Բերիլիում

4 Լիթիում ← Բերիլիում → Բոր Քիմիական տարրերի պարբերական համակարգ 4Be
Ատոմի հատկություններ
Անվանում, սիմվոլ, կարգաթիվ	Բերիլիում/ Beryllium (Be), Be, 4
Ատոմային զանգված (մոլային զանգված)	9,012182(3) զ. ա. մ. (գ/մոլ)
Էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիա	[ He ] 2s²
Քիմիական հատկություններ
Կովալենտ շառավիղ	90 պմ
Իոնի շառավիղ	35 (+2e) պմ
Էլեկտրաբացասականություն	1.57 (Պոլինգի սանդղակ)
Էլեկտրոդային պոտենցիալ	−1,69 В
Օքսիդացման աստիճաններ	2; 1
Իոնացման էներգիա (առաջին էլեկտրոն)	898,8 (9,32) կՋ/մոլ (էՎ)
Պարզ նյութի թերմոդինամիկական հատկություններ
Հալման ջերմաստիճան	1560 K (1287 °C, 2349 °F)
Եռման ջերմաստիճան	3243 K (2970 °C, 5338 °F)
Կրիտիկական կետ	144,4 Կ, 500 ՄՊա
Մոլյար ջերմունակություն	25,14 Ջ/(Կ·մոլ)
Մոլային ծավալ	5,0 սմ³/մոլ
Պարզ նյութի բյուրեղային ցանց
C/a հարաբերություն	1,567
Դեբայի ջերմաստիճան	1000 Կ
Այլ հատկություններ
Ջերմահաղորդականություն	(300 Կ) 201 Վտ/(մ·Կ)
CAS համար	CAS գրանցման համար?

4	Բերիլիում
Be 9,012
2s2

Բերիլիում (լատին․՝ Beryllium) որի նշանն է Be, տարրերի պարբերական համակարգի 2-րդ խմբի քիմիական տարր, կարգահամարը՝ 4, ատոմական զանգվածը՝ 9,0122:

Բերիլիումը s տարր է, նրա ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կաոուցվածքն է՝ 1s²2s²։

Բնական բերիլումը բաղկացած է միայն ⁹Be կայուն իզոտոպից։ Արհեստականորեն ստացվել են 7-12 զանգվածի թվերով ռադիոակտիվ իզոտոպներ։

Բերիլումը արծաթամոխրագույն, փխրուն մետաղ է, խտությունը՝ 1847,7 կգ/մ³, հալման ջերմաստիճանը՝ 1284 °C, եռմանը՝ 2450 °C, ջերմության լավ հաղորդիչ է։ Ունի շատ բարձր արժեք։

Պատմություն

Լուի Վոկլեն Նիկոլա

Բերիլիումի օքսիդը՝ BeO, հայտնաբերել է Լ․ Վոկլենը 1798 թվականին, քերիչ միներալում։ Մետաղական բերիլիումը առաջին անգամ 1828 թվականին միմյանցից անկախ ստացել են Ֆ․ Վյոչերը և Ա․ Բյուսին։

Մաքուր մետաղական բերիլումը աղերի հալույթի էլեկտրոլիզով ստացել է ֆիզիկոս Լեբոն 1898 թվականին։

Անվան ծագում

Բերիլում անվանումը ծագել է մետաղական բերիլումից (հին հունարեն՝ βήρυλλος beryllos) (սիլիկատային բերիլիում և ալյումին, Be₃Al₂Si₆O₁₈), որը համընկնում է Հարավային Հնդկաստանում, Բելուր քաղաքի անվան հետ, հնագույն ժամանակներից ի վեր Հնդկաստանում, այն հայտնի էին զմրուխտի հանքավայրերը՝ բերիլումի տեսակ։ Ֆրանսիայում գործածվում է տարրի նաև հին անվանումը՝ գլիցիում։ Շնորհիվ քաղցր համի և ջրում լուծելիության բերիլիում տարրը անվանել էին «գլիցիում» (հին հունարեն՝ γλυκύς glykys - քաղցր։

Բնության մեջ

Հազվագյուտ տարր է․ պարունակությունը երկրակեղևում 6-10⁻⁴ զանգվածային % է, ծովաջրում՝ 5-10⁻¹⁰ գ/լ։ Հայտնի են բերիլիումի մոտ 40 միներալներ, գործնական նշանակություն ունի բերիլը, օգտագործվում են նաև քրիզոբերիլը, ֆենակիտը, բերտրանդիտը և այլն։

