BERILIJS: VĒSTURE, STRUKTŪRA, ĪPAŠĪBAS, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Berilijs ir metāla elements, kas pieder 2. grupai vai IIA periodiskās tabulas. Tas ir grupas vieglākais sārmzemju metāls, un to apzīmē simbols Be. Tā atoms un katjons ir arī mazāki nekā radniecīgajiem (Mg, Ca, Sr …).

Neparastā lādiņa blīvuma dēļ šis metāls parasti nerodas izolēti. Ir zināms, ka to satur apmēram 30 minerāli, starp kuriem ir: berils (3BeO · Al ₂ O ₃ · 6SiO ₂ · 2H ₂ O), bertrandīts (4BeO.2SiO ₂ .2H ₂ O), hrizoberils (BeAl ₂ O ₄ ) un faņazīts (Esi ₂ Si ₄ ).

Metāliski berilija tīrradņi. Avots: W. Oelen

Emerald, dārgakmens, ir berila variants. Tomēr tīrs berilijs nav tik pārsteidzošs; tai ir gaiši pelēcīgs spīdums (attēls augšpusē), un to iegūst sēklu vai pastilās veidā.

Berilijam ir raksturīgu fizisko īpašību kopums. Tam ir zems blīvums; augsta siltuma un elektriskā vadītspēja, kā arī tā siltumietilpība un siltuma izkliedēšana; tas nav magnētisks metāls; un tam ir arī piemērota stingrības un elastības kombinācija.

Visas šīs īpašības ir novedušas pie tā, ka berilijs ir metāls ar daudziem pielietojumiem, sākot ar tā izmantošanu sakausējumos ar varu instrumentu ražošanai, līdz tā izmantošanai raķetēs, lidmašīnās, automašīnās, kodolreaktoros, rentgena iekārtās, rezonansē. kodolmagnētiskie utt.

Berilijam ir 10 zināmi izotopi, sākot no ⁵ Be līdz ¹⁴ Be, un ⁹ Be ir vienīgais stabils. Tāpat tas ir ļoti toksisks metāls, kas īpaši ietekmē elpošanas sistēmu, tāpēc tā lietošanai ir ierobežojums.

Tās atklāšanas vēsture

Beriliju 1798. gadā atklāja Luiss-Nikolā Vauguelins kā minerālu berila kompozīcijas elementu, kā arī alumīnija un berilija silikātu.

Vēlāk vācu ķīmiķim Frederikam Vērleram 1828. gadā izdevās izolēt beriliju, reaģējot kāliju ar berilija hlorīdu platīna tīģelī.

Vienlaicīgi un neatkarīgi franču ķīmiķis Antuāns Bussijs arī panāca berilija izolāciju. Wöhler bija pirmais, kurš ieteica metāla nosaukumam beriliju.

Pašreizējo nosaukumu tas ieguva 1957. gadā, jo tas agrāk bija pazīstams kā glicīnijs dažu tā sāļu saldās garšas dēļ. Bet, lai izvairītos no sajaukšanas ar citiem saldu garšu savienojumiem un ar augu, ko sauc par glicīnu, tika nolemts to pārdēvēt par beriliju.

Berilija struktūra

Berilija kristāla struktūra. Avots: Lietotājs: Dornelf

Berilijs ir vieglākais no sārmzemju metāliem, un to atomu tilpumam vajadzētu būt mazākajam no visiem. Berilija atomi mijiedarbojas viens ar otru, izmantojot metāla savienojumu, tādā veidā, ka to "elektronu jūra" un atgrūšanās starp kodoliem veido iegūtā kristāla struktūru.

Pēc tam veidojas melnie berilija kristāli. Šiem kristāliem ir sešstūra struktūra (augšējais attēls), kur katram Be atomam ir seši sānu kaimiņi, bet vēl trīs plaknēs virs un zem.

Tā kā kristāli ir melni, ir lietderīgi iedomāties, ka sešstūra struktūras melnos punktus aizstāj ar berilija atomiem. Šī ir viena no kompaktajām konstrukcijām, ko metāls var izmantot; un ir jēga, ka ļoti mazie Be atomi tiek "izspiesti" tik daudz, lai izvairītos no vismazākā tukšuma vai caurumu skaita starp tiem.

