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

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

${\displaystyle {\mathsf {2Be(OH)_{2}\rightleftarrows Be_{2}O_{3}^{2-}+2H^{+}+H_{2}O}}}$

Склонность бериллия образовывать бериллатный (BeO ₂ ^2– ) и дибериллатный (Be ₂ O ₃ ^2– ) анионы, как и другие его свойства, отличные от свойств щелочноземельных металлов , объясняется большой плотностью Be ²⁺ . 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 :

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow Be(OH)_{2}+2NaOH}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}Be_{2}O_{3}+3H_{2}O\longrightarrow 2Be(OH)_{2}+2NaOH}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}Be_{2}O_{3}+3H_{2}O+2NaOH\longrightarrow 2Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}}$

При концентрации раствора щелочи до 35% образуется комплексный гидроксобериллатный анион эмпирического состава [BeO(OH)2] ^2– . 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:

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+4HCl\longrightarrow BeCl_{2}+2NaCl+2H2O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+H_{2}S\longrightarrow Be(OH)_{2}+Na_{2}S}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+CO_{2}+H_{2}O\longrightarrow Be(OH)_{2}+Na_{2}CO_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+SO_{2}+H_{2}O\longrightarrow Be(OH)_{2}+Na_{2}SO_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}BeO_{2}+2NO_{2}+H_{2}O\longrightarrow Be(OH)_{2}+NaNO_{3}+NaNO_{2}}}}$

Получение

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

${\displaystyle {\mathsf {BeO+Na_{2}O\longrightarrow Na_{2}BeO_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2BeO+Na_{2}O\longrightarrow Na_{2}Be_{2}O_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {BeO+2NaOH\longrightarrow Na_{2}BeO_{2}+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {BeO+Na_{2}CO_{3}\longrightarrow Na_{2}BeO_{2}+CO_{2}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {Be+2NaOH+2H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]+H_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {BeO+2NaOH+H_{2}O\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}+2NaOH\longrightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]}}}$

Применение

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

Примеры

• Оксобериллат натрия
• Тетрагидроксобериллат натрия

Примечания