Бериллий. Строение элемента. Физические и химические свойства. Способы получения. Применение. Интересные факты. Опыты

1. Бериллий Выполнил: Галкин. М 11А

2. Бериллий

Строение элемента
Физические свойства
Химические свойства
Способы получения
Применение
Интересные факты
Опыты

3. Строение элемента

В природе встречается только один
стабильный нуклид Be
Атомный радиус 0,113 нм
В соединениях проявляет только степень
окисления +2
Электроотрицательность 1,5
Химическая формула – Be
Щелочноземельный металл

4. Распределение по уровням

5. Кристаллическая решётка

• Вид связи и кристаллическая
решетка. Связь - металлическая
Металлическая связь - химическая
связь, которая обусловлена
взаимодействием положительных
ионов металлов, составляющих
кристаллическую решетку, с
электронным газов из валентных
электронов.

6. Физические свойства

Легкий светло-серый
металл.
Высокая теплоемкость и
теплопроводность.
Низкое
электросопротивление
Хрупкий металл,
плотность 1847,7 кг/м3
Tкип=2470◦С и Tпл=1285◦С

7. Химические свойства

Химические свойства:
Амфотерный гидроксид,
оксид и гидрооксид бериллия
реагируют со щелочами с
образованием солей:
Бериллий плохо вступает в
реакции.
Если поджечь порошок
бериллия, он будет гореть
ярким пламенем.

8. Основные реакции

Взаимодействует с серной кислотой:
Ве + 2Н2SO4(к) = BeSO4 + 2H2O + SO2 Ве +
Н2SO4(р) = BeSO4 + H2
Взаимодействует с азотной кислотой:
Ве + 4НNO3(к) = Be(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 3Be
+ 8HNO3(р) = 3Be(NO3)2 + 4H2O + 2NO

9. Основные реакции

• 2Ве + ЗН2O = ВеО↓ + Ве(ОН)2↓ + 2Н2↑ (кипение)
• Ве + 2НСl (разбавленный) = ВеСl2 + Н2↑
3Ве + 8НNO3 (разбавленный, горячий) = 3Ве(NO3)2 +
2NO↑ + 4Н2O
• Ве + 2NaОН (концентрированный) + 2Н2O =
Na2[Ве(ОН)4] + Н2↑
Ве + 2NaОН = Na2ВеO2 + Н2 (400-500 °С)
• 2Ве + O2 = 2ВеО (900 °С, сгорание на воздухе)
• Ве + Е2 = ВеЕ2 (комнатная температура, Е = F; 250°С,
Е = Сl; 480°С, Е = Вг, I)

10. Основные реакции

• Ве + S = ВеS (1150 °С)
ЗВе + N2 = Ве3N2 (700-900 °С)
2Ве + С (графит) = Ве2С (1700-1900 °С, в вакууме)
• Ве + 4HF (концентрированный) = Н2[ВеF4] + Н2↑
Ве + 2Н2O + 4NH4F (концентрированный) = (NН4)2[ВеF4] +
H2↑ + 2(NH3 • Н2O)
• 3Ве + 2NH3 = Ве3N2 + ЗН2 (500-700 °С)
• Ве + С2Н2 = ВеС2 + Н2 (400-450 °С)
• Ве + MO = ВеO + M (1075 °С, М = Мg; 270 °С, М = Ва)
• Ве + 4С2Н5ОН + 2КОН (горячий) = К2[Ве(С2Н5O)4)] + Н2↑ +
2Н2O

11. Нахождение в природе

Бериллий относится к редким элементам, его
содержание в земной коре 2,6·10–4 % по массе.
В морской воде содержится до 6·107 мг/л бериллия. Основные природные минералы, со
держащие бериллий: берилл Be3Al2(SiO3)6, фенакит
Be2SiO4, бертрандит Be4Si2O8·H2O и
гельвин (Mn,Fe,Zn)4[BeSiO4]3S.

12. Способы получения

В виде простого вещества в XIX веке
бериллий получали действием калия на
безводный хлорид бериллия: BeCl2 + 2К
Be + КCl.
В настоящее время бериллий получают,
восстанавливая его фторид магнием:
BeF2 + Mg = MgF2 + Be.
Либо электролизом расплава смеси
хлоридов бериллия и натрия.

13. Применение

В рентгенотехнике.
В ядерной энергетике, как
замедлитель нейтронов.
В лазерной технике для
изготовления излучателей.
В аэрокосмической технике,
при изготовлении тепловых
экранов как огнеупорный
материал.

14. Интересные факты

Бериллий ядовит: Летучие (и растворимые) соединения бериллия, в
том числе и пыль, содержащая соединения бериллия,
высокотоксичны. Бериллий обладает ярко выраженным
аллергическим и канцерогенным действием. Вдыхание
атмосферного воздуха, содержащего бериллий, приводит к
тяжёлому заболеванию органов дыхания — бериллиозу. Открыт
в 1798 г. французским химиком Луи Никола Вокленом, который
назвал его глицинием. Современное название элемент получил по
предложению химиков немца Клапрота и шведа Экеберга. Большую
работу по установлению состава соединений бериллия и его
минералов провёл российский химик И. В. Авдеев. Именно он
доказал, что оксид бериллия имеет состав BeO, а не Be2O3, как
считалось ранее.

15. Опыты

16. Реакции из опытов

Реакция бериллия со щёлочью
(гидрооксидом натрия):
Be + 2 NaOH+ 2H2O => Na2[Be(OH)4] + H2
Реакция бериллия с соляной кислотой:
Be + 2HCL => BeCL2 + H2

17. Конец