RUBIDIUM: HISTORIE, VLASTNOSTI, STRUKTURA, ZÍSKÁVÁNÍ, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Rubidium je kovový prvek patřící do skupiny 1 periodické tabulky: soli alkalických kovů, které jsou reprezentovány obecným chemickým symbolem Rb. Jeho název zní podobně jako rubín, a to proto, že když bylo objeveno, jeho emisní spektrum vykazovalo charakteristické linie tmavě červené barvy.

Je to jeden z nejreaktivnějších kovů, které existují. Je to první z alkalických kovů, který, i když není příliš hustý, klesá ve vodě. Také s ním reaguje výbušněji než lithium, sodík a draslík. Byly provedeny experimenty, při nichž puchýře praskly tam, kde jsou uloženy (spodní obrázek), aby padly a explodovaly ve vanách.

Ampule s jedním gramem rubidia uloženým v inertní atmosféře. Zdroj: Hi-Res obrázky chemických prvků

Rubidium se vyznačuje tím, že je dražším kovem než zlato samotné; ne tolik kvůli jeho nedostatku, ale kvůli jeho širokému mineralogickému rozšíření v zemské kůře a obtížím, které vznikají při jeho izolaci od sloučenin draslíku a cesia.

Ukazuje jasnou tendenci spojovat se s draslíkem ve svých minerálech, protože se nachází jako nečistoty. Nejen v geochemických záležitostech tvoří duo s draslíkem, ale také v oblasti biochemie.

Organismus „omyluje“ K ⁺ ionty s ionty Rb ⁺; rubidium však dosud není podstatným prvkem, protože jeho role v metabolismu není známa. Přesto byly doplňky rubidia použity ke zmírnění určitých zdravotních stavů, jako je deprese a epilepsie. Na druhé straně, oba ionty vydávají fialový plamen v žáru zapalovače.

Vzhledem ke svým vysokým nákladům nejsou jeho aplikace příliš založeny na syntéze katalyzátorů nebo materiálů, ale jako součást různých zařízení s teoretickými fyzikálními základy. Jedním z nich jsou atomové hodiny, solární články a magnetometry. To je důvod, proč je rubidium někdy považováno za podhodnocený nebo podhodnocený kov.

Dějiny

Rubidium objevili v roce 1861 němečtí chemici Robert Bunsen a Gustav Kirchhoff pomocí spektroskopie. K tomu použili Bunsenův hořák a spektroskop, vynalezený před dvěma lety, a také analytické srážkové techniky. Jejich předmětem studia byl minerální lepidolit, jehož vzorek byl odebrán ze Saska v Německu.

Začali se 150 kg lepidolite minerální, které ošetřené kyselinou chloroplatičité, H ₂ PtCl ₆, aby se vysrážel hexachloroplatinate draselného, K ₂ PtCl ₆. Když však studovali jeho spektrum spálením v Bunsenově hořáku, zjistili, že vykazuje emisní čáry, které se v té době neshodovaly s žádným jiným prvkem.

Emisní spektrum tohoto nového prvku se vyznačuje tím, že v červené oblasti mají dvě dobře definované linie. Proto ji pokřtili názvem „rubidus“, což znamená „tmavě červená“. Později, Bunsen a Kirchhoff podařilo oddělování Rb ₂ PtCl ₆ z K ₂ PtCl ₆ frakční krystalizací; konečně jej redukovat na svou chloridovou sůl pomocí vodíku.

Němečtí chemici, kteří identifikovali a izolovali sůl nového prvku rubidium, ji pouze omezili na kovový stav. K dosažení tohoto cíle se pokusili dvěma způsoby: použitím elektrolýzy na chlorid rubidium nebo zahřátím soli, kterou lze snáze redukovat, jako je například vínan. Tak se zrodilo kovové rubidium.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Vzhled

Měkký, stříbrně šedý kov. Je tak hladký, že vypadá jako máslo. Obvykle se balí do skleněných ampulí, uvnitř nichž převládá inertní atmosféra, která je chrání před reakcí se vzduchem.

Atomové číslo (Z)

37

Molární hmotnost

85,4678 g / mol

Bod tání

39 ° C

Bod varu

688 ° C

Hustota

Při pokojové teplotě: 1,532 g / cm ³

V bodu tání: 1,46 g / cm ³

Hustota rubidia je vyšší než hustota vody, takže se bude při násilné reakci s ním klesat.

