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

Бериллий Выполнил: Галкин. М 11А

Бериллий

Строение элемента

Распределение по уровням

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. 

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

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.

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

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)

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

Нахождение в природе Бериллий относится к редким элементам, его  содержание в земной коре 2,6·10–4 % по массе.  В морской воде содержится до 6·10-7 мг/л бериллия. Основные природные минералы, содержащие бериллий: берилл  Be3Al2(SiO3)6, фенакит  Be2SiO4, бертрандит  Be4Si2O8·H2O и гельвин  (Mn,Fe,Zn)4[BeSiO4]3S.

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.

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.

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.

Опыты

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

Конец