Берилий
Берилият (на латински: Beryllium) е химичен елемент, светлосив лек метал с атомен номер 4 и означение Be. Берилият е от група 2 на периодичната система и принадлежи към алкалоземните метали. Използва се за повишаване твърдостта на сплави, напр. берилиев бронз. Добива се от минералите берил, хелвин и хризоберил. Берилият и сплавите му се използват в самолетостроенето, ракетостроенето, електротехниката. Процесът на насищане на повърхността на стоманени детайли с цел повишаване на корозионната им устойчивост се нарича берилизация. Влиза в състава на изумруда.
Представлява устойчив на корозия, сребристобял метал, срещан главно в берил и се използва при рентгеновите стъкла и при производството на сплави. Силно токсично вещество.
ИсторияРедактиране
Съдържащите берилий скъпоценни камъни берил, смарагд, изумруд, аквамарин и други, са известни на човечеството от дълбока древност.[3] Изследванията на химичния състав на скъпоценните камъни от тази група започват през края на 18 в. с настъпването на химико-аналитичния метод. Така френският химик Никола Луи Воклен през 1798 г. успява да отличи BeO от Al2O3, благодарение на различието в поведението им по отношение на основите.
Елементът първоначално е наречен „глицин“ поради сладкия вкус на негова сол. По-късно Мартин Клапрот установява, че солите на итрия имат същия вкус и той предлага съвременното му наименование – берилий и знак Be, тъй като най-разпространената руда на елемента е берил.
След 30 години Фридрих Вьолер и А. Бюси отделят чист берилий чрез взаимодействие на метален калий с берилиев дихлорид, но берилият все още съдържал примеси. След още около 70 години П. Лебо получава чист берилий чрез електролиза на натриево-берилиев флуорид.[3]
РазпрострарениеРедактиране
Берилият е един от слаборазпространените елементи в земната кора. Съдържанието му е 2,6.10-4% и е на около 47-о място по разпространение сред елементите.[3] Среща се като незначителна част от около 30 минерала, но сериозно икономическо значение има берилът (Be3Al2(SiO3)6), който се среща под формата на безцветни хексагонални монокристали, а ако има примеси, те се оцветяват различно. Други известни негови минерали са хризоберилът (Be(AlO2)2) и фенакитът (Be2SiO3).[4]
Физични свойстваРедактиране
Берилият е метал със светлосив цвят, образуващ хексагонални плътноопаковани кристали, поради малкия атомен радиус на елемента.[4] Той много лек и с една от най-високите температури на топене при леките метали. Температурата му на топене е 1287 °C, а тази на кипене – 2969 °C. Модулът му на еластичност е с една трета по-голям от този на стоманата. Берилият е топлопроводим и диамагнитен.
Чистият берилий е много твърд, но неговата твърдост е съпътствана с трошливост.[3] Той е най-твърдият и най-високотопимият от алкалоземните метали.[4]
Атомната му маса е 9,01218 u.
ИзотопиРедактиране
Берилият се състои само от един стабилен изотоп 9Be, синтезиран при х-процес. Това е единственият елемент с четен пореден номер и само един изотоп. Изследвани са 8 изкуствено създадени радиоактивни изотопа.
Радиоактивният 7Be се образува в резултат на ядрени реакции на космическите лъчи с кислорода и азота от атмосферата, в резултат на което негови следи се откриват в дъждовната вода.[3]
10Be също се образува при взаимодействието на космическите лъчи с кислорода и азота от атмосферата. Като преминава в морската вода се отлага заедно с дънните морски утайки и в ледниците.[3] Там неговото количество намалява с възрастта на тези отлагания, което служи за тяхното датиране.[3]
На ядрената реакция е основан един от най-разпространените лабораторни методи за получаване на неутрони, при което прах от метален берилий или негови соли се смесват с излъчватели на α-частици от радий, полоний, америций или актиний.[3]
Химични свойстваРедактиране
Берилият е най-лекият елемент на 2-ра група. Електронната структура на берилия е K2s2, съответстваща на двувалентен елемент и прибавя се един 2s електрон спрямо лития. Той е типичен амфотерен елемент, но металните му свойства преобладават.[3]
Берилият не взаимодейства с водород и вода поради недостатъчна химическа активност. Образува съединения с халогените и сярата над 600 °C, а с въглерода при 1300 °C – Be2C. Карбидът реагира с водата, като реакцията води до получаването на метан и берилиев хидроксид:
.[4]
Разтваря се във всички минерални киселини, с изключение на азотната[3] и сярната, които го пасивират, но в разредени той се разтваря.[4] В получените разтвори са доказани йоните [Be(H2O)4]2+, които остават в кристалните решетки на солите, кристализиращи от тези разтвори. Освен в киселини берилият се разтваря и в алкални основи с формиране на разтворим хидроксиден комплекс:[4]
.
