Нитрат бериллия

Нитрат бериллия
Общие
Систематическое наименование	Нитрат бериллия
Традиционные названия	Азотнокислый бериллий
Хим. формула	BeN2O6
Рац. формула	Be(NO3)2
Физические свойства
Молярная масса	133,021982 г/моль
Плотность	1,56 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	60 °C
• разложения	100 °C
Энтальпия
• образования	-700,4 кДж/моль
Классификация
Рег. номер CAS	13597-99-4
PubChem	26126
Рег. номер EINECS	237-062-5
SMILES	[Be+2].[N+](=O)([O-])[O-].[N+](=O)([O-])[O-]
InChI	InChI=1S/Be.2NO3/c;2*2-1(3)4/q+2;2*-1 RFVVBBUVWAIIBT-UHFFFAOYSA-N
Номер ООН	2464
ChemSpider	24337
Безопасность
Токсичность	токсичен, ирритант
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Нитрат бериллия — химическое соединение с формулой Be(NO₃)₂. Представляет собой среднюю соль бериллия и азотной кислоты.
Соединение существует в виде кристаллогидратов различного состава, безводный нитрат не выделен. Из водных растворов при добавлении концентрированной HNO₃ выделяется обычно тетрагидрат Be(NO₃)₂•4H₂O (или [Be(H₂O)₄](NO₃)₂), кристаллы которого расплываются на воздухе. Известны также тригидрат Be(NO₃)₂•3H₂O (кристаллизующийся, в частности, из растворов, содержащих 54 % HNO₃) и дигидрат Be(NO₃)₂•2Н₂0.

Получение

Нитрат бериллия Be(NO₃)₂ можно получить в растворе взаимодействием оксида или гидроксида бериллия с азотной кислотой или обменной реакцией:
${\displaystyle {\mathsf {BeO+2\ HNO_{3}\longrightarrow \ Be(NO_{3})_{2}+H_{2}O}}}$
${\displaystyle {\mathsf {Be(OH)_{2}+2\ HNO_{3}\longrightarrow \ Be(NO_{3})_{2}+2H_{2}O}}}$
${\displaystyle {\mathsf {BeSO_{4}+Ba(NO_{3})_{2}\longrightarrow \ Be(NO_{3})_{2}+BaSO_{4}}}}$

Физические свойства

Нитрат бериллия хорошо растворяется в воде и этиловом спирте. В водном растворе заметно гидролизуется. При 60°С кристаллы тетрагидрата плавятся в кристаллизационной воде, при 100°С начинается разложение соли.

Химические свойства

Вступает в большинство обменных реакций, свойственных другим нитратам. С карбонатами и сульфидами щелочных металлов и аммония реагирует с образованием гидроксида бериллия:

${\displaystyle {\mathsf {Be(NO_{3})_{2}+Na_{2}S+2H_{2}O\longrightarrow Be(OH)_{2}+H_{2}S+2NaNO_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Be(NO_{3})_{2}+Na_{2}CO_{3}+H_{2}O\longrightarrow \ Be(OH)_{2}+CO_{2}+2NaNO_{3}}}}$

Нитрат бериллия в водных растворах частично гидролизируется с образованием основного нитрата:

${\displaystyle {\mathsf {Be(NO_{3})_{2}+H_{2}O\longleftrightarrow Be(OH)NO_{3}+HNO_{3}}}}$

При нагревании в вакууме возгоняется, образуя летучий оксонитрат^[1]:

${\displaystyle {\mathsf {8Be(NO_{3})_{2}\longrightarrow \ 2Be_{4}O(NO_{3})_{6}+4NO_{2}+O_{2}}}}$

Термическое разложение Be(NO₃)₂ происходит при 1000°С, при этом образуется оксид бериллия, кислород и оксиды азота:

${\displaystyle {\mathsf {2Be(NO_{3})_{2}\longrightarrow \ 2BeO+4NO_{2}+O_{2}}}}$

Применение

Ранее, до начала повсеместного использования электрического освещения, нитрат бериллия использовался для изготовления колпачков газокалильных ламп, благодаря своей способности к термическому разложению с образованием оксида бериллия.^[2]

Токсикология

Нитрат бериллия весьма токсичен, как и многие другие соединения бериллия. Кроме того, он даже в малых дозах является раздражителем, вызывающим острую пневмонию.^[3]

Примечания

Эта страница в последний раз была отредактирована 26 июля 2023 в 10:02.