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Beryllium

Steckbrief

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Abb.1
Hexagonal dichteste Kugelpackung

Vorderansicht

Aufsicht

Beryllium ist ein stahlgraues, relativ hartes, bei Zimmertemperatur sprödes Leichtmetall. Es überzieht sich an der Luft mit einer kompakten, schützenden Oxidschicht, die eine weitergehende Oxidation des darunter liegenden Metalls verhindert. Beryllium kristallisiert unter Normalbedingungen in der hexagonal dichtesten Kugelpackung.

Geschichte

Seinen heutigen Namen hat Beryllium von dem schon im Altertum als Edelstein bekannten Hauptmineral Beryll, einem Aluminiumberylliumsilicat. Entdeckt wurde es 1798 als Bestandteil des Berylls von dem französischen Chemiker L. N. Vauquelin. 1828 isolierten F. Wöhler und - unabhängig davon - A. Bussy Beryllium erstmals in elementarer Form durch Reduktion von Berylliumchlorid, BeCl2, mit Kalium. Wegen des süßlichen Geschmacks der isolierten Verbindungen wurde das Element zunächst Glucinium (abgeleitet von Glucose) genannt.

Reaktionsverhalten

Beryllium unterscheidet sich als erstes Element der II. Hauptgruppe stärker von den anderen Erdalkalielementen als diese untereinander. Ein wesentlicher Grund dafür ist der kleine Atom- bzw. Ionenradius. Auch die Ionisierungspotenziale liegen wesentlich höher als die des Lithiums oder Magnesiums. Dies hat zur Folge, dass vom Beryllium, dem elektronegativsten Element der Gruppe, keine typischen Salze mit Be2+-Kationen und vorwiegend ionischem Bindungscharakter bekannt sind, die Bindungen stattdessen immer starke kovalente Anteile enthalten. Die in wässrigen Lösungen auftretenden hydratisierten Be2+-Ionen, [Be(H2O)4]2+, besitzen sauren Charakter und unterliegen der Hydrolyse:

[Be(H2O)4]2++ H2O [Be(H2O)3(OH)]++ H3O+ 3[Be(H2O)3(OH)]+ [Be3(H2O)x(OH)3]3++ (9-x)H2O

Freie BeX2-Moleküle, z.B. mit X = Halogen, sind linear aufgebaut. Die kovalenten Bindungen kommen zustande, indem ein 2s-Elektron des Be-Atoms in ein leeres, nur wenig energiereicheres 2p-Atomorbital promoviert wird. Durch Hybridisierung entstehen daraus zwei sp-Hybrid-Atomorbitale, die durch Überlappung mit jeweils einem Atomorbital der beiden X-Atome das lineare X-Be-X-System bilden (polare σ-Bindungen). In den BeX2-Verbindungen ist das Berryllium weder koordinativ noch elektronisch abgesättigt (Elektronenmangelverbindungen). An diese Lewis-Säuren erfolgt daher häufig die Anlagerung weiterer Elektronendonatoren, bis die maximale Koordinationszahl 4 erreicht ist. Auch in kristallinen Verbindungen ist Berryllium in der Regel tetraedrisch von den jeweiligen Bindungspartnern umgeben.

Berryllium ist das einzige Erdalkalimetall, das auch mehrkernige Komplexe bzw. Verbindungen bilden kann.

Durch Sauerstoff wird Berryllium bei Zimmertemperatur nur oberflächlich oxidiert. Erst bei 1000 °C wird es sehr schnell zu Berylliumoxid, BeO, umgewandelt. Durch Einwirkung von Stickstoff entsteht oberhalb 1000 °C Berylliumnitrid, Be3N2. Berryllium verbrennt beim Erhitzen in gasförmigem Chlor, Brom oder Iod zu den entsprechenden Halogeniden.

Trotz seines negativen Standardpotenzials ist Berryllium an feuchter Luft bzw. in kaltem Wasser beständig, da sich wie beim Aluminium eine dünne hydroxidische Schutzschicht um das Metall bildet (Passivierung).

In verdünnten, nichtoxidierenden Säuren, wie z.B. Salzsäure, löst sich Berryllium lebhaft unter Wasserstoffentwicklung. Oxidierende Säuren wie Salpetersäure bewirken die Bildung einer schützenden Oxidhaut und greifen das Metall in der Kälte nicht an. Im Gegensatz zu den anderen Metallen der Erdalkaligruppe löst sich Berryllium in verdünnten wässrigen Alkalien, da das zunächst entstehende amphotere Berylliumhydroxid, Be(OH)2, zu löslichen Hydroxoberyllaten weiterreagiert:

Be(OH)2+ 2OH [Be(OH)4]2

Berryllium zeigt in seinen Eigenschaften und seinem Reaktionsverhalten Ähnlichkeiten zum zweiten Element der nächsten Gruppe, dem Aluminium (Schrägbeziehung).

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