Berilium fluorida

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Berilium fluorida
Nama
Nama IUPAC
Berilium fluorida
Nama lain
Berilium difluorida
Difluoroberilan
Penanda
Model 3D (JSmol)
3DMet {{{3DMet}}}
ChEBI
ChemSpider
Nomor EC
Nomor RTECS {{{value}}}
UNII
  • InChI=1S/Be.2FH/h;2*1H/q+2;;/p-2 YaY
    Key: JZKFIPKXQBZXMW-UHFFFAOYSA-L YaY
  • InChI=1/Be.2FH/h;2*1H/q+2;;/p-2
    Key: JZKFIPKXQBZXMW-NUQVWONBAD
  • [Be+2].[F-].[F-]
Sifat
BeF2
Massa molar 47.01 g/mol
higroskopis
Penampilan tidak berwarna
Densitas 1.986 g/cm3
Titik lebur 554 °C (1.029 °F; 827 K)
Titik didih 1.169 °C (2.136 °F; 1.442 K)[1]
sangat mudah larut
Struktur
Trigonal, α-quartz
P3121 (No. 152), simbol Pearson hP9[2]
a = 473.29 pm, c = 517.88 pm
Linear
Termokimia
Kapasitas kalor (C) 1.102 J/K or 59 J/mol K
Entropi molar standar (So) 45 J/mol K
Entalpi pembentukan standar (ΔfHo) -1028.2 kJ/g or -1010 kJ/mol
Energi bebas Gibbs (ΔfG) -941 kJ/mol
Bahaya[5]
Lembar data keselamatan InChem MSDS
Piktogram GHS CorrosiveAcute ToxicityReproductive toxicity, target organ toxicity, carcinogen, aspiration hazardEnvironment, aquatic toxicity
Keterangan bahaya GHS {{{value}}}
H301, H305, H311, H314, H315, H319, H330, H335, H372, H411
P201, P202, P260, P264, P270, P271, P273, P280, P281, P284, P301+310, P301+330+331, P302+352, P303+361+353, P304+340, P305+351+338, P308+313, P310, P312, P314, P320, P321, P322, P330, P361
Titik nyala Tidak mudah terbakar
Dosis atau konsentrasi letal (LD, LC):
90 mg/kg (oral, tikus besar)
100 mg/kg (oral, tikus)[4]
Batas imbas kesehatan AS (NIOSH):
PEL (yang diperbolehkan)
 TWA 0.002 mg/m3
C 0.005 mg/m3 (30 menit), dengan puncak maksimum 0.025 mg/m3 (sebagai Be)[3]
REL (yang direkomendasikan)
 Ca C 0.0005 mg/m3 (sebagai Be)[3]
IDLH (langsung berbahaya)
 Ca [4 mg/m3 (sebagai Be)][3]
Senyawa terkait
Anion lain
 Berilium klorida
Berilium bromida
Berilium iodida
Kation lainnya
 Magnesium fluorida
Kalsium fluorida
Stronsium fluorida
Barium fluorida
Radium fluorida
Kecuali dinyatakan lain, data di atas berlaku pada suhu dan tekanan standar (25 °C [77 °F], 100 kPa).
YaY verifikasi (apa ini YaYN ?)
Referensi

Berilium fluorida adalah senyawa anorganik dengan rumus BeF2 . Padatan putih ini adalah prekursor utama untuk pembuatan logam berilium. Strukturnya menyerupai kuarsa, tetapi BeF2 sangat larut dalam air.

Sifat[sunting | sunting sumber]

Berilium fluorida memiliki sifat optik yang khas. Dalam bentuk kaca fluoroberilat memiliki indeks bias terendah untuk padatan pada suhu kamar 1,275. Daya sebarnya paling rendah untuk benda padat pada 0,0093, dan koefisien nonliniernya juga paling rendah pada 2 × 10−14.

Struktur dan ikatan[sunting | sunting sumber]

Struktur gas BeF2.

Struktur padat BeF2 menyerupai kristobalit . Pusat Be2+ adalah empat koordinat dan tetrahedral dan pusat fluorida adalah dua koordinat.[6] Panjang ikatan Be-F sekitar 1,54 Å.[7] Serupa dengan SiO2, BeF2 juga dapat mengadopsi sejumlah struktur terkait. Sebuah analogi juga terdapat antara BeF2 dan AlF3 : keduanya mengadopsi struktur yang diperpanjang pada suhu rendah.

