1000–1800°C øges flygtigheden af berylliumoxid meget på grund af dannelsen af gasformigt berylliumhydroxid [2] .

Berylliumoxid har i sin kompakte tilstand en meget høj varmeledningsevne . Ved 100 ° C er det 209,3 W m −1 K −1 , hvilket er mere end den termiske ledningsevne af alle ikke-metaller (undtagen diamant og siliciumcarbid ) og de fleste metaller (undtagen kobber, sølv, guld, aluminium og et tal af deres legeringer) [4] [5] . Efterhånden som temperaturen falder, stiger den termiske ledningsevne af berylliumoxid først ( 370 W m −1 K −1 ved 300 K), når et maksimum ( 13501 W m −1 K −1 ) ved 40 K , og falder derefter ( 47 W m ). −1 K −1 ved 4 K ) [5] .

Kemiske egenskaber

Berylliumoxids reaktivitet afhænger af fremstillingsmetoden og af kalcineringsgraden . En stigning i temperaturen under kalcinering fører til en stigning i kornstørrelsen (det vil sige et fald i det specifikke overfladeareal) og følgelig til et fald i forbindelsens kemiske aktivitet. [2]

Kalcineret ved en temperatur, der ikke overstiger 500 ° C, opløses berylliumoxid i vandige opløsninger af syrer og baser (selv fortyndede), og danner de tilsvarende salte og hydroxoberyllater . For eksempel:

{\ce {BeO + 2NaOH + H2O ->Na2[Be(OH)4],}}

{\ce {BeO + 2HCl -> BeCl2 + H2O))

Berylliumoxid, calcineret ved en temperatur på 1200 til 1300 °C, er opløseligt i koncentrerede syreopløsninger . For eksempel reagerer BeO calcineret på denne måde med varm koncentreret svovlsyre :

{\ce {BeO + H2SO4 -> BeSO4 + H2O))

Kalcineringen af berylliumoxid ved temperaturer over 1800°C fører til et næsten fuldstændigt tab af dets reaktivitet. Efter en sådan kalcinering opløses BeO kun i koncentreret flussyre under dannelse af fluor og i smeltede alkalier, carbonater og pyrosulfater af alkalimetaller under dannelse af berylater [2] [3] :

{\ce {BeO + 2HF -> BeF2 + H2O,}}

{\ce {BeO + 2NaOH -> Na2BeO2 + H2O,}}

{\ce {BeO + Na2CO3 -> Na2BeO2 + CO2}}

Ved temperaturer over 1000°C reagerer berylliumoxid med klor , mens reaktionen i nærvær af kul forløber lettere og ved meget lavere temperaturer (600-800°C) [2] :

{\ce {2BeO + 2Cl2 -> 2BeCl2 + O2,}}

{\ce {BeO + Cl2 + C -> BeCl2 + CO))

Ved temperaturer over 1000 °C indgår berylliumoxid i en reversibel hydrochloreringsreaktion (sænkning af systemets temperatur forårsager den omvendte nedbrydningsproces af det resulterende berylliumchlorid ) [2] :

{\ce {BeO + 2HCl <-> BeCl2 + H2O))

Ved opvarmning er berylliumoxid i stand til at reagere med mange klorholdige forbindelser. Især allerede ved 500 °C begynder reaktionen med fosgen [2] :

{\ce {BeO + COCl2 -> BeCl2 + CO2}}

Klorering med carbontetrachlorid forløber ved en temperatur på 450–700 °C [2] :

{\ce {2BeO + CCl4 -> 2BeCl2 + CO2}}

Det er meget vanskeligere for berylliumoxid at interagere med brom , men der er ingen oplysninger om interaktionen mellem BeO og jod .

Berylliumoxid reagerer ikke med alle almindeligt anvendte reduktionsmidler . Især kun calcium , magnesium , titanium og kul (ved høj temperatur) er anvendelige til at reducere beryllium til metal fra oxid . Calcium og magnesium kan bruges som et reduktionsmiddel ved temperaturer under 1700 ° C og atmosfærisk tryk, titanium er anvendeligt ved tryk under 0,001 mm Hg. Kunst. og 1400 °С [2] :

{\ce {BeO + Ca -> Be + CaO,}}

{\ce {4BeO + Ti -> 2Be + TiO2))

I begge tilfælde opnås beryllium forurenet med det reducerende metal og reaktionsprodukter, da det teknisk set er meget vanskeligt at adskille reaktionsprodukterne.

Brugen af kul er mere at foretrække, men reaktionen med det sker kun ved temperaturer over 2000 ° C :

{\ce {BeO + C -> Be + CO}}

Berylliumoxid ved temperaturer under 800 °C er stabilt med hensyn til smeltede alkalimetaller ( lithium , natrium og kalium ) og reagerer næsten slet ikke med cerium , platin , molybdæn , thorium og jern ; kun ved 1800 °C interagerer det med nikkel , silicium , titanium og zirconium [2] [6] .