![{\displaystyle {\ce {Be + 2NaOH + 2H2O -> Na2[Be(OH)4] + H2 ^}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/28cac35fce24708d83b0f2514e16ef8559d9be2b)
Разтварянето на Be в разтвор на амониев хидрогенфлуорид се използва за неговото пречистване чрез получаване на чист BeF2:[4]
;
![{\displaystyle {\ce {2NH4HF + Be -> (NH4)2[BeF4] + H2 ^}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/b158372f9abff03aed90fd8b344b3130f0c41b50)
(сублимира).
![{\displaystyle {\ce {(NH4)2[BeF4] ->[{280°C}] BeF2 + 2NH4F}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d41c43c3ee09826708c2a0fde07a1f2a311b658f)
Общо за химичните отнасяния на берилия е че той е по-слабо активен и с по-слабо изразени редукционни свойства от тези на алкалните и останалите алкалоземни метали. При химичните си взаимодействия атомът на берилия не отдава своите два електрона, а минава във възбудено състояние – K2s12p1, като 2p- и 2s-орбиталите са крайносиметрични и близки по енергия. Осъществява се sp3-хибридизация и при наличие на атоми, молекули или йони – донори на електронни двойки, берилият проявява ковалентност, равна на 4, формирайки 2 връзки по обменен и 2 връзки по донорно-акцепторен механизъм.[4] Такива са връзките при [Be(OH)4]2- и [BeF4]2-, докато при тетраедричния хидратиран берилиев катион – [Be(H2O)4]2+, те са само донорно-акцепторни.
Берилият е много устойчив на корозия. Той се покрива с тънък оксиден слой при взаимодействие с кислорода от въздуха, предпазващ го от по-нататъшно действие на кислорода до 800 °C, след което става окисление в дълбочина. При температура 1200 °C металният берилий се окислява до BeO във вид на бял прах.[3] Фино диспрегиран, той изгаря във въздуха до BeO и Be2N2, като отделя голямо количество топлина и ярка светлина.[4]
Измества магнезия от всичките му съединения.
Свързва се много здраво с нуклеиновите киселини.
СъединенияРедактиране
Всички съединения на берилия са с ковалентна връзка. В тях Be2+ трудно може да се получи.[4] Те имат сладък вкус, но независимо от това са силно отровни.
ХалогенидиРедактиране
При взаимодействие на Be(OH)2 с халогеноводородни киселини се получават халогенопроизводни тетрахидрати – [BeX2•4H2O]. От тези хидрати при нагряване не могат да се получат съответните безводни халогениди на берилия поради хидролизата. Безводен BeF2 се получава най-лесно при термично разлагане на (NH4)2[BeF4]. Този комплекс е слаборазтворим и се отделя като безводна сол при взаимодействие на BeF2 и NH4F във водни разтвори:[4]
.
![{\displaystyle {\ce {BeF2 + 2NH4F -> (NH4)2[BF4]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/bfbfa648a830d1ce26f0770258ecfde3331a66b8)
Той се разлага при 280 °C и се получава безводен BeF2.
Останалите берилиеви халогениди могат да бъдат получени чрез директна синтези на берилий и съответните халогенни елементи при нагряване. Удобен метод за получаване на BeCl2 е чрез пропускане на хлор през смес от BeO и въглища при висока температура (600 – 800 °C):
.
