Anita Sobotková (457424) BERYLLIUM, HOŘČÍK Beryllium Beryllium má značku Be a jeho protonové číslo je 4. Nachází se ve 2. skupině periodického systému prvků. Beryllium, jako oxid objevil v berylu (Be[3]Al[2]Si[6]O[18]) francouzský chemik Nicolas Louis Vauquelin v roce 1797. Beryllium jako kov připravili redukcí chloridu berylnatého kovovým draslíkem nezávisle na sobě německý chemik Friedrich Wöhler a francouzský chemik Antoine Alexandre Brutus Bussy v roce 1828. Přírodní beryllium je zastoupen jedním stabilním izotopem s nukleonovým číslem 9. Ve vysokých vrstvách atmosféry vzniká tzv. kosmogonické beryllium s nukleonovým číslem 10. V přírodě se beryllium vyskytuje pouze ve sloučeninách. Celkem je známo přes 100 nerostů s obsahem tohoto prvku. Nejznámější z nich je např. beryl (Be[3]Al[2]Si[6]O[18]), bromelit (BeO), behoit (Be(OH)[2]), fenakid (Be[2]SiO[4]) a bertrandit (Be[4]Si[2]O[7](OH)[2]). Nejvyšší obsah beryllia, tedy 36 %, se nachází v bromelitu. Elektronová konfigurace a vazebné možnosti: Elektronová konfigurace je 2s^2. Nejčastěji se vyskytuje v oxidačním stavu +2. Vlastnosti: Lesklý, lehký, ocelově šedý, velice tvrdý kov. Teplota tání je 1287 °C a teplota varu je 2472 °C. Ze skupiny 2 je nejméně reaktivní. Vysoce toxický a řadí se mezi karcinogeny. Při orálním požití vytěsňuje z organismu, zejména hořčík a vápník. Otrava se projevuje poškozením ledvin, jater a krvetvorby. Inhalací dochází k poškození nosohltanu – berylióza. Rozpouští se v hydroxidech za vzniku vodíku. Sloučeniny beryllia jsou prudce jedovaté. Sloučeniny: a) Hydridy – polymerní hydrid, tvoří řetězce. Tvoří se účinkem vodíku na chlorid berylnatý. Za vyšších teplot by to šlo i z berylu. b) Be[3]B[2], Be[2]C, Be[3]N[2], BeSO[4]-vznikají přímou syntézou prvků, za vysokých teplot. Jsou to pevné látky. c) Halogenidy – tvoří sloučeniny se všemi halogenidy. Vytvářejí se účinkem halogenvodíku na Be. Be + 2 HX ® BeX[2] + H[2] d) Komplexy – fluoro komplexy, například tetrafluoroberylnatan sodný. e) Oxidy – BeO se tvoří na povrchu Be. Je to bílá krystalická látka, která má teplotu tání 2600 ºC. Tvrdost podle Mohsovi stupnice je 9. f) Be(OH)[2] největší podobnost s Al(OH)[3] - amfoterní charakter – tvoří kyseliny i zásady. g) Kyseliny a soli – BeCO[3].4H[2]O, BeSO[4] a jiné. Příprava a výroba: o Běžný způsob, kterým se vyrábí beryllium z bertranditu je sulfátový způsob. Na rudný koncentrát se působí horkou kyselinou sírovou, beryllium přejde do roztoku síranu berylnatého. Přídavkem uhličitanu amonného se vysráží ostatní příměsi. Po jejich odfiltrování zůstává v roztoku ve formě dobře rozpustného diakarbonatoberylnatanu amonného, který se zahřátím na teplotu 165 °C převede na nerozpustný hydroxid berylnatý, který se následně působením kyseliny fluorovodíkové převede na fluorid berylnatý. o Vlastní výroba kovového beryllia se následně provádí elektrolýzou taveniny směsi fluoridu berylnatého a sodného v atmosféře argonu, elektrolýza probíhá při teplotě 350 °C, na niklové katodě se vylučuje práškové beryllium, anoda bývá grafitová. o Dalším způsobem je redukce fluoridu berylnatého roztaveným hořčíkem v elektrické peci při teplotě 950 °C. o Výroba beryllia je také možná redukcí oxidu berylnatého v elektrické peci při teplotách