Rubidium

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání

K

Rb

Cs

RubidiumStroncium

[Kr] 5s1

85 Rb
37
↓Periodická tabulka prvků↓
Obecné
Název (lat.), značka, číslo Rubidium (Rubidium), Rb , 37
Registrační číslo CAS 7440-17-7
Umístění v PSP 1 skupina,

5. perioda, blok s

Char. skupina Alkalické kovy
Hmotnostní zlomekzem. kůře 90 až 310 ppm
Konc. v mořské vodě 0,12 mg/l
Počet přírodních izotopů 2
Vzhled Měkký, lehký a stříbrolesklý kov, který lze krájet nožem
Rubidium
[[Soubor:|255px|Emisní spektrum]]
Atomové vlastnosti
Rel. at. hmotnost 85,4678
Atomový poloměr 248 pm
Kovalentní poloměr 220 pm
van der Waalsův poloměr 303 pm
Elektronová konfigurace [Kr] 5s1
Elektronů v hladinách 2, 8, 18, 8, 1
Oxidační číslo I
Fyzikální vlastnosti
Skupenství Pevné
Krystalová struktura Krychlová, prostorově centrovaná
Hustota 1,532 g/cm3
Kritická hustota {{{kritická hustota}}} g cm−3
Tvrdost 0,3 (Mohsova stupnice)
Magnetické chování Paramagnetický
Měrná magnetická susceptibilita {{{magnetická susceptibilita}}}
Teplota tání 39,31 °C (312,46 K)
Teplota varu 687,85 °C (961 K)
Kritická teplota {{{kritická teplota c}}} °C ({{{kritická teplota k}}} K)
Teplota trojného bodu {{{teplota trojného bodu c}}} °C ({{{teplota trojného bodu k}}} K)
Teplota přechodu do supravodivého stavu {{{teplota supravodivosti}}}
Teplota změny krystalové modifikace {{{teplota změny modifikace}}}
Tlak trojného bodu {{{tlak trojného bodu}}} kPa
Kritický tlak {{{kritický tlak}}} kPa
Molární objem 55,76 · 10−6 m3/mol
Dynamický viskozitní koeficient {{{dynamický viskozitní koef.}}}
Kinematický viskozitní koeficient {{{kinematický viskozitní koef.}}}
Tlak nasycené páry 100 Pa při 552K
Rychlost zvuku 1300 m/s
Index lomu {{{index lomu}}}
Relativní permitivita {{{relativní permitivita}}}
Elektrická vodivost 7,79 × 106 S·m−1
Měrný elektrický odpor 128 nΩ·m
Teplotní součinitel el. odporu {{{součinitel elektrického odporu}}}
Tepelná vodivost 58,2 W·m−1·K−1
Povrchové napětí {{{povrchové napětí}}}
Termodynamické vlastnosti
Skupenské teplo tání 2,19 KJ/mol
Specifické teplo tání {{{spec. teplo tání}}}
Skupenské teplo varu 75,77 KJ/mol
Specifické teplo varu {{{spec. teplo varu}}}
Molární atomizační entalpie {{{molární atomizační entalpie}}}
Entalpie fázové přeměny modifikace {{{entalpie fázové přeměny modifikace}}}
absolutní entropie {{{absolutní entropie}}}
Měrná tepelná kapacita 31,060 Jmol-1K-1
Molární tepelná kapacita {{{molární tepelná kapacita}}}
Spalné teplo na m³
Spalné teplo na kg
Různé
Van der Waalsovy konstanty {{{van der Waalsovy konstanty}}}
Teplotní součinitel délkové roztažnosti {{{součinitel délkové roztažnosti}}}
Redoxní potenciál -2,925 V
Elektronegativita 0,82 (Paulingova stupnice)
Ionizační energie 1: 403 KJ/mol
2: 2632,1 KJ/mol
3: 3859,4 KJ/mol
Iontový poloměr 148 pm
Izotopy
izo výskyt t1/2 rozpad en. MeV prod.
83Rb umělý 86,2 dne ε - 83Kr
γ 0,52 -
84Rb umělý 32,9 dne ε - 84Kr
β+ 1,66 84Kr
γ 0,881 -
β- 0,892 84Sr
85Rb 72,168% je stabilní s 48 neutrony
86Rb umělý 18,65 dne β- 1,775 86Sr
γ 1,0767 -
87Rb 27,835 4,88×1010 roku β 0.283 87Sr
Bezpečnost
Symboly nebezpečí
Vysoce hořlavý
Vysoce hořlavý (F)
Žíravý
Žíravý (C)
R-věty R14/15, R34
S-věty S7/8, S20, S26, S30, S33, S36/37/39, S43, S45
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Rubidium (chemická značka Rb, latinsky Rubidium) je prvkem z řady alkalických kovů, vyznačuje se velkou reaktivitou a mimořádně nízkým redox-potenciálem

