V roku 1861 nedávno vynájdená fyzikálna metóda na štúdium látok – spektrálna analýza – opäť preukázala svoju silu a spoľahlivosť ako záruku skvelej budúcnosti vedy a techniky. S jeho pomocou bol objavený druhý dovtedy neznámy chemický prvok rubídium. Potom, keď v roku 1869 D. I. Mendelejev objavil periodický zákon, rubídium spolu s ďalšími prvkami zaujalo svoje miesto v tabuľke, čo vnieslo poriadok do chemickej vedy.
Ďalšia štúdia rubídia ukázala, že tento prvok má množstvo zaujímavých a cenných vlastností. Tu zvážime najcharakteristickejšie a najdôležitejšie z nich.
Všeobecné charakteristiky chemického prvku
Rubídium má atómové číslo 37, to znamená, že vo svojich atómoch obsahuje zloženie jadier práve taký počet kladne nabitých častíc - protónov. Respektíveneutrálny atóm má 37 elektrónov.
Symbol prvku - Rb. V periodickom systéme je rubídium klasifikované ako prvok skupiny I, perióda je piata (v krátkodobej verzii tabuľky patrí do hlavnej podskupiny skupiny I a nachádza sa v šiestom rade). Je to alkalický kov, je to mäkká, veľmi tavná, strieborno-biela kryštalická látka.
História objavov
Pocta objaviť chemický prvok rubídium patrí dvom nemeckým vedcom – chemikovi Robertovi Bunsenovi a fyzikovi Gustavovi Kirchhoffovi, autorom spektroskopickej metódy na štúdium zloženia hmoty. Po použití spektrálnej analýzy, ktorá viedla v roku 1860 k objavu cézia, vedci pokračovali vo výskume a hneď nasledujúci rok pri štúdiu spektra minerálu lepidolitu objavili dve neidentifikované tmavočervené čiary. Práve vďaka charakteristickému odtieňu najsilnejších spektrálnych čiar, ktorým bolo možné preukázať existenciu dovtedy neznámeho prvku, dostal svoj názov: slovo rubidus sa z latinčiny prekladá ako „karmínová, tmavočervená“.
V roku 1863 Bunsen ako prvý izoloval kovové rubídium z minerálnej pramenitej vody odparením veľkého množstva roztoku, oddelením solí draslíka, cézia a rubídia a nakoniec redukciou kovu pomocou sadzí. Neskôr sa N. Beketovovi podarilo získať rubídium z jeho hydroxidu pomocou hliníkového prášku.
Fyzikálna charakteristika prvku
Rubídium je ľahký kovhustota 1,53 g/cm3(pri nulovej teplote). Vytvára kryštály s kubickou mriežkou centrovanou na telo. Rubídium sa topí len pri 39 °C, to znamená, že pri izbovej teplote sa už jeho konzistencia blíži pastovej. Kov vrie pri 687 °C a jeho výpary sú zeleno-modré.
Rubídium je paramagnet. Pokiaľ ide o vodivosť, je viac ako 8-krát lepšia ako ortuť pri 0 ° C a je takmer toľkokrát nižšia ako striebro. Rovnako ako ostatné alkalické kovy, aj rubídium má veľmi nízky prah fotoelektrického efektu. Na vybudenie fotoprúdu v ňom stačia lúče červeného svetla s dlhou vlnovou dĺžkou (teda nízkofrekvenčné a nesúce menej energie). V tomto ohľade ho citlivosťou prevyšuje iba cézium.
Izotopy
Rubídium má atómovú hmotnosť 85 468. V prírode sa vyskytuje vo forme dvoch izotopov, ktoré sa líšia počtom neutrónov v jadre: rubídium-85 tvorí najväčší podiel (72,2 %) a oveľa menšie množstvo - 27,8% - rubídium-87. Jadrá ich atómov okrem 37 protónov obsahujú 48, respektíve 50 neutrónov. Ľahší izotop je stabilný, zatiaľ čo rubídium-87 má obrovský polčas rozpadu 49 miliárd rokov.
V súčasnosti bolo umelo získaných niekoľko desiatok rádioaktívnych izotopov tohto chemického prvku: od ultraľahkého rubídia-71 po rubídium-102 preťažené neutrónmi. Polčasy umelých izotopov sa pohybujú od niekoľkých mesiacov do 30 nanosekúnd.
Základné chemické vlastnosti
Ako je uvedené vyššie, v rade chemických prvkov patrí rubídium (ako sodík, draslík, lítium, cézium a francium) medzi alkalické kovy. Zvláštnosťou elektrónovej konfigurácie ich atómov, ktorá určuje chemické vlastnosti, je prítomnosť iba jedného elektrónu na vonkajšej energetickej úrovni. Tento elektrón ľahko opustí atóm a kovový ión zároveň získa energeticky priaznivú elektrónovú konfiguráciu inertného prvku pred ním v periodickej tabuľke. Pre rubídium je to kryptónová konfigurácia.
