Хлорид бериллия

Хлорид бериллия
Общие
Систематическое наименование	Хлорид бериллия
Традиционные названия	Хлористый бериллий, дихлорид бериллия
Хим. формула	BeCl2
Рац. формула	BeCl2
Физические свойства
Состояние	твёрдое
Молярная масса	79,92 г/моль
Плотность	1,90 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	440 °C
• кипения	520 °C
Мол. теплоёмк.	71,1 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	-494 кДж/моль
Удельная теплота испарения	109 Дж/кг
Удельная теплота плавления	16 Дж/кг
Химические свойства
Растворимость
• в воде	72,8 г/100 мл
Структура
Кристаллическая структура	гексагональная
Классификация
Рег. номер CAS	7787-47-5
PubChem	24588 и 5357691
Рег. номер EINECS	232-116-4
SMILES	[Be+2].[Cl-].[Cl-]
InChI	InChI=1S/Be.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2 LWBPNIJBHRISSS-UHFFFAOYSA-L
RTECS	DS2625000
ChEBI	62843
ChemSpider	22991
Безопасность
ЛД50	86 мг/кг (крысы, перорально) 1,35 мг/кг (мыши, внутрибрюшинно)
Токсичность	высокотоксичен, канцерогенен, мутагенен, ирритант, опасен для окружающей среды
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Хлори́д бери́ллия (англ. Beryllium chloride) — химическое соединение с формулой BeCl₂. Представляет собой белые или слегка зеленоватые игольчатые кристаллы, расплывающиеся на воздухе из-за сильной гигроскопичности. В основном существует в виде устойчивого кристаллогидрата BeCl₂•4H₂O и гораздо менее устойчивого BeCl₂•2H₂O. В парах, при температуре от 500 до 600°С хлорид бериллия существует в виде димера Be₂Cl₄.

Свойства

Безводный хлорид бериллия очень гигроскопичен и хорошо растворим в воде с выделением большого количества тепла. Хорошо растворим в метиловом, этиловом и пропиловом спиртах, диэтиловом эфире и бензоле. Мало растворим в хлороформе и практически нерастворим в ацетоне.

Тетрагидрат хлорида бериллия растворяется в воде конгруэнтно, дигидрат — инконгруэнтно.

В водном растворе хлорид бериллия склонен к гидролизу, степень которого зависит от рН раствора. Присутствие соляной кислоты подавляет гидролиз. В концентрированных солянокислых растворах образует с НСl катионные комплексы, например [BeCl]⁺.

Водный раствор ВеСl₂ хорошо проводит электрический ток. Расплавленный ВеСl₂ практически не электропроводен. Добавление в расплав щелочных хлоридов, в том числе хлорида натрия, повышает электропроводность и понижает температуру расплава, вследствие образования Nа₂ВеСl₄ (в водных растворах подобных анионных комплексов не обнаружено), что имеет существенное значение для электролитического производства бериллия.

Получение

Лабораторным способом получения хлорида бериллия является взаимодействие карбоната, оксида или гидроксида бериллия с соляной кислотой:

${\mathsf {BeCO_{3}+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+CO_{2}+H_{2}O}}$

${\mathsf {BeO+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+H_{2}O}}$

${\mathsf {Be(OH)_{2}+2HCl\longrightarrow BeCl_{2}+2H_{2}O}}$

Хлорид бериллия может быть получен взаимодействием металлического бериллия с хлором при температурах от 500 °C до 700 °C:

${\mathsf {Be+Cl_{2}\longrightarrow BeCl_{2}}}$

Хлорид бериллия также образуется при взаимодействии оксида бериллия с хлором при температуре выше 1000°С. При этом в присутствии угля данная реакция идет легче и при гораздо меньших температурах (600—800°С):

${\mathsf {2BeO+2Cl_{2}\longrightarrow 2BeCl_{2}+O_{2}}}$

${\mathsf {BeO+Cl_{2}+C\longrightarrow BeCl_{2}+CO}}$

Хлорид бериллия образуется при нагревании оксида бериллия со многими хлорсодержащими соединениями:

${\mathsf {BeO+COCl_{2}\longrightarrow BeCl_{2}+CO_{2}}}$

${\mathsf {2BeO+CCl_{4}\longrightarrow 2BeCl_{2}+CO_{2}}}$

Химические свойства

Хлорид бериллия реагирует со щелочами и водным раствором аммиака с образованием нерастворимого гидроксида бериллия:

${\mathsf {BeCl_{2}+2NaOH\longrightarrow Be(OH)_{2}+2NaCl}}$

${\mathsf {BeCl_{2}+2NH_{4}OH\longrightarrow Be(OH)_{2}+2NH_{4}Cl}}$

При взаимодействии хлорида бериллия с карбонатами щелочных металлов или аммония образуется осадок основного карбоната бериллия:

${\mathsf {BeCl_{2}+2Na_{2}CO_{3}+H_{2}O\longrightarrow [BeOH]_{2}CO_{3}+4NaCl+CO_{2}}}$

Хлорид бериллия вступает в обменные реакции с другими солями, образуя нерастворимые соединения бериллия, например:

${\mathsf {3BeCl_{2}+2Na_{3}PO_{4}\longrightarrow Be_{3}(PO_{4})_{2}+6NaCl}}$

Хлорид бериллия не восстанавливается водородом, для его восстановления при высокой температуре применимы лишь натрий, кальций, магний и некоторые другие металлы:

${\mathsf {BeCl_{2}+Ca\longrightarrow Be+CaCl_{2}}}$

${\mathsf {BeCl_{2}+2Na\longrightarrow Be+2NaCl}}$

При нагревании кристаллогидратов или упаривании водных растворов хлорида бериллия образуется труднорастворимый в воде основной хлорид:

${\mathsf {BeCl_{2}+H_{2}O\longrightarrow Be(OH)Cl+HCl}}$

Хлорид бериллия имеет большую склонность к образованию комплексов с аммиаком. Известны четыре аммиаката хлорида бериллия: [Ве(NH₃)₁₂]Сl₂, [Ве(NH₃)₆]Сl₂, [Ве(NH₃)₄]Сl₂, [Ве(NH₃)₂]Сl₂, причем низшие аммиакаты достаточно устойчивы. Аналогичные комплексные соединения получены со многими органическими аддендами (с пиридином, ацетоном, эфиром, нитрилами и др.). Наиболее важен из них диэтилэфират [Ве((С₂Н₅)₂О)₂]Сl₂,получаемый растворением ВеСl₂ в диэтиловом эфире.

Применение

Хлорид бериллия используется как сырье для получения бериллия электролизом или путём взаимодействия с металлическим магнием, а также как катализатор реакций Фриделя-Крафтса и полимеризации.

Биологическое воздействие

• Хлорид бериллия, как и другие галогениды, токсичен для человека
• Предельно допустимая концентрация хлористого бериллия в воздухе рабочей зоны составляет 0,001 мг/м³ (в пересчёте на бериллий).

Литература

• Кнунянц, И. Л. Бериллия галогениды // Краткая химическая энциклопедия : в 5 т.. — М. : Советская энциклопедия, 1961. — Т. 1 : Статьи от А до Е. — Стб. 425–426. — 1262 стб. — (Энциклопедии, словари и справочники). — ББК 54(03).