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Kovové rubidium

Rubidium je měkký, lehký a stříbrolesklý kov, který lze krájet nožem. Je velmi měkký, asi jako vosk. Na rozdíl od předchozích alkalických kovů je těžší než voda. Velmi dobře vede elektrický proud a teplo. Ve srovnání s ostatními kovy má nízký bod tání a varu. V jeho parách se kromě jednoatomových částic vyskytují i dvouatomové molekuly. Páry mají zelenomodrou až zelenou barvu. Elementární kovové rubidium lze dlouhodobě uchovávat pod vrstvou alifatických uhlovodíků jako petrolej nebo nafta, s kterými nereaguje.

Rubidium mimořádně rychle až explozivně reaguje s kyslíkem na superoxid rubidný a vodou na hydroxid rubidný a v přírodě se s ním proto setkáváme pouze ve formě sloučenin. Rubidium se v přírodě vyskytuje pouze v jednom oxidačním stupni a to Rb+. Reakce rubidia s vodu je natolik exotermní, že unikající vodík reakčním teplem samovolně explozivně vzplane. Rubidium se také za mírného zahřátí slučuje s vodíkem na hydrid rubidný RbH, s dusíkem na nitrid rubidný Rb3N nebo azid rubidný RbN3. Nepřímo se také slučuje s uhlíkem. Soli Rubidia barví plamen světle fialově.

Historický vývoj[editovat | editovat zdroj]

Rubidium bylo objeveno roku 1861 německým chemikem Robertem W. Bunsenem a německým fyzikem Gustavem R. Kirchhoffem za použití jimi objevené spektrální analýzy, kteří rubidium našli v dürkheimských minerálních vodách spolu s cesiem. Rubidium bylo pojmenováno podle svých dvou červených čar ve spektru jako tmavočervený – rubidus. Kovové rubidium bylo poprvé získáno jeho objevitelem Robertem W. Bunsenem elektrolýzou roztaveného chloridu rubidného.

Výskyt v přírodě[editovat | editovat zdroj]

Díky své velké reaktivitě se v přírodě setkáváme pouze se sloučeninami rubidia a to pouze v mocenství Rb+. Obsah rubidia v zemské kůře je poměrně vysoký, předpokládá se, že zemská kůra obsahuje 100 – 300 mg Rb/ kg, což odpovídá 78 ppm (parts per milion = počet částic na 1 milion částic) a ve výskytu se řadí na stejnou úroveň jako nikl, měď nebo zinek. Průměrný obsah v mořské vodě je přibližně 0,12 mg Rb/l. Ve vesmíru se předpokládá výskyt 1 atomu rubidia na přibližně 6 miliard atomů vodíku.

V minerálech provází rubidium obvykle ostatní alkalické kovy. Patrně nejvýznamnější výskyt je uváděn v minerálu 'lepidolitu, což je poměrně značně komplikovaný hlinito-křemičitan lithno-draselný KLi2[AlSi3O6] (OH, F)2. V tomto minerálu se obsah rubidia pohybuje kolem hodnoty 1,5%. V malých množstvích (asi okolo 0,015%) se vyskytuje v karnalitu KCl.MgCl2.6 H2O.

