استخدامات عنصر البريليوم و الخصائص الكيميائية و الفيزيائية له

 تعرف على الخصائص الكيميائية و الفيزيائية لعنصر البريليوم، وكذلك مركبات و استخدامات البريليوم.

كما سنتحدث في هذا المنشور عن تفاعلات هذا العنصر، ومخاطر هذا العنصر ومركباته. بالإضافة إلى النظائر الخاصة به ووفرة العنصر في الطبيعية.

ما هو البريليوم؟

البريليوم (Be) هو عنصر كيميائي من الفلزات، وبالأخص من القلويات الأرضية، و عدده الذري 4. يوجد في الدورة الثانية، وفي أعلى المجموعة الرأسية الثانية (IIa). أي أنه أول عنصر في المجموعة الثانية.

تم اكتشافه، (1798 م)، من قبل العالم الفرنسي الكيميائي نيكولاس لويس فوكلين، كأكسيد في صورة البيريل والزمرد. وتم عزله كمعدن، (1828 م)، من قبل العالمين الألماني فريدريش فولر، والفرنسي أنطوان أ.ب. بوسي، وذلك بإختزال كلوريد البريليوم بالبوتاسيوم.

عنصر البريليوم تكافؤه ثنائي وهو سام ، رمادي فولاذي ، قوي ، يعد من العناصر الفلزية الخفيفة^[1]. يستخدم بشكل أساسي كعامل تصلب في السبائك. يحتوي البريليوم على واحدة من أعلى نقاط انصهار المعادن الخفيفة. لديها موصلية حرارية ممتازة، وهي غير مغناطيسية. وتقاوم هجوم حمض النيتريك المركز وفي درجة الحرارة القياسية والضغوط يقاوم البريليوم الأكسدة عند تعرضه للهواء.

وبخصوص الوفرة الطبيعية فإن النظيرين بريليوم-7، وبريليوم-10، نادرة الوجود. في حين أن النظير بريليوم-9 لديه نسبة وفرة كبيرة بسبب استقراره.

خصائص البريليوم

تتشابه الخصائص الذرية والكيميائية لعنصر البريليوم لخصائص عناصر المجموعة الثانية، وهي الفلزات القلوية الأرضية. ومع ذلك فإنه يظهر بعض الشذوذ في الخواص الكيميائية بسبب صغر حجمه مقارنة بباقي عناصر المجموعة. ومن ناحية أخرى يمتلك البريليوم بعض الخصائص المشابهة لعناصر الدورة الثانية التي تنتمي إليها.

الخصائص الذرية العامة

الخاصية	القيمة
رمز البريليوم	Be
العدد الذري	4
الوزن الذري	9.012 جم/مول
عدد الأغلفة	2
مستويات الطاقة الرئيسية	K,L
مستويات الطاقة الفرعية	1s,2s
عدد الأكسدة	2+
التوزيع الإلكتروني	\(1s^2,2s^2\)
التصنيف	فلز أرضي قلوي
السالبية الكهربائية	1.57
نصف القطر الذري	1.05 أنجستروم

الخصائص الفيزيائية لعنصر البريليوم: هذه قائمة تحتوي على الخصائص الفيزيائية للبريليوم:

• الطور: صلب.
• البنية البلورية: سداسي.
• الصلابة: 5.5 على مقياس موس.
• اللون: معدن فضي أبيض ^[1].
• الذوبانية: لا يذوب في الماء.
• الكثافة: 1.85 جم/سم3.
• السعة الحرارية: 16.443 جول/مول*كلفن (عند 25 درجة مئوية).
• نقطة الغليان: 2741 كلفن.
• نقطة الانصهار: 1560 كلفن.
• التوصيلية: موصل جيد للحرارة والكهرباء.

المخاطر:

الخطر	الوصف
السمية	البريليوم سام، ويمكن أن يسبب مجموعة متنوعة من الأعراض، بما في ذلك تهيج الجلد والعينين والجهاز التنفسي، بالإضافة إلى مشاكل في القلب والرئة والعظام.
الالتهاب الرئوي البريليومي	التهاب الرئة البريليومي هو حالة رئوية خطيرة يمكن أن تؤدي إلى تلف دائم في الرئتين.
مرض بريليوم	مرض بريليوم هو مرض تدريجي يمكن أن يسبب مشاكل في القلب والرئة والعظام.

