Fluoruro di berillio
| Fluoruro di berillio | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| fluoruro di berillio | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | BeF2 |
| Peso formula (u) | 47,01 |
| Aspetto | solido incolore |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 232-118-5 |
| PubChem | 24589 |
| SMILES | [Be+2].[F-].[F-] |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (g/cm3, in c.s.) | 1,986[1] |
| Solubilità in acqua | molto solubile (si idrolizza) |
| Temperatura di fusione | 555 °C (828 K)[1] |
| Temperatura di ebollizione | 1 169 °C (1 442 K)[2] |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | −1026,8[2] |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | −979,4,0[2] |
| S0m(J·K−1mol−1) | 53,4[2] |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 51,8[2] |
| Proprietà tossicologiche | |
| DL50 (mg/kg) | 98 oral rat[1] |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Simboli di rischio chimico | |
  
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| pericolo | |
| Frasi H | 350i - 330 - 301 - 372 - 319 - 335 - 315 - 317 - 411 [1] |
| Consigli P | 260 - 301+310 - 305+351+338 - 320 - 405 - 501 [3] |
Il fluoruro di berillio è il composto inorganico binario di berillio e fluoro ed è anche il sale di berillio dell'acido fluoridrico, avente formula BeF2. In condizioni normali è un solido incolore di aspetto vetroso, molto solubile in acqua e molto tossico.[1] Il composto è usato principalmente per la produzione di berillio elementare tramite riduzione con magnesio metallico.[4][5]
Storia[modifica | modifica wikitesto]
Il primo a descrivere sintesi e proprietà del fluoruro di glucinio (denominazione ottocentesca per il berillio) fu Paul Lebeau nel 1898.[6] Lebeau fece reagire l'idrossido di glucinio con acido fluoridrico ricavando l'ossifluoruro di glucinio; questo fu poi seccato ad alta temperatura in corrente di acido fluoridrico permettendo di isolare BeF2 anidro.
Sintesi[modifica | modifica wikitesto]
Il fluoruro di berillio si prepara a partire dall'idrossido di berillio grezzo derivante dalla lavorazione di minerali di berillio (berillo o bertrandite). L'idrossido di berillio è dapprima trattato con una soluzione di idrogenodifluoruro d'ammonio ottenendo il tetrafluoroberillato d'ammonio. Quest'ultimo è quindi riscaldato ad alta temperatura ottenendo così BeF2 anidro.[7][8]
- Be(OH)2 + 2 (NH4)HF2 → (NH4)2[BeF4] + 2 H2O
- (NH4)2[BeF4] → 2 NH4F + BeF2
Struttura[modifica | modifica wikitesto]
Il fluoruro di berillio in condizioni normali è un solido vetroso e con una struttura simile alla silice vetrosa: ogni atomo di berillio è tetracoordinato a quattro atomi di fluoro con geometria tetraedrica quasi regolare (Be sp3), e ciascun atomo di fluoro è bicoordinato a due atomi di berillio. Il fluoruro di berillio è difficile da cristallizzare ma, analogamente al quarzo, può dar luogo a varie forme cristalline che somigliano ciascuna alle modificazioni allotropiche di SiO2: quarzo-α, quarzo-β, cristobalite e tridimite.[9] Nella forma analoga al quarzo-α la distanza Be–F risulta 154,2 pm.[10] Passando ai fluoruri degli elementi che seguono il berillio nel suo gruppo, la struttura cristallina cambia: è del tipo rutilo per MgF2 e del tipo fluorite per CaF2.[11]
Il solido è un materiale isolante con band gap notevole di 13,8 eV[12] ed è riportato avere uno degli indici di rifrazione più bassi,1,275.[13]
In fase liquida BeF2 mostra una struttura dove il berillio ha una coordinazione tetraedrica fluttuante, con comportamento che somiglia per alcuni versi a quello dell'acqua allo stato liquido, o del quarzo fuso.[14] Questo stato fuso conduce la corrente elettrica molto poco e anche per questo BeF2 è considerato un composto essenzialmente covalente.[15]
Il fluoruro di berillio in fase vapore è costituito da molecole discrete BeF2 con disposizione lineare (simmetria D∞h)[16] e una distanza Be–F di 137,4 pm,[17] valore decisamente minore della somma dei raggi ionici efficaci di Be++ e F – (178 pm);[18] la discrepanza con la somma dei raggi covalenti (153 pm)[19] è minore, ma significativa.
L'accorciamento rispetto al singolo legame ionico o al sin golo legame covalente tra Be e F indica un ulteriore contributo di legame; in termini di teoria del legame di valenza si può descrivere la molecola, attraverso la risonanza, con forme limite che presentano legami covalenti polari di tipo σ ed anche di tipo π tra F e Be:[20]
F – Be++ F – ↔ F–Be+ F – ↔ F – Be+–F ↔ F–Be–F ↔ F+=Be––F ↔ F–Be–=F+ ↔ F+=Be2–=F+
La molecola BeF2 è isoelettonica sia con CO2, che con SiO2, con l'atomo di berillio ibridato sp.[21] Il suo comportamento nel passaggio a stati condensati (liquido o solido) somiglia a quello della silice, in cui l'atomo centrale (Si) è tetraedrico e tetracoordinato (sp3), come qui l'atomo di berillio. Questo a differenza di quello di C del ghiaccio secco in cui il carbonio è bicoordinato (C sp) in molecole discrete.