Výroba[editovat | editovat zdroj]

Elementární rubidium se průmyslově vyrábí elektrolýzou roztavené směsi 60 % chloridu vápenatého a 40 % chloridu rubidného při teplotě 750 °C. Vápník vzniklý elektrolýzou ve sběrné nádobě tuhne, protože jeho teplota tání je vyšší než rubidia a tím se od rubidia odděluje. Elektrolýzou probíhá na železné katodě a grafitové anodě, na které vzniká plynný chlor. Tento způsob pro tento kov však není úplně nejlepší. V současné době se vyrábí okolo 5 tun rubidia ročně.

Železná katoda 2 Rb+ + 2 e- → 2 Rb
Grafitová anoda 2 Cl- → Cl2 + 2 e-

Lepší je příprava chemickou cestou. Zahříváním hydroxidu rubidného nebo oxidu rubidného s kovovým hořčíkem v proudu vodíku nebo s kovovým vápníkem ve vakuu. Jedno z nejlepších redukovadel je zirkonium.

Malé množství rubidia lze připravit zahříváním chloridu rubidného s azidem barnatým za vysokého tlaku. Baryum vzniklé rozkladem azidu vytěsňuje z chloridu rubidného rubidium, které v podobě svých par kondenzuje na chladnějších stěnách nádoby.

Využití[editovat | editovat zdroj]

Vzhledem ke své mimořádné nestálosti a reaktivitě má kovové rubidium jen minimální praktické využití.

  • Jeho nízký ionizační potenciál dává možnost jeho uplatnění ve fotočláncích, sloužících pro přímou přeměnu světelné energie v elektrickou. Zároveň je proto perspektivním médiem pro iontové motory, jako pohonné jednotky kosmických plavidel.
  • Při výrobě katodových trubic, pracujících s nízkotlakou náplní inertního plynu se užívá rubidia jako getru, tj. látky sloužící k zachycení a odstranění posledních zbytků reaktivních přimíšených plynů.
  • Soli rubidia se přidávají do směsí zábavné pyrotechniky a barví vzniklé světelné efekty do fialova.

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Anorganické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

  • Hydrid rubidný RbH je bílá krystalická látka, které lze využít jako velmi silné redukční činidlo. Na vzduchu je nestálý, reaguje s kyslíkem i se vzdušnou vlhkostí. Připravuje se reakcí mírně zahřátého kovového rubidia ve vodíkové atmosféře.
Rb + O2 → RbO2

Soli[editovat | editovat zdroj]

Rubidné soli jsou ve vodě obecně velmi dobře rozpustné a jen několik je nerozpustných, všechny mají bílou barvu, pokud není anion soli barevný (manganistany, chromany). Rubidné soli vytváří snadno podvojné soli, ale velmi nesnadno komplexy. Ještě před 50 lety nebyly známy žádné komplexy alkalických kovů a uvažovalo se o nich, že nejsou vůbec schopny tvořit komplexy (podobně jako se uvažovalo, že vzácné plyny nejsou schopny tvořit sloučeniny).

Organické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Mezi organické sloučeniny rubidia patří zejména rubidné soli organických kyselin a rubidné alkoholáty. K dalším rubidným sloučeninám patří organické komplexy rubidných sloučenin tzv. crowny a kryptáty. Zcela zvláštní skupinu organických rubidných sloučenin tvoří organokovové sloučeniny.

Literatura[editovat | editovat zdroj]

Kategorie Rubidium ve Wikimedia Commons

  • Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
  • Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
  • Jursík F.: Anorganická chemie nekovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8
  • Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
  • N. N. Greenwood – A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]

  • Slovníkové heslo rubidium ve Wikislovníku



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f