Ansøgning

Kombinationen af høj varmeledningsevne og en lille termisk udvidelseskoefficient gør det muligt at anvende berylliumoxid som et varmebestandigt materiale med betydelig kemisk inertitet.

Berylliumoxidkeramik bruges som dielektriske varmeledende substrater til halvlederkrystaller i produktionen af højeffekthalvlederenheder .

Toksicitet

Berylliumoxidstøv er meget giftigt og kræftfremkaldende , ifølge NFPA 704 klassificeringen er det tildelt den højeste toksicitet [7] . Når den er komprimeret som en keramik, er den sikker, hvis den ikke er bearbejdet til at producere støv [8] .

Noter

↑ Beryllium . Hentet 8. juli 2012. Arkiveret fra originalen 13. marts 2014. (ubestemt)
↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 Kemi og teknologi af sjældne og sporstoffer: Proc. manual for universiteter: Del I / Ed. K. A. Bolshakova. - 2. udg., revideret. og yderligere - M .: Højere skole, 1976. - S. 176.
↑ 1 2 3 Rabinovich V. A., Khavin Z. Ya. Kort kemisk opslagsbog. - L .: Kemi, 1977. - S. 56.
↑ Beryllium. berylliumforbindelser. Berylliumoxid . Hentet 8. juli 2012. Arkiveret fra originalen 13. marts 2014. (ubestemt)
↑ 1 2 Inyushkin A.V. Termisk ledningsevne / I bogen: Fysiske størrelser: Håndbog. — M.: Energoatomizdat. - 1991. - S. 337-363.
↑ Egon Wiberg, Arnold Frederick Holleman Uorganisk kemi. - Elsevier, 2001. - ISBN 0-12-352651-5
↑ Faktablad om farlige stoffer . New Jersey Department of Health and Senior Services. Hentet 17. august 2018. Arkiveret fra originalen 31. januar 2022. (ubestemt)
↑ Berylliumoxidsikkerhed . Amerikansk Beryllia . Hentet 29. marts 2018. Arkiveret fra originalen 6. marts 2018. (ubestemt)

oxider
H2O _ _
Li 2 O LiCoO 2 Li 3 PaO 4 Li 5 PuO 6 Ba 2 LiNpO 6 LiAlO 2 Li 3 NpO 4 Li 2 NpO 4 Li 5 NpO 6 LiNbO 3	BeO											B2O3 _ _ _	C 3 O 2 C 12 O 9 CO C 12 O 12 C 4 O 6 CO 2	N 2 O NO N 2 O 3 N 4 O 6 NO 2 N 2 O 4 N 2 O 5	O	F
Na 2 O NaPaO 3 NaAlO 2 Na 2 PtO 3	MgO											AlO Al 2 O 3 NaAlO 2 LiAlO 2 AlO(OH)	SiO SiO 2	P 4 O P 4 O 2 P 2 O 3 P 4 O 8 P 2 O 5	S 2 O SO SO 2 SO 3	Cl 2 O ClO 2 Cl 2 O 6 Cl 2 O 7
K 2 O K 2 PtO 3 KPaO 3	CaO Ca 3 OSiO 4 CaTiO 3	Sc2O3 _ _ _	TiO Ti 2 O 3 TiO 2 TiOSO 4 CaTiO 3 BaTiO 3	VO V 2 O 3 V 3 O 5 VO 2 V 2 O 5	FeCr 2 O 4 CrO Cr 2 O 3 CrO 2 CrO 3 MgCr 2 O 4	MnO Mn 3 O 4 Mn 2 O 3 MnO(OH) Mn 5 O 8 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7	FeCr 2 O 4 FeO Fe 3 O 4 Fe 2 O 3	CoFe 2 O 4 CoO Co 3 O 4 CoO(OH) Co 2 O 3 CoO 2	NiO NiFe 2 O 4 Ni 3 O 4 NiO(OH) Ni 2 O 3	Cu 2 O CuO CuFe 2 O 4 Cu 2 O 3 CuO 2	ZnO	Ga 2 O Ga 2 O 3	GeO GeO 2	As 2 O 3 As 2 O 4 As 2 O 5	SeOCl 2 SeOBr 2 SeO 2 Se 2 O 5 SeO 3	Br 2 O Br 2 O 3 BrO 2
Rb 2 O RbPaO 3 Rb 4 O 6	SrO	Y 2 O 3 YOF YOCl	ZrO(OH) 2 ZrO 2 ZrOS Zr 2 O 3 Cl 2	NbO Nb 2 O 3 NbO 2 Nb 2 O 5 Nb 2 O 3 (SO 4 ) 2 LiNbO 3	Mo 2 O 3 Mo 4 O 11 MoO 2 Mo 2 O 5 MoO 3	TcO 2 Tc 2 O 7	Ru 2 O 3 RuO 2 Ru 2 O 5 RuO 4	RhO Rh 2 O 3 RhO 2	PdO Pd 2 O 3 PdO 2	Ag2O Ag2O2 _ _ _ _ _	Cd2O CdO _ _	I 2 O InO I 2 O 3	SnO SnO 2	Sb 2 O 3 Sb 2 O 4 Hg 2 Sb 2 O 7 Sb 2 O 5	TeO 2 TeO 3	I 2 O 4 I 4 O 9 I 2 O 5
Cs 2 O Cs 2 ReCl 5 O	BaO BaPaO 3 BaTiO 3 BaPtO 3		HfO (OH ) 2HfO2	Ta 2 O TaO TaO 2 Ta 2 O 5	WO 2 Br 2 WO 2 WO 2 Cl 2 WOBr 4 WOF 4 WOCl 4 WO 3	Re 2 O ReO Re 2 O 3 ReO 2 Re 2 O 5 ReO 3 Re 2 O 7	OsO Os 2 O 3 OsO 2 OsO 4	Ir2O3 IrO2 _ _ _ _	PtO Pt 3 O 4 Pt 2 O 3 PtO 2 K 2 PtO 3 Na 2 PtO 3 PtO 3	Au 2 O AuO Au 2 O 3	Hg 2 O HgO (Hg 3 O 2 )SO 4 Hg 2 O (CN) 2 Hg 2 Sb 2 O 7 Hg 3 O 2 Cl 2 Hg 5 O 4 Cl 2	Tl 2 O Tl 2 O 3	Pb 2 O PbO Pb 3 O 4 Pb 2 O 3 PbO 2	BiO Bi 2 O 3 Bi 2 O 4 Bi 2 O 5	PoO PoO 2 PoO 3	På
Fr	Ra		RF	Db	Sg	bh	hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	fl	Mc	Lv	Ts
		↓
		La 2 O 2 S La 2 O 3	Ce 2 O 3 CeO 2	PrO Pr 2 O 2 S Pr 2 O 3 Pr 6 O 11 PrO 2	NdO Nd2O2S Nd2O3NdHO _ _ _ _ _ _ _ _	Pm 2 O 3	SmO Sm 2 O 3	EuO Eu 3 O 4 Eu 2 O 3 EuO(OH) Eu 2 O 2 S	Gd 2 O 3	Tb	Dy2O3 _ _ _	Ho 2 O 3 Ho 2 O 2 S	Er2O3 _ _ _	Tm2O3 _ _ _	YbO Yb 2 O 3	Lu 2 O 2 S Lu 2 O 3 LuO(OH)
		Ac2O3 _ _ _	UO 2 UO 3 U 3 O 8	PaO PaO 2 Pa 2 O 5 PaOS	THO 2	NpO NpO 2 Np 2 O 5 Np 3 O 8 NpO 3	PuO Pu 2 O 3 PuO 2 PuO 3 PuO 2 F 2	AmO 2	Cm2O3 CmO2 _ _ _ _	Bk 2 O 3	Jf . 2 O 3	Es	fm	md	ingen	lr

