Берилијум (-{Be}-, ) хемијски је елемент, метал IIA групе. Пронашао га је 1798. Луј Никола Воклен, али у елементарном стању добио га је Фридрих Велер тек 1827. године. То је релативно редак елемент, који се у природи најчешће проналази у облику берила тј. берилијумалуминијумсиликата, -{3BeO•Al2O3•6SiO2}-, а у елементарном стању обично се добија електролизом растопа својих соли (-{BeCl2)}-: -{BeCl2 → Ве(s)+Cl2(g)}-. То је сребрнастобео, тврд метал, који је знатно лакши и еластичнији од алуминијума са којим ипак испољава низ заједничких хемијских особина. Тако берилијум показује амфотерни карактер, јер се раствара како у јаким киселинама, тако и у јаким базама стварајући одговарајуће соли, по чему се разликује од осталих земноалкалних метала, који ову особину не показују. Са водом елементарни берилијум уопште не реагује, међутим већина његових соли лако се раствара у води већ на собној температури, дајући јој сладак, помало опор укус. Иначе, берилијум се лако оксидује, али је стабилан на ваздуху јер га од даље оксидације и корозије штити танак слој берилијумоксида, -{BeO}-: -{2Be+O2 → 2BeO.}-
Оксиди берилијума су врло тешко топљиве, беле, прашкасте материје које се растварају и у киселинама и у базама. Берилијумоксид улази понекад у састав зубарског цемента и употребљава се као катализатор при синтезама појединих органских материја (углавном естара). Берилијумоксид реагује и са водом, при чему гради берилијумхидроксид, -{Ве(ОН)}-2, уз приметно издвајање топлоте: -{BeO+H2O → Ве(OH)2+Q}-. Међутим, сам бели аморфни хидроксид берилијума веома слабо се раствара у води, а веома добро у засићеном раствору -{NaHCO3}-, за разлику од -{Al(ОН)}-3, што се користи за издвајање -{Ве}- од -{Al}- приликом прераде берилијумалуминијумсиликата.
Берилијум је, као припадник -{IIA}- групе, веома реактиван и гради велики број једињења која проналазе различите примене. Тако нпр. берилијум веома лако реагује са халогеним елементима: -{Ве+Х2 → ВеХ2}-, уз грађење халогенида који су безбојни и веома лако растворљиви у води, а најчешће се издвајају из раствора у облику кристалохидрата: -{ВеХ2•4Н2O}-. Берилијум такође може да гради и нитрате: -{2Be+2HNO3 → 2Be(NO)3+H2}-, који се лако растварају не само у води него и у алкохолу. Са водом ови нитрати кристалишу обично у облику: -{Ве(NO3)2•ЗН2O}-, а при загревању се лако анхидрују и затим прелазе у одговарајуће оксиде. Иначе берилијум гради и сулфате у облику кристалохидрата: -{BeCO4•4Н2O}-, затим карбонате, -{BeCO3}-, и читав низ других једињења.
Употреба берилијума у савременој техници је разноврсна. Метални берилијум се додаје разним легурама, којима придаје важне физичке и механичке особине: побољшава се тврдоћа, еластичност, јачина и отпорност на корозију. Такве су његове легуре са бакром, алуминијумом, никлом, гвожђем итд. Значајна је особина берилијума да лако пропушта рендгенске зраке и зато се употребљава у облику танких плочица као материјал за „прозоре“ на рендгенским цевима кроз које излазе рендгенски зраци. Берилијум се употребљава и у нуклеарној технологији. Тако нпр. служи у атомским реакторима као моделатор за успоравање неутрона који се ослобађају у реакцијама фисије. Берилијумове соли су компоненте светлећих смеша - луминофора са високим светлотехничким особинама. Прозрачни примерци берилијума, обојени разним примесама, употребљавају се и као драго камење: смарагд (зелен), аквамарин (плав) итд. и врло су ретки и скупи.
Комерцијална употреба берилијума захтева кориштење одговарајуће опреме за заштиту од прашине као и индустријске контроле у производњи због велике отровности прашине која садржи берилијум. Таква прашина која се удише може изазвати хроничне алергијске болести опасне по живот код неких особа, назване берилиоза.
Историја На основу претпоставки француског свештеника и минералога Р. Ж. Аија, хемичар Луј Никола Вокленје 1789. изоловао берилијум у облику његовог оксида из драгог камења берил а и смарагд а. Недуго након тога немачки научник Мартин Хајнрих Клапрот је добио исто једињење, којем је дао име -{beryllium}- (по минералу берилу). Хемијски симбол -{Be}- увео је Ј.Ј. Берцелијус 1814. године.