Teplo fúze

2,19 kJ / mol

Odpařovací teplo

69 kJ / mol

Elektronegativita

0,82 na Paulingově stupnici

Elektronická příbuznost

46,9 kJ / mol

Ionizační energie

-První: 403 kJ / mol (Rb ⁺ plynný)

-Second: 2632,1 kJ / mol (Rb ²⁺ plynný)

-Third: 3859,4 kJ / mol (plynný Rb ³⁺)

Atomové rádio

24:00 (empirické)

Tepelná vodivost

58,2 W / (m K)

Elektrický odpor

128 nΩ m při 20 ° C

Mohsova tvrdost

0,3. I mastek je proto těžší než kovové rubidium.

Reaktivita

Plamenový test na rubidium. Když reaguje, vydává fialový plamen. Zdroj: Didaktische.Medien

Rubidium je jedním z nejreaktivnějších alkalických kovů, po cesiu a francia. Jakmile je vystaven vzduchu, začne hořet a při nárazu střílí lehké jiskry. Při zahřátí také vydává fialový plamen (horní obrázek), což je pozitivní test pro ionty Rb ⁺.

To reaguje s kyslíkem za vzniku směsi peroxidů (R ₂ O ₂) a superoxidy (RBO ₂). Ačkoli nereaguje s kyselinami a zásadami, prudce reaguje s vodou a vytváří hydroxid rubidia a plynný vodík:

R (y) + H ₂ O (l) => RbOH (aq) + H ₂ (g)

Reaguje s vodíkem za vzniku odpovídajícího hydridu:

R (y) + H ₂ (g) => 2RbH (y)

A také s halogeny a sírou výbušně:

2Rb (y) + Cl ₂ (g) => RbCl (y)

2Rb (y) + S (l) => R ₂ S (s)

Přestože rubidium není považováno za toxický prvek, je potenciálně nebezpečné a představuje nebezpečí požáru, když přichází do styku s vodou a kyslíkem.

Struktura a elektronická konfigurace

Atomy rubidia jsou uspořádány tak, že vytvářejí krystal s kubickou strukturou soustředěnou na tělo (bcc). Tato struktura je charakteristická pro alkalické kovy, které jsou lehké a mají sklon plavat na vodě; kromě rubidia dolů (cesium a francium).

U krystalů rubidia bcc interagují jejich atomy Rb navzájem díky kovové vazbě. Toto je řízeno “mořem elektronů” od jeho valenčního shellu, od orbitálu 5s podle jeho elektronické konfigurace:

5s ¹

Všech 5 orbitálů s jejich jediným elektronem se překrývá ve všech rozměrech kovových rubidiových krystalů. Tyto interakce jsou však slabé, protože jak se člověk pohybuje dolů skupinou alkalických kovů, orbitaly se stávají více rozptýlenými, a proto kovová vazba oslabuje.

Proto je teplota tání rubidia 39 ° C. Podobně jeho slabá kovová vazba vysvětluje měkkost jeho pevné látky; tak měkké, že to vypadá jako stříbrné máslo.

Není dostatek bibliografických informací o chování krystalů pod vysokým tlakem; pokud existují hustší fáze s jedinečnými vlastnostmi, jako je sodík.

Oxidační čísla

Jeho elektronická konfigurace naznačuje, že rubidium silně ztrácí svůj jediný elektron a stává se isoelektronickým pro krypton ušlechtilého plynu. Když se tak stane, ^vytvoří se monovalentní kation Rb ⁺. Poté se říká, že ve svých sloučeninách má oxidační číslo +1, když se předpokládá existence tohoto kationtu.

Vzhledem k tendenci rubidia k oxidaci je předpoklad, že v jeho sloučeninách existují ionty Rb ⁺, správný, což zase naznačuje iontový charakter těchto sloučenin.

Téměř ve všech sloučeninách rubidia vykazuje oxidační číslo +1. Příklady z nich jsou následující:

-Rubidiumchlorid, RbCl (Rb ⁺ Cl ^-)

-Rubidiumhydroxid, RbOH (Rb ⁺ OH ^-)

-Rubidium uhličitan, R ₂ CO ₃ (R ₂ ⁺ CO ₃ ²)

-Rubidium uhelnatý, R ₂ O (R ₂ ⁺ O ²)

-Rubidium superoxid, RbO ₂ (Rb ⁺ O ₂ ^-)

Přestože je rubidium velmi vzácné, může mít i záporné oxidační číslo: -1 (Rb ^-). V tomto případě by se jednalo o „rubidid“, pokud by vytvořil směs s prvkem méně elektronegativním než on, nebo kdyby byl vystaven za zvláštních a přísných podmínek.

