RUBIDIUM: GESCHIEDENIS, EIGENSCHAPPEN, STRUCTUUR, VERKRIJGEN, GEBRUIKEN - CHEMIE - 2025

Het rubidium is een metalen element dat behoort tot groep 1 van het periodiek systeem: het alkalimetaal, voorgesteld door het chemische symbool Rb. De naam klinkt vergelijkbaar met robijn, en het is omdat toen het werd ontdekt, het emissiespectrum karakteristieke lijnen van dieprode kleur vertoonde.

Het is een van de meest reactieve metalen die er bestaan. Het is de eerste van de alkalimetalen die, ondanks dat ze niet erg dicht zijn, in water zinken. Het reageert er ook explosiever op in vergelijking met lithium, natrium en kalium. Er zijn experimenten geweest waarbij blaren barsten waar het wordt opgeslagen (onderste afbeelding) om te vallen en te exploderen in badkuipen.

Ampul met één gram rubidium opgeslagen onder een inerte atmosfeer. Bron: hoge resolutie afbeeldingen van chemische elementen

Rubidium onderscheidt zich doordat het een duurder metaal is dan goud zelf; niet zozeer vanwege zijn schaarste, maar vanwege zijn brede mineralogische verspreiding in de aardkorst en de moeilijkheden die ontstaan ​​bij het isoleren van kalium- en cesiumverbindingen.

Het vertoont een duidelijke neiging om zich te associëren met kalium in zijn mineralen, omdat het als onzuiverheden wordt aangetroffen. Niet alleen op geochemisch gebied vormt het een duo met kalium, maar ook op het gebied van biochemie.

Het organisme "vergist" de K ⁺ -ionen met die van Rb ⁺ ; rubidium is tot op heden echter geen essentieel element, aangezien zijn rol in het metabolisme onbekend is. Toch zijn rubidiumsupplementen gebruikt om bepaalde medische aandoeningen zoals depressie en epilepsie te verlichten. Aan de andere kant geven beide ionen een violette vlam af in de hitte van de aansteker.

Vanwege de hoge kosten zijn de toepassingen ervan niet te veel gebaseerd op de synthese van katalysatoren of materialen, maar als component voor verschillende apparaten met theoretische fysische bases. Een daarvan is de atoomklok, zonnecellen en magnetometers. Dit is de reden waarom rubidium soms wordt beschouwd als een onderschat of onderbestudeerd metaal.

Geschiedenis

Rubidium werd in 1861 ontdekt door de Duitse chemici Robert Bunsen en Gustav Kirchhoff met behulp van spectroscopie. Hiervoor gebruikten ze de bunsenbrander en de spectroscoop, twee jaar eerder uitgevonden, en analytische neerslagtechnieken. Hun onderzoeksobject was het mineraal lepidoliet, waarvan het monster werd verzameld in Saksen, Duitsland.

Ze begonnen met 150 kg lepidolietmineraal, dat ze behandelden met chloorplatinazuur, H ₂ PtCl ₆ , om kaliumhexachloorplatinaat, K ₂ PtCl ₆ , neer te slaan . Toen ze echter het spectrum bestudeerden door het in de bunsenbrander te verbranden, realiseerden ze zich dat het emissielijnen vertoonde die op dat moment niet samenvielen met enig ander element.

Het emissiespectrum van dit nieuwe element wordt gekenmerkt door twee goed gedefinieerde lijnen in het rode gebied. Daarom doopten ze het met de naam 'rubidus' wat 'donkerrood' betekent. Later slaagden Bunsen en Kirchhoff erin om Rb ₂ PtCl _{6 te} scheiden van K ₂ PtCl ₆ door fractionele kristallisatie; om het uiteindelijk met waterstof te reduceren tot zijn chloridezout.

Door een zout van het nieuwe element rubidium te identificeren en te isoleren, hoefden de Duitse chemici het alleen terug te brengen tot zijn metallische staat. Om dit te bereiken probeerden ze op twee manieren: elektrolyse toepassen op rubidiumchloride, of een zout verhitten dat gemakkelijker te verminderen is, zoals het tartraat. Zo werd het metallic rubidium geboren.