Rubídium, podobne ako ostatné alkalické kovy, má teda výrazné redukčné vlastnosti a oxidačný stav +1. Alkalické vlastnosti sú výraznejšie so zvyšujúcou sa atómovou hmotnosťou, pretože sa zväčšuje aj polomer atómu, a preto je väzba medzi vonkajším elektrónom a jadrom oslabená, čo vedie k zvýšeniu chemickej aktivity. Preto je rubídium aktívnejšie ako lítium, sodík a draslík a cézium je zasa aktívnejšie ako rubídium.
Ak zhrnieme všetko vyššie o rubídiu, prvok možno analyzovať, ako na obrázku nižšie.
Zlúčeniny tvorené rubídiom
Na vzduchu tento kov vďaka svojej výnimočnej reaktivite prudko oxiduje zápalom (plameň má fialovo-ružovkastú farbu); pri reakcii vzniká superoxid a peroxid rubídia, ktoré majú vlastnosti silných oxidačných činidiel:
- Rb + O2 → RbO2.
- 2Rb + O2 →Rb2O2.
Oxid vzniká, ak je prístup kyslíka k reakcii obmedzený:
- 4Rb + O2 → 2Rb2O.
Je to žltá látka, ktorá reaguje s vodou, kyselinami a oxidmi kyselín. V prvom prípade sa vytvorí jedna z najsilnejších alkálií - hydroxid rubídny, vo zvyšku - soli, napríklad síran rubídny Rb2SO4, z ktorých väčšina je rozpustná.
Ešte prudšie, sprevádzané výbuchom (keďže rubídium aj uvoľnený vodík sa okamžite vznietia), kov reaguje s vodou, pričom vzniká hydroxid rubínatý, mimoriadne agresívna zlúčenina:
- 2Rb + 2H2O → 2RbOH +H2.
Rubídium je chemický prvok, ktorý môže priamo reagovať aj s mnohými nekovmi – s fosforom, vodíkom, uhlíkom, kremíkom a halogénmi. Halogenidy rubídia - RbF, RbCl, RbBr, RbI - sú ľahko rozpustné vo vode a v niektorých organických rozpúšťadlách, ako je etanol alebo kyselina mravčia. Interakcia kovu so sírou (tretie práškom síry) prebieha explozívne a vedie k tvorbe sulfidu.
Existujú aj zle rozpustné zlúčeniny rubídia, ako je chloristan RbClO4, používajú sa v analytike na určenie tohto chemického prvku.
Byť v prírode
Rubídium nie je vzácny prvok. Nachádza sa takmer všade, vrátanezloženie mnohých minerálov a hornín a je obsiahnutý aj v oceáne, v podzemných a riečnych vodách. V zemskej kôre dosahuje obsah rubídia celkovú hodnotu obsahu medi, zinku a niklu. Na rozdiel od mnohých oveľa vzácnejších kovov je však rubídium extrémne stopový prvok, jeho koncentrácia v hornine je veľmi nízka a netvorí vlastné minerály.
V zložení minerálov rubídium všade sprevádza draslík. Najvyššia koncentrácia rubídia sa nachádza v lepidolitoch, mineráloch, ktoré slúžia aj ako zdroj lítia a cézia. Rubídium je teda vždy prítomné v malých množstvách tam, kde sa nachádzajú iné alkalické kovy.
Niečo o použití rubídia
Stručný popis chem. prvok rubídium možno doplniť niekoľkými slovami o oblastiach, v ktorých sa tento kov a jeho zlúčeniny používajú.
Rubídium sa používa pri výrobe fotobuniek, v laserovej technológii, je súčasťou niektorých špeciálnych zliatin pre raketovú techniku. V chemickom priemysle sa rubídiové soli používajú kvôli ich vysokej katalytickej aktivite. Jeden z umelých izotopov, rubídium-86, sa používa pri detekcii defektov v gama žiarení a okrem toho vo farmaceutickom priemysle na sterilizáciu liekov.
Ďalší izotop, rubídium-87, sa používa v geochronológii, kde sa používa na určenie veku najstarších hornín kvôli veľmi dlhému polčasu rozpadu (metóda rubídium-stroncium).
Ak niekoľko desaťročíZatiaľ čo sa kedysi verilo, že rubídium je chemický prvok, ktorého rozsah sa pravdepodobne nebude rozširovať, teraz sa pre tento kov objavujú nové perspektívy, napríklad v katalýze, vo vysokoteplotných turbínových jednotkách, v špeciálnej optike a v iných oblastiach. Rubídium teda hrá a bude hrať dôležitú úlohu v moderných technológiách.