Բերիլումի հիմնական միացությունները հազվադեպ հանդիպող բերիլ (բյուրեղակն) հանքաքար է՝ 3BeO•Al₂O₃•6SiO₂։ Սովորաբար պարունակում է Fe⁺³ խառնուկը, որը հանքաքարին տալիս է կանաչակապտավուն երանգ։ Բերիլի վառ գունավորաված նմուշները կոչվում են ակքվամարին (ծովակն և զմրուխտ պարունակում է Cr⁺³-ի հետքեր), որոնք ամենաթանկարժեք քարերն են ալմաստից հետո։

Բերիլիումի պարունակությունը ծովի ջրում բավականին ցածր է՝ 6•10⁻⁷ մգ/լ։

Հանքավայր

Բերիլիումի բյուրեղների հանքավայրերը գտնվում են Բրազիլիայի, Արգենտինայի, Աֆրիկայի, Հնդկաստանի, Ղազախստանի, Ռուսաստանի տարածքներում (Երմակյան հանքավայրերը Բուրյաթիայում) և այլն։

Ֆիզիկական հատկություններ

Բերիլիումը․ արծաթամոխրագույն, փխրուն մետաղ է, խտությունը՝ 1847,7 կգ/մ³, հալման ջերմաստիճանը՝ 1284 °C, եռմանը՝ 2450 °C, ջերմության լավ հաղորդիչ է։ Ունի բոլոր մետաղներին գերազանցող տեսակարար ամրություն։ Սառեցնելիս դառնում է փխրուն։ Քիմիապես ակտիվ է։

Միացություններում երկարժեք է։ Շնորհիվ օքսիդի պաշտպանիչ շերտի բերիլիումը օդում կայուն է, 800 °C-ից բարձր ջերմաստիճանում օքսիդացումը նկատելի է, 1200 °C-ում մետաղական բերիլիումը այրվում է՝ առաջացնելով բերիլիումի օքսիդ՝ BeO։ Այն սպիտակ բյուրեղական փոշի է, խտությունը՝ 3020 կգ/մ³, հալման ջերմաստիճանը՝ 2570±30 °C, եռմանը՝ 4260±160 °C։

Բյուրեղացանցի կառուցվածքը

Քիմիական հատկություններ

Ջրում չի լուծվում, լուծվում է թթուներում։ Նախօրոք շիկացրած BeO լուծվում է միայն խիտ ծծմբական թթվում և ֆտորաջրածնական թթվում։

Ալկալիների հետ առաջացնում է աղեր՝ բերիլատներ, օրինակ, Na₂BeO₂։

${\mathsf {Be+2NaOH\rightarrow Na_{2}BeO_{2}+H_{2}\uparrow }}$

Բերիլիումի հիդրօքսիդը՝ Be(OH)₂, ջրում վատ է լուծվում։ Ամֆոտեր է՝ ավելի արտահայտված հիմնային հատկություններով։ Լուծվում է թթուներում և ալկալիներում՝ վերջինիս հետ առաջացնելով բերիլատներ։ Նրա աղերը խիստ խոնավածուծ են, մեծ մասամբ ջրում լավ լուծելի (չեն լուծվում ֆոսֆատը, կարբոնատը և այլն)։

${\mathsf {Be+2NaOH+2H_{2}O\rightarrow Na_{2}[Be(OH)_{4}]+H_{2}\uparrow }}$

Ջրային լուծույթներում հիդրոլիզվում են։ Բերիլիումը ջրի հետ փոխազդում է 100 °C-ից բարձր ջերմաստիճաններում։ Լուծվում է նոսր աղաթթվում և ծծմբական թթվում՝ ջրածին դուրս մղելով, ազոտական թթվի հետ փոխազդում է միայն տաքացնելիս։ Լուծվում է նաև ալկալիներում։

Ջրածնի հետ անմիջականորեն չի փոխազդում։ Բերիլիումի հիդրիդը՝ (ВеН₂)_х, որը ստացվում է բերիլիում օրգանական միացությունների քայքայումից, պինդ նյութ է, տաքացնելիս (240 °С) քայքայվում է։

Բերիլիումը սենյակային ջերմաստիճանում միանում է ֆտորին, տաքացնելիս՝ մյուս հալոգեններին՝ առաջացնելով ջրում լավ լուծվող պինդ հալոգենիդներ։ BeF₂ ալկալիական մետաղների և ամոնիումի ֆտորիդների հետ առաջացնում է կոմպլեքսային միացություններ, ֆտորբերիլատներ՝ օրինակ, Na₂BeF₄, որոնք հալված վիճակում ջերմության լավ հաղորդիչներ են։

Բերիլիումի փոշին այրվում է ծծմբի, սելենի, տելուրի գոլորշիներում։ Տաքացնելիս միանում է ազոտին (650 °C), ածխածնին (1200 °C)՝ առաջացնելով համապատասխանաբար՝ նիտրիդ (Be₃N₂), կարբիդ (Be₂C)։

