Jodek berylu
| |||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||
| Ogólne informacje | |||||||||||||||||||||
| Wzór sumaryczny |
BeI2 | ||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Masa molowa |
262,82 g/mol | ||||||||||||||||||||
| Wygląd | |||||||||||||||||||||
| Identyfikacja | |||||||||||||||||||||
| Numer CAS | |||||||||||||||||||||
| PubChem | |||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||
| Podobne związki | |||||||||||||||||||||
| Inne kationy | |||||||||||||||||||||
| Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa) | |||||||||||||||||||||
Jodek berylu, BeI
2 – nieorganiczny związek chemiczny z grupy jodków. Został otrzymany po raz pierwszy w 1828 roku przez Friedricha Wöhlera[2][3].
Otrzymywanie[edytuj | edytuj kod]
Można go otrzymać[2][3][4][5]:
- przez bezpośrednią reakcję berylu z jodem w temperaturze 500–700 °C – metoda Wöhlera (1828) i Jules’a Henriego Debraya (1855):
- Be + I
2 → BeI
2
- w reakcji węgliku berylu z gazowym jodowodorem w temperaturze ok. 700 °C – metoda opracowana przez Paula Lebeau w 1898 r.:
- Be
2C + 4HI → 2BeI
2 + CH
4↑ - do reakcji tej można wykorzystać także pary jodu w strumieniu wodoru[6]:
- Be
2C + 2I
2 → 2BeI
2 + C
Właściwości[edytuj | edytuj kod]
Właściwości fizyczne[edytuj | edytuj kod]
Tworzy bezbarwne kryształy[2][3] w kształcie igieł[6]. Rozpuszcza się w disiarczku węgla oraz etanolu, nierozpuszczany jest w benzenie i toluenie. Jego temperatura topnienia wynosi 480 °C (przed jej osiągnięciem zaczyna sublimować), zaś temperatura wrzenia ok. 590 °C[1][2][3][4].
Właściwości chemiczne[edytuj | edytuj kod]
W reakcji z innym halogenami w stanie gazowym tworzy odpowiednie halogenki[2][3]:
- BeI
2 + 2F
2 → BeF
2 + 2IF - BeI
2 + Cl
2 → BeCl
2 + I
2 - BeI
2 + Br
2 → BeBr
2 + I
2
Reaguje gwałtownie ze środkami utleniającymi, takimi jak chlorany i nadmanganiany. Podczas reakcji powstają purpurowe pary jodu, a zarówno wytworzone produkty gazowe, jak i stała pozostałość są palne. Metale alkaliczne redukują go w temp. 350 °C, a magnez – w temp. 450 °C[2][3].
Jest silnie higroskopijny[6], przy czym pod wpływem wilgoci ulega szybkiemu rozkładowi[2][3]. Z wodą reaguje gwałtownie, tworząc tlenek berylu i jodowodór[4]:
- BeI
2 + H
2O → 2HI + BeO
Natomiast z siarkowodorem reaguje jedynie w podwyższonej temperaturze, tworząc BeS[2][3].
Amonowany jodek berylu[edytuj | edytuj kod]
Jodek berylu ma zdolność do absorbowania znacznych ilości gazowego amoniaku. Powstający produkt – amonowany jodek berylu – nie został dobrze scharakteryzowany. Ma niską temperaturę topnienia, a po schłodzeniu krystalizuje. Ma właściwości wybuchowe i może być wykorzystywany jako materiał pędny. Reaguje z wieloma związkami organicznymi, szczególnie z aminami[2][3].
Zastosowanie[edytuj | edytuj kod]
Nie ma on praktycznego zastosowania[5].
Zobacz też[edytuj | edytuj kod]
Przypisy[edytuj | edytuj kod]
- ↑ a b c d e f CRC Handbook of Chemistry and Physics, William M. Haynes (red.), wyd. 97, Boca Raton: CRC Press, 2016, s. 4-51, ISBN 978-1-4987-5429-3 (ang.).
- ↑ a b c d e f g h i j k l m n R.C. Ropp, Encyclopedia of the Alkaline Earth Compounds, Elsevier, 2013, s. 41–42, DOI: 10.1016/c2012-0-00777-6, ISBN 978-0-444-59550-8 (ang.).
- ↑ a b c d e f g h i j k l m n Elemental Iodine – an overview [online], ScienceDirect Topics [dostęp 2019-08-24].
- ↑ a b c d Dale Perry, Handbook of Inorganic Compounds, wyd. 2, CRC Press, 10 maja 2011, s. 63, DOI: 10.1201/b10908, ISBN 978-1-4398-1461-1 [dostęp 2019-08-24] (ang.).
- ↑ a b Berylim Halides, [w:] Kenneth Walsh, Beryllium Chemistry and Processing, ASM International, 118), ISBN 978-0-87170-721-5 (ang.).
- ↑ a b c P. Erlich, Beryllium Iodide, [w:] Georg Brauer (red.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, wyd. 2, t. 1, Nowy Jork, Londyn: Academic Press, 1963, s. 892–893.