Тек је 1828. научницима Фридриху Велеру је Антоан Бисију успело да добију елементарни берилијум редукцијом берилијум-хлорида са калијумом. Чисти елементарни берилијум је добијен 1899. године путем електролизе натријум тетрафлуорид берилата (-{Na2[BeF4]}-), што је учинио Пол Лабо. Због слатког укуса берилијумових соли све до 1957. године у Француској за берилијум се користио назив -{glucinium}- (грч. γλυκύς = слатко) који је предложио Луј Никола Воклен.
У антици и средњем веку прозирни комади берилијума су служили као чаробно стакло, које је као данашња лупа, повећавало текст и слике при читању. Од назива минерала берила изводи се и латинска реч -{berillus}- од чега је настала данашња немачка реч -{Brille}- (наочаре), а која је првобитно означавала стакло од берилијума. Берилијум заједно са полонијумом (као изворима алфа зрака) се користио као извор неутрона у атомској бомби Мали дечак, баченој на Хирошиму 1945. године.
Особине Физичке Елементарни берилијум је челично сиви и тврди метал, на собној температури је крхак и има густо сложену хексагоналну кристалну структуру. Има изузетно велику чврстоћу (Јангов модул 287 -{GPa}-) и релативно високу тачку топљења. Модул еластичности берилијума је отприлике 50% виши него код челика. Комбинација овог модула и релативно ниске густине резултирала је необично високом брзином звука у берилијуму. При стандардним условима она износи око 12,9 -{km/s}-. Друге значајне особине укључују високу специфичну топлоту (1825 -{J·kg−1·K−1}-) и топлотну проводљивост (око 200 -{W·m−1·K}-−1), које дају берилијуму најбоље карактеристике расипања (одвођења) топлоте по јединици тежине. У комбинацији са релативно ниским коефицијентом линеарног топлотног ширења (експанзије) (11,4×10−6 -{K}-−1), ове карактеристике резултирају јединственом стабилношћу овог метала у условима термалног пуњења.
Хемијске Хемијско понашање берилијума је резултат углавном његовог малог атомског и јонског радијуса. Због тога, он има веома велики јонизацијски потенцијал и јаку поларизацију када се спаја са другим атомима, због чега је у свим својим спојевима ковалентан. У хемијском аспекту, он је више сличан алуминијуму него својим ближим суседима у периодном систему, јер има сличнији однос набоја и радијуса. Берилијум око себе формира заштитни слој оксида који онемогућава даљње реакције са ваздухом, осим ако се загреје изнад 1000 °C. Уколико се запали, берилијум гори светлим пламеном дајући мешавину берилијум оксида и берилијум нитрида. Врло лако се отапа у неоксидативним киселинама, као што је хлороводонична киселина и разблажена -{H2SO4}-, али не и у азотној киселини или води, јер гради оксиде. Овакво понашање је слично као и код металног алуминијума. Берилијум се такође раствара у алкалним растворима.
Атом берилијума има електронску конфигурацију -{[He] 2s}-2. Два валентна електрона дају берилијуму оксидацијско стање +2 и стога има могућност прављења две ковалентне везе; међутим, једини доказ ниже валенције берилијума је у топивости метала у берилијум-дихлориду (-{BeCl}-2). Према правилу октета, атом тежи да постигне валенцију 8 односно конфигурацију племенитог гаса. Берилијум тежи да достигне координацијски број 4, јер његове две ковалентне везе попуњавају половину овог октета. Координација 4 омогућава једињењима берилијума, као што су флуориди или хлориди, да граде полимере. Ове особине су примењене у аналитичким техникама користећи ЕДТА као лиганд. ЕДТА првенствено гради октахедралне комплексе – стога апсорбује друге катјоне попут -{Al}-3+ који би могли сметати - на пример, у екстракцији растварачима комплекса формираног између -{Be}-2+ и ацетилацетона. Берилиј(-{II}-) врло лако даје комплексе са јаким донирајућим лигандима попут фосфин оксида и арсин оксида. Проведене су исцрпне студије о овим комплексима које су показале стабилност везе -{O-Be}-.