Բարձր ջերմաստիճաններում միանում է բազմաթիվ մետաղների հետ՝ առաջացնելով բերիլիդներ։ Հալված բերիլիումը փոխազդում է շատ օքսիդների, նիտրիդների, սուլֆիդների, կարբիդների հետ, այդ պատճառով բերիլիումը հալելու համար կիրառելի են միայն BeO-ից պատրաստած հալքանոթներ։

Իզոտոպներ

Բնական բերիլիումը բաղկացած է միայն ⁹Be կայուն իզոտոպից։ Մնացած բոլոր իզոտոպները (հայտնի է 11, բացառությամբ ⁹Be) անկայուն են։ Արհեստականորեն ստացվել են 7-12 զանգվածի թվերով ռադիոակտիվ իզոտոպներ։ Նրանցից առավել երկարակյաց են 2-ը՝ ¹⁰Be և ⁷Be:

Ստացում

Բերիլիում

Ստացվում է հիդրօքսիդի կամ բերիլիումիի աղերի (կարբոնատ, սուլֆատ) ջերմային քայքայմամբ։ ՝ Արդյունաբերության մեջ բերիլիումը և նրա միացություններն ստանում են բերիլից․ այն վերամշակում են Na₂ՏiF₆-ով և ծծմբական թթվով։ Ստացված Na₂BeF₄ ալկալահանում են ջրով, ապա նատրիումի հիդրօքսիդ ավելացնելիս, նստում է բերիլիումիի հիդրօքսիդը։

Հաճախ բերիլը շիկացնում են կրաքարի հետ, ապա վերամշակում ծծմբական թթվով։ Այս դեպքում ջրով ալկալահանում են, ապա ամոնիակով նոսր լուծույթներից նստեցնում հիդրօքսիդը։ Այնուհետև բերիլիումի հիդրօքսիդից ստանում են բերիլիումի քլորիդ կամ ֆտորիդ։

${\mathsf {BeCl_{2}+2K\longrightarrow Be+2KCl}}$

Մետաղական բերիլիումը ստանում են ВеCl₂-ի և NaCl-ի միահալույթի էլեկտրոլիզով կամ 900-1300 °C-ում մագնեզիումով վերականգնելով BeF₂-ը։

${\mathsf {BeF_{2}+Mg\longrightarrow Be+MgF_{2}}}$

Արտադրություն և կիրառություն

2002 թվականին հիմնական բերիլում արտադրող երկրներ են՝ ԱՄՆ և Չինաստանը։ 2014 թվականին Ռուսաստանում արտադրվել է բերիլիումի առաջին նմուշը։

Բերիլիումը օգտագործվում է ռենտգենյան խողովակների պատուհանիկներ պատրաստելու, պողպատի մակերևույթի վրա կարծր շերտ առաջացնելու (դիֆուզիոն բերիլիզացում) համար, որպես լեգիրացնող հավելանյութ՝ համաձուլվածքներում։

Ատոմային տեխնիկայում բերիլիումը օգտագործվում է որպես արագաշարժ նեյտրոնների դանդաղեցուցիչներ և անդրադարձիչներ։ Բերիլիումի փոշին և ցնդող միացությունները թունավոր են։

Տես նաև

• Պարբերական աղյուսակ
• Բերիլիումի համաձուլվածքներ

Գրականություն

• Newman LS (2003). «Beryllium». Chemical & Engineering News. 36 (36): 38. doi:10.1021/cen-v081n036.p038.
• Mroz MM, Balkissoon R, Newman LS. "Beryllium". In: Bingham E, Cohrssen B, Powell C (eds.) Patty's Toxicology, Fifth Edition. New York: John Wiley & Sons 2001, 177–220.
• Walsh, KA, Beryllium Chemistry and Processing. Vidal, EE. et al. Eds. 2009, Materials Park, OH:ASM International.
• Beryllium Lymphocyte Proliferation Testing (BeLPT). DOE Specification 1142–2001. Washington, DC: U.S. Department of Energy, 2001.

Արտաքին հղումներ

• Բերիլիումը Webelements-ում
• Բերիլիումը քիմիական տարրերի հանրահայտ գրադարանում
• It's Elemental – Beryllium
• MSDS: ESPI MetalsԱրխիվացված 2010-02-01 Wayback Machine
• Beryllium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• National Institute for Occupational Safety and Health – Beryllium Page

Այս հոդվածի կամ նրա բաժնի որոշակի հատվածի սկզբնական կամ ներկայիս տարբերակը վերցված է Քրիեյթիվ Քոմմոնս Նշում–Համանման տարածում 3.0 (Creative Commons BY-SA 3.0) ազատ թույլատրագրով թողարկված Հայկական սովետական հանրագիտարանից  (հ․ 2, էջ 423)։