Хімічні властивості берилію та його сполук.

Берилій є типовим амфотерним елементом: в звичайних умовах він не утворює простих іонів; для нього характерні комплексні іони, як катіонного так і аніонного типу. В усіх стійких сполуках ступінь окиснення берилію +2. Для Ве(ІІ) найбільш характерне координаційне число 4(sp³ – гібридизація валентних орбіталей).

При нагріванні берилій згоряє в кисні і на повітрі; взаємодіє з сіркою, азотом. З галогенами реагує при слабкому нагріванні або при звичайній температурі.BeO, BeS, Be₃N₂, BeCl₂, BeF₂, BeI₂, BeBr₂.

Захисна оксидна плівка перешкоджає взаємодії берилію з водою. Але, подібно до алюмінію, він реагує з кислотами і лугами:

В концентрованих колоїдних HNO₃ i H₂SO₄ берилій (як і Al) пасивується.

Хімічні властивості сполук Ве(ІІ).

Більшість неорганічних сполук Ве(ІІ) є в звичайних умовах полімерними і є кристалічними речовинами білого кольору. Координаційне число незалежно від типу кристалічної решітки у берилію рівне 4. У кислих водних розчинах іони Ве²⁺ знаходяться у вигляді міцних аквакомплексів [Be(H₂O)₄]²⁺; в сильно лужних розчинах – в вигляді іонів [Be(OН)₄]²⁺.

Оксид ВеО.

При сплавлянні реагує з основними і кислотними оксидами:

BeO + SiO₂ = BeSiO₃

основний

BeO + Na₂O = Na₂BeO₂

Кислотний

При нагріванні взаємодіє з кислотами ілугами:

BeO + 2H⁺ + 3H₂O = [Be(OH₂)₄]²⁺,

Основний

BeO + 2OH^- + H₂O = [Be(OH)₄]²⁺.

Гідроксид Ве(ОН)₂ – полімерна сполука, нерозчинна у воді. Отримання гідроксиду берилію і його відношення до кислот і лугів можна виразити наступною сумарною схемою:

OH^- OH^-

[Be(OH₂)₄]²⁺ Û Be(OH)₂ Û [Be(OH)₄]^2-

H₃O⁺ H₃O⁺

Як показує схема, в кислих розчинах (надлишок іонів Н₃О⁺) стійкі аквакомплекси берилію(ІІ), в лужних (надлишок іонів ОН^-) – тетрагідроксоберилат(ІІ) – комплекси. При кристалізації сполук з кислих водних розчинів аквакомплекси переходять в склад кристалогідратів з 4 молекулами води: BeSO₄ × 4H₂O, BeCl₂ × 4H₂O, Be(NO₃)₂ × 4H₂O. Виділення кристалогідратів з меншою чи більшою кількістю молекул води свідчить про утворення похідних поліядерних комплексів.

Внаслідок відносно високої поляризуючої дії іона Ве²⁺ його солі піддаються помітному гідролізу:

[Be(OH₂)₄ +H₂O Û [Be(OH)(H₂O)₃]⁺ + OH₃⁺.

В залежності від концентрації розчину і типу присутні в розчині аніонів механізм гідролізу може виявитися істотно різним. Зокрема, гідроксокомплекси складу [Be(OH)(H₂O)₃]⁺ можуть полімеризуватися в багатоядерні комплекси, наприклад [Be₃(OH)₃(H₂O)₆]³⁺ імовірно наступної будови або 3Ве²⁺ + 3НОН Û [Be₃(OH)₃]³⁺ + 3H⁺. При зв’язуванні протонів Н⁺ (Н3О⁺) наприклад, аніонами СО₃^2-, SH^-, полімеризація може проходити аж до утворення полімерного гідроксиду:

BeS + 2HOH = Be(OH)₂¯ + H₂S­

Гідроксоберилати у водних розчинах існують лише при великому надлишку лугу, інакше вони повністю гідролізують.

Сульфід берилію BeS.