Fysische en chemische eigenschappen

Verschijning

Zacht, zilvergrijs metaal. Het is zo glad dat het op boter lijkt. Het wordt meestal verpakt in glazen ampullen, waarin een inerte atmosfeer overheerst die het beschermt tegen reactie met lucht.

Atoomnummer (Z)

37

Molaire massa

85,4678 g / mol

Smeltpunt

39 ºC

Kookpunt

688 ºC

Dichtheid

Bij kamertemperatuur: 1,532 g / cm ³

Op smeltpunt: 1,46 g / cm ³

De dichtheid van rubidium is hoger dan die van water, dus het zal zinken terwijl het er heftig mee reageert.

Warmte van fusie

2,19 kJ / mol

Warmte van verdamping

69 kJ / mol

Elektronegativiteit

0,82 op de schaal van Pauling

Elektronische affiniteit

46,9 kJ / mol

Ionisatie-energieën

-Eerste: 403 kJ / mol (Rb ⁺ gasvormig)

-Tweede: 2632,1 kJ / mol (Rb ²⁺ gasvormig)

-Derde: 3859,4 kJ / mol (Rb ³⁺ gasvormig)

Atomaire radio

248 uur (empirisch)

Warmtegeleiding

58,2 W / (m · K)

Elektrische weerstand

128 nΩ m bij 20 ° C

Mohs-hardheid

0,3. Daarom is zelfs talk harder dan metallisch rubidium.

Reactiviteit

Vlamtest voor rubidium. Als het reageert, geeft het een violette vlam af. Bron: Didaktische.Medien

Rubidium is een van de meest reactieve alkalimetalen, na cesium en francium. Zodra het aan de lucht wordt blootgesteld, begint het te branden en als het wordt geraakt, schiet het lichte vonken af. Bij verhitting straalt het ook een violette vlam uit (bovenste afbeelding), wat een positieve test is voor Rb ⁺ -ionen .

Het reageert met zuurstof om een ​​mengsel te vormen van peroxiden (Rb ₂ O ₂ ) en superoxiden (RbO ₂ ). Hoewel het niet reageert met zuren en basen, reageert het heftig met water, waarbij rubidiumhydroxide en waterstofgas worden gevormd:

Rb (s) + H ₂ O (l) => RbOH (aq) + H ₂ (g)

Reageert met waterstof om het overeenkomstige hydride te vormen:

Rb (s) + H ₂ (g) => 2RbH (s)

En ook explosief met halogenen en zwavel:

2Rb (s) + Cl ₂ (g) => RbCl (s)

2Rb (s) + S (l) => Rb ₂ S (s)

Hoewel rubidium niet als een giftig element wordt beschouwd, is het potentieel gevaarlijk en vormt het brandgevaar wanneer het in contact komt met water en zuurstof.

Structuur en elektronische configuratie

Rubidium-atomen zijn zo gerangschikt dat ze een kristal vormen met een lichaamsgerichte kubische structuur (bcc). Deze structuur is kenmerkend voor alkalimetalen, die licht zijn en de neiging hebben op water te drijven; behalve rubidium dons (cesium en francium).

In rubidium bcc-kristallen interageren hun Rb-atomen met elkaar dankzij de metaalbinding. Dit wordt beheerst door een "zee van elektronen" vanuit zijn valentieschil, vanuit de 5s-orbitaal volgens zijn elektronische configuratie:

5s ¹

Alle 5s-orbitalen met hun enkele elektron overlappen elkaar in alle afmetingen van metallische rubidiumkristallen. Deze interacties zijn echter zwak, omdat naarmate men door de alkalimetaalgroep afdaalt, de orbitalen diffuser worden en daarom verzwakt de metaalbinding.

Daarom is het smeltpunt van rubidium 39ºC. Evenzo verklaart zijn zwakke metaalverbinding de zachtheid van zijn vaste stof; zo zacht dat het lijkt op zilverboter.