الخصائص الكيميائية للبريليوم:

النشاط الكيميائي: أقل نشاطا من باقي عناصر المجموعة. يتفاعل البريليوم مع الأحماض والماء لتكوين غاز الهيدروجين. يتفاعل لفترة وجيزة مع الأكسجين الموجود في الهواء لتكوين أكسيد البريليوم (BeO). يشكل أكسيد البريليوم جلدًا رقيقًا على سطح المعدن يمنع المعدن من التفاعل بشكل أكبر مع الأكسجين.

هناك سبب إضافي لقلة نشاط البريليوم مقارنة ببقية مجموعته. يحتوي البريليوم على طبقة أكسيد قوية مقاومة على سطحه مما يقلل من تفاعله في درجات الحرارة العادية. ومع ذلك ، فإن طبقة الأكسيد تتكسر فوق 750 درجة مئوية وتكشف سطح معدن البريليوم تحتها ، وبالتالي تفشل الحماية.

تفاعلات البريليوم:

البريليوم كما أسلفنا عنصر نشط كيميائيا، لذلك يشارك في العديد من التفاعلات الكيميائية؛ مثل تفاعله مع بخار الماء والأكسجين والأحماض والهالوجينات والهيدروجين.

1. تفاعل البريليوم مع بخار الماء: يتفاعل البريليوم مع البخار عند درجات حرارة عالية (حوالي 700 درجة مئوية أو أكثر) ليعطي أكسيد البريليوم الأبيض والهيدروجين. كما في المعادلة التالية:

\[\ce{Be_{(s)} + H_2O_{(g)} \xrightarrow{700+ °C} BeO_{(s)} + H_{2(g)}}\]

2. تفاعلات البريليوم مع الأحماض: تفاعلات البريليوم مع الأحماض ينتج عنها أيونات البريليوم ثنائية الشحنة.

وبدون طبقة الأكسيد (BeO) الواقية يذوب البريليوم بسهولة في الأحماض المخففة. مثل حمض الكبريتيك، H2SO4، حمض الهيدروكلوريك، HCL، وحمض النيتريك، HNO3، لتشكيل أيونات Be(II) وغاز الهيدروجين H2. كما في المعادلة أدناه: \[\ce{Ba_{(s)} + 2H^+_{(aq)} → Ba^+_{(aq)} + H_{2(g)}}\]

3. تفاعل البريليوم مع الهواء (الأكسجين): يتم أكسدة البريليوم بواسطة الأكسجين ، مكونًا سطح BeO.  عادة لا يمكن أكسدة البريليوم ، حتى عند التسخين إلى 600 درجة مئوية ، ولكن يمكن جعل البريليوم المسحوق يحترق في الهواء ، مكونًا أكسيد البريليوم ، BeO ونيتريد البريليوم Be3N2. كما يظهر في المعادلة:

\[\ce{2Be_{(s)} + O_{2(g)} → 2BeO_{(s)}}\]

\[\ce{3Be_{(s)} + N_{2(g)} → Be_3N_{2(s)}}\]

4. تفاعلات البريليوم مع الهالوجينات: يتفاعل معدن البريليوم مع الكلور Cl2 والبروم Br2 مكونا البريليوم(II) ثنائي الهاليد المقابل. وكذلك مع الفلور كالتالي:

\[\ce{Be_{(s)} + Cl_{2(g)} → BeCl_{2(s)}}\]

\[\ce{Be_{(s)} + Br_{2(g)} → BeBr_{2(s)}}\]

5. تفاعل البريليوم مع الهيدروجين: ينتج عن تفاعل البريليوم مع الهيدروجين مركب يسمى هيدريد البريليوم، وهو مركب صلب بلوري أبيض. كما في المعادلة التالية:

\[\ce{Be + H2 → BeH2}\]

في هذا التفاعل، يتفاعل عنصرا من المجموعة الثانية مع آخر من المجموعة الأولى من الجدول الدوري، البريليوم (Be) والهيدرجين (H2). يفقد البريليوم إلكترونين ليصبح أيونًا موجبًا، بينما يكتسب الهيدروجين إلكترونًا واحدًا ليصبح أيونًا سالبًا. تتحد هذه الأيونات لتكوين مركب أيوني يسمى هيدريد البريليوم.