Clustery

Existují sloučeniny, kde každý atom Rb jednotlivě představuje oxidační čísla s frakčními hodnotami. Například, v R ₆ O (R ₆ ²⁺ O ²) a R ₉ O ₂ (R ₉ ⁴⁺ O ₂ ²) kladný náboj se rozdělí mezi sadou Rb atomů (klastrů). Tak, v Rb ₆ O číslo oxidace teoreticky by +1/3; zatímco v Rb ₉ O ₂, + 0,444 (4/9).

Klastrová struktura Rb9O2. Zdroj: Axiosaurus

Nahoře je struktura shluk R ₉ O ₂ reprezentován koule a barů modelu. Všimněte si, jak devět atomů Rb "uzavírá" O ² anionty.

Jako objasnění je to, jako by část původních kovových krystalů rubidia zůstala nezměněna, zatímco byly odděleny od matečného krystalu. Při tom ztratí elektrony; ty, které jsou nezbytné k přilákání ^02-, a výsledný kladný náboj je rozdělen mezi všechny atomy uvedeného klastru (sady nebo agregáty atomů Rb).

V těchto klastrech rubidia tedy nelze formálně předpokládat existenci Rb ⁺. R ₆ O a R ₉ O _{2 jsou} klasifikovány jako rubidia suboxidu, ve kterých je splněna tato zřejmá anomálie mít přebytek atomů kovu ve vztahu k oxidu anionty.

Kde najít a získat

zemská kůra

Vzorek lepidolitového minerálu. Zdroj: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Rubidium je 23. nejhojnějším prvkem v zemské kůře, s hojností srovnatelnou s kovovým zinkem, olovem, cesiem a mědí. Detail je, že jeho ionty jsou široce rozptýleny, takže v žádném minerálu jako hlavní kovový prvek dominuje a jeho rudy jsou také vzácné.

Z tohoto důvodu je rubidium velmi drahý kov, dokonce více než samotné zlato, protože jeho proces získávání z jeho rud je složitý kvůli obtížím jeho těžby.

V přírodě, vzhledem k jeho reaktivita, rubidia není nalezen v jeho přirozeném stavu, ale jako oxid (R ₂ O), chlorid (RbCl) nebo společně s jinými anionty. Jeho „volné“ ionty Rb ⁺ se nacházejí v mořích s koncentrací 125 µg / l, jakož i v horkých pramenech a řekách.

Mezi minerály zemské kůry, které ji obsahují v koncentraci menší než 1%, máme:

-Leucita, K

-Polucite, Cs (Si ₂ AI) O ₆ nH ₂ O

-Carnalite, KMgCl ₃ · 6H ₂ O

-Zinnwaldite, KLiFeAl (AlSi ₃) O ₁₀ (OH, F) ₂

-Amazonite, Pb, Kalsi ₃ O ₈

-Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

-Biotite, K (Mg, Fe) ₃ AlSi ₃ O ₁₀ (OH, F) ₂

-Rubiclin, (R, K) AlSi ₃ O ₈

-Lepidolite, K (Li, Al) ₃ (Si, AI) ₄ O ₁₀ (F, OH) ₂

Geochemické sdružení

Všechny tyto minerály sdílejí jednu nebo dvě společné věci: jsou to křemičitany draslíku, cesia nebo lithia nebo jsou to minerální soli těchto kovů.

To znamená, že rubidium má silnou tendenci se sdružovat s draslíkem a cesiem; Může dokonce nahradit draslík během krystalizace minerálů nebo hornin, jak se děje v ložiscích pegmatitů, když magma krystalizuje. Rubidium je tedy vedlejším produktem těžby a rafinace těchto hornin a jejich minerálů.

Rubidium lze také nalézt v běžných horninách, jako je žula, jíl a čedič, a dokonce i v ložiskách karbonů. Ze všech přírodních zdrojů představuje lepidolit svou hlavní rudu, ze které je komerčně využíván.

Na druhé straně u karnalitu lze rubidium nalézt jako RbCl nečistoty s obsahem 0,035%. A ve vyšší koncentraci se vyskytují ložiska polucite a rubicline, které mohou mít až 17% rubidia.