Er is onvoldoende bibliografische informatie over het gedrag van de kristallen onder hoge druk; als er dichtere fasen zijn met unieke eigenschappen zoals natrium.

Oxidatienummers

Zijn elektronische configuratie geeft meteen aan dat rubidium sterk de neiging heeft zijn enkele elektron te verliezen om iso-elektronisch te worden voor het edelgaskrypton. Als dit het geval is, wordt het eenwaardige kation Rb ^{+ gevormd} . Er wordt dan gezegd dat het in zijn verbindingen oxidatiegetal +1 heeft wanneer het bestaan ​​van dit kation wordt aangenomen.

Vanwege de neiging van rubidium om te oxideren, is de aanname dat Rb ⁺ -ionen in zijn verbindingen voorkomen correct, wat op zijn beurt het ionische karakter van deze verbindingen aangeeft.

In bijna alle rubidiumverbindingen vertoont het een oxidatiegetal van +1. Voorbeelden hiervan zijn de volgende:

-Rubidiumchloride, RbCl (Rb ⁺ Cl ^- )

-Rubidiumhydroxide, RbOH (Rb ⁺ OH ^- )

-Rubidiumcarbonaat, Rb ₂ CO ₃ (Rb ₂ ⁺ CO ₃ ^2- )

-Rubidiummonoxide, Rb ₂ O (Rb ₂ ⁺ O ^2- )

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

Hoewel zeer zeldzaam, kan rubidium ook een negatief oxidatiegetal hebben: -1 (Rb ^- ). In dit geval zou men spreken van een ‘rubidide’ als het een verbinding vormde met een element dat minder elektronegatief is dan het, of als het werd onderworpen aan speciale en rigoureuze omstandigheden.

Clusters

Er zijn verbindingen waarbij elk Rb-atoom afzonderlijk oxidatiegetallen met fractionele waarden presenteert. Bijvoorbeeld Rb ₆ O (Rb ₆ ^{2 +} O ² ) en Rb ₉ O ₂ (Rb ₉ ⁴⁺ O ₂ ² is) de positieve lading verdeeld over een aantal Rb atomen (clusters). Dus in Rb ₆ O zou het oxidatiegetal in theorie +1/3 zijn; terwijl Rb ₉ O ₂ , + 0,444 (4/9).

Clusterstructuur van Rb9O2. Bron: Axiosaurus

Hierboven is de clusterstructuur Rb ₉ O ₂ weergegeven door een model bollen en staven. Merk op hoe de negen Rb-atomen de O ² -anionen "omsluiten" .

Ter verduidelijking: het is alsof een deel van de oorspronkelijke metallische rubidiumkristallen onveranderd bleef terwijl ze werden gescheiden van het moederkristal. Ze verliezen daarbij elektronen; welke nodig zijn om de O trekken ² en de resulterende positieve lading wordt verdeeld over alle atomen van dat samenstel (set of aggregaten van Rb voorstelt).

In deze rubidiumclusters kan het bestaan ​​van Rb ⁺ dus niet formeel worden aangenomen . Rb ₆ O en Rb ₉ O _{2 worden} geclassificeerd als rubidium suboxides, waarbij deze schijnbare anomalie met een overmaat metaalatomen ten opzichte van de oxide anionen wordt voldaan.

Waar te vinden en te verkrijgen

aardkorst

Lepidoliet-mineraalmonster. Bron: Rob Lavinsky, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Rubidium is het 23e meest voorkomende element in de aardkorst, met een overvloed vergelijkbaar met die van de metalen zink, lood, cesium en koper. Het detail is dat zijn ionen wijdverspreid zijn, dus het overheerst in geen enkel mineraal als het belangrijkste metaalelement, en zijn ertsen zijn ook schaars.

Het is om deze reden dat rubidium een ​​erg duur metaal is, zelfs meer dan goud zelf, aangezien het proces om uit zijn ertsen te winnen ingewikkeld is vanwege de moeilijkheid van de exploitatie ervan.

