Berylliumfluoride

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Berylliumfluoride
Algemeen
Molecuulformule
     (uitleg)
BeF2
IUPAC-naam berylliumfluoride
Andere namen berylliumdifluoride
Molmassa 47,008988 g/mol
SMILES
[Be+2].[F-].[F-]
InChI
1S/Be.2FH/h;2*1H/q+2;;/p-2
CAS-nummer 7787-49-7
PubChem 24589
Beschrijving Kleurloze tot grijze vaste stof
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
LD50 (ratten) (oraal) 98 mg/kg
Fysische eigenschappen
Aggregatietoestand vast
Kleur kleurloos-grijs
Dichtheid 1,99 g/cm³
Smeltpunt 555 °C
Goed oplosbaar in water, ethanol, benzeen, di-ethylether, chloroform, koolstofdisulfide
Onoplosbaar in ammoniak, aceton
Waar mogelijk zijn SI-eenheden gebruikt. Tenzij anders vermeld zijn standaardomstandigheden gebruikt (298,15 K of 25 °C, 1 bar).
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Berylliumfluoride (BeF2) is een extreem giftige anorganische verbinding van beryllium en fluor.

Synthese[bewerken]

Berylliumchloride kan bereid worden door thermolyse van ammoniumtetrafluorberyllaat(II) bij 900°C:[1]

\mathrm{(NH_4)_2BeF_4\ \longrightarrow\ BeF_2\ +\ 2\ NH_4F}

Ammoniumtetrafluorberyllaat(II) is een complex dat gevormd wordt door reactie van berylliumhydroxide met ammoniumbifluoride:

\mathrm{Be(OH)_2\ +\ 2\ (NH_4)HF_2\ \longrightarrow\ (NH_4)_2BeF_4\ +\ 2\ H_2O}

Structuur en eigenschappen[bewerken]

Berylliumfluoride bezit bijzonder sterke covalente bindingen met een polymere ketenvormige structuur in de vaste fase, waarbij ieder berylliumatoom tetraëdrisch omringd is door vier fluoratomen. De fluoratomen doen dienst als brug tussen de berylliumatomen. De bindingssterkte tussen beryllium en fluor is bijzonder groot, omdat beide elementen volgens de HSAB-theorie een grote affiniteit voor elkaar bezitten.

In de gasfase komt berylliumchloride voor als lineaire monomere en dimere BeF2-eenheden. De elektrondeficiënte aard van beryllium wordt door een partieel dubbelbindingskarakter gereduceerd. De bindingslengte in de monomeren bedraagt 143 pm.[2]

Berylliumfluoride vormt met fluoride-ionen fluorberyllaten:

\mathrm{BeF_2\ +\ 2\ F^-\ \longrightarrow\ BeF_4^{2-}}

Hydrolyse[bewerken]

In tegenstelling tot de overige berylliumhalogeniden, die in water gehydrateerd worden en waarbij vervolgens dissociatie optreedt, verloopt de hydrolyse van berylliumfluoride complexer. De reactieketting start met de vorming van een adduct met water, waarna een auto-ionisatie optreedt:

\mathrm{BeF_2\ +\ 2\ H_2O\ \rightleftharpoons\ [BeF_2(H_2O)_2]}
\mathrm{2\ [BeF_2(H_2O)_2]\ \rightleftharpoons\ [BeF_3(H_2O)]^-\ +\ [BeF(H_2O)_3]^+}

Beide gevormde ionen ondergaan elk een verdere reactie:

\mathrm{2\ [BeF_3(H_2O)]^-\ \rightleftharpoons\ [BeF_4]^{2-}\ +\ [BeF_2(H_2O)_2]}
\mathrm{2\ [BeF(H_2O)_3]^+\ \rightleftharpoons\ [BeF_2(H_2O)_2]\ +\ [Be(H_2O)_4]^{2+}}

De oplossing van dit aquacomplex reageert licht zuur:

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

Toepassingen[bewerken]

Berylliumfluoride wordt gebruikt voor de bereiding van zuiver beryllium. Dit gebeurt door de reductie ervan met magnesium bij 1300°C:

\mathrm{BeF_2\ +\ Mg\ \longrightarrow\ Be\ +\ MgF_2}

Daarnaast wordt het verwerkt in bepaalde soorten glas en gebruikt in kernreactoren: gesmoltenzoutreactor.

Externe links[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. (en) G. Brauer (1963) - Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. (2nd ed.), vol. 1, Academic Press, pp. 231-232
  2. (en) A.F. Holleman & E. Wiberg (1995) - Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, deGruyter, pp. 1108-1109