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 (ang.). Karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck KGaA) dla Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-09-30].
  2. publikacja w otwartym dostępie – możesz ją przeczytać Juris Meija, Tyler B. Coplen, Michael Berglund, Willi A. Brand i inni. Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report). „Pure and Applied Chemistry”. 88 (3), s. 265–291, 2016. DOI: 10.1515/pac-2015-0305. 
  3. Rubid – podsumowanie (ang.). PubChem Public Chemical Database.
  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.