Gezien zijn reactiviteit wordt rubidium in de natuur niet in zijn oorspronkelijke staat gevonden, maar als een oxide (Rb ₂ O), chloride (RbCl) of vergezeld van andere anionen. De "vrije" Rb ⁺ -ionen worden aangetroffen in de zeeën met een concentratie van 125 µg / L, evenals in warmwaterbronnen en rivieren.

Onder de mineralen van de aardkorst die het in een concentratie van minder dan 1% bevatten, hebben we:

-Leucita, K.

-Poluciet, Cs (Si ₂ Al) O ₆ nH ₂ O

-Carnalite, KMgCl ₃ · 6H ₂ O

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

-Amazoniet, Pb, KAlSi ₃ O ₈

-Petalite, LiAlSi ₄ O ₁₀

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

-Rubiclin, (Rb, K) AlSi ₃ O ₈

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

Geochemische vereniging

Al deze mineralen hebben een of twee dingen gemeen: het zijn silicaten van kalium, cesium of lithium, of het zijn minerale zouten van deze metalen.

Dit betekent dat rubidium een ​​sterke neiging heeft om te associëren met kalium en cesium; Het kan zelfs kalium vervangen tijdens de kristallisatie van mineralen of gesteenten, zoals gebeurt in de afzettingen van pegmatieten wanneer magma kristalliseert. Rubidium is dus een bijproduct van de exploitatie en raffinage van deze gesteenten en hun mineralen.

Rubidium is ook te vinden in gewone gesteenten zoals graniet, klei en basalt, en zelfs in steenkoolafzettingen. Van alle natuurlijke bronnen vertegenwoordigt lepidoliet het belangrijkste erts en wordt het commercieel geëxploiteerd.

In carnaliet daarentegen komt rubidium voor als RbCl-onzuiverheden met een gehalte van 0,035%. En in hogere concentraties zijn er afzettingen van poluciet en rubicline, die tot 17% rubidium kunnen bevatten.

Zijn geochemische associatie met kalium is te wijten aan de gelijkenis van hun ionstralen; Rb ⁺ is groter dan K ⁺ , maar het verschil in grootte is geen belemmering voor de eerste om de laatste in zijn minerale kristallen te kunnen vervangen.

Gefractioneerde kristallisatie

Of u nu begint met lepidoliet of poluciet, of met een van de bovengenoemde mineralen, de uitdaging blijft in meer of mindere mate hetzelfde: rubidium scheiden van kalium en cesium; dat wil zeggen: pas technieken voor het scheiden van mengsels toe waardoor enerzijds rubidiumverbindingen of -zouten en anderzijds kalium- en cesiumzouten worden gebruikt.

Dit is moeilijk omdat deze ionen (K ⁺ , Rb ⁺ en Cs ⁺ ) een grote chemische gelijkenis hebben; Ze reageren op dezelfde manier om dezelfde zouten te vormen, die dankzij hun dichtheden en oplosbaarheid nauwelijks van elkaar verschillen. Daarom wordt gefractioneerde kristallisatie gebruikt, zodat ze langzaam en gecontroleerd kunnen kristalliseren.

Deze techniek wordt bijvoorbeeld gebruikt om een ​​mengsel van carbonaten en aluin van deze metalen te scheiden. De herkristallisatieprocessen moeten verschillende keren worden herhaald om kristallen met een grotere zuiverheid en vrij van gecoprecipiteerde ionen te garanderen; een rubidiumzout dat kristalliseert met K ⁺ of Cs ⁺ ionen op het oppervlak of binnenin.

Modernere technieken, zoals het gebruik van een ionenuitwisselingshars of kroonethers als complexvormers, maken het ook mogelijk de Rb ⁺ -ionen te isoleren .

Elektrolyse of reductie

Zodra het rubidiumzout is afgescheiden en gezuiverd, is de volgende en laatste stap het reduceren van de Rb ⁺ -kationen tot het vaste metaal. Om dit te doen, wordt het zout gesmolten en onderworpen aan elektrolyse om rubidium op de kathode neer te slaan; of er wordt een sterk reductiemiddel gebruikt, zoals calcium en natrium, dat in staat is snel elektronen te verliezen en aldus rubidium te verminderen.

