Berylliumchloride

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Berylliumchloride
Structuurformule en molecuulmodel
Structuurformule van berylliumchloride
Structuurformule van berylliumchloride
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
BeCl2
IUPAC-naam berylliumchloride
Andere namen berylliumdichloride
Molmassa 79,918182 g/mol
InChI
1/Be.2ClH/h;2*1H/q+2;;/p-2/fBe.2Cl/h;2*1h/qm;2*-1
CAS-nummer 7787-47-5
PubChem 24588
Beschrijving Kleurloze tot gele kristallen
Waarschuwingen en veiligheidsmaatregelen
Toxisch Schadelijk voor de gezondheid Milieugevaarlijk
Gevaar
H-zinnen H301 - H315 - H317 - H319 - H330 - H335 - H350 - H372 - H411
EUH-zinnen geen
P-zinnen P201 - P260 - P273 - P280 - P284 - P301+P310
EG-Index-nummer 004-002-00-2
VN-nummer 1566
ADR-klasse Gevarenklasse 6.1
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand vast
Kleur kleurloos-geel
Dichtheid 1,9 g/cm³
Smeltpunt 399 °C
Kookpunt 520 °C
Oplosbaarheid in water 151 g/L
Goed oplosbaar in water, ethanol, organische oplosmiddelen
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Berylliumchloride (BeCl2) is een extreem giftige anorganische verbinding van beryllium en chloor.

In 1828 slaagden zowel Friedrich Wöhler als Antoine Bussy er onafhankelijk van elkaar in om (onzuiver) beryllium te bereiden door reductie van berylliumchloride met kalium.

Synthese[bewerken]

Berylliumchloride kan bereid worden door reactie van berylliumoxide, koolstof en dichloor bij 800°C (een zogenaamde carbothermische reductie):[1]

\mathrm{BeO\ +\ C\ +\ Cl_2\ \longrightarrow\ BeCl_2\ +\ CO\uparrow}

Een alternatieve methode is de rechtstreekse synthese van de samenstellende elementen:

\mathrm{Be\ +\ Cl_2\ \longrightarrow\ BeCl_2}

Een variant hierop is de reactie van beryllium met zoutzuur:

\mathrm{Be\ +\ 2\ HCl\ \longrightarrow\ BeCl_2\ +\ H_2}

Structuur en eigenschappen[bewerken]

Naar verluidt heeft een oplossing van berylliumzouten een zoetige smaak, vandaar dat dit element een tijd de naam glucinium heeft gedragen (van het Griekse glykys, wat zoet betekent). De vroege chemici die dit gemeld hebben deden dat echter stervend: berylliumverbindingen als deze zijn namelijk extreem giftig.

Berylliumchloride is een covalente verbinding met een polymere ketenvormige structuur, waarbij ieder berylliumatoom tetraëdrisch omringd is door vier chlooratomen. De chlooratomen doen dienst als brug tussen de berylliumatomen. De bindingssterkte tussen beryllium en chloor is bijzonder groot.

In de gasfase komt berylliumchloride voor als monomere en dimere BeCl2-eenheden. De elektrondeficiënte aard van beryllium wordt door een partieel dubbelbindingskarakter gereduceerd:

Dubbelbindingskarakter in een berylliumchloride-monomeer.

De bindingslengte in de monomeren bedraagt 170 pm.

Berylliumchloride is oplosbaar in onder andere ethers en alcoholen, waarbij adducten gevormd worden.[2]

Reactiviteit[bewerken]

Berylliumchloride is - in afwezigheid van vocht, water of vochtige lucht - stabiel. In water hydrolyseert het zeer makkelijk tot berylliumhydroxide en zoutzuur:

\mathrm{BeCl_2\ +\ 2\ H_2O\ \longrightarrow\ Be(OH)_2\ +\ 2\ HCl}

Formeel kan de hydrolyse als volgt begrepen worden:

\mathrm{BeCl_2\ +\ 4\ H_2O\ \rightleftharpoons\ [Be(H_2O)_4]^{2+}\ +\ 2\ Cl^-}
\mathrm{[Be(H_2O)_4]^{2+}\ +\ H_2O\ \rightleftharpoons\ H_3O^+\ +\ [Be(H_2O)_3(OH)]^+}

Berylliumchloride vormt dus gemakkelijk hydraten, waaronder een tetrahydraat.

Toepassingen[bewerken]

Berylliumchloride wordt gebruikt als Lewiszuur en kan in sommige organische reacties als katalysator optreden, waaronder in de Friedel-Crafts-alkylering.

Externe links[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. (en) F.A. Cotton & G. Wilkinson (1980) - Advanced Inorganic Chemistry, John Wiley and Sons, Inc: New York - ISBN 0-471-02775-8
  2. (en) A.F. Holleman & E. Wiberg (2001) - Inorganic Chemistry, Academic Press: San Diego - ISBN 0-12-352651-5