Rubid

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacja, szukaj
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 85,4678(3) u[2][a]
Stan skupienia stały
Gęstość 1532 kg/m³
Temperatura topnienia 39,31 °C
Temperatura wrzenia 688 °C
Numer CAS 7440-17-7
PubChem 5357696[3]
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]

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]

Występuje w skorupie ziemskiej w ilości 90 ppm. Jego minerałamilepidolit i karnalit.

Odkrycie[edytuj]

Został odkryty w roku 1861 r. przez R. Bunsena i G. Kirchhoffa, w Heidelbergu, w Niemczech. Robert Bunsen otrzymał rubid po raz pierwszy w postaci czystej za pomocą reakcji chlorku rubidu z potasem.

Znaczenie biologiczne[edytuj]

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)[9].

Zastosowania techniczne[edytuj]

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]

  1. Wartość w nawiasie oznacza niepewność związaną z ostatnią cyfrą znaczącą. 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

  1. Rubid (nr 276332) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-09-30].
  2. publikacja w otwartym dostępie – możesz ją przeczytać JurisJ. Meija JurisJ., Tyler B.T.B. Coplen Tyler B.T.B., MichaelM. Berglund MichaelM., Willi A.W.A. Brand Willi A.W.A., Paul DeP.D. Bièvre Paul DeP.D., ManfredM. Gröning ManfredM., Norman E.N.E. Holden Norman E.N.E., JohannaJ. Irrgeher JohannaJ., Robert D.R.D. Loss Robert D.R.D., ThomasT. Walczyk ThomasT., ThomasT. Prohaska ThomasT. i inni, Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report), „Pure and Applied Chemistry”, 88 (3), 2016, s. 265–291, DOI10.1515/pac-2015-0305.
  3. Rubid (CID: 5357696) (ang.) w bazie PubChem, United States National Library of Medicine.
  4. http://www.nndc.bnl.gov/nudat2/reCenter.jsp?z=37&n=66.
  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 JuliusJ. Ohly JuliusJ., Analysis, Detection and Commercial Value of the Rare Metals, 1910.
  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. JohnJ. Moore JohnJ., ConradC. Stanitski ConradC., PeterP. Jurs PeterP., Principles of Chemistry: The Molecular Science, 2009, s. 259, ISBN 978-0-495-39079-4.
  9. Farmakologia, Podstawy farmakoterapii, Piotr Kubikowski, Wojciech Kostowski, PZWL 1979 – strona 365.