Isotopen

Rubidium wordt op aarde gevonden als twee natuurlijke isotopen: ⁸⁵ Rb en ⁸⁷ Rb. De eerste heeft een overvloed van 72,17%, terwijl de tweede 27,83% heeft.

De ⁸⁷ Rb is ervoor verantwoordelijk dat dit metaal radioactief is; de straling is echter onschadelijk en zelfs gunstig voor dateringsanalyse. De halfwaardetijd (t _1/2 ) is 4,9 · 10 ¹⁰ jaar, waarvan de tijdsduur langer is dan de leeftijd van het heelal. Als het vervalt, wordt het de stabiele isotoop ⁸⁷ Mr.

Dankzij dit is deze isotoop sinds het begin van de aarde gebruikt om de ouderdom van aardmineralen en gesteenten te dateren.

Naast de ⁸⁵ Rb- en ⁸⁷ Rb- isotopen zijn er andere synthetische en radioactieve met variabele en veel kortere levensduur; bijvoorbeeld de ⁸² Rb (t _1/2 = 76 seconden), ⁸³ Rb (t _1/2 = 86,2 dagen), ⁸⁴ Rb (t _1/2 = 32,9 dagen) en ⁸⁶ Rb (t _{1 / 2} = 18,7 dagen). Van allemaal wordt ⁸² Rb het meest gebruikt in medische studies.

Risico's

Metaal

Rubidium is zo'n reactief metaal dat het in glazen ampullen onder een inerte atmosfeer moet worden bewaard, zodat het niet reageert met zuurstof in de lucht. Als de blaar breekt, kan het metaal ter bescherming in kerosine of minerale olie worden gedaan; het zal echter uiteindelijk worden geoxideerd door de zuurstof die erin is opgelost, waardoor rubidiumperoxiden ontstaan.

Als daarentegen wordt besloten om het op hout te plaatsen, zal het uiteindelijk branden met een violette vlam. Als er veel vocht is, zal het verbranden door aan de lucht te worden blootgesteld. Wanneer een groot stuk rubidium in een hoeveelheid water wordt gegooid, explodeert het krachtig, waarbij zelfs het geproduceerde waterstofgas wordt ontstoken.

Daarom is rubidium een ​​metaal dat niet iedereen zou moeten hanteren, aangezien praktisch al zijn reacties explosief zijn.

Ion

In tegenstelling tot metallisch rubidium vormen de Rb ⁺ -ionen ervan geen duidelijk risico voor levende wezens. Deze opgelost in water werken op dezelfde manier met cellen in als K ⁺ -ionen .

Daarom vertonen rubidium en kalium vergelijkbaar biochemisch gedrag; rubidium is echter geen essentieel element, terwijl kalium dat wel is. Op deze manier kunnen aanzienlijke hoeveelheden Rb ⁺ zich ophopen in cellen, rode bloedcellen en ingewanden zonder het organisme van enig dier negatief te beïnvloeden.

In feite bevat een volwassen mannetje met een massa van 80 kg naar schatting ongeveer 37 mg rubidium; en dat bovendien een verhoging van deze concentratie in de orde van grootte van 50 tot 100 keer niet tot ongewenste symptomen leidt.

Een overmaat aan Rb ⁺ -ionen kan echter de K ⁺ -ionen verdringen ; en dientengevolge zal het individu tot de dood last hebben van zeer sterke spierspasmen.

Natuurlijk kunnen rubidiumzouten of oplosbare verbindingen dit onmiddellijk veroorzaken, dus geen van hen mag worden ingenomen. Bovendien kan het brandwonden veroorzaken door eenvoudig contact, en een van de meest giftige kunnen we de fluoride (RbF), hydroxide (RbOH) en cyanide (RbCN) van rubidium noemen.