Друг метод за получаване на BeCl2 е взаимодействието на BeO с тетрахлорометан при 800 °C. Това е стандартен метод за получаване на безводни халогениди, които не могат да бъдат получени чрез обезводняване на съответните кристалохидрати.[4]
BeF2 кристализира в тетрагонална сингония, кристална решетка тип α-кристобалит. Останалите бериеливи халогениди кристализират в кубична сингония, тип сфарелит. Флуоридът е много разтворим във вода и реагира с киселини и основни флуориди, образувайки комплекси:[4]
,
![{\displaystyle {\ce {BeF2 + SiF4 -> Be[SiF6]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7dbf08e9860f31993b87bec49959889703b7a121)
.
![{\displaystyle {\ce {BeF2 + 2KF -> K2[BeF4]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/82a7b2b5ca7a07d5a44728ea4298318adc2dc19a)
Флуороберилатният йон [BeF4]2- има тетраедрична структура, подобно на SO2-
4. Флуороберилатите са аналогични по свойства и изоморфни на съответните сулфати.
Парите на BeCl2 при 750 °C се състоят от линейни молекули Cl–Be–Cl, sp-хибридизирани при берилиевия атом. При ниски температури образуват димери, а в твърдо състояние се образуват полимерни вериги, в които всеки берилиев атом е обграден от 4 хлорни атоми във вид на тетраедър.[4] BeCl2 се използва като катализатор при Фридел-Крафтсовите синтези.[4]
Оксид и хидроксидРедактиране
Берилиевият оксид (BeO) е амфотерен оксид. Има висока температура на топене – 2570 °C, голям коефициент на топлопроводност и голяма инертност към разтопени метали и соли. Това го прави подходящ за изработването на тигли за отливане, стени на топлоотделящи елементи за ядрени реактори и други.[3] Получава се най-често чрез термична дисоциация на BeCO3.[4] Кристализира в хексагонална синогония, тип вюрцит. Търпи полиморфно превръщане при ~800 °C. При охлаждане на стопилката се образува стъкловидна маса, която заедно с вюрцитната структура показва, че химичната връзка в BeO не е силно полярна. Нискотемпературната модификация реагира при загряване с киселинни и основни оксиди:[4]
(берилиев ортосиликат),
(натриев берилат).
Реагира още с киселини и основи. Не се разтваря във вода, водородът го редуцира. Високотемпературната му модификация е силно инертна.
При получаването на Be(OH)2 от разтворима берилиева сол и алкален хидроксид най-напред се утаява аморфна маса с неопределен състав, силно зависещ от условията на утаяване. В излишък на алкалния хидроксид утайката от Be(OH)2 се разтваря, като в зависимост от големината на този излишък разтворът съдържа различни структурни елементи. При не много голям излишък в разтвора се съдържат полимерни йони със състав [Be2(OH)2]n(OH)4]2-. При по-голям излишък на алкалния хидроксид полимерните вериги се разкъсват напълно, като се получават моноядрените берилатни йони [Be(OH)4]2-.[4]
Съединения с кислородсъдържащи киселиниРедактиране
Силноразтворими съединения на берилия са BeCO3 и Be3(PO4)2. Кабронатът се разтваря в концентрирани разтвори на алкални и амониев карбонати за сметка на комплексообразуване:
.
![{\displaystyle {\ce {BeCO3 + (NH4)2CO3 -> (NH4)2[Be(CO3)_2]}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/a5632a8bfa68af8b474c94fc8c0cad335547df64)
Оксоберилиевият ацетат (Be4O(OOCCH3)6) се получава при реакция между берилиев карбонат и оцетна киселина:[4]
.
Той е слаборазтворим във вода, разтваря се в хлороформ и от този разтвор може да рекристализира.