Jeho geochemické spojení s draslíkem je způsobeno podobností jejich iontových poloměrů; Rb ⁺ je větší než K ⁺, ale rozdíl ve velikosti není překážkou pro to, aby první mohl nahrazovat posledně jmenovaný ve svých minerálních krystalech.

Frakční krystalizace

Ať už začíná lepidolitem nebo polucitem nebo některým z výše uvedených minerálů, výzva zůstává ve větší či menší míře stejná: oddělit rubidium od draslíku a cesia; to znamená, aplikovat techniky separace směsí, které umožňují mít na jedné straně sloučeniny rubidia nebo soli a na druhé straně draselné a cesiové soli.

To je obtížné, protože tyto ionty (K ⁺, Rb ⁺ a Cs ⁺) sdílejí velkou chemickou podobnost; Reagují stejným způsobem za vzniku stejných solí, které se díky své hustotě a rozpustnosti jen stěží liší. Proto se používá frakční krystalizace, aby mohla krystalizovat pomalu a kontrolovaným způsobem.

Tato technika se například používá k oddělení směsi uhličitanů a kamence od těchto kovů. Procesy krystalizace se musí několikrát opakovat, aby se zajistily krystaly s vyšší čistotou a bez ko-precipitovaných iontů; rubidiová sůl, která krystalizuje s ionty K ⁺ nebo Cs ⁺ na svém povrchu nebo uvnitř.

Modernější techniky, jako je použití iontoměničové pryskyřice nebo korunových etherů jako komplexotvorných činidel, také umožňují izolovat ionty Rb ⁺.

Elektrolýza nebo redukce

Jakmile byla rubidiová sůl oddělena a vyčištěna, dalším a posledním krokem je redukce Rb ⁺ kationtů na pevný kov. Sůl se roztaví a podrobí se elektrolýze, takže se na katodě vysráží rubidium; nebo se používá silné redukční činidlo, jako je vápník a sodík, schopné rychle ztratit elektrony, a tím snížit rubidium.

Izotopy

Rubidium se nachází na Zemi jako dva přírodní izotopy: ⁸⁵ Rb a ⁸⁷ Rb. První má hojnost 72,17%, zatímco druhá 27,83%.

⁸⁷ Rb je zodpovědný za tento kov je radioaktivní; jeho záření je však neškodné a dokonce užitečné pro analýzu datování. Jeho poločas rozpadu (t _1/2) je 4,9 · 10 ¹⁰ let, jehož časové období přesahuje věk vesmíru. Když se rozpadne, stává se stabilním izotopem ⁸⁷ Mr.

Díky tomu byl tento izotop používán k datu stáří zemských minerálů a hornin přítomných od počátku Země.

Kromě izotopů ⁸⁵ Rb a ⁸⁷ Rb existují i ​​jiné syntetické a radioaktivní s proměnlivými a mnohem kratšími životnostmi; například ⁸² Rb (t _1/2 = 76 sekund), ⁸³ Rb (t _1/2 = 86,2 dní), ⁸⁴ Rb (t _1/2 = 32,9 dní) a ⁸⁶ Rb (t _{1 / 2} = 18,7 dní). Ze všech je ⁸² Rb nejpoužívanější v lékařských studiích.

Rizika

Kov

Rubidium je takový reaktivní kov, který musí být uložen ve skleněných ampulích v inertní atmosféře, aby nereagoval s kyslíkem ve vzduchu. Pokud se puchýř rozbije, může být kov umístěn do petroleje nebo minerálního oleje, aby byl chráněn; skončí však oxidací kyslíkem rozpuštěným v nich, což vede k peroxidům rubidia.

Pokud se naproti tomu rozhodne, že jej umístíme na dřevo, skončí to spálením fialovým plamenem. Pokud je hodně vlhkosti, bude hořet pouhým vystavením vzduchu. Když je velká část rubidia vhozena do objemu vody, prudce exploduje, dokonce zapálí vzniklý vodík.

Proto je rubidium kov, s nímž by se neměli zabývat všichni, protože prakticky všechny jeho reakce jsou výbušné.

Ion

Na rozdíl od kovového rubidia jeho ionty Rb ⁺ nepředstavují pro živé věci žádné zjevné riziko. Ty rozpuštěné ve vodě interagují s buňkami stejným způsobem jako ionty K ⁺.

Proto rubidium a draslík mají podobné biochemické chování; rubidium však není nezbytným prvkem, zatímco draslík je. Tímto způsobem se může znatelná množství Rb ⁺ akumulovat uvnitř buněk, červených krvinek a vnitřností, aniž by to mělo negativní dopad na tělo jakéhokoli zvířete.