Elektroniskā konfigurācija

1s ² 2s ²

Kas ir vienāds ar 4 elektroniem, no kuriem 2 ir valences. Ja jūs paaugstināsit elektronu uz 2p orbitāli, jums būs divas sp hibrīdas orbitāles. Tādējādi berilija savienojumos var būt lineāra ģeometrija, X-Be-X; piemēram, izolētā BeCl ₂ molekula , Cl-BeCl.

Īpašības

Izskata apraksts

Spīdīgs, trausls, vienmērīgi pelēks ciets.

Kušanas punkts

1287 ° C.

Vārīšanās punkts

2471 ° C.

Blīvums

- 1,848 g / cm ³ istabas temperatūrā.

- 1,69 g / cm ³ kušanas temperatūrā (šķidrā stāvoklī).

Atomu radio

11:00.

Kovalentais rādiuss

90:00.

Atomu tilpums

5 cm ³ / mol.

Īpašs karstums

1,824 J / g · mol 20 ° C temperatūrā.

Saplūšanas karstums

12,21 kJ / mol.

Iztvaikošanas siltums

309 kJ / mol.

Elektronegativitāte

1,57 pēc Pingainga skalas.

Standarta potenciāls

1,70 V

Skaņas ātrums

12 890 m / s.

Termiska izplešanās

11,3 µm / m · K 25 ° C temperatūrā.

Siltumvadītspēja

200 m / m K.

Ķīmiskās īpašības

Berilijs ir pārklāts ar berilija oksīda (BeO) slāni, kas to aizsargā gaisā istabas temperatūrā. Berilija oksidācija notiek temperatūrā virs 1000 ºC, kā produktus iegūstot berilija oksīdu un berilija nitrīdu.

Tas ir arī izturīgs pret slāpekļskābes 15 M iedarbību. Bet tas izšķīst sālsskābē un sārmos, piemēram, nātrija hidroksīdā.

Lietojumprogrammas

Instrumentu izgatavošana

Berilijs veido sakausējumus ar varu, niķeli un alumīniju. Proti, sakausējums ar varu rada instrumentus ar lielu cietību un izturību, kas veido tikai 2% no sakausējuma svara.

Šie instrumenti nerada dzirksteles, triecot dzelzi, kas ļauj tos izmantot vidē, kurā ir daudz degošu gāzu.

Tā nelielā blīvuma dēļ tam ir mazs svars, kas kopā ar stingrību ļauj to izmantot kosmosa lidmašīnās, raķetēs, raķetēs un lidmašīnās. Sakausējums ar beriliju ir izmantots automašīnu detaļu ražošanā. To izmanto arī atsperu ražošanā.

Sakarā ar lielo cietību, ko berilijs piešķir sakausējumiem, tie tika izmantoti militāro lidmašīnu bremzēs.

Spoguļa izgatavošana

Berilijs ir izmantots spoguļu ražošanā, pateicoties tā izmēru stabilitātei un spējai būt ļoti pulētam. Šie spoguļi tiek izmantoti satelītos un uguns kontroles sistēmās. Tos izmanto arī kosmosa teleskopos.

Jonizējošā starojumā

Berilijs ir zema blīvuma elements, tāpēc to var uzskatīt par caurspīdīgu rentgena stariem.Šis raksturlielums ļauj to izmantot cauruļu logu konstrukcijā, kas rada rentgenstarus, rūpnieciskai izmantošanai un medicīniskai diagnostikai. .

Arī berilijs tiek izmantots radioaktīvās emisijas detektoru logos.

Magnētismu radošās iekārtās

Starp berilija īpašībām ir tas, ka tas nav magnētisks elements. Tas ļauj to izmantot magnētiskās rezonanses attēlveidošanas ierīču izstrādājumos, kuros tiek ģenerēti augstas intensitātes magnētiskie lauki, līdz minimumam samazinot jebkādus traucējumus.

