Berylany – Wikipedia, wolna encyklopedia

Berylany, nazwa systematyczna: dioksydoberylany(2−), w systemie Stocka: berylany(II) – nieorganiczne związki chemiczne berylu, sole zawierające anion berylanowy BeO2−
2
lub diberylanowy Be
2
O2−
3
.

Skłonność berylu do tworzenia anionów, tak jak i inne jego właściwości, różnią się od właściwości pozostałych metali 2. grupy, co można wyjaśnić bardzo dużą gęstością ładunku w kationie Be2+
. Znane są przede wszystkim berylany i diberylany metali 1. grupy, a także cięższych metali 2. grupy układu okresowego[1].

Właściwości

[edytuj | edytuj kod]

Berylany tworzą bezbarwne lub białe kryształy, stabilne na powietrzu tylko przy braku wilgoci. W wilgotnym powietrzu lub rozpuszczone w wodzie, berylany hydrolizują, tworząc wodorotlenek berylu i odpowiednią zasadę, np. [1]:

Na
2
BeO
2
+ 2 H
2
O Be(OH)
2
+ 2 NaOH
Na
2
Be
2
O
3
+ 3 H
2
O 2 Be(OH)
2
+ 2 NaOH

Roztwarzanie berylanów w roztworach zasad prowadzi do otrzymania bardziej trwałych form kompleksowych – hydroksoberylanów[1]:

Na
2
BeO
2
+ 2 H
2
O Na
2
[Be(OH)
4
]
Na
2
Be
2
O
3
+ 3 H
2
O + 2 NaOH → 2 Na
2
[Be(OH)
4
]

Przy niewielkim stężeniu roztworu zasady może tworzyć się także forma anionu kompleksowego o wzorze sumarycznym [BeO(OH)
2
]2−
.

Berylany reagują zarówno z mocnymi, jak i słabymi kwasami, tworząc odpowiednie sole berylu lub wodorotlenek[1]:

Na
2
BeO
2
+ 4 HCl BeCl
2
+ 2 NaCl + 2 H
2
O
Na
2
BeO
2
+ H
2
S
Be(OH)
2
+ Na
2
S

Podobna reakcja zachodzi w wilgotnym powietrzu w obecności dwutlenku węgla lub siarki, tlenków azotu i innych lotnych tlenków kwasowych[1]:

Na
2
BeO
2
+ CO
2
+ H
2
O Be(OH)
2
+ Na
2
CO
3
Na
2
BeO
2
+ SO
2
+ H
2
O Be(OH)
2
+ Na
2
SO
3
Na
2
BeO
2
+ 2 NO
2
+ H
2
O Be(OH)
2
+ NaNO
3
+ NaNO
2

Otrzymywanie

[edytuj | edytuj kod]

Dość wysoka elektroujemność berylu (1,47 w skali Allreda-Rochowa[2], taka sama jak glinu[3]) oraz niewielki promień walencyjny (102 pm[4]) powodują, że właściwości związków berylu w znacznym stopniu odbiegają od właściwości pozostałych berylowców, a wykazują podobieństwo diagonalne(inne języki) do związków glinu[5]. Stąd beryl jako jedyny metal bloku s tworzy związki o charakterze amfoterycznym[6][7].

Tlenek berylu BeO i wodorotlenek berylu z kwasami dają sole zawierające kation berylowy Be2+
, a pod wpływem silnych zasad tworzą berylany[7], które w roztworach wodnych występują jako aniony [Be(OH)
4
]2−
[8][9][7] (oraz ich polimeryczne pochodne[7] typu [(HO)
2
{Be(μ-OH)
2
}
n
Be(OH)
2
]2−
, zanikające w bardziej alkalicznym środowisku[9]), analogicznie jak Zn(OH)
2
i Al(OH)
3
[9].

Berylany można otrzymać na różne sposoby. Najczęstszym z nich jest wysokotemperaturowa synteza z wykorzystaniem tlenku berylu i tlenku, wodorotlenku czy też węglanu metalu alkalicznego[1]:

BeO + Na
2
O
Na
2
BeO
2
2 BeO + Na
2
O Na
2
Be
2
O
3
BeO + 2 NaOH Na
2
BeO
2
+ H
2
O↑
BeO + Na
2
CO
3
Na
2
BeO
2
+ CO
2

Podczas roztwarzania metalicznego berylu, a także jego tlenku lub wodorotlenku, tworzą się tetrahydroksoberylany[1]:

Be + 2 NaOH + 2 H
2
O Na
2
[Be(OH)
4
] + H
2
BeO + 2 NaOH + H
2
O Na
2
[Be(OH)
4
]
Be(OH)
2
+ 2 NaOH Na
2
[Be(OH)
4
]

Zatężanie wodnych roztworów berylanów nie prowadzi do uzyskania soli, gdyż wytrąca się wodorotlenek berylu. Berylan sodu Na
2
BeO
2
i potasu K
2
BeO
2
można natomiast uzyskać z roztworów alkoholowych[8].

Przypisy

[edytuj | edytuj kod]
  1. a b c d e f g Химия и технология редких и рассеянных элементов. Учебное пособие для вузов, К.А. Большаков (red.), wyd. 2, Высшая школа, 1976, s. 173–174 (ros.).
  2. Bielański 2002 ↓, s. 795.
  3. Bielański 2002 ↓, s. 761.
  4. Pekka Pyykkö, Michiko Atsumi, Molecular Single-Bond Covalent Radii for Elements 1–118, „Chemistry – A European Journal”, 15 (1), 2009, s. 186–197, DOI10.1002/chem.200800987 (ang.).
  5. diagonal relationship, [w:] John Daintith (red.), A dictionary of chemistry, wyd. 6, New York: Oxford University Press, 2008, s. 172, ISBN 978-1-61583-965-0, OCLC 713875281 (ang.).
  6. Bielański 2002 ↓, s. 801–802.
  7. a b c d beryllate, beryllium hydroxide, beryllium oxide, [w:] John Daintith (red.), A Dictionary of Chemistry, wyd. 6, New York: Oxford University Press, 2008, s. 65–66, ISBN 978-1-61583-965-0, OCLC 713875281 (ang.).
  8. a b Bielański 2002 ↓, s. 802.
  9. a b c Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 121, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).

Bibliografia

[edytuj | edytuj kod]