Hidróxido de berílio
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| Nomes | |||||||||||||||||||||
| Nome IUPAC | Hidróxido de berílio | ||||||||||||||||||||
| Outros nomes |
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| Página de dados suplementares | |||||||||||||||||||||
| Estrutura e propriedades | n, εr, etc. | ||||||||||||||||||||
| Dados termodinâmicos | Phase behaviour Solid, liquid, gas | ||||||||||||||||||||
| Dados espectrais | UV, IV, RMN, EM | ||||||||||||||||||||
| Exceto onde denotado, os dados referem-se a materiais sob condições normais de temperatura e pressão. Referências e avisos gerais sobre esta caixa. Alerta sobre risco à saúde. | |||||||||||||||||||||
O hidróxido de berílio, Be(OH)2, é um hidróxido anfotérico, dissolvendo-se em ácidos e álcalis. Industrialmente, é produzido como subproduto na extração do metal berílio dos minérios berilo e bertrandita.[6] O hidróxido de berílio puro natural é raro (na forma do mineral behoite, ortorrômbico) ou muito raro (clinobehoite, monoclínico).[7][8] Quando o álcali é adicionado a soluções de sais de berílio, a forma α (um gel) é formada. Se for deixado em repouso ou fervido, a forma β rômbica precipita.[9] Este tem a mesma estrutura do hidróxido de zinco, Zn(OH)2, com centros tetraédricos de berílio.[10]
Reações
[editar | editar código-fonte]O hidróxido de berílio é difícil de dissolver em água. Com álcalis, ele se dissolve para formar o ânion tetraidroxiberilato (tabbém conhecido como tetraidróxidoberilato), [Be(OH)4]2−.[11] Com solução de hidróxido de sódio:
- 2NaOH(aq) + Be(OH)2(s) → Na2[Be(OH)4](aq)
Com ácidos, sais de berílio são formados.[11] Por exemplo, com ácido sulfúrico, H2SO4, o sulfato de berílio é formado:
- Be(OH)2 + H2SO4 → BeSO4 + 2H2O
O hidróxido de berílio desidrata a 400 °C para formar o pó branco solúvel, óxido de berílio:[11]
- Be(OH)2 → BeO + H2O
O aquecimento adicional a uma temperatura mais alta produz BeO insolúvel em ácido.[11]
Referências
[editar | editar código-fonte]Referências
- ↑ Rumble, John R.; Bruno, Thomas J.; Lide, David R. (2018). CRC handbook of chemistry and physics: a ready-reference book of chemical and physical data (em inglês) 99ª ed. Boca Raton: CRC Press. pp. 4–47. ISBN 978-1138561632
- ↑ Patnaik, Pradyot (2002). Handbook of inorganic chemicals (em inglês). Nova York: McGraw-Hill. ISBN 0-07-049439-8
- ↑ Handbook of Chemistry and Physics. Cleveland, Ohio: Chemical Rubber Publishing Company. 1951. pp. 1636–1637
- ↑ a b Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles (em inglês) 6ª ed. Boston: Houghton Mifflin Company. ISBN 978-0-618-94690-7
- ↑ NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. «#0054» (em inglês). National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH)
- ↑ Kogel, Jessica Elzea; Trivedi, Nikhil C.; Barker, James M.; Krukowski, Stanley T. (2006). Industrial Minerals & Rocks: Commodities, Markets, and Uses (em inglês) 7ª ed. [S.l.]: SME. ISBN 0-87335-233-5
- ↑ «Behoite». www.mindat.org (em inglês). Consultado em 12 de novembro de 2022
- ↑ «Clinobehoite». www.mindat.org (em inglês). Consultado em 12 de novembro de 2022
- ↑ Eagleson, Mary (1994). Concise encyclopedia chemistry (em inglês). Berlim: Walter de Gruyter. ISBN 3110114518. OCLC 29029713
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (em inglês) 2ª ed. [S.l.]: Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8
- ↑ a b c d Holleman, A. F.; Wiberg, Egon; Wiberg, Nils (2001). Inorganic Chemistry (em inglês) 1ª ed. [S.l.]: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5. OCLC 48056955
