Jodek berylu

związek chemiczny

Jodek berylu, BeI
2
nieorganiczny związek chemiczny z grupy jodków. Został otrzymany po raz pierwszy w 1828 roku przez Friedricha Wöhlera[2][3].

Jodek berylu
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny

BeI2

Masa molowa

262,82 g/mol

Wygląd

bezbarwne igłowe kryształy[1][2][3]

Identyfikacja
Numer CAS

7787-53-3

PubChem

82231

Podobne związki
Inne kationy

MgI2, CaI2, SrI2, BaI2, RaI2

Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)

Otrzymywanie

edytuj

Można go otrzymać[2][3][4][5]:

Be + I
2
→ BeI
2
Be
2
C + 4HI → 2BeI
2
+ CH
4
do reakcji tej można wykorzystać także pary jodu w strumieniu wodoru[6]:
Be
2
C + 2I
2
→ 2BeI
2
+ C

Właściwości

edytuj

Właściwości fizyczne

edytuj

Tworzy bezbarwne kryształy[2][3] w kształcie igieł[6]. Rozpuszcza się w disiarczku węgla oraz etanolu, nierozpuszczany jest w benzenie i toluenie. Jego temperatura topnienia wynosi 480 °C (przed jej osiągnięciem zaczyna sublimować), zaś temperatura wrzenia ok. 590 °C[1][2][3][4].

Właściwości chemiczne

edytuj

W reakcji z innym halogenami w stanie gazowym tworzy odpowiednie halogenki[2][3]:

BeI
2
+ 2F
2
→ BeF
2
+ 2IF
BeI
2
+ Cl
2
→ BeCl
2
+ I
2
BeI
2
+ Br
2
→ BeBr
2
+ I
2

Reaguje gwałtownie ze środkami utleniającymi, takimi jak chlorany i nadmanganiany. Podczas reakcji powstają purpurowe pary jodu, a zarówno wytworzone produkty gazowe, jak i stała pozostałość są palne. Metale alkaliczne redukują go w temp. 350 °C, a magnez – w temp. 450 °C[2][3].

Jest silnie higroskopijny[6], przy czym pod wpływem wilgoci ulega szybkiemu rozkładowi[2][3]. Z wodą reaguje gwałtownie, tworząc tlenek berylu i jodowodór[4]:

BeI
2
+ H
2
O → 2HI + BeO

Natomiast z siarkowodorem reaguje jedynie w podwyższonej temperaturze, tworząc BeS[2][3].

Amonowany jodek berylu

edytuj

Jodek berylu ma zdolność do absorbowania znacznych ilości gazowego amoniaku. Powstający produkt – amonowany jodek berylu – nie został dobrze scharakteryzowany. Ma niską temperaturę topnienia, a po schłodzeniu krystalizuje. Ma właściwości wybuchowe i może być wykorzystywany jako materiał pędny. Reaguje z wieloma związkami organicznymi, szczególnie z aminami[2][3].

Zastosowanie

edytuj

Nie ma on praktycznego zastosowania[5].

Zobacz też

edytuj

Przypisy

edytuj
  1. a b c d e f CRC Handbook of Chemistry and Physics, William M. Haynes (red.), wyd. 97, Boca Raton: CRC Press, 2016, s. 4-51, ISBN 978-1-4987-5429-3 (ang.).
  2. a b c d e f g h i j k l m n R.C. Ropp, Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds, Elsevier, 2013, s. 41–42, DOI10.1016/c2012-0-00777-6, ISBN 978-0-444-59550-8 (ang.).
  3. a b c d e f g h i j k l m n Elemental Iodine – an overview [online], ScienceDirect Topics [dostęp 2019-08-24].
  4. a b c d Dale Perry, Handbook of Inorganic Compounds, wyd. 2, CRC Press, 10 maja 2011, s. 63, DOI10.1201/b10908, ISBN 978-1-4398-1461-1 [dostęp 2019-08-24] (ang.).
  5. a b Berylim Halides, [w:] Kenneth Walsh, Beryllium Chemistry and Processing, ASM International, 118), ISBN 978-0-87170-721-5 (ang.).
  6. a b c P. Erlich, Beryllium Iodide, [w:] Georg Brauer (red.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, wyd. 2, t. 1, Nowy Jork, Londyn: Academic Press, 1963, s. 892–893.