يتبع هذا التفاعل الخطوات التالية:

المرحلة الأولى: يفقد البريليوم إلكترونين ليصبح أيونًا موجبًا.

\[\ce{Be → Be^(++) + 2e^-}\]

المرحلة الثانية: يكتسب يكتسب كل أيون هيدروجين إلكترونًا واحدًا ليصبح أيونًا سالبًا.

\[\ce{H2 + 2e^- → 2H^-}\]

المرحلة الثالثة: تتحد الأيونات الموجبة والسالبة لتكوين مركب أيوني.

\[\ce{Be^(++) + 2H^- → BeH2}\]

مركبات البريليوم:

لا يوجد البريليوم بشكل نقي في الطبيعية. أما المصادر الطبيعية له فيمكن الحصول على مركباته في الصخور المعدنية، والتربة، والفحم، والغبار البركاني ^[3].

مركبات البريليوم هي مجموعة متنوعة من المواد الكيميائية التي تحتوي على عنصر البريليوم (Be). البريليوم معدن خفيف الوزن ذو نسبة قوة إلى وزن عالية، مما يجعله مثاليًا لمجموعة متنوعة من التطبيقات في مجال الطيران والسيارات وغيرها من الصناعات. ومع ذلك، فإن البريليوم ومركباته سامة أيضًا، ويمكن أن يسبب التعرض لها مجموعة متنوعة من المشكلات الصحية، بما في ذلك حساسية البريليوم ومرض البريليوم المزمن.

يشكل البريليوم عدد كبير من المركبات بسبب تفاعلاته وخصائصه الذرية و الكيميائية. عدد مركبات البريليوم أكثر من 25 مركب. لذلك سنقوم بذكر بعضها:

1. أكسيد البريليوم:

BeO مركب كيميائي، وهو عبارة عن بلورات بيضاء غير قابلة للذوبان في الماء. تستخدم في صناعة السيراميك والحراريات والمكونات الإلكترونية. في المختبر يمكن تحضير أكسيد البريليوم بتعريض كربونات البريليوم للحرارة.

\[\ce{BeCO3 → BeO + CO2↑}\]

2. بروميد البريليوم

\(\ce{BeBr2}\) عبارة عن بلورات عديمة اللون، يتم استخدامه كعاكس أو وسيط في التفاعلات النووية.  يستخدم البريليوم في الجيروسكوبات وأجزاء الكمبيوتر.  تم استخدام بروميد البريليوم كمحفز في إنتاج العديد من الجزيئات العضوية. يمكن تحضير هذا المركب عن طريق التفاعل المباشر بين \(\ce{Be}\) و \(\ce{Br2}\) عند درجة حرارة 800 كلفن (527 درجة مئوية).

3. هيدروكسيد البريليوم

عبارة عن مسحوق أبيض له الصيغة الكيميائية \(\ce{Be(OH)2}\)، لا يذوب في الماء. هيدروكسيد البريليوم مركب مذبذب؛ يذوب في كل من الأحماض والقواعد القوية لتكوين أملاح البريليوم. ويتحلل إلى أكسيد عند تسخينه إلى 138 درجة مئوية. يستخدم كوسيط في إنتاج البريليوم وأكاسيده وسبائكه.

4. كبريتات البريليوم

BeSO4 مادة صلبة بيضاء اللون. في درجات الحرارة العادية يذوب في الماء بنسبة 40 جم/100مل. وطريقة تحضيره هي:

\[\ce{Be(OH)_2 + H_2SO_4 → BeSO_4 + 2H_2O}\]

5. فلوريد البريليوم (BeF2)

مركب صلب بلوري أبيض اللون يستخدم في إنتاج معدن البريليوم ومركبات البريليوم الأخرى.

6. كلوريد البريليوم (BeCl2)

مسحوق بلوري أبيض يستخدم كمحفز في التصنيع العضوي وكأحد مكونات السوائل الهيدروليكية.

7. هيدريد البريليوم

يستخدم هيدريد البريليوم في صناعة المركبات الفضائية وأجهزة الليزر. وهو مسحوق أبيض بلوري، ويعتبر مادة شديدة التفاعل ويمكن أن تنفجر إذا تعرضت للحرارة أو الصدمة.

