Berylany
Berylany, nazwa systematyczna: dioksydoberylany(2−), w systemie Stocka: berylany(II) – nieorganiczne związki chemiczne berylu, sole zawierające anion berylanowy BeO2−
2 lub diberylanowy Be
2O2−
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
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
2BeO
2 + 2 H
2O → Be(OH)
2 + 2 NaOH - Na
2Be
2O
3 + 3 H
2O → 2 Be(OH)
2 + 2 NaOH
Roztwarzanie berylanów w roztworach zasad prowadzi do otrzymania bardziej trwałych form kompleksowych – hydroksoberylanów[1]:
- Na
2BeO
2 + 2 H
2O → Na
2[Be(OH)
4] - Na
2Be
2O
3 + 3 H
2O + 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]:
Podobna reakcja zachodzi w wilgotnym powietrzu w obecności dwutlenku węgla lub siarki, tlenków azotu i innych lotnych tlenków kwasowych[1]:
Otrzymywanie edytuj
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 + Na
2O → Na
2BeO
2 - 2 BeO + Na
2O → Na
2Be
2O
3 - BeO + 2 NaOH → Na
2BeO
2 + H
2O↑ - BeO + Na
2CO
3 → Na
2BeO
2 + CO
2↑
Podczas roztwarzania metalicznego berylu, a także jego tlenku lub wodorotlenku, tworzą się tetrahydroksoberylany[1]:
- Be + 2 NaOH + 2 H
2O → Na
2[Be(OH)
4] + H
2↑ - BeO + 2 NaOH + H
2O → 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
2BeO
2 i potasu K
2BeO
2 można natomiast uzyskać z roztworów alkoholowych[8].
Przypisy edytuj
- ↑ 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.).
- ↑ Bielański 2002 ↓, s. 795.
- ↑ Bielański 2002 ↓, s. 761.
- ↑ 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.).
- ↑ 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.).
- ↑ Bielański 2002 ↓, s. 801–802.
- ↑ 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.).
- ↑ a b Bielański 2002 ↓, s. 802.
- ↑ 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
- Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, t. 2, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2002, ISBN 83-01-13654-5.