Toepassingen

Gas verzamelaar

Rubidium is gebruikt om sporen van gassen op te vangen of te verwijderen die zich in vacuüm afgesloten buizen kunnen bevinden. Juist vanwege hun sterke neiging om zuurstof en vocht erin op te vangen, elimineren ze deze op hun oppervlak als peroxiden.

Pyrotechniek

Wanneer rubidiumzouten verbranden, geven ze een karakteristieke roodviolette vlam af. Sommige vuurwerken hebben deze zouten in hun samenstelling waardoor ze exploderen met deze kleuren.

Supplement

Rubidiumchloride is voorgeschreven om depressie te bestrijden, omdat studies een tekort aan dit element hebben vastgesteld bij personen die aan deze medische aandoening lijden. Het is ook gebruikt als kalmerend middel en om epilepsie te behandelen.

Bose-Einstein-condensaat

Atomen van de ⁸⁷ Rb- isotoop werden gebruikt om het eerste Bose-Einstein-condensaat te maken. Deze toestand van materie bestaat erin dat atomen bij een temperatuur die vrij dicht bij het absolute nulpunt (0 K) ligt, gegroepeerd of "gecondenseerd" zijn en zich gedragen alsof ze één zijn.

Rubidium was dus de hoofdrolspeler van deze triomf op het gebied van de natuurkunde, en het waren Eric Cornell, Carl Wieman en Wolfgang Ketterle die dankzij dit werk in 2001 de Nobelprijs ontvingen.

Tumor diagnose

De synthetische radio-isotoop ⁸² Rb vervalt en zendt positronen uit, die worden gebruikt om zich op te hopen in kaliumrijke weefsels; zoals die in de hersenen of het hart. Het wordt daarom gebruikt om de functionaliteit van het hart en de aanwezigheid van mogelijke tumoren in de hersenen te analyseren door middel van een positronemissietomografie.

Component

Rubidiumionen hebben een plaats gevonden in verschillende soorten materialen of mengsels. Zijn legeringen zijn bijvoorbeeld gemaakt met goud, cesium, kwik, natrium en kalium. Het is toegevoegd aan glazen en keramiek waarschijnlijk om hun smeltpunt te verhogen.

In zonnecellen zijn perovskieten toegevoegd als een belangrijk onderdeel. Evenzo is het mogelijke gebruik ervan als thermo-elektrische generator, warmteoverdrachtsmateriaal in de ruimte, brandstof in ionenvoortstuwingsmotoren, elektrolytisch medium voor alkalinebatterijen en in atomaire magnetometers bestudeerd.

Atoomklokken

Met rubidium en cesium zijn de beroemde, zeer nauwkeurige atoomklokken gemaakt, die bijvoorbeeld worden gebruikt in gps-satellieten waarmee de bezitters van hun smartphones tijdens het rijden op de weg hun locatie kunnen weten.

Referenties

1. Bond Tom. (29 oktober 2008). Rubidium. Hersteld van: chemistryworld.com
2. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde . (Vierde druk). Mc Graw Hill.
3. Wikipedia. (2019). Rubidium. Hersteld van: en.wikipedia.org
4. Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2019). Rubidium. PubChem-database. CID = 5357696. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Chellan, P., en Sadler, PJ (2015). De elementen van het leven en medicijnen. Filosofische transacties. Serie A, Wiskundige, fysische en technische wetenschappen, 373 (2037), 20140182. doi: 10.1098 / rsta.2014.0182
6. Mayo Stichting voor Medisch Onderwijs en Onderzoek. (2019). Rubidium Rb 82 (intraveneuze route). Hersteld van: mayoclinic.org
7. Markies Miguel. (sf). Rubidium. Hersteld van: nautilus.fis.uc.pt
8. James L. Dye. (12 april 2019). Rubidium. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: britannica.com
9. Dr. Doug Stewart. (2019). Rubidium Element Feiten. Chemicool. Hersteld van: chemicool.com
10. Michael Pilgaard. (10 mei 2017). Rubidium chemische reacties. Hersteld van: pilgaardelements.com