Odhaduje se, že dospělý samec s hmotností 80 kg obsahuje asi 37 mg rubidia; a navíc zvýšení této koncentrace řádově 50 až 100krát nevede k nežádoucím příznakům.

Přebytek iontů Rb ^{+ však} může skončit přemístěním iontů K ⁺; a v důsledku toho bude jedinec trpět velmi silnými svalovými křečemi až do smrti.

Je zřejmé, že rubidiové soli nebo rozpustné sloučeniny to mohou okamžitě spustit, takže žádná z nich by neměla být spolknuta. Kromě toho může způsobit popáleniny jednoduchým kontaktem a mezi jedovatější patří rubidiumfluorid (RbF), hydroxid (RbOH) a kyanid (RbCN) rubidia.

Aplikace

Sběrač plynu

Rubidium se používá k zachycení nebo odstranění stop plynů, které mohou být ve vakuově uzavřených zkumavkách. Přesně kvůli jejich vysoké tendenci k zachycení kyslíku a vlhkosti v nich, oni odstraní je na jejich povrchu jako peroxidy.

Pyrotechnika

Když hoří soli rubidia, vydávají charakteristický červeno-fialový plamen. Některé ohňostroje mají tyto soli ve složení, takže s těmito barvami explodují.

Doplněk

Chlorid rubidia byl předepsán pro boj s depresí, protože studie určovaly deficit tohoto prvku u jedinců trpících tímto zdravotním stavem. Používá se také jako sedativum a k léčbě epilepsie.

Kondenzát Bose-Einstein

Atomy izotopu ⁸⁷ Rb byly použity k vytvoření prvního kondenzátu Bose-Einstein. Tento stav hmoty spočívá v tom, že atomy při teplotě blízké absolutní nule (0 K) jsou seskupeny nebo „kondenzovány“ a chovají se, jako by byly jeden.

Rubidium tak bylo protagonistou tohoto triumfu v oblasti fyziky, a to byl Eric Cornell, Carl Wieman a Wolfgang Ketterle, kdo obdržel Nobelovu cenu v roce 2001 díky této práci.

Diagnóza nádoru

Syntetický radioizotop ⁸² Rb se rozkládá a emituje pozitrony, které se používají k akumulaci v tkáních bohatých na draslík; například ty, které se nacházejí v mozku nebo srdci. Používá se proto k analýze funkčnosti srdce a přítomnosti možných nádorů v mozku pomocí pozitronové emisní tomografie.

Součástka

Rubidiové ionty našli místo v různých typech materiálů nebo směsích. Například jeho slitiny byly vyrobeny ze zlata, cesia, rtuti, sodíku a draslíku. Byl přidán do sklenic a keramiky pravděpodobně ke zvýšení jejich teploty tání.

Do solárních článků byly přidány perovskity jako důležitá složka. Rovněž bylo studováno jeho možné použití jako termoelektrický generátor, materiál pro přenos tepla v prostoru, palivo v iontových pohonných motorech, elektrolytické médium pro alkalické baterie a atomové magnetometry.

Atomové hodiny

S rubidiem a cesiem byly vyrobeny slavné, velmi přesné atomové hodiny, používané například v satelitech GPS, se kterými mohou majitelé jejich chytrých telefonů znát svou polohu při pohybu na silnici.

Reference

1. Bond Tom. (29. října 2008). Rubidium. Obnoveno z: chemistryworld.com
2. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
3. Wikipedia. (2019). Rubidium. Obnoveno z: en.wikipedia.org
4. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Rubidium. PubChem Database. CID = 5357696. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Chellan, P., & Sadler, PJ (2015). Prvky života a léky. Filozofické transakce. Série A, Matematické, fyzikální a inženýrské vědy, 373 (2037), 20140182. doi: 10.1098 / rsta.2014.0182
6. Mayo nadace pro lékařské vzdělání a výzkum. (2019). Rubidium Rb 82 (Intravenózní cesta). Obnoveno z: mayoclinic.org
7. Marques Miguel. (sf). Rubidium. Obnoveno z: nautilus.fis.uc.pt
8. James L. Dye. (12. dubna 2019). Rubidium. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta o prvku rubidia. Chemicool. Obnoveno z: chemicool.com
10. Michael Pilgaard. (10. května 2017). Rubidiové chemické reakce. Obnoveno z: pilgaardelements.com