Rubidium

Rubidium
[Kr] 5s1 85 Rb 37
↓ Periodická tabulka ↓
Obecné
Název, značka, číslo	Rubidium, Rb, 37
Cizojazyčné názvy	lat. Rubidium
Skupina, perioda, blok	1. skupina, 5. perioda, blok s
Chemická skupina	Alkalické kovy
Koncentrace v zemské kůře	90 až 310 ppm
Koncentrace v mořské vodě	0,12 mg/l
Vzhled	Měkký, lehký a stříbrolesklý kov, který lze krájet nožem
Identifikace
Registrační číslo CAS	7440-17-7
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost	85,4678
Atomový poloměr	248 pm
Kovalentní poloměr	220 pm
Van der Waalsův poloměr	303 pm
Iontový poloměr	148 pm
Elektronová konfigurace	[Kr] 5s1
Oxidační čísla	I
Elektronegativita (Paulingova stupnice)	0,82
Ionizační energie
První	403 KJ/mol
Druhá	2632,1 KJ/mol
Třetí	3859,4 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava	Krychlová, prostorově centrovaná
Molární objem	55,76×10−6 m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota	1,532 g/cm3
Skupenství	Pevné
Tvrdost	0,3
Tlak syté páry	100 Pa při 552K
Rychlost zvuku	1300 m/s
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost	58,2 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání	39,31 °C (312,46 K)
Teplota varu	687,85 °C (961 K)
Skupenské teplo tání	2,19 KJ/mol
Skupenské teplo varu	75,77 KJ/mol
Měrná tepelná kapacita	31,060 Jmol−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost	7,79×106 S/m
Měrný elektrický odpor	128 nΩ·m
Standardní elektrodový potenciál	−2,925 V
Magnetické chování	Paramagnetický
Bezpečnost
GHS02 GHS05 [1] Nebezpečí[1]
R-věty	R14/15, R34
S-věty	S7/8, S20, S26, S30, S33, S36/37/39, S43, S45
Izotopy
I V (%) S T1/2 Z E (MeV) P 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 4,961×1010 roku[2] β− 0.283 87Sr
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
K ⋏ Rb ≻ Stroncium ⋎ Cs

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

Rubidium je měkký, lehký a stříbrolesklý kov, který lze krájet nožem, podobně jako vosk. Na rozdíl od předchozích alkalických kovů má větší hustotu než voda. Velmi dobře vede elektrický proud a teplo. Ve srovnání s ostatními kovy má nízkou teplotu 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 s vodou na hydroxid rubidný. Reakce rubidia s vodou je natolik exotermní, že unikající vodík reakčním teplem samovolně explozivně vzplane. V přírodě se proto vyskytuje pouze ve sloučeninách a jenom v oxidačním stupni Rb⁺. 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.

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.

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/kg, což odpovídá 78 ppm (parts per milion = počet částic látky na 1 milion všech částic) a ve výskytu se řadí na stejnou úroveň jako nikl, měď nebo zinek. Průměrný obsah v mořské vodě je přibližně 0,12 mg/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·MgCl₂·6H₂O.

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. Elektrolýza 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.

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 přimíšených reaktivních plynů.
• Soli rubidia se přidávají do směsí zábavní pyrotechniky a barví vzniklé světelné efekty do fialova.
• Izotop ⁸⁷Rb s přirozeným výskytem 27,8 % je mírně radioaktivní, rozpadá se s poločasem 4,92×10¹⁰ roku za vzniku izotopu ⁸⁷Sr a uvolnění β-záření. Toho se v geologii využívá k datování stáří hornin.
• V experimentální fyzice jsou alkalické kovy zajímavé z důvodu snazšího řešení Schrödingerovy rovnice. V kombinaci s dalšími vlastnostmi jako je nízká teplotou tání a varu a relativně snadnou dostupností je rubidium zajímavé pro různé pokusy týkající se kvantové mechaniky.

• 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.
• Superoxid rubidný neboli hyperoxid rubidný RbO₂ je tmavěhnědý prášek, na vlhkém vzduchu nestabilní. Lze ho využít jako silného oxidačního činidla, které jemnou redukcí odštěpí jeden kyslík a přejde v peroxid rubidný a silnější redukcí odštěpí dva kyslíky a přejde v oxid rubidný. Reakcí rubidia s kyslíkem vzniká superoxid rubidný – vzniká hořením rubidia na vzduchu nebo i za pokojové teploty při jeho samovolné oxidaci vzdušným kyslíkem.

  Rb + O₂ → RbO₂

• Hydroxid rubidný RbOH je bílá krystalická látka, která je na rozdíl od analogických sloučenin sodíku a draslíku málo hygroskopická a je jen velmi omezeně rozpustná ve vodě. Je to velmi silná zásada, která má velmi silné žíravé účinky. Připravuje se reakcí rubidia, oxidu rubidného, peroxidu rubidného nebo superoxidu rubidného s vodou nebo elektrolýzou roztoku chloridu rubidného.

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^[kdy?] nebyly známy žádné komplexy alkalických kovů, o kterých se předpokládalo, že nejsou vůbec schopny tvořit komplexy (podobně jako se předpokládalo, že vzácné plyny nejsou schopny tvořit sloučeniny).

• Chlorid rubidný RbCl je bílá krystalická látka. Chlorid rubidný i ostatní rubidné halogenidy mají silný sklon k tvorbě polyhalogenidů. Chlorid rubidný se vyrábí reakcí kyseliny chlorovodíkové s uhličitanem rubidným nebo hydroxidem rubidným. Ostatní halogenidy až na jodid rubidný, který se někdy využívá někdy v lékařství místo více škodlivého jodidu draselného, nemají praktické využití.
• Dusičnan rubidný RbNO₃ je bílá krystalická látka, která se svými vlastnostmi velmi podobá dusičnanu draselnému. Vyrábí se reakcí kyseliny dusičné s hydroxidem nebo uhličitanem rubidným.
• Uhličitan rubidný Rb₂CO₃ je bílá krystalická, silně hygroskopická, látka. Snadno se rozpouští ve vodě, ale ne v ethanolu. Nejlépe se připravuje reakcí síranu rubidného s hydroxidem barnatým a následným odpařením s uhličitanem amonným. Dá se také připravit reakcí hydroxidu rubidného se vzdušným oxidem uhličitým.
• Síran rubidný Rb₂SO₄ je bílá krystalická látka, která se svými vlastnostmi podobá síranu draselnému. Velmi snadno tvoří podvojné sloučeniny, popřípadě smíšené soli. Připravuje se reakcí uhličitanu rubidného nebo hydroxidu rubidného s kyselinou sírovou.

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 kryptandy. Zcela zvláštní skupinu organických rubidných sloučenin tvoří organokovové sloučeniny.

• 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

• Obrázky, zvuky či videa k tématu rubidium na Wikimedia Commons
• Slovníkové heslo rubidium ve Wikislovníku