铍元素简介

　　铍（Beryllium）是第二周期第二主族元素，原子序数为4，元素符号Be，是一种灰白色的碱土金属，属六方晶系，质硬，有展性。铍及其化合物都有剧毒。铍既能溶于酸也能溶于碱液，是两性金属，铍主要用于原子能反应堆材料，宇航工程材料，各种合金，X射线透射窗等。
　　1798年，法国化学家沃克兰（Vauquelin Niclas Louis，1763~1829）对绿柱石和祖母绿进行化学分析时发现了铍。但是，单质铍在三十年后的1828年由德国化学家维勒（Friedrich Woler，1800~1882）用金属钾还原熔融的氯化铍而得到的。
　　克拉普罗特曾经分析过秘鲁出产的绿玉石，但他却没能发现铍。柏格曼也曾分析过绿玉石，结论是一种铝和钙的硅酸盐。18世纪末，化学家沃克兰应法国矿物学家阿羽伊的请求对金绿石和绿柱石进行了化学分析。沃克兰发现两者的化学成分完全相同，并发现其中含有一种新元素，称它为Glucinium，这一名词来自希腊文glykys，是甜的意思，因为铍的盐类有甜味。沃克兰在1798年2月15日在法国科学院宣读了他发现新元素的论文。由于钇的盐类也有甜味，后来维勒把它命名为Beryllium，它来源于铍的主要矿石──绿柱石的英文名称beryl。
　　物理性质
　　铍是钢灰色金属轻金属。铍的硬度比同族金属高，不像钙、锶、钡可以用刀子切割。
　　比热容： 1.82/J/gK
　　蒸发热： 292.4KJ/mol
　　熔化热：12.2KJ/mol
　　导电率： 0.313106/cm
　　导热系数： 2.01 W/cmK
　　莫氏硬度：5.5
　　原子半径112 pm
　　共价半径90 pm
　　蒸气压4180 帕
　　化学性质
　　第一电离能 899.5 kJ/mol
　　第二电离能 1757.1 kJ/mol
　　第三电离能 14848.7 kJ/mol
　　7Be 人造53.12天 电子捕获 0.862 7Li
　　9Be 100 %稳定
　　10Be 微量1.51×106年 β衰变 0.556 10B
　　同位素
　　铍共有12个同位素，其中有1个是稳定的。
　　符号
　　Z(p)
　　N(n)
　　质量(u)
　　半衰期
　　原子核自旋
　　相对丰度
　　Be
　　4
　　1
　　5.04079(429)#
　　(1/2+)#
　　Be
　　4
　　2
　　6.019726(6) 5.0(3)E-21 s
　　[0.092(6) MeV]
　　0+
　　Be
　　4
　　3
　　7.01692983(11)
　　53.22(6) d
　　3/2-
　　Be
　　4
　　4
　　8.00530510(4) 67(17)E-18 s
　　[6.8(17)eV]
　　0+
　　Be
　　4
　　5
　　9.0121822(4)
　　稳定
　　3/2-
　　1.0000
　　Be
　　4
　　6
　　10.0135338(4)
　　1.51(6)E+6 a
　　0+
　　Be
　　4
　　7
　　11.021658(7)
　　13.81(8) s
　　1/2+
　　Be
　　4
　　8
　　12.026921(16)
　　21.49(3) ms
　　0+
　　Be
　　4
　　9
　　13.03569(8)
　　Be
　　4
　　10
　　14.04289(14)
　　4.84(10) ms
　　0+
　　Be
　　4
　　11
　　15.05346(54)#
　　<200 ns
　　Be
　　4
　　12
　　16.06192(54)#
　　<200 ns
　　0+
　　Be
　　4
　　13
　　17.0485 #
　　<200 ns #(假想粒子)
　　化学性质
　　铍和锂一样，在空气中形成保护性氧化层，故在空气中即使红热时也很稳定。不溶于冷水，微溶于热水，可溶于稀盐酸，稀硫酸和氢氧化钾溶液而放出氢。金属铍对于无氧的金属钠即使在较高的温度下，也有明显的抗腐蚀性。铍价态为+2价，可以形成聚合物以及具有显著热稳定性的一类共价化合物。
　　铍的反常性质
　　Be原子的价电子层结构为2s 2 ，它的原子半径为89pm，Be2+ 离子半径为31 pm，Be的电负性为1.57。铍由于原子半径和离子半径特别小，电负性又相对较高，所以铍形成共价键的倾向比较显著，不像同族其它元素主要形成离子型化合物。因此铍常表现出不同于同族其它元素的反常性质。
