Holmijs ķīmisko elementu periodiskajā tabulā tiek apzīmēts ar simbolu Ho un atrodas 6. perioda f-blokā. Holmija relatīvā atommasa ir 164,930, un tā atoms sastāv no 67 protoniem un 67 elektroniem (elektronu konfigurācija [Xe]4f¹¹6s²). Holmijs pieder pie lantanīdu jeb retzemju elementu grupas. Holmijs ir sudrabaini spīdīgs metāls. Gaisā istabas temperatūrā holmijs lēni oksidējas, uz tā virsmas veidojas dzeltenīga oksīda kārta, kas aizsargā metālu no turpmākas straujas korozijas. 

Holmijs tika atklāts 1878. gadā Ženēvā (Šveicē). To atklāja ķīmiķi Marks Delafontēns (Marc Delafontaine) un Žaks Luijs Sorē (Jacques-Louis Soret). Neatkarīgi no viņiem holmiju atklāja arī ķīmiķis Pērs Teodors Klēve (Per Teodor Cleve) Upsālā (Zviedrijā). Abas pētnieku grupas analizēja itrija paraugu, kas saturēja arī citu retzemju elementu pēdas. No šī parauga jau bija iegūts erbijs, no kura vēlāk tika iegūts iterbijs. P. T. Klēve rūpīgāk izpētīja to, kas bija palicis pēc iterbija atdalīšanas, un saprata, ka tajā jābūt vēl citiem elementiem. Viņš konstatēja, ka iterbija atommasa ir atkarīga no tā izcelsmes avota. 1878. gadā viņš atdalīja holmiju no erbija. M. Delafontēns un Ž. L. Sorē to arī ieguva no tā paša erbija avota, pamanot neizskaidrojamas līnijas atomu spektrā. Nav droši zināms, kura no zinātnieku grupām pirmā bija ieguvusi tīru jaunā elementa paraugu, jo vēl viens retzemju elements – disprozijs – vēlāk tika iegūts no holmija parauga.

Elementa nosaukums ir cēlies no latīņu valodas vārda Holmia ‘Stokholma’. Tīrs holmija oksīds tika izolēts tikai 1911. gadā, to paveica zviedru zinātnieks Oto Holmbergs (Otto Holmberg). 

Holmijs nav atrodams dabā tīra metāla veidā, bet ir sastopams tikai minerālos. Holmijs sastopams gadolinītā, monacītā, kā arī ksenotīmā, eiksenītā un citur. Tas ir 56. visizplatītākais elements Zemes garozā, veidojot aptuveni 1,4 masas daļas uz miljonu (ppm). Rūpnieciski to iegūst galvenokārt no monacīta, kur šis elements sastopams aptuveni 0,05 % apjomā. Holmiju iegūst, reducējot tā bezūdens hlorīdu vai fluorīdu ar kalcija metālu. To iegūst no rūdām, kas tiek pārstrādātas itrija ieguvei, izmantojot jonu apmaiņas un šķīdinātāju ekstrakcijas metodes. 

Vienīgais dabā sastopamais holmija stabilais izotops ir holmijs-165. Pastāv 35 holmija radioaktīvie izotopi, kuru masas skaitļi svārstās no holmija-140 līdz holmijam-175. Radioizotopu pussabrukšanas periodi ir no dažām milisekundēm līdz 4570 gadiem. No mākslīgi iegūtajiem radioaktīvajiem izotopiem visstabilākais ir holmijs-163 ar pussabrukšanas periodu 4570 gadi, nākamais ir holmijs-166 ar pussabrukšanas periodu 27 stundas. Pārējo radioizotopu pussabrukšanas periodi ir īsāki par dažām stundām.

Holmijs ir sudrabaini spīdīgs metāls. Tas ir salīdzinoši mīksts un kaļams. Metālam piemīt neparastas magnētiskās īpašības. Istabas temperatūrā holmijs ir izteikti paramagnētisks. Tam ir viens no lielākajiem magnētiskajiem momentiem no visiem dabā sastopamajiem elementiem, kas rodas no lielā nesapāroto elektronu skaita tā 4f orbitālēs. Tāpēc holmijs daudz spēcīgāk reaģē uz ārējiem magnētiskajiem laukiem nekā vairums citu elementu. Ļoti zemās temperatūrās, zem –254 °C, holmijs kļūst feromagnētisks. Šī izcilā magnētiskā uzvedība holmiju padara īpaši noderīgu pielietojumos, kuros nepieciešama ļoti spēcīgu magnētisko lauku ģenerēšana. Holmija viršanas temperatūra ir 2700 ºC, tā kušanas temperatūra ir 1474 ºC. Holmija blīvums ir 8,80 g/cm³ (dati no “CRC Ķīmijas un fizikas rokasgrāmatas, 86. izdevuma” (CRC Handbook of Chemistry and Physics. 86th Edition) Deivida Lida (David R. Lide) redakcijā). Holmija atoma kovalentais rādiuss ir 179 pm, savukārt tā elektronegativitātes vērtība ir 1,23. 

Sausā gaisā istabas temperatūrā holmijs ir stabils, taču mitrā gaisā un paaugstinātā temperatūrā tas strauji oksidējas. Istabas temperatūras gaisā holmijs lēni oksidējas, uz tā virsmas veidojas dzeltenīga oksīda kārta, kas aizsargā metālu no turpmākas straujas korozijas. Karsējot holmijs viegli reaģē ar skābekli, veidojot holmija oksīdu (Ho₂O₃). Tas arī reaģē ar ūdeni, īpaši paaugstinātā temperatūrā, veidojot holmija hidroksīdu (Ho(OH)₃). Holmijs ir visstabilākais savienojumos ar oksidēšanās pakāpi +3. Tieši šī oksidēšanās pakāpe ir sastopama gandrīz visos tā savienojumos. Savienojumi ar oksidēšanās pakāpi +2 parasti ir nestabili. Sāļi, piemēram, holmija hlorīds un holmija nitrāts, parasti ir dzelteni vai rozā, ir labi šķīstoši ūdenī. Holmijs reaģē ar skābēm, veidojot atbilstošus holmija sāļus. 

Holmijam piemīt unikālas magnētiskās īpašības un elektronu uzvedība, kas piemērota jaunu materiālu un tehnoloģiju izstrādei. Holmijs absorbē neitronus, tāpēc to izmanto vadības stieņos, lai regulētu kodolķēdes reakcijas kodolreaktoros. Holmija sakausējumus izmanto īpašos augstas stiprības magnētos, vietās, kur nepieciešami ļoti spēcīgi magnētiskie lauki. Ar holmiju leģētie lāzeri (Ho:YAG lāzeri) tiek plaši izmantoti medicīniskajās procedūrās, piemēram, ķirurģijā un oftalmoloģijā. Tos izmanto arī vēža ārstēšanā un minimāli invazīvās operācijās, jo holmija lāzeri spēj precīzi griezt audus ar minimāliem bojājumiem. Holmiju izmanto spektrofotometru kalibrēšanas standartos, pateicoties tā asajām optiskās absorbcijas līnijām. Holmija sakausējumiem piemītošās magnētiskās īpašības ir noderīgas modernos elektroniskajos komponentos un zinātniskās pētniecības iekārtās.