Berylliumfluoride

	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
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	Scheikunde

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

Synthese

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

\mathrm {(NH_{4})_{2}BeF_{4}\ \longrightarrow \ BeF_{2}\ +\ 2\ NH_{4}F}

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})_{2}BeF_{4}\ +\ 2\ H_{2}O}

Structuur en eigenschappen

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

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_{2}O\ \rightleftharpoons \ [BeF_{2}(H_{2}O)_{2}]}

\mathrm {2\ [BeF_{2}(H_{2}O)_{2}]\ \rightleftharpoons \ [BeF_{3}(H_{2}O)]^{-}\ +\ [BeF(H_{2}O)_{3}]^{+}}

Beide gevormde ionen ondergaan elk een verdere reactie:

\mathrm {2\ [BeF_{3}(H_{2}O)]^{-}\ \rightleftharpoons \ [BeF_{4}]^{2-}\ +\ [BeF_{2}(H_{2}O)_{2}]}

\mathrm {2\ [BeF(H_{2}O)_{3}]^{+}\ \rightleftharpoons \ [BeF_{2}(H_{2}O)_{2}]\ +\ [Be(H_{2}O)_{4}]^{2+}}

De oplossing van dit aquacomplex reageert licht zuur:

\mathrm {[Be(H_{2}O)_{4}]^{2+}\ +\ H_{2}O\ \rightleftharpoons \ H_{3}O^{+}\ +\ [Be(H_{2}O)_{3}(OH)]^{+}}

Toepassingen

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

(en) MSDS van berylliumfluoride

Bronnen, noten en/of referenties

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

This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.

[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