　　（1）铍由于表面易形成致密的保护膜而不与水作用，而同族其它金属镁、钙、锶、钡均易与水反应。
　　（2）氢氧化铍是两性的，而同族其它元素的氢氧化物均是中强碱或强碱性的。
　　（3）铍盐强烈地水解生成四面体型的离子[Be(H 2 O)2 ]2+ ，Be-O键很强，这就削弱了O-H键，因此水合铍离子有失去质子的倾向：
　　因此铍盐在纯水中是酸性的。而同族其他元素（镁除外）的盐均没有水解作用。
　　生成物
　　1.氧化铍
　　铍在氧气中燃烧，或铍的碳酸盐、硝酸盐、氢氧化物加热分解，都可以得到白色末状的氧化铍BeO，它的熔点为2803K，难溶于水，也不容易溶于乙醇，可用做耐高温材料。BeO是共价型的，并具有44的硫化锌（闪锌矿型）结构。BeO不溶于水，但能溶于酸生成的铍盐，也能溶于碱生成的铍酸盐，BeO是两性氧化物。
　　2． 氢氧化铍
　　氢氧化铍是白色固体，在水中溶解度较小，它是两性氢氧化物，溶于酸形成Be 2+ ，溶于碱形成[Be(OH)4 ]2- 。
　　3． 氢化铍
　　Be不能与H 2 直接化合生成氢化铍，但用氢化铝锂还原氯化铍可以制得氢化铍。
　　氢化铍是共价型化合物，它的结构类似于乙硼烷的结构，在两个Be原子之间形成了氢桥键。
　　每个Be原子同四个H原子相联结，每个H原子生成两个键。由于Be原子只有2个价电子，在氢化铍中没有足够的电子去形成正常的电子对键（即两个原子之间共用两个电子），氢化铍是缺电子化合物。因此在Be-H-Be桥状结合中，生成＂香蕉形＂的三中心两电子键。这是一个簇状化合物。
　　4. 氯化铍
　　氯化铍是共价型化合物，在空气中会吸潮并由于水解而发烟：
　　BeCl 2 +H2 O=BeO+2HCl
　　氯化铍能升华并且不传导电流。无水氯化铍是聚合型的(BeCl₂)₂。
　　5.硫化铍
　　硫化铍（BeS）是灰白色粉末，相对密度2.36。可由氯化铍和无水硫化氢反应得到。
　　6.碳化铍
　　碳化铍（Be 2 C）为黄红色固体，遇水分解。由铍粉和优质石墨粉反应得到。
　　7.铍的配合物
　　由于铍是缺电子原子，它的卤化物是路易斯酸，容易与电子对给予体形成配合物或加合物。因此铍能生成许多配合物。
　　1923年美国物理化学家路易斯提出酸碱电子理论认为：凡是可以接受电子对的物质称为酸，凡是可以给出电子对的物质称为碱。酸是电子对接受体，碱是电子对给予体。
　　铍还能生成许多稳定的螯合物。例如将氢氧化铍与醋酸一起蒸发，就生成了碱式醋酸铍Be 4 O(CH3 COO)6 。这是一个共价化合物，其中4个Be原子包围着一个中心O原子，6个醋酸根Ac-则沿着四面体的6条棱边而排布。这个配合物是共价的，并且能够被蒸馏，可用于铍的提纯。
　　在铍的其他螯合物中，如草酸铍盐、萘酚配合物和乙酰丙酮配合物等，在这些螯合物中，铍原子都是四面体地被包围着。铍的化合物有极高的毒性就是由于它们有极高的溶解度和它们很容易形成配合物之故。
　　铍铝性质比较
　　在周期表中，铍与第IIIA族中的铝处于对角线位置，它们的性质十分相似。
　　1．标准电极电势相近：都是活泼金属。
　　2．都是亲氧元素，金属表面易形成氧化物保护膜，都能被浓HNO₃钝化。
　　3．均为两性金属。氢氧化物也均呈两性。
　　4．氧化物BeO和Al 2 O3 都具有高熔点、高硬度。
　　5．BeCl 2 和AlCl3 都是缺电子的共价型化合物，通过桥键形成聚合分子。
　　6．铍盐、铝盐都易水解，水解显酸性。
　　7．碳化铍Be 2 C像Al4 C3 一样，水解时产生甲烷。
　　尽管Be和Al有许多相似的化学性质，但两者在人体内的生理作用极不相同。人体能容纳适量的铝，却不能有一点儿铍，吸入少量的BeO，就有致命的危险。
　　毒性
　　铍的化合物如氧化铍、氟化铍、氯化铍、硫化铍、硝酸铍等毒性较大，而金属铍的毒性相对比较小些。铍是全身性毒物。毒性的大小，取决于入体途径、不同铍化合物的理化性质及实验动物的种类。一般而言，可溶性铍的毒性大，难溶性的毒性小；静脉注入时毒性最大，呼吸道次之，经口及经皮毒性最小。铍进入人体后，难溶的氧化铍主要储存在肺部，可引起肺炎。可溶性的铍化合物主要储存在骨骼、肝脏、肾脏和淋巴结等处，它们可与血浆蛋白作用，生成蛋白复合物，引起脏器或组织的病变而致癌。铍从人体组织中排泄出去的速度极其缓慢。因此，接触铍及其化合物要格外小心。