přes 1400 °C: BeF[2] + Mg ® Be + MgF[2] 2BeO + C ® 2Be + CO[2] BeO + CO ® Be + CO[2] o Na čistotu 99,98 % se surový kov rafinuje destilací za sníženého tlaku, na čistotu 99,999 % se rafinuje zonálním tavením pomocí vysokofrekvenčního ohřevu obdobně jako křemík nebo germanium. Použití a využití: o Minerály se používají ve šperkařství jako drahokamy a polodrahokamy. Beryllium je součást některých slitin, např. slitina beryllia, cínu a mědi označována jako beryliový bronz, který se používá k výrobě nejiskřivého nářadí. Konstrukce jaderných zbraní, výroba rentgenových trubic. o Beryliový terčík může být v kombinaci s α-zářičem využit jako zdroj neutronů potřebných k nastartování štěpné reakce. o Chlorid berylnatý (BeCl[2]) se používá jako katalyzátor v organické chemii, fluorid berylnatý (BeF[2]) jako inhibitor reakcí proteinů v biochemii, nitrid berylnatý (Be[3]N[2]) jako součást žáruvzdorné keramiky a oxid berylnatý (BeO) se používá jako izolant v polovodičových součástkách a je součástí teplo vodivých past. Hořčík Hořčík má značku Mg a jeho protonové číslo je 12. Nachází se ve 2. skupině periodického systému prvků. V přírodě se elementární hořčík jako prvek nevyskytuje, je znám pouze jako dvojmocný kation ve sloučeninách. Hořčík je osmý nejrozšířenější prvek. Průměrný obsah hořčíku v zemské kůře činí 2,35 % hmoty. Přírodní hořčík je směsí 3 stabilních izotopů s nukleonovým číslem 24, 25 a 26. Nejznámější minerály, které obsahují hořčík jsou magnezit (MgCO[3]), dolomit (CaCO[3] . MgCO[3]), serpentinit (3MgO. 2SiO[2]. 2H[2]O), olivín (MgSiO[4]), pyrop (Mg[3]Al[2](SiO[4])[3]), mastek (Mg[3]Si[4]O[10](OH)[2]) a azbest (H[4]Mg[3]Si[2]O[9]). Nejvyšší obsah hořčíku, tedy 60,3 %, má minerál periklas (MgO). Celkem bylo mineralogicky popsáno 900 nerostů s obsahem hořčíku. Elektronová konfigurace a vazebné možnosti: Elektronová konfigurace hořčíku je 3s^2. Nejčastěji se vyskytuje v oxidačním stavu +2. Vlastnosti: Hořčík je stříbřitě bílý, lesklý a poměrně měkký kov, dobré tažnosti. Tvrdost podle Mohsovi stupnice je 2,5. Teplota tání je 648,8 °C a teplota varu je 1090 °C. Za normální teploty reaguje s kyslíkem a vodou. Hoří bílým zářivým plamenem. Sloučeniny: MgO – neprojevuje náznak amfoterního chování e je dobře rozpustné jenom v kyselinách. Příprava a výroba: Vyrábí se zejména tavnou elektrolýzou MgCl[2]. Při elektrolýze se na grafitové anodě uvolňuje chlor a na železné katodě hořčík. Roztavený hořčík stoupá v tavenině na povrch a sbírá se děrovanými lžicemi. Méně často termickými způsoby z Mg O. Použití a využití: Součást lehkých slitin a jako redukční činidlo pro výrobu dalších kovů (např. titanu, zirkonia, niobu nebo hafnia) Krollovým postupem. Součást Grignardova činidla, které má velké uplatnění u organických syntéz. MgO se používá k výrobě žáruvzdorných materiálů. MgSO[4] se využívá v lékařství a v lázeňství, jako potravinářské plnivo E 518 a jako důležitý zdroj hořčíku pro výživu rostlin. Zdroje 1. Klikorka, J., Hájek, B., & Votinský, J. (1989). Obecná a anorganická chemie: celostátní vysokoškolská učebnice pro vysoké školy chemicko-technologické (2., nezm. vyd.). Praha: Státní nakladatelství technické literatury. 2. Beryllium, hořčík, [online], [cit. 2017]. Dostupné z www.prvky.com