Przejdź do zawartości

Rubid

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Rubid
← rubid → stront
Wygląd
srebrzystobiały
Rubid
Widmo emisyjne rubidu
Widmo emisyjne rubidu
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a.

rubid, Rb, 37
(łac. rubidium)

Grupa, okres, blok

1 (IA), 5, s

Stopień utlenienia

I

Właściwości metaliczne

metal alkaliczny

Właściwości tlenków

silnie zasadowe

Masa atomowa

85,468 ± 0,001[a][3]

Stan skupienia

stały

Gęstość

1532 kg/m³

Temperatura topnienia

39,30 °C[1]

Temperatura wrzenia

688 °C[1]

Numer CAS

7440-17-7

PubChem

5357696

Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)

Rubid (Rb, łac. rubidium) – pierwiastek chemiczny z grupy metali alkalicznych układu okresowego.

Charakterystyka

[edytuj | edytuj kod]
Barwienie płomienia przez związek rubidu

Rubid ma 29 izotopów z przedziału mas 74–102 o okresie półtrwania minimum 1 ms[4]. Trwały jest tylko 85Rb. W naturalnym składzie izotopowym tego pierwiastka oprócz 85Rb (72,2%) występuje jeszcze długożyciowy izotop 87Rb (27,8%, t1/2 ≈ 50 mld lat)[5].

W postaci czystej rubid jest bardzo miękkim, ciągliwym metalem o srebrzysto-szarym połysku[6]. Jego własności chemiczne są zbliżone do potasu (który jest mniej reaktywny od rubidu) oraz cezu (który jest bardziej reaktywny). Jest drugim po cezie najbardziej elektrododatnim z nieradioaktywnych metali alkalicznych (X = 0,82). Topi się w temperaturze 39,3 °C. Tworzy amalgamat z rtęcią oraz stopy ze złotem, żelazem, cezem, sodem i potasem, ale nie z litem[7]. Na powietrzu zapala się samorzutnie, z wodą reaguje wybuchowo[6]. Ma bardzo małą energię jonizacji, 406 kJ/mol[8].

Kationy Rb+ barwią płomień na kolor fioletowo-różowy. Odróżnienie od bardzo podobnej barwy płomienia potasu wymaga spektroskopu.

Występowanie

[edytuj | edytuj kod]

Występuje w skorupie ziemskiej w ilości 90 ppm. Minerałami o relatywnie wysokiej zawartości rubidu są lepidolit i karnalit.

Odkrycie

[edytuj | edytuj kod]

Został odkryty w 1861 roku przez R. Bunsena i G. Kirchhoffa w Heidelbergu metodą analizy widmowej[9]. Robert Bunsen otrzymał rubid po raz pierwszy w postaci czystej za pomocą reakcji chlorku rubidu z potasem.

Niektóre jego sole, podobnie jak sole litu, mają działanie stymulujące ośrodkowy układ nerwowy. Dawniej podejmowano próby zastosowania soli rubidu w lecznictwie psychiatrycznym (w chorobie afektywnej)[10].

Zastosowania techniczne

[edytuj | edytuj kod]
Rubidowy zegar atomowy w U.S. Naval Observatory

Znane są jego tlenki, sole kwasów nieorganicznych i kilkaset kompleksów metaloorganicznych, jednak żaden z tych związków nie odgrywa praktycznej roli.

W roku 1995 izotop 87Rb został wykorzystany do uzyskania kondensatu Bosego-Einsteina.

Stosowany jest w niewielkich ilościach jako domieszka do półprzewodników stosowanych w fotokomórkach, dodatek do specjalnych gatunków szkła oraz jako komponent zegarów atomowych.

  1. Podana wartość stanowi przybliżoną standardową względną masę atomową (ang. abridged standard atomic weight) publikowaną wraz ze standardową względną masą atomową, która wynosi 85,4678 ± 0,0003. Znane są próbki geologiczne, w których pierwiastek ten ma skład izotopowy odbiegający od występującego w większości źródeł naturalnych. Masa atomowa pierwiastka w tych próbkach może więc różnić się od podanej w stopniu większym niż wskazana niepewność. Zob. Prohaska i in. 2021 ↓, s. 584.

Przypisy

[edytuj | edytuj kod]
  1. a b David R. Lide (red.), CRC Handbook of Chemistry and Physics, wyd. 90, Boca Raton: CRC Press, 2009, s. 4-30, ISBN 978-1-4200-9084-0 (ang.).
  2. Rubidium (nr 276332) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-09-30]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
  3. Thomas Prohaska i inni, Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report), „Pure and Applied Chemistry”, 94 (5), 2021, s. 573–600, DOI10.1515/pac-2019-0603 (ang.).
  4. Nudat 2.
  5. publikacja w otwartym dostępie – możesz ją przeczytać J. R. de Laeter, P. De Bièvre, H. Hidaka i inni. Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report). „Pure and Applied Chemistry”. 75 (6), s. 683–800, 2003. DOI: 10.1351/pac200375060683. 
  6. a b Julius Ohly, Analysis, Detection and Commercial Value of the Rare Metals, 1910 [dostęp 2017-12-27].
  7. Vergleichende Übersicht über die Gruppe der Alkalimetalle. W: Holleman, Arnold F.; Wiberg, Egon; Wiberg, Nils: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 1985, s. 953–955. ISBN 3-11-007511-3. (niem.).
  8. John Moore, Conrad Stanitski, Peter Jurs, Principles of Chemistry: The Molecular Science, 2009, s. 259, ISBN 978-0-495-39079-4.
  9. Ignacy Eichstaedt: Księga pierwiastków. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1973, s. 259–260. OCLC 839118859.
  10. Farmakologia, Podstawy farmakoterapii, Piotr Kubikowski, Wojciech Kostowski, PZWL 1979 – strona 365.