Jodek berylu

Jodek berylu
Nazewnictwo
Nomenklatura systematyczna (IUPAC)
konst.

dijodek berylu

Ogólne informacje
Wzór sumaryczny

BeI2

Masa molowa

262,82 g/mol

Wygląd

bezbarwne igłowe kryształy[1][2][3]

Identyfikacja
Numer CAS

7787-53-3

PubChem

82231

SMILES
[Be+2].[I-].[I-]
Właściwości
Gęstość
4,32 g/cm³[1]; ciało stałe
Rozpuszczalność
disiarczek węgla[2][3], etanol[1][2][3]
Temperatura topnienia

480 °C[1][2][3]

Temperatura wrzenia

590 °C[1][2][3][4]

Niebezpieczeństwa
Globalnie zharmonizowany system
klasyfikacji i oznakowania chemikaliów
Wiarygodne źródła oznakowania tej substancji
według kryteriów GHS są niedostępne.
Podobne związki
Inne kationy

MgI2, CaI2, SrI2, BaI2, RaI2

Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)
Multimedia w Wikimedia Commons

Jodek berylu, BeI
2 – nieorganiczny związek chemiczny z grupy jodków. Został otrzymany po raz pierwszy w 1828 roku przez Friedricha Wöhlera[2][3].

Otrzymywanie

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

Właściwości fizyczne

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

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

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

Nie ma on praktycznego zastosowania[5].

Zobacz też

Przypisy

  1. ↑ a b c d e f CRC Handbook of Chemistry and Physics, William M.W.M. Haynes (red.), wyd. 97, Boca Raton: CRC Press, 2016, s. 4-51, ISBN 978-1-4987-5429-3  (ang.).
  2. ↑ a b c d e f g h i j k l m n R.C.R.C. Ropp R.C.R.C., 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.).
  3. ↑ 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] .
  4. ↑ a b c d DaleD. Perry DaleD., 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.).
  5. ↑ a b Berylim Halides, [w:] KennethK. Walsh KennethK., Beryllium Chemistry and Processing, ASM International, 118), ISBN 978-0-87170-721-5  (ang.).
  6. ↑ a b c P.P. Erlich P.P., Beryllium Iodide, [w:] GeorgG. Brauer (red.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, wyd. 2, t. 1, Nowy Jork, Londyn: Academic Press, 1963, s. 892–893 .
  • p
  • d
  • e
1. Litowców
2. Berylowców
  • BeI
    2
  • MgI
    2
  • CaI
    2
  • SrI
    2
  • BaI
    2
  • RaI
    2
3. Skandowców
  • ScI
    3
  • YI
    3
  • LaI
    3
  • AcI
    3
4. Tytanowców
  • TiI
    2
  • TiI
    3
  • TiI
    4
  • ZrI
    2
  • ZrI
    3
  • ZrI
    4
  • ZrOI
    2
  • HfI
    4
  • HfOI
    2
5. Wanadowców
  • VI
    2
  • VI
    3
  • VI
    4
  • VOI
  • VOI
    2
  • VOI
    3
  • NbI
    3
  • NbI
    5
  • NbOI
    3
  • TaI
    5
6. Chromowców
  • CrI
    2
  • CrI
    3
  • MoI
    2     (Mo
    3    I
    6    )
  • MoI
    3
  • MoI
    4
  • MoI
    5
  • WI
    2
  • WI
    4
  • WI
    5
  • WI
    6
7. Manganowców
  • MnI
    2
  • MnI
    3
  • TcI
  • ReI
    3
  • ReI
    5
8. Żelazowców
  • FeI
    2
  • FeI
    3     (Fe
    2    I
    6    )
  • Fe
    2    I
    5
  • RuI
    3
  • RuI
    4
  • OsI
    2
  • OsI
    3
  • OsI
    4
9. Kobaltowców
  • CoI
    2
  • CoI
    3
  • RhI
    3
  • IrI
    2
  • IrI
    3
  • IrI
    4
10. Niklowców
  • NiI
    2
  • PdI
    2
  • PtI
    2
  • PtI
    3
  • PtI
    4
11. Miedziowców
  • CuI (Cu
    2    I
    2    )
  • CuI
    2
  • Cu(OH)I
  • AgI
  • AuI
  • AuI
    3     (Au
    2    I
    6    )
12. Cynkowców
  • ZnI
    2
  • Zn(OH)I
    2
  • CdI
    2
  • Cd(OH)I
    2
  • Hg
    2    I
    2
  • HgI
    2
13. Borowców
  • BI
    3
  • AlI
    3
  • GaI
    2
  • GaI
    3
  • InI
  • InI
    2
  • InI
    3
  • TlI
  • TlI
    3
14. Węglowców
  • CI
    4
  • SiI
    4
  • GeI
    2
  • GeI
    4
  • GeOI
    2
  • SnI
    2
  • SnI
    4
  • Sn
    2    OI
    2
  • SnOI
    2
  • PbI
    2
  • Pb(OH)I
  • PbI
    4
15. Azotowców
  • NI
    3
  • NH
    4    I
  • NOI
  • PI
    2
  • PI
    3
  • POI
    3
  • PI
    5
  • AsI
    2     (As
    2    I
    4    )
  • AsI
    3
  • AsI
    5
  • SbI
    3
  • SbI
    5
  • BiI
    3
  • BiI
    2
  • BrOI
16. Tlenowców
  • S
    2    I
    2
  • SI
    2
  • SI
    4
  • SOI
    2
  • SO
    2    I
    2
  • Se
    2    I
    2
  • SeI
    4
  • SeO
    2    I
    2
  • TeI
    2
  • TeI
    4
  • PoI
    2
  • PoI
    4
17. Fluorowców
  • BrI