Proprietà e reattività[modifica | modifica wikitesto]
Il fluoruro di berillio è un composto termodinamicamente stabilissimo: ΔHƒ° = -1026,75 kJ/mol,[22] appena un po' meno di MgF2 (-1.124,2 kJ/mol),[23] cioè del fluoruro dell'elemento seguente nello stesso gruppo. In condizioni ambiente si presenta come un solido igroscopico[24] inodore che fuma in presenza di umidità idrolizzandosi. In acqua è molto solubile e si scioglie formando inizialmente BeF2(H2O)2, [BeF(H2O)3]+ e successivamente [Be(H2O)4]2+ ed anche altri ioni idratati tra i quali BeF+, BeF3– e BeF42–. Queste reazioni di idrolisi impediscono di isolare BeF2 da soluzioni acquose.[25][5][8] La facile solubilità di BeF2 è connessa al raggio ionico efficace dello ione Be++, che è molto piccolo (45 pm)[18] e che quindi si idrata molto meglio in soluzione acquosa, e tale raggio è parecchio diverso da quello di F– (133 pm); per confronto, quello di Mg++ ammonta a 72 pm (decisamente meno sproporzionato) e MgF2 risulta praticamente insolubile in acqua, anche se la sua struttura cristallina (tipo rutilo) è diversa e più coesa, con Mg in coordinazione ottaedrica.[11] Il BeF2 è anche leggermente solubile il alcool.[26]
BeF2 è un acido di Lewis e può catturare facilmente molecole neutre donatrici, come NH3 e H2O (vedi idratazione vista sopra), ma ancor meglio specie anioniche, come ad esempio ioni alogenuro: in presenza di ioni fluoruro, in particolare, forma diversi ioni complessi (fluoroberillati) con il berillio tri- o tetracoordinato, tipo BeF3–, BeF42–, Be2F5–, Be2F73–.[27]
Usi[modifica | modifica wikitesto]
Il fluoruro di berillio è un importante intermedio per ottenere berillio metallico. A tal scopo BeF2 viene ridotto con magnesio a circa 1300 ºC in un crogiolo di grafite:[28][8]
- BeF2 + Mg → Be + MgF2
Tossicità / Indicazioni di sicurezza[modifica | modifica wikitesto]
Come tutti i composti di berillio, anche BeF2 è fortemente tossico. Il fluoruro di berillio è inoltre classificato come cancerogeno e pericoloso per l'ambiente acquatico.[1]
Note[modifica | modifica wikitesto]
- ^ a b c d e f GESTIS 2018
- ^ a b c d e Lide 2005
- ^ Alfa Aesar 2015
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, p. 110, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ a b Holleman e Wiberg 2007
- ^ Lebeau 1898
- ^ Petzow 2002
- ^ a b c Rees 2006
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, pp. 342-343, ISBN 0-7506-3365-4.
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- ^ a b N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth - Heinemann, 1997, pp. 117-118, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ (EN) Chee Kwan Gan, A first-principles investigation of the linear thermal expansion coefficients of BeF2: Giant thermal expansion (PDF), su arxiv.org, 22 settembre 2022.
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- ^ A. F. Holleman, E. Wiberg e N. Wiberg, XVII. Die Gruppe der Erdalkalimetalle, in Anorganische Chemie, 103ª ed., De Gruyter, 2016, p. 1436, ISBN 978-3-11-026932-1.
- ^ (DE) Arnold F. Holleman, Egon Wiberg e Nils Wiberg, Anorganische Chemie, 103ª ed., De Gruyter, 2017, p. 1430, ISBN 978-3-11-026932-1.
Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]
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- (EN) P. Ghalsasi e P. S. Ghalsasi, Single Crystal X-Ray Structure of BeF2: α-Quartz, in Inorg. Chem., vol. 50, n. 1, 2011, pp. 86–89, DOI:10.1021/ic101248g.
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- (DE) A. F. Holleman e N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, Berlino, Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
- (FR) P. Lebeau, Sur la préparation et les propriétés du fluorure de glucinium anhydre et de l'oxyfluorure de glucinium, in Compt. Rend. Hebd. Seances Acad. Sci., vol. 126, 1898, pp. 1418-1421.
- D. R. Lide (Editor), CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005, su hbcponline.com, CRC Press, Boca Raton, 2005. URL consultato il 9 dicembre 2017.
- (EN) G. Petzow, F. Aldinger, S. Jönsson e O. Preuss, Beryllium and Beryllium Compounds, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, 2002, DOI:10.1002/14356007.a04_011.
- (EN) W. S. Rees Jr., Alkaline Earth Metals: Inorganic Chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2006, DOI:10.1002/0470862106.ia005, ISBN 9780470862100.
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