Оксид берилію
Кристалічна структура BeO
Назва за IUPAC	Берилій оксид
Ідентифікатори
Номер CAS	1304-56-9
Номер EINECS	215-133-1
ChEBI	62842
RTECS	DS4025000
SMILES	[Be]=O[1]
InChI	InChI=1S/Be.O
Номер Бельштейна	3902801
Властивості
Молекулярна формула	BeO
Молярна маса	25,011 г/моль
Зовнішній вигляд	білі кристали
Густина	3,01 г/см³[2]
Тпл	2577 °C[2]
Розчинність (вода)	нерозчинний
Розчинність (кислоти)	розчинний
Розчинність (луги)	розчинний
Діелектрична проникність (ε)	13,8 кВ/мм
Показник заломлення (nD)	1,7184
Структура
Кристалічна структура	гексагональна
Термохімія
Ст. ентальпія утворення ΔfHo 298	-609,4 кДж/моль
Ст. ентропія So 298	13,77 Дж/(моль·К)
Теплоємність, co p	25,6 Дж/(моль·К)
Пов'язані речовини
Інші катіони	оксид алюмінію
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Окси́д бери́лію — неорганічна бінарна сполука Берилію та Оксигену складу BeO. Являє собою білі гексагональні кристали. Проявляє амфотерні властивості.

Завдяки своїй тугоплавкості застосовується для виготовлення тиглів та облицювання печей. Поширений у складі мінералів берилу, хризоберилу, фенакіту та гельвіну. Дана сполука є канцерогеном.

Оксид берилію поширений у природі переважно у вигляді силікатів. Найважливішими мінералами для добування BeO є берил, хризоберил, фенакіт та гельвін. Дещо менший вміст BeO спостерігається також у бромеліті, евклазі, даналіті.

Оксид берилію не реагує з водою. Проявляє амфотерні властивості — взаємодіє як із кислотами, так і з лугами (та відповідними оксидами):

${\displaystyle \mathrm {BeO+2HCl_{(conc.)}\rightarrow BeCl_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {BeO+H_{2}SO_{4(conc.)}\rightarrow BeSO_{4}\downarrow +H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {BeO+NaOH_{(conc.)}+H_{2}O{\xrightarrow {t}}Na_{2}[Be(OH)_{4}]} }$

${\displaystyle \mathrm {BeO+2NaOH_{(conc.)}{\xrightarrow {250-300^{o}C}}Na_{2}BeO_{2}+H_{2}O} }$

Оксид легко піддається флуоруванню:

${\displaystyle \mathrm {BeO+2HF{\xrightarrow {220^{o}C}}BeF_{2}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {BeO+4HF_{(conc.)}\rightarrow H_{2}[BeF_{4}]+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2BeO+2F_{2}{\xrightarrow {>400^{o}C}}2BeF_{2}+O_{2}} }$

За допомогою сильних відновників, наприклад, магнію чи графіту, берилій можна відновити з оксиду:

${\displaystyle \mathrm {BeO+Mg{\xrightarrow {700-800^{o}C}}Be+MgO} }$

${\displaystyle \mathrm {2BeO+3C{\xrightarrow {1800-1930^{o}C}}Be_{2}C+2CO} }$

Окрім добування з мінералів, оксид берилію також можна синтезувати в лабораторних умовах. Оксид утворюється в результаті згоряння металічного берилію на повітрі, а також при термічній дисоціації кисневмісних сполук берилію:

${\displaystyle \mathrm {2Be+O_{2}{\xrightarrow {900^{o}C}}2BeO} }$

${\displaystyle \mathrm {Be(OH)_{2}{\xrightarrow {200-800^{o}C}}BeO+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {BeCO_{3}{\xrightarrow {>180^{o}C}}BeO+CO_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {2Be(NO_{3})_{2}{\xrightarrow {>1000^{o}C}}2BeO+4NO_{2}+O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {BeSO_{4}{\xrightarrow {547-600^{o}C}}BeO+SO_{3}} }$

Оксид берилію, як і інші його сполуки, належать до канцерогенів. Тривалий контакт зі сполукою здатен спричиняти появу берилієвої хвороби або бериліозу.

Берилій оксид застосовують як каталізатор, а також як вогнетривкий матеріал для виготовлення тиглів та внутрішнього облицювання електричних печей.

• Амфотерні оксиди

• CRC Handbook of Chemistry and Physics / D. R. Lide. — 86th. — Boca Raton (FL) : CRC Press, 2005. — 2656 p. — ISBN 0-8493-0486-5. (англ.)
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия: Химия металлов / В. И. Спицын. — М. : "Мир", 1971. — Т. 1. — 561 с. (рос.)
• Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ / Р. А. Лидин. — 3-е. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0. (рос.)