Berylany

Berylany, nazwa systematyczna: dioksydoberylany(2−), w systemie Stocka: berylany(II) – nieorganiczne związki chemiczne berylu, sole zawierające anion berylanowy BeO22− lub diberylanowy Be2O32−.

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

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]:

Na2BeO2 + 2 H2O → Be(OH)2 + 2 NaOH
Na2Be2O3 + 3 H2O → 2 Be(OH)2 + 2 NaOH

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

Na2BeO2 + 2 H2O → Na2[Be(OH)4]
Na2Be2O3 + 3 H2O + 2 NaOH → 2 Na2[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]:

Na2BeO2 + 4 HCl → BeCl2 + 2 NaCl + 2 H2O
Na2BeO2 + H2S → Be(OH)2 + Na2S

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

Na2BeO2 + CO2 + H2O → Be(OH)2 + Na2CO3
Na2BeO2 + SO2 + H2O → Be(OH)2 + Na2SO3
Na2BeO2 + 2 NO2 + H2O → Be(OH)2 + NaNO3 + NaNO2

Otrzymywanie

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 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}nBe(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 + Na2O → Na2BeO2
2 BeO + Na2O → Na2Be2O3
BeO + 2 NaOH → Na2BeO2 + H2O↑
BeO + Na2CO3 → Na2BeO2 + CO2↑

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

Be + 2 NaOH + 2 H2O → Na2[Be(OH)4] + H2↑
BeO + 2 NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4]
Be(OH)2 + 2 NaOH → Na2[Be(OH)4]

Zatężanie wodnych roztworów berylanów nie prowadzi do uzyskania soli, gdyż wytrąca się wodorotlenek berylu. Berylan sodu Na2BeO2 i potasu K2BeO2 można natomiast uzyskać z roztworów alkoholowych[8].

Przypisy

  1. 1 2 3 4 5 6 7 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, DOI: 10.1002/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. 1 2 3 4 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. 1 2 Bielański 2002 ↓, s. 802.
  9. 1 2 3 Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 121, DOI: 10.1016/C2009-0-30414-6, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).

Bibliografia

This article is issued from Wikipedia. The text is available under Creative Commons Attribution-Share Alike 4.0 unless otherwise noted. Additional terms may apply for the media files.