نظائر البريليوم

يمتلك البريليوم 12 نظيرا ولكن ثلاثة منها مشهورة وهي \(\ce{(^7Be)}\) و \(\ce{(^9Be)}\) و \(\ce{(^10Be)}\). هذه النظائر نتجت من تأثير الأشعة الكونية. إليك بعض خصائص نظائر البريليوم الذرية:

• النظير البريليوم-9 \(\ce{(^9Be)}\) هو النظير المستقر الوحيد المتوفر، أما باقي النظائر فهي ليست متوفرة في الطبيعية. يحتوي على 4 بروتونات و 5 نيوترونات.
• البريليوم-7 \(\ce{(^7Be)}\) يمتلك 4 بروتونات و 4 نيوترونات. يبلغ عمر النصف لهذا النظير حوالي 53.22 يوم.
• البريليوم-10 \(\ce{(^10Be)}\) له 6 نيوترونات وعمر نصف 1.39 × 106. يضمحل إلى البورون-10.

استخدامات وتطبيقات البريليوم

من استخدامات البريليوم الشائعة إستخدامه مع بعض المعادن كخليط. يستخدم البريليوم في السبائك التي تحتوي على النحاس أو النيكل لصنع الجيروسكوبات والينابيع والتلامسات الكهربائية وأقطاب اللحام النقطي والأدوات المقاومة للإشتعال.

  يؤدي خلط البريليوم بهذه المعادن إلى زيادة توصيلها الكهربائي والحراري. وأهم هذه الاستخدامات:

1.  تستخدم سبائك البريليوم الأخرى كمواد هيكلية للطائرات عالية السرعة والصواريخ والمركبات الفضائية وأقمار الاتصالات.
2.  يعتبر البريليوم شفافًا نسبيًا للأشعة السينية، لذا فإن رقائق البريليوم الرقيقة جدًا تستخدم في الطباعة الحجرية بالأشعة السينية.  يستخدم البريليوم أيضًا في المفاعلات النووية كعاكس أو وسيط للنيوترونات.
3.  يحتوي أكسيد البيريليوم على نقطة انصهار عالية جدًا مما يجعله مفيدًا في الأعمال النووية بالإضافة إلى استخداماته في السيراميك.

المخاطر الصحية لمركبات البريليوم

البريليوم ومركباته سامة، ويمكن أن يسبب التعرض لها مجموعة متنوعة من المشاكل الصحية، بما في ذلك:

• حساسية البريليوم: هذا هو رد فعل تحسسي للبريليوم الذي يمكن أن يسبب مجموعة متنوعة من الأعراض، بما في ذلك الطفح الجلدي، وضيق في التنفس، والسعال.
• مرض البريليوم المزمن (CBD): هذا مرض رئوي خطير يمكن أن يتطور لدى الأشخاص الذين تعرضوا للبريليوم لفترة طويلة من الزمن. يمكن أن تسبب CBD ضيق التنفس والسعال والتعب. في الحالات الشديدة، يمكن أن تكون CBD قاتلة.

احتياطات السلامة

إذا كنت تعمل مع مركبات البريليوم، فمن المهم اتخاذ احتياطات السلامة لحماية نفسك من التعرض لها. وتشمل هذه الاحتياطات:

• ارتداء جهاز التنفس الصناعي ومعدات الحماية الشخصية الأخرى (PPE).
• العمل في منطقة جيدة التهوية.
• تجنب ملامسة غبار وأبخرة البريليوم.
• اتباع ممارسات النظافة الجيدة، مثل غسل اليدين جيدًا بعد التعامل مع مركبات البريليوم وقبل الأكل أو الشرب.

إذا كنت قد تعرضت للبريليوم أو مركباته، فمن المهم رؤية الطبيب لإجراء اختبار حساسية البريليوم و CBD.

اقرأ المقالة الكاملة عن إرشادات السلامة في مختبر الكيمياء

الأسئلة الشائعة:

هل يتفاعل البريليوم مع الماء؟ ولماذا؟

لا يتفاعل البريليوم مع الماء. يرجع ذلك إلى صغر حجمه وطاقة التأين العالية له.

ما هي المصادر الطبيعية للبريليوم؟

يمكن الحصول على مركبات البريليوم في الصخور المعدنية، والتربة، والفحم، والغبار البركاني.

المصادر

1. ويكيبيديا، نظائر البيريليوم
2. Royal Society of Chemistry, Beryllium
3. Australia Government. Beryllium and Compounds. Department of Climate Change, Energy, the Environment and Water
4. [المعهد الوطني للسلامة والصحة المهنية (NIOSH)].
5. [إدارة السلامة والصحة المهنية (OSHA)].