»   »  Beryllium

Beryllium

český názevBeryllium
latinský názevBeryllium
anglický názevBeryllium
chemická značkaBe
protonové číslo4
relativní atomová hmotnost9,012182
perioda2
skupinaII.A
zařazeníkovy
rok objevu1798
objevitelL. N. Vauquelin
teplota tání [°C]1287
teplota varu [°C]2472
hustota [g cm-3]1,848
hustota při teplotě tání [g cm-3]1,69
elektronegativita [Pauling]1,57
elektronegativita [Mulliken]1,54
standardní el. potenciál [V]−1,85
oxidační stavyII
elektronová konfigurace[He]2s2
atomový poloměr [pm]112
kovalentní poloměr [pm]90
specifické teplo [J g-1K-1]1,82
slučovací teplo [kJ mol-1]12,2
skupenské teplo tání [kJ mol-1]297
tepelná vodivost [W m-1 K-1]200
elektrická vodivost [S m-1]2,5.107
1. ionizační potenciál [eV]9,3226
2. ionizační potenciál [eV]18,211
3. ionizační potenciál [eV]153,893
tvrdost podle Mohse5,5
tvrdost podle Vickerse [MPa]1670
tvrdost podle Brinella [MPa]600
modul pružnosti ve smyku [GPa]132
modul pružnosti v tahu [GPa]287
bod supravodivosti [K]0,026
skupenství za norm. podmíneks

Chemické vlastnosti a reakce beryllia

Chemický prvek beryllium je lesklý, ocelově šedý, velice tvrdý kov. Existují dvě alotropické modifikace beryllia, hexagonální α-Be přechází při teplotě 1254°C na kubické β-Be.

Beryllium je na suchém vzduchu stálé, se vzdušným kyslíkem reaguje za vzniku oxidu beryllnatého BeO až za teploty 900°C, v koncentrované kyselině dusičné se pasivuje vrstvou oxidu a dále se v ní nerozpouští, ale se zředěnými neoxidujícími kyselinami ochotně reaguje za vývoje vodíku:

Be + 2HCl + 4H2O → [Be(H2O)4]Cl2 + H2

Reakce beryllia se zředěnými oxidujícími kyselinami probíhají bez vývoje vodíku:

3Be + 8HNO3 → 3Be(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Reakci s koncentrovanou kyselinou fluorovodíkovou vzniká komplexní kyselina tetrafluoroberyllnatá:

Be + 4HF → H2[BeF4] + H2

Na rozdíl od ostatních kovů druhé skupiny beryllium ochotně reaguje s roztoky alkalických hydroxidů a jeho sloučeniny snadno hydrolyzují. Těmito vlastnostmi se beryllium odlišuje od ostatních prvků druhé hlavní poskupiny a více se podobá hliníku:

Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2

Při teplotě 400-500°C reaguje s taveninami alkalických hydroxidů za vzniku alkalických beryllnatanů:

Be + 2NaOH → Na2BeO2 + H2

S vroucí vodou reaguje za vzniku oxidu a hydroxidu beryllnatého a vývoje vodíku:

2Be + 3H2O → BeO + Be(OH)2 + 2H2

S dusíkem a uhlíkem se přímo slučuje až za vysokých teplot, s acetylenem C2H2 tvoří acetylid BeC2 již při teplotě 400°C. S fluorem reaguje již za laboratorní teploty, s chlorem se slučuje při 250°C, s bromem a jodem probíhá reakce až při teplotě nad 480°C. Se sírou se přímo slučuje na sulfid beryllnatý BeS až při teplotě nad 1100°C. S vodíkem se přímo neslučuje, ale tvoří hydrid BeH2, který je nutné připravovat nepřímým způsobem.

Ve sloučeninách v tuhém stavu vystupuje beryllium nejčastěji jako bezbarvý kation beryllnatý Be2+, ale v roztocích vystupuje téměř výhradně jako kation tetraaquaberyllnatý [Be(H2O)4]2+, tvoří také anion beryllnatanový BeO22-.

Zajímavou sloučeninou beryllia je hydrid BeH2, který má schopnost polymerovat a tvoří makromolekulární řetězce, podobné chování vykazuje také hydrid hořčíku MgH2.

Výskyt beryllia v přírodě

Beryllium objevil jako oxid v roce 1798 v berylu francouzský chemik Louis Nicolas Vanquelin. V kovové formě připravili beryllium redukcí chloridu byrylnatého kovovým draslíkem nezávisle na sobě německý chemik Frierich Wöhler a francouzský chemik Antoine Bussy v roce 1828.

Průměrný obsah beryllia v zemské kůře je 2,8 ppm. Přírodní beryllium je tvořeno jedním stabilním izotopem s nukleonovým číslem 9. Ve vysokých vrstvách atmosféry vzniká bombardováním atomů kyslíku a dusíku částicemi kosmického záření tzv. kosmogonické beryllium 10Be, které má poločas rozpadu 1 500 000 let.

V přírodě se elementární beryllium jako prvek nevyskytuje, nalézá se pouze ve sloučeninách. Nejznámějšími minerály beryllia jsou beryl Be3Al2Si6O18 a chrysoberyl BeAl2O4. Pro průmyslovou těžbu mají částečný význam rudy fenakit Be2SiO4, behoit Be(OH)2 a bromelit BeO, nejdůležitějším užitkovým minerálem beryllia je v současnosti sorosilikát bertrandit Be4Si2O7(OH)2. Nejvyšší obsah Be (36%) se nachází v bromelitu, celkem je známo přes 100 nerostů s obsahem tohoto prvku. Další minerály beryllia.