Berylliumforbindelser _

Berylliumaluminat (BeAl 2 O 4 ) Berylliumacetat (Be(CH 3 COO) 2 ) Berylliumborid (BeB 2 ) Berylliumbromid (BeBr 2 ) Berylliumhydrid (BeH 2 ) Berylliumbicarbonat (Be(HCO 3 ) 2 ) Berylliumhydroxid (Be(OH) 2 ) Beryllium hydrogen orthophosphat (BeHPO 4 ) Beryllium dihydroorthophosphat (Be(H 2 PO 4 ) 2 ) Dimethylberyllium (Be(CH 3 ) 2 ) Berylliumiodid (BeI 2 ) Berylliumcarbid (Be 2 C) Berylliumcarbonat (BeCO 3 ) Berylliumnitrat (Be(NO 3 ) 2 ) Berylliumnitrid (Be 3 N 2 ) Berylliumoxalat (BeC 2 O 4 ) Berylliumoxid (BeO) Berylliumoxid-hexaacetat (Be 4 O (CH 3 COO) 6 ) Berylliumoxid-hexaformiat (Be 4 O(HCOO) 6 ) Beryllium orthosilicat (Be 2 SiO 4 ) Berylliumperoxid (BeO 2 ) Berylliumperchlorat (Be(ClO 4 ) 2 ) Beryllium selenat (BeSeO 4 ) Beryllium selenid (BeSe) Beryllium silicid (Be 2 Si) Berylliumsulfat (BeSO 4 ) Berylliumsulfid (BeS) Berylliumsulfit (BeSO 3 ) Beryllium telluride (BeTe) Ammoniumtetrafluorberyllat (NH 4 ) 2 [BeF 4 ]) Kaliumtetrafluorberyllat K 2 [BeF 4 ]) Lithiumtetrafluorberyllat Li 2 [BeF 4 ]) Natriumtetrafluorberyllat Na 2 [BeF 4 ]) Berylliumphosphat (Be 3 (PO 4 ) 2 ) Berylliumfluorid (BeF 2 ) Berylliumchlorid (BeCl 2 ) Berylliumcitrat (BeC 6 H 6 O 7 )