Wodorek berylu
Wodorek berylu, (BeH
2)
n, uproszcz. BeH
2 – nieorganiczny związek chemiczny berylu z wodorem. Atomy wodoru są połączone z atomami berylu wiązaniami kowalencyjnymi (wiązanie trójcentrowe-dwuelektronowe), co odróżnia go od mających budowę jonową wodorków cięższych przedstawicieli metali ziem alkalicznych[4]. Stosowany jako moderator w reaktorach jądrowych[5]. W połowie lat 60. XX wieku był także rozważany jako składnik paliwa rakietowego (w połączeniu z nadchloranem amonu, NH
4ClO
4)[6].
| |||||||||||||||||||||||
 Struktura krystaliczna wodorku berylu[1] | |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | |||||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny |
BeH | ||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Inne wzory |
(BeH | ||||||||||||||||||||||
| Masa molowa |
11,03 g/mol | ||||||||||||||||||||||
| Wygląd |
białe amorficzne ciało stałe | ||||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | |||||||||||||||||||||||
| Numer CAS | |||||||||||||||||||||||
| PubChem | |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | |||||||||||||||||||||||
Synteza
edytujBeryl, w przeciwieństwie do pozostałych pierwiastków ze swojej grupy, nie reaguje bezpośrednio z wodorem[7]. Jego wodorek został otrzymany po raz pierwszy w 1951 roku w wyniku reakcji dimetyloberylu, Be(CH
3)
2, z glinowodorkiem litu, LiAlH
4, prowadzonej w eterze (produkt reakcji jest w nim nierozpuszczalny i się wytrąca)[8].
- 2 Be(CH
3)
2 + LiAlH
4 → 2 BeH
2↓ + LiAl(CH
3)
4
Reakcję tę można przeprowadzić również, stosując diboran, B
2H
6, w charakterze reagenta. Produkt o wyższej czystości można otrzymać w wyniku rozkładu termicznego bis(tert-butylo)berylu, Be[C(CH
3)
3]
2 prowadzonego w temperaturze 210 °C[9][10].
- Be[C(CH
3)
3]
2 → BeH
2 + 2 H
2C=C(CH
3)
2↑
Produkt o wysokiej czystości powstaje w wyniku reakcji trifenylofosfiny, PPh
3 z borowodorkiem berylu, Be(BH
4)
2[4].
- Be(BH
4)
2 + 2 PPh
3 → 2 Ph
3PBH
3 + BeH
2↓
Właściwości
edytujWodorek berylu otrzymywany jest w postaci bezpostaciowego białego ciała stałego o strukturze polimerycznej. Krystaliczny BeH
2 został otrzymany w roku 1978 w wyniku działania wysokiego ciśnienia i temperatury na produkt amorficzny zawierający domieszkę 0,5-2,5 % mol litu[11].
Związek rozkłada się na pierwiastki w zakresie temperatury 205–250 °C[12]. Nie rozpuszcza się w rozpuszczalnikach, które go nie rozkładają[13], reaguje powoli z wodą tworząc wodorotlenek berylu, natomiast z kwasami mineralnymi reaguje energicznie z wytworzeniem odpowiednich soli[7].
- BeH
2 + 2 H
2O → Be(OH)
2 + 2 H
2↑ - BeH
2 + 2 H+
→ Be2+
+ 2 H
2↑
W reakcji z trimetyloaminą, N(CH
3)
3, tworzy dimeryczny addukt zawierający mostki wodorowe[14], natomiast w reakcji z dimetyloaminą, HN(CH
3)
2, powstaje trimeryczna pochodna metylowa diamidku berylu, [Be(N(CH
3)
2)
2]
3, oraz wodór. W reakcji z wodorkiem litu, LiH, w którym anion wodorkowy pełni rolę zasady Lewisa, powstają kolejno LiBeH
3 oraz Li
2BeH
4[7].
Dihydrydoberyl
edytuj
Dihydrydoberyl jest nazwą niespolimeryzowanych cząsteczek BeH
2, które występują w postaci gazu utrzymywanego w znacznym rozcieńczeniu. Gazowy BeH
2 nie może występować z postaci nierozcieńczonej, gdyż próba zatężania prowadzi do jego spontanicznej autopolimeryzacji do oligomerów. Badania wolnych cząsteczek BeH
2 otrzymanych przy pomocy wyładowań elektrycznych w wysokich temperaturach wykazały, że mają one budowę liniową i długość wiązania Be−H wynoszącą 133,376 pm[15].