BeF2 gas dan cair[sunting | sunting sumber]

Gas berilium fluorida mengadopsi struktur linier, dengan jarak Be-F 143 pm.[8] BeF2 mencapai tekanan uap 10 Pa pada 686 °C, 100 Pa pada 767 °C, 1 kPa pada 869 °C, 10 kPa pada 999 °C, dan 100 kPa pada 1172 °C.[9]

'Molekul' berilium fluorida cair memiliki struktur tetrahedral yang berfluktuasi. Selain itu, kerapatan cairan BeF2 menurun di dekat titik bekunya, karena ion Be2+ dan F– mulai berkoordinasi lebih kuat satu sama lain, menyebabkan perluasan rongga antar unit formula.[10]

Produksi[sunting | sunting sumber]

Pemrosesan bijih berilium menghasilkan Be(OH)2 yang tidak murni. Bahan ini bereaksi dengan amonium bifluorida menghasilkan amonium tetrafluoroberilat:

Be(OH)2 + 2 (NH4)HF2 → (NH4)2BeF4 + 2 H2O

Tetrafluoroberilat adalah ion yang kuat, yang memungkinkan pemurniannya dengan pengendapan berbagai ketidakmurnian sebagai hidroksidanya. Pemanasan murni (NH4)2BeF4 menghasilkan produk yang diinginkan:

(NH4)2BeF4 → 2 NH3 + 2 HF + BeF2

Secara umum reaktivitas ion BeF2 dengan fluorida cukup analog dengan reaksi SiO2 dengan oksida.[11]

Penggunaan[sunting | sunting sumber]

Penyusutan BeF2 pada 1300 °C dengan magnesium dalam wadah grafit memberikan cara yang paling praktis untuk logam berilium:[8]

BeF2 + Mg → Be + MgF2

Klorida bukanlah prekursor yang berguna karena volatilitasnya.[12][13]

Keselamatan[sunting | sunting sumber]

Senyawa berilium sangat beracun. Peningkatan toksisitas berilium dengan adanya fluoride telah dicatat sejak tahun 1949.[14] LD 50 pada tikus adalah sekitar 100 mg/kg melalui konsumsi dan 1,8 mg/kg melalui injeksi intravena.

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ Lide, David R., ed. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (edisi ke-87). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 0-8493-0487-3. 
  2. ^ Wright, Albert F.; Fitch, Andrew N.; Wright, Adrian C. (1988). "The preparation and structure of the α- and β-quartz polymorphs of beryllium fluoride". Journal of Solid State Chemistry. 73 (2): 298. Bibcode:1988JSSCh..73..298W. doi:10.1016/0022-4596(88)90113-2. 
  3. ^ a b c "NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards #0054". National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  4. ^ "Beryllium compounds (as Be)". Immediately Dangerous to Life and Health. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  5. ^ "Beryllium Difluoride". PubChem. National Institute of Health. Diakses tanggal October 13, 2017. 
  6. ^ Wells A.F. (1984) Structural Inorganic Chemistry 5th edition Oxford Science Publications ISBN 0-19-855370-6
  7. ^ Pallavi Ghalsasi, Prasanna S. Ghalsasi, "Single Crystal X-Ray Structure of BeF2: α-Quartz" Inorg. Chem., 2011, 50 (1), pp 86–89. DOI:10.1021/ic101248g
  8. ^ a b Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego, 2001. ISBN 0-12-352651-5.
  9. ^ Vapor pressure, physics.nyu.edu, p. 6-63, from Ohe, S. (1976) Computer Aided Data Book of Vapor Pressure, Data Book Publishing Co., Tokyo.
  10. ^ Agarwal, M.; Chakravarty C (2007). "Waterlike Structural and Excess Entropy Anomalies in Liquid Beryllium Fluoride". J. Phys. Chem. B. 111 (46): 13294–300. doi:10.1021/jp0753272. PMID 17963376. 
  11. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. (1997), Chemistry of the Elements (edisi ke-2), Oxford: Butterworth-Heinemann, ISBN 0-7506-3365-4 
  12. ^ Reiko Kagawa; Martin G. Montgomery; Kerstin Braig; Andrew G. W. Leslie; John E. Walker (2004). "The structure of bovine F1-ATPase inhibited by ADP and beryllium fluoride". The EMBO Journal. 23 (5): 2734–2744. doi:10.1038/sj.emboj.7600293. PMC 514953 alt=Dapat diakses gratis. PMID 15229653. 
  13. ^ Bigay J., Deterre P., Pfister C., Chabre M. (1987). "Fluoride complexes of aluminium or beryllium act on G-proteins as reversibly bound analogues of the gamma phosphate of GTP". The EMBO Journal. 6 (10): 2907–2913. doi:10.1002/j.1460-2075.1987.tb02594.x. PMC 553725 alt=Dapat diakses gratis. PMID 2826123. 
  14. ^ Fluoride in Drinking Water: A Scientific Review of EPA's Standards (dalam bahasa Inggris). The National Academies Press. 2006. hlm. 51–52. doi:10.17226/11571. ISBN 978-0-309-10128-8. 

Pranala luar[sunting | sunting sumber]

Diperoleh dari "https://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Berilium_fluorida&oldid=22702129"