Раствори берилијумевих соли попут берилијум-сулфата и берилијум-нитрата су кисели због хидролизе јона -{[Be(H2O)4]2+}-. -{[Be(H2O)4]2+ + H2O 15px [Be(H2O)3(OH)]+ + H3O+}-
Други производи хидролизе укључују тримерни јон -{[Be3(OH)3(H2O)6]3+}-. Берилијум хидроксид -{Be(OH)}-2 није растворљив чак ни у киселим растворима са -{pH}- нижом од 6, односно на биолошкој -{pH}- вредности. Он је амфотеран и раствара се у јаким базичним растворима.
Берилијум гради бинарна једињења са многим неметалима. Анхидридни халиди су познати за флуор, хлор, бром и јод. -{BeF}-2 има структуру сличну силицијум-диоксиду са тетрахедром у којем -{BeF}-4 деле врхове. -{BeCl}-2 и -{BeBr}-2 имају ланчану структуру са тетрахедром у којем деле ивице. Сви берилијумови халиди имају линеарну мономерску структуру у гасовитом стању.
Изотопи Стабилни и нестабилни изотопи берилијума су настали у звездама, међутим они немају дуго време постојања. Вјерује се да је највећи део берилијума у свемиру првобитно настао у међузвезданом медију када су космички зраци индуковали фисију тежих елемената који су се тада налазили у међузвезданој прашини и гасу. Примордијални берилијум садржи само један стабилни изотоп, 9-{Be}-, стога је берилијум моноизотопни елемент.
мини|десно|Дијаграм показује варијације Сунчеве активности, укључујући варијације у броју Сунчевих пега (црвено) и концентрације 10-{Be}- (плаво). Скала берилијума је инверзна, тако да повећање ове скале указује на ниже нивое 10-{Be}- Космогенски радиоактивни 10-{Be}- настаје у Земљиној атмосфери деловањем космичких зрака на кисеоник и његовим распадањем. Изотоп 10-{Be}- се акумулира на површини тла, где има релативно дуго време полураспада од 1,36 милиона година, након чега се полако распада на бор -{B}-10. Стога 10-{Be}- и његове кћерке изотопи се користе за испитивање природне ерозије тла, формирање тла и развој латеритних земљишта, као и климатска мерења варијације Сунчеве активности и старости ледених кора.
Производња изотопа 10-{Be}- је обрнуто пропорционална интензитету Сунчеве активности, јер повећање соларног ветра током периода високе Сунчеве активности смањује флукс галактичких космичких зрака који долазе до Земље. Нуклеарне експлозије такође производе 10-{Be}- путем реакције брзих неутрона са изотопом 13-{C}- у угљен-диоксиду из ваздуха. Ово је један од показатеља ранијих активности на местима где је у прошлости тестирано нуклеарно оружје. Изотоп 7-{Be}- са временом полураспада око 53 дана је такође космогеног порекла и има атмосферску распрострањеност зависну од Сунчевих пега, слично као и 10-{Be}-.
Распрострањеност мини|лево|Берилијумова руда
У саставу Сунца концентрација берилијума износи око 0,1 -{ppb}- (1 • 10-8%) У Земљиној кори, берилијум има концентрацију од 2 до 6 -{ppm}- (0,0002%-0,0006%). Највише је концентрисан у тлу, 6 -{ppm}-, а пронађен је и у количинама од 0,2 -{ppt}- (делова трилиона) у морској води. У траговима је пронађено присуство 9-{Be}- у Земљиној атмосфери. По другим изворима, количина берилијума у морској води је готово занемарива, чинећи само 0,0006 -{ppb}- (делова милијарде) по масеном уделу. Међутим, у текућим водама, берилијум је распрострањен далеко више, те чини око 0,1 -{ppb}- по масеном уделу.
Берилијум је пронађен у саставу преко 100 минерала, али већина њих су врло ретки минерали. Најчешћи и најраспрострањенији минерали који садрже берилијум укључују: бертрандит (-{Be4Si2O7(OH)2}-), берил (-{Al2Be3Si6O18}-), хризоберил (-{Al2BeO4}-) и фенакит (-{Be2SiO4}-). Врло скупоцјене форме берила су у облику драгих камења попут аквамарина, црвеног берила и смарагда. Зелена боја у формама берила као драгог камења јавља се због одређених количина примеса хрома (око 2% садржаја смарагда).
Две главне руде берилијума, берил и бертрандит су пронађени у Аргентини, Бразилу, Индији, Мадагаскару, Русији и у САД. Укупне светске резерве руде берилијума се процењују на преко 400.000 тона.
Употреба Процењује се да се највећи део произведеног берилијума утроши у војне сврхе, тако да детаљне информације нису лако доступне.