Други съединенияРедактиране
За разлика от аналозите си берилият не реагира директно с водород. Берилиевият хидрид (BeH2) се получава при взаимодействие на BeCl2 с LiH в етерен разтвор. Той е бяло аморфно вещество, разлагащо се при нагряване. Известен е и полимерен берилиев хлорид (BeH2)n, който се получава при нагряване на берилиевоорганични съединения и има сходни свойства с полимерния (AlH3)n.[4]
Берилиевият сулфид (BeS) е силноразтворим и се получава от Be и S при много високи температури или Be и H2S. Подобно на BeO проявява амфотерни свойства. Кристализира в тип сфалерит, както BeSe.[4]
Берилиевият нитритд (Be3N2) се получава при пряка синтеза на елементите при 1000 °C. Той е твърд, високотопим, химически инертен и много подобен на AlN. В прахообразно състояние реагира с водата и разредени киселини:[4]
.
Известни са и разнообразни органични производни на берилия. Диметилберилият (Be(CH3)2) лесно се окислява и самозапалва във въздуха.[4]
ПолучаванеРедактиране
Сериозно икономическо значение за получаването на берилий има берилът. При изпичането му с NaSbF6 се получава BeF2, който се разтваря в гореща вода. От BeF2 може да се получи Be чрез редукция с Mg при 1300 °C.[4] Обикновено обаче от горещия разтвор на BeF2 при pH 12 първоначално се утаява Be(OH)2, от който в последствие се получават соли на Be. BeCl2 се използва за получаване на Be чрез електролиза на нейна стопилка. Тъй като BeCl2 е ковалентно съединение, което слабо провежда електричен ток, се добавя NaCl. Така се понижава и температурата на топене на BeCl2.[4]
ПриложениеРедактиране
Металният берилий, като най-лек здрав метал, има малка поглъщаща способност на рентгенови и нискоенергитични γ-лъчи, поради което се използва във вид на фолиа, тънки до 6 µm, за прозорци на детектори за нискоенергитични γ-лъчи и на рентгенови лъчи за спирачно лъчение.[3]
Берилиевият бронз се поддава добре на механична обработка. Берилият не образува смесени кристали с алкалните и алкалоземните метали,[4] но сплави с Cu, Fe, Ti, Al, Ni и други метали имат голямо значение за авиационната промишленост и ракетостроенето.[3]
Биологични ефектиРедактиране
Берилият на прах е канцерогенен и може да причини белодробно заболяване.
Много от берилиевите съединения са отровни и могат да са причина за възпалителни процеси по кожата.[3]
Летливите (и разтворими) съединения на берилия, включително и прахът, съдържащ берилий или берилиеви съединения, са високотоксични. За въздуха пределно допустимата концентрация (ПДК), преизчислена за берилий, възлиза на 0,001 mg/m³. Берилият има ярко изразено алергично и карциногенно действие.[5] Ако се вдишва, може да се развие сериозно професионално заболяване – берилиоза.
ИзточнициРедактиране
- ↑ Beryllium: Beryllium(I) Hydride compound data. // bernath.uwaterloo.ca. (на английски) Архив на оригинала от 2007-12-02 в Wayback Machine.
- ↑ Haynes, William M.. CRC Handbook of Chemistry and Physics (92nd ed.). Т. 48. Boca Raton, FL, 2001. p. 14. (на английски)
- ↑ а б в г д е ж з и к л м н о п Лефтеров, Димитър. Химичните елементи и техните изотопи. София, Издателство на БАН „Проф. Марин Дринов“, 2015. ISBN 978-954-322-831-7. с. 215 – 218.
- ↑ а б в г д е ж з и к л м н о п р с т у ф х ц ч ш щ ю Киркова, Елена. Химия на елементите и техните съединения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013. ISBN 978-954-07-3504-7. с. 84 – 90.
- ↑ Орлова А. А., Толгская М. С., Чумаков А. А., Крылова А. Н., Максимюк Е. А. Берилий (Бериллий). // Голямата медицинска енциклопедия (в 30 тома). 3 издание. Т. 3. Беклемишев – Валидол (Беклемишев – Валидол). Москва, Издателство „Съветска енциклопедия“, 1976. с. 69 – 71. – 584 с. Посетен на 1 юни 2018. (на руски) ((ru))