Ověřené světové zásoby beryllia činí 80 kt, z toho se 52 kt nachází v bertranditu v USA (Gold Hill a Spor Mountains v Utahu, poloostrov Seward na Aljašce). V ČR se nenalézají žádné evidované zásoby beryllia, v roce 2010 byl dovezen 1 kg surového kovu za průměrnou dovozní cenu 2000 Kč/kg. V roce 2012 dosáhla světová produkce beryllia hodnoty 230 t, z toho se 200 t čistého kovu vyprodukovalo v USA.

Výroba beryllia

Fluoridový způsob

Fluoridový způsob se používá zejména při výrobě z berylu. Rudný koncentrát se při teplotě 750°C taví s hexafluorokřemičitanem sodným Na2[SiF6] a uhličitanem sodným Na2CO3 nebo hydroxidem sodným NaOH. V současnosti se hexafluorokřemičitan sodný nahrazuje dostupnějším hexaflurohlinitanem sodným Na3[AlF6]. Beryllium přejde na rozpustný tetrafluroberyllnatan sodný Na2[BeF4]:

3BeO·Al2O3·6SiO2 + 2Na2[SiF6] + Na2CO3 → 3Na2[BeF4] + 8SiO2 + Al2O3 + CO2

Tavenina se po vychladnutí rozemele a vyluhuje horkou vodou, z výluhu se přídavkem NaOH vysráží beryllium ve formě hydroxidu, který se následně působením HF převede na fluorid BeF2:

Na2[BeF4] + 2NaOH → Be(OH)2 + 4NaF
Be(OH)2 + 2HF → BeF2 + 2H2O

Sulfátový způsob

V současnosti je běžnější sulfátový způsob výroby beryllia z bertranditu. Na rudný koncentrát se působí horkou kyselinou sírovou, beryllium přejde do roztoku ve formě síranu beryllnatého BeSO4. Přídavkem roztoku uhličitanu amonného (NH4)2CO3 se vysráží ostatní příměsi. Po jejich odfiltrování zůstává v roztoku beryllium ve formě dobře rozpustného dikarbonatoberyllnatanu amonného (NH4)2[Be(CO3)2], který se zahřátím na teplotu 165°C převede na nerozpustný hydroxid Be(OH)2. Hydroxid se dále zpracovává stejným postupem jako v případě fluoridové metody.

Redukce a rafinace

Vlastní výroba kovového beryllia se následně provádí elektrolýzou taveniny směsi fluoridu berylnatého a sodného v atmosféře argonu, elektrolýza probíhá při teplotě 350°C, na niklové katodě se vylučuje práškové beryllium, anoda bývá grafitová. Dalším způsobem je redukce BeF2 roztaveným hořčíkem v elektrické peci při teplotě 950°C. Výroba beryllia je také možná redukci oxidu BeO uhlíkem v elektrické peci při teplotách přes 1400°C:

BeF2 + Mg → Be + MgF2
2BeO + C → 2Be + CO2
BeO + CO → Be + CO2

Na čistotu 99,98% se surový kov rafinuje destilací za sníženého tlaku, na čistotu až 99,999% se rafinuje zonálním tavením pomocí vysokofrekvenšního ohřevu obdobně jako křemík nebo germanium.

Praktické využití

Praktické využití nalézá beryllium jako součást některých slitin, zejména pro jadernou techniku a pro výrobu RTG trubic. Slitina beryllia s cínem a mědí - berylliový bronz, se používá k výrobě nejiskřivého nářadí pro práce v explozivním prostředí.

Beryllium se používá ke konstrukci jaderných zbraní, kde plní dvojí funkci. Plášť z beryllia okolo štěpného materiálu slouží jako účinný odrážeč neutronů, berylliový neutronový reflektor umožňuje ve zbrani použít menší, než teoretické kritické množství štěpného materiálu. Berylliový terčík může být v kombinaci se silným α-zářičem, obvykle se používá polonium 210, využit jako zdroj neutronů potřebných k nastartování štěpné reakce. Neutronový iniciátor podstatně ovlivňuje dynamiku řetězové reakce v celém objemu štěpného materiálu.

Nejdůležitější sloučeninou je bílý nerozpustný hydroxid beryllnatý Be(OH)2, který je výchozí látkou pro přípravu většiny ostatních sloučenin beryllia. Chlorid beryllnatý BeCl2 se používá jako katalyzátor v organické chemii, fluorid beryllnatý BeF2 se používá v biochemii jako inhibitor reakcí proteinů a ve směsi s fluoridem lithným LiF jako chladivo v experimentálních jaderných reaktorech MSRE (Molten Salt Reactor Experiment), nitrid beryllnatý Be3N2 se používá jako součást žáruvzdorné keramiky, oxid beryllnatý BeO se používá jako izolant v polovodičových součástkách a je součástí teplovodivých past.

Toxické účinky

Beryllium i jeho sloučeniny jsou vysoce toxické látky a řadí se mezi karcinogeny 2. kategorie. Při orálním použití vytěsňuje beryllium z organismu důležité biogenní prvky, zejména hořčík a vápník. Chronická otrava berylliem se projeví poškozením ledvin (nefrotoxické účinky), jater (hepatotoxické účinky) a krvetvorby (hematotoxické účinky). Inhalací dochází k závažnému poškození nosohltanu - berylióza.

Zdroje

lithium ← beryllium → bor

TOPlist