Rubid

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania
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 roku 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.

Znaczenie biologiczne[edytuj | edytuj kod]

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.

Uwagi[edytuj | edytuj kod]

  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.

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 KGaA) 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.