Бериллаты

Бериллаты — химические соединения, представляющие собой соли амфотерного гидроксида бериллия Be(OH)₂, который диссоциирует преимущественно с отщеплением протона:

$𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\rightleftarrows }𝖡𝖾O_{\mathrm{𝟤}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}^{\mathsf{+}}$

$\mathrm{𝟤}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\rightleftarrows }𝖡{𝖾}_{\mathrm{𝟤}}{O}_{\mathrm{𝟥}}^{\mathrm{𝟤}\mathsf{-}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}^{\mathsf{+}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Склонность бериллия образовывать бериллатный (BeO₂^2–) и дибериллатный (Be₂O₃^2–) анионы, как и другие его свойства, отличные от свойств щелочноземельных металлов, объясняется большой плотностью заряда иона Be²⁺. На сегодняшний день получены бериллаты и дибериллаты щелочных и щелочноземельных металлов.

Свойства

Бериллаты представляет бесцветные или белые кристаллические вещества, устойчивые на воздухе только в отсутствие следов влаги. В присутствии влаги или при растворении в воде бериллаты легко гидролизируют, с образованием гидроксида бериллия и соответствующей щелочи:

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧$

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡{𝖾}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧$

При растворении бериллатов в разбавленных щелочных растворах образуется более устойчивые комплексные соединения — гидроксобериллаты:

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{[}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{]}$

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡{𝖾}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}\mathrm{𝟥}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{[}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{]}$

При концентрации раствора щелочи до 35% образуется комплексный гидроксобериллатный анион эмпирического состава [BeO(OH)2]Шаблон:Sup. Комплексные гидроксобериллатные ионы значительно устойчивее бериллатного, поэтому при большой концентрации щелочи даже кипячение раствора не приводит к разрушению гидроксобериллатов и выделению гидроксида бериллия в осадок.

Бериллаты легко реагируют с кислотами различной силы и концентрации, с образованием гидроксида бериллия или соответствующей соли бериллия:

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟦}𝖧𝖢𝗅\mathsf{⟶}𝖡𝖾𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖢𝗅\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖧\mathrm{𝟤}𝖮$

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲\mathsf{⟶}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖲$

Так же в присутствии влаги бериллаты легко реагируют с диоксидами углерода и серы, различными оксидами азота и т.п.:

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}$

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}$

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖭𝖺𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}𝖭𝖺𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

Получение

Бериллаты образуются в различных условиях. Наиболее распространен способ высокотемпературного синтеза при взаимодействии оксида или гидроксида бериллия с оксидами, гидроксидами или карбонатами щелочных металлов:

$𝖡𝖾𝖮\mathsf{+}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

$\mathrm{𝟤}𝖡𝖾𝖮\mathsf{+}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡{𝖾}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}$

$𝖡𝖾𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

$𝖡𝖾𝖮\mathsf{+}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖡𝖾{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

При растворении бериллия, а также его оксида или гидроксида в концентрированных растворах щелочей образуются гидроксобериллаты:

$𝖡𝖾\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{[}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{]}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}$

$𝖡𝖾𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{[}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{]}$

$𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{[}𝖡𝖾\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{]}$

Применение

На использовании бериллатов щелочных металлов основан один из методов разделения бериллия и алюминия.

Примеры

• Оксобериллат натрия
• Тетрагидроксобериллат натрия