Właściwości
edytujPodwójnie koordynująca grupa −BeH może tworzyć addukty poprzez akceptację pary elektronowej od ligandów będących ich donorami[16]:
- [BeH
2] + L → [BeH
2L]
Z tego powodu BeH
2 ma charakter kwasu Lewisa. Możliwe jest przyjęcie maksymalnie 4 par elektronowych, tak jak ma to miejsce w przypadku anionu tetrahydrydoberylanowego(2-), BeH2−
4.
Przypisy
edytuj- ↑ Smith, Gordon S., Johnson, Quintin C., Smith, Deane K., Cox, D.E. i inni. The crystal and molecular structure of beryllium hydride. „Solid State Communications”. 67 (5), s. 491–494, 1988. DOI: 10.1016/0038-1098(84)90168-6.
- ↑ a b c d e CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 88, Boca Raton: CRC Press, 2007, s. 4-51, ISBN 978-0-8493-0488-0 (ang.).
- ↑ Beryllium compounds, [w:] GESTIS-Stoffdatenbank [online], Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung, ZVG: 082790 [dostęp 2016-03-14] (niem. • ang.).
- ↑ a b Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw: Chemistry of the Elements, 2nd Edition. Butterworth-Heinemann, 1997. ISBN 0-08-037941-9.
- ↑ Dale L. Perry, Phillips Sidney L.: Handbook of inorganic compounds. CRC Press, 1995, s. 62. ISBN 978-0-8493-8671-8.
- ↑ Kenneth A. Walsh: Beryllium chemistry and processing. ASM International, 2009, s. 121.
- ↑ a b c Egon Wiberg, Arnold Frederick Holleman: Inorganic Chemistry. Elsevier, 2001, s. 1048. ISBN 0-12-352651-5.
- ↑ Glenn D. Barbaras, Clyde Dillard, A. E. Finholt, Thomas Wartik, K. E. Wilzbach, and H. I. Schlesinger. The Preparation of the Hydrides of Zinc, Cadmium, Beryllium, Magnesium and Lithium by the Use of Lithium Aluminum Hydride. „J. Am. Chem. Soc.”. 73 (10), s. 4585–4590, 1951. DOI: 10.1021/ja01154a025.
- ↑ G. E. Coates and F. Glockling. Di-tert.-butylberyllium and beryllium hydride. „Journal of the Chemical Society”, s. 2526–2529, 1954. DOI: 10.1039/JR9540002526.
- ↑ Georg Brauer: Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie. T. 3. Stuttgart: Enke Verlag, 1975, s. 890. ISBN 3-432-02328-6.
- ↑ Brendel, G. J., Marlett, E. M., Niebylski, L. M. Crystalline beryllium hydride. „Inorganic Chemistry”. 17 (12), s. 3589–3592, 1978. DOI: 10.1021/ic50190a051.
- ↑ C.H. Bamford, C.F.H. Tipper: Reactions in the Solid State. Elsevier, 1980, s. 155. ISBN 0-444-41807-5.
- ↑ Pradyot Patnaik: Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill, 2002. ISBN 0-07-049439-8.
- ↑ Lawrence H. Shepherd Jr., Marlett, Everett M. Amine complexes of beryllium hydride. „Inorganic Chemistry”. 8 (4), s. 976–979, 1969. American Chemical Society. DOI: 10.1021/ic50074a051. [dostęp 2016-03-14].
- ↑ Peter F. Bernath, Alireza Shayesteh, Keith Tereszchuk, Reginald Colin. The Vibration-Rotation Emission Spectrum of Free BeH2. „Science”. 297 (5585), s. 1323–1324, 2002. DOI: 10.1126/science.1074580. PMID: 12193780.
- ↑ Stephanie B. Sharp, Gregory I. Gellene. σ Bond Activation by Cooperative Interaction with ns² Atoms: Be + n H2, n = 1−3. „The Journal of Physical Chemistry A”. 104 (46), s. 10951–10957, 2000. ACS Publications. DOI: 10.1021/jp002313m.