З простих речовин при великому нагріванні (1350°С); отримати можна дією H₂S:

Be + H₂S = BeS + H₂­

Сульфід повністю гідролізує у гарячій воді. Йому питаманна амфотерна природа, яка виявляється при сплавлянні з основними і кислотними сульфідами:

Na₂S + BeS = Na₂BeS₂,

кисл

BeS + SiS₂ = BeSiS₃.

Сульфідоберилати (ІІ) водою руйнуються:

Na₂BeS₂ + 4H₂O = 2H₂S­ + Be(OH)₂¯ + 2NaOH.

Галогеніди берилію. (галіди берилію).

Найбільше значення має хлорид і фторид: BeCl₂ i BeF₂. Амфотерність BeHal₂ найбільш чітко проявляється у фториду. Так при нагріванні BeF₂ з основними фторидами утворюються фтороберилати:

2KF + BeF₂ = K₂[BeF₄]

При взаємодії з кислотними фторидами утворюються солі берилію:

BeF₂ + SiF₄ = Be[SiF₆]

Схильність утворювати катіонні й аніонні комплекси у берилію проявляється і при розплавленні його солей:

BeCl₂ + BeCl₂ Û BeCl₃ + BeCl⁺.

При утворенні сполук типу ВеХ₂, наприклад, BeCl₂, атоми берилію переходять у збуджений стан.

При цьому за рахунок розпаровування електронів утворюється 2 ковалентні зв’язки і відбувається sp – гібридизація: валентні електрони утворюють 2 рівноцінні sp – гібридні хмари, витягнуті в протилежних напрямах. Отже, молекули ВеХ₂ мають лінійну будову.

Загальне число валентних електронів у молекулах, подібних до BeCl₂, недостатнє для того, щоб цілком заповнити зовнішній електронний шар атома берилію. Тому такі молекули називаються електроннодефіцитними. Так, в молекулі BeCl₂ у зовнішньому шарі атома берилію розміщено лише 4 електрони. Тому атом берилію здатний бути акцептором електронних пар й утворювати ще два ковалентні зв’язки за донорно-акцепторним способом. В той же час кожний атом хлору (чи будь-якого галогену), що входять до складу молекули BeCl₂, має неподілені електронні пари і може виступати як їхній донор. Тому при охолодженні газоподібного хлориду берилію між окремими молекулами BeCl₂ виникають нові ковалентні зв’язки.

Нітрид берилію Be₃N₂.

Утворюється з елементів при сильному нагріванні (t > 1000°С). розкладається водою при нагріванні:

Be₃N₂ + 6H₂O = 3Be(OH)₂ + 2NH₃­

При дії кислот розклад значно активніший:

Be₃N₂ + 8HCl = 3BeCl₂ + 2NH₄Cl

Гідрид берилію ВеН₂.

З простих речовин не утворюються. Отримують взаємодією гідриду літію з хлоридом берилію в ефірному розчині:

BeCl₂ + 2LiH = BeH₂ + 2LiCl

Гідрид берилію – активний сильний відновник; реагує (з розкладом) з водою:

BeH₂ + 2H₂O = Be(OH)₂ + 2H₂­

BeH₂ + 2CH₃OH = Be(OCH₃)₂ + 2H₂­

Солі берилію.

Для берилію дуже характерні подвійні солі:

Na₂SO₄ + BeSO₄ = Na₂[Be(SO₄)₂]

(NH₄)₂CO₃ + BeCO₃ = (NH₄)₂[Be(CO₃)₂]

Нерозчинними є BeCO₃, Be₃(PO₄)₂.

Схожість берилію з алюмінієм (діагональна схожість).

Ця подібність проявляється в атмосферних властивостях берилію і його сполук. Аналогія властивостей по діагоналі проявляється в групах неперехідних елементів, зокрема для Li – Mg, Be – Al, B – Si, і меншою мірою для Na – Ca, K – Sr. Яскраво виражену подібність, як правило, пояснюють або близькими розмірами, або близькими значеннями відношень заряду до радіусу.