Rubidium

český názevRubidium
latinský názevRubidium
anglický názevRubidium
chemická značkaRb
protonové číslo37
relativní atomová hmotnost85,4678
perioda5
skupinaI.A
zařazeníalkalické kovy
rok objevu1861
objevitelW. Bunsen,
G. R. Kirchhoff
teplota tání [°C]38,89
teplota varu [°C]686
kritická teplota [°C]1820
kritický tlak [MPa]16
hustota [g cm-3]1,53
hustota při teplotě tání [g cm-3]1,46
elektronegativita0,82
standardní el. potenciál [V]−2,98
oxidační stavyI
elektronová konfigurace[Kr]5s1
atomový poloměr [pm]265
kovalentní poloměr [pm]211
specifické teplo [J g-1K-1]0,363
slučovací teplo [kJ mol-1]2,192
skupenské teplo tání [kJ mol-1]72
tepelná vodivost [W m-1 K-1]58,2
elektrická vodivost [S m-1]4,78.107
1. ionizační potenciál [eV]4,1771
2. ionizační potenciál [eV]27,28
3. ionizační potenciál [eV]40,0
tvrdost podle Mohse0,3
tvrdost podle Brinella [MPa]0,216
modul pružnosti v tahu [GPa]2,4
skupenství za norm. podmíneks

Chemické vlastnosti a reakce rubidia

Chemický prvek rubidium je velmi měkký, stříbrobílý neušlechtilý kov. Společně se lithiem, sodíkem, draslíkem, cesiem a franciem je řazen mezi alkalické kovy. Páry rubidia mají zelenomodrou barvu.

Podobně jako další alkalické kovy je i rubidium mimořádně reaktivní chemický prvek. Na vzduchu je nestálé, pokrývá se vrstvou hydroxidu. V atmosféře kyslíku shoří na superoxid RbO2, v atmosféře ozonu shoří za vzniku nestabilního červeně zbarveného ozonidu rubidného RbO3. S vodou reaguje velmi prudce a bouřlivě za vzniku hydroxidu rubidného a vodíku:

2Rb + 2H2O → 2RbOH + H2

Prudce raguje s kyselinami za vzniku rudidné soli:

2Rb + 2HCl → 2RbCl + H2
8Rb + 6H2SO4 → 4Rb2SO4 + SO2 + S + 6H2O

S vodíkem se při teplotě nad 300°C slučuje za vzniku reaktivního hydridu RbH, který je i na suchém vzduchu samozápalný. Za laboratorní teploty se explozivně slučuje s halogeny na halogenidy RbX. Se selenem a tellurem reaguje za vzniku selenidu rubidného Rb2Se a telluridu rubidného Rb2Te již při teplotě -40°C, ale se sírou se na sulfid rubidný Rb2S slučuje až po zahřátí na teplotu 110°C.

S kapalným amoniakem reaguje již při teplotě -40°C za tvorby tmavě modrého hexaaminrubidného komplexu, při vyšších teplotách tvoří s plynným amoniakem amid rubidný:

Rb + 6NH3 → [Rb(NH3)6]
2Rb + 2NH3 → 2RbNH2 + H2

Se sirovodíkem rubidium reaguje za vzniku hydrogensulfidu rubidného:

2Rb + 2H2S → 2RbHS + H2

Většina sloučenin rubidia je ve vodě dobře rozpustná, téměř nerozpustný je hexaflurokřemičitan rubidný Rb2SiF6. Tabulka rozpustnosti sloučenin rubidia.

Výskyt rubidia v přírodě

V přírodě se volné rubidium nevyskytuje, je znám pouze jeho výskyt ve sloučeninách, ve kterých vystupuje výhradně v oxidačním stupni I jako kation Rb+.

Rubidium ve stopových množstvích doprovází ostatní alkalické kovy, např. cesium v polucitu nebo draslík v karnalitu. Průměrný obsah rubidia v zemské kůře je 78 ppm, což z rubidia činí 16. nejrozšířenější prvek periodické soustavy.

Přírodní rubidium je směsí stabilního izotopu 85Rb a radioaktivního 87Rb s poločasem rozpadu 4,9.1010 let. Uměle bylo připraveno dalších 27 radioaktivních izotopů s nukleonovými čísly 74 až 102.

Známým minerálem rubidia je např. averjevit Cu5(VO4)2O2.(Cs,Rb,K)0,4Cl0 nebo rubiclin (Rb,K)AlSi3O8. Nejvyšší obsah rubidia ze všech známých nerostů (25,17 % Rb) má ramanit Rb[B5O6(OH)4]·2H2O.

Produkce a zásoby

Světová roční produkce rubidia se pohybuje okolo 10 t, největším producentem kovového rubidia je Kanada. Největší zásoby rubidia jsou v Kanadě, Afghanistanu, Peru, Rusku a Namibii.

Významný podíl na světových zásobách rubidia mají lithné slídy krušnohorských cíno-wolframových ložisek. Celková zásoba rubidia v Krušných horách se odhaduje na více než 370 kt čistého kovu, z toho je 37 kt lokalizováno v evidovaném ložisku Cínovec-jih.

Výroba a využití rubidia

Nejdůležitějším zdrojem pro průmyslovou výrobu rubia je uhličitan rubidný Rb2CO3, který je hlavní součástí odpadních produktů po rafinaci lithia.

Výroba rubidia se provádí tavnou elektrolýzou chloridu rubidného RbCl nebo jeho termickou redukcí vápníkem:

2RbCl → 2Rb + Cl2
2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl2

Mezi další způsoby výroby rubidia patří redukce hydroxidu rubidného hořčíkem nebo redukce oxidu rubidného vápníkem:

2RbOH + Mg → 2Rb + Mg(OH)2
Rb2O + Ca → 2Rb + CaO

Vetší praktický význam rubidium v minulosti nemělo. V omezené míře se soli rubidia používaly v pyrotechnice pro barvení plamene na nachovou barvu. V současnosti praktický význam rubidia stále stoupá. Kovové rubidium se používá při výrobě fotočlánků (termoiontové konvertory) a k odstraňování zbytků plynů z vakuových trubic. Důležité využití nachází rubidium jako součást přesných atomových hodin v satelitech GPS. Oxid rubidný Rb2O se používá jako sklářská přísada pro zvýšení tvrdosti skla.

Rubidium je perspektivní pohonnou hmotou pro iontové raketové motory. Stále stoupá význam rubidia ve výzkumu a vývoji supravodivých materiálů. Izotop 82Rb se využívá v medicíně v pozitronové emisní tomografii (PET) v kombinaci s CT angiografií.

Cena rubidia na světových trzích neustále stoupá tempem okolo 12 % ročně. V roce 2009 se 100 g kovového rubidia čistoty 99,78 % prodávalo za 1260 USD.

Zdroje

krypton ← rubidium → stroncium