Kodolreaktori

Sakarā ar augsto kušanas temperatūru tas ir atradis pielietojumu kodolreaktoros un keramikā. Berilijs tiek izmantots kā kodolreakciju moderators un kā neitronu ražotājs:

⁹ Be + ⁴ He (α) => ¹² C + n (neitrons)

Tiek lēsts, ka uz vienu miljonu berilija atomu, kas tiek bombardēti ar α daļiņām, rodas līdz 30 miljoniem neitronu. Tieši šī kodolreakcija ļāva atklāt neitronu.

Džeimss Čadviks bombardēja berilija atomus ar (He) daļiņām. Pētnieks novēroja subatomisko daļiņu izdalīšanos bez elektriskā lādiņa, kas noveda pie neitronu atklāšanas.

Metāla aizsargs

Berilija daudzuma pievienošana oksidējamo metālu virsmai nodrošina tiem zināmu aizsardzību. Piemēram, tiek samazināta magnija uzliesmojamība un pagarināts sudraba sakausējumu spīdums.

Kur tas atrodas?

Berils ir atrodams pegmatītā, kas saistīts ar vizlu, laukšpatu un kvarcu. Izmantojot flotēšanas metodi, atdala berila un laukšpata maisījumu. Pēc tam laukšpatu un berilu koncentrē un apstrādā ar kalcija hipohlorītu.

Pēc apstrādes ar sērskābi un kālija sulfātu, atšķaidot, tiek panākta berila flotācija, atdalot to no laukšpata.

Berils tiek apstrādāts ar nātrija fluorosilikātu un sodas 770 ° C temperatūrā, veidojot nātrija fluorobilātu, alumīnija oksīdu un silīcija dioksīdu. Pēc tam no nātrija fluorberilāta šķīduma ar nātrija hidroksīdu izdala berilija hidroksīdu.

Berilija fluorīds veidojas, berilija hidroksīdam reaģējot ar amonjaka hidrogēnfluorīdu, iegūstot amonija tetrafluoroberilātu. To karsē, lai veidotu berilija fluorīdu, kuru karsē ar magniju, lai izolētu beriliju.

Riski

Berilijs kā smalki sadalīts metāls šķīdumu, sausa pulvera vai dūmu veidā ir ļoti toksisks un var izraisīt dermatītu. Tomēr vislielāko toksicitāti rada ieelpojot.

Sākumā berilijs var izraisīt paaugstinātu jutību vai alerģiju, kas var izvērsties par beriliozi vai hronisku berilija slimību (CBD). Šī ir nopietna slimība, kurai raksturīga plaušu kapacitātes samazināšanās.

Akūta slimība ir reti sastopama. Hroniskas slimības gadījumā granulomas veidojas visā ķermenī, īpaši plaušās. Hroniska berilioze izraisa progresējošu aizdusu, klepu un vispārēju vājumu (astēniju).

Akūta berilioze var būt letāla. Beriliozes gadījumā pakāpeniski tiek zaudēta elpošanas funkcija, jo ir traucēta gāzu plūsma elpošanas traktā un samazināts arteriālā asiņa skābekļa daudzums.

Atsauces

1. Karaliskā ķīmijas sabiedrība. (2019. gads). Berilijs. Atgūts no: rsc.org
2. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Berilijs. PubChem datu bāze. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
3. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019. gada 15. marts). Berilija fakti. Atgūts no: domaco.com
4. Wikipedia. (2019. gads). Berilijs. Atgūts no: en.wikipedia.org
5. Lenntech BV (2019). Berilijs-Be. Atgūts no: lenntech.com
6. Materio Corporation. (2019. gads). Uzziniet par berilija elementu, kas atgūts no: beryllium.com
7. D. Mihauds. (2016, 12. aprīlis). Berilija apstrādes un ieguves problēma. 911 metalurgs. Atgūts no: 911metallurgist.com
8. Timotijs P. Hanusa. (2016. gada 5. janvāris). Berilijs. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
9. Lī S. Ņūmens. (2014). Berilija slimība. MSD rokasgrāmata. Atgūts no: msdmanuals.com