O rubidium, de numéro atomique 37 et de masse atomique de 85,5 u, est un métal alcalin très doux, de couleur blanche ou argentée. Comme les autres métaux alcalins, cet élément réagit violemment avec l'eau et l'air. Son point de fusion est de 39 °C, tandis que son point d'ébullition est de 688 °C.
Il a été découvert en 1861 par les scientifiques allemands Gustav Kirchhoff et Robert Bunsen lors de l'analyse de la lépidolite minérale avec un spectroscope. Il peut être utilisé dans la fabrication de photocellules, de verres spéciaux et comme propulseur dans les moteurs ioniques des engins spatiaux. Le rubidium forme un grand nombre de composés, bien qu'aucun d'entre eux n'ait encore d'application commerciale significative.
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Sommaire
métal alcalin de numéro atomique 37 et masse atomique 85,5 u.
Il a une couleur blanc argenté.
Il a été découvert en 1861 par Gustav Kirchhoff et Robert Bunsen.
Réagit violemment avec l'eau et peut brûler spontanément au contact de l'air.
Il est très doux, tout comme les autres métaux alcalins.
Il est utilisé dans la fabrication de verres spéciaux et d'horloges atomiques.
Propriétés du rubidium
Symbole: Rb
masse atomique: 85,5 u.
numéro atomique: 37.
électronégativité: 0,82.
Densité: 1,53 g/cm³.
Point de fusion: 39°C.
Point d'ébullition: 668°C.
configuration électronique: [Kr] 5s1.
série chimique: métaux alcalins.
Caractéristiques du rubidium
comme entier élément métallique, le rubidium a un éclat caractéristique, en plus d'une couleur blanche ou argentée. Appartenant au groupe des métaux alcalins du tableau périodique, le rubidium présente les caractéristiques classiques de cette famille, comme le fait qu'il n'est pas très dense par rapport aux autres métaux. extrêmement doux - il peut même être coupé avec un simple couteau - et aussi parce qu'il réagit violemment avec l'eau, formant un composé basique (alcalin), car la réaction montre la suivre:
2 Rb (s) + H2O (1) → 2 RbOH (ici) + H2(g)
O hydrogène généré dans cette réaction s'enflamme lorsqu'il rencontre l'oxygène présent dans l'air. Le rubidium, y compris, peut s'enflammer tout seul au contact de l'air en raison de l'oxygène qu'il contient et, par conséquent, sa manipulation nécessite des précautions, après tout, une autre caractéristique classique des métaux alcalins est qu'ils sont très réactifs. La réaction ci-dessous montre la réaction du rubidium avec l'oxygène, formant un oxyde à caractère alcalin.
4 Rb (s) + O2(g) → 2 Rb2O (s)
Comparé à d'autres métaux alcalins de plus faible rayon atomique (lithium, sodium et potassium), le Les réactions du rubidium avec l'eau ou l'oxygène sont plus violentes, puisque son électron de valence a une plus grande énergie.
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Histoire du rubidium
le rubidium était découvert en 1861 par les scientifiques allemands Gustav Kirchhoff et Robert Bunsen, dans la ville de Heidelberg, en Allemagne. À l'aide de leur instrument nouvellement inventé, le spectroscope, Kirchhoff et Bunsen ont effectué une analyse de échantillons jusqu'à ce qu'ils trouvent deux nouveaux éléments: le césium (Cs), dans l'eau minérale, et le rubidium, dans lépidolite.
Le nom rubidium vient de la couleur de sa raie spectrale d'émission, qui est rouge (rubidius, en latin). Bunsen a même réussi à isoler des échantillons de rubidium métallique.
Où trouve-t-on le rubidium ?
Aucun minerai n'a de rubidium comme constituant prioritaire. Sa plus grande occurrence est en tant que sous-produit dans la lépidolite et la polucite, qui peuvent contenir respectivement 3,5 % et 1,5 % d'oxyde de rubidium. Les réserves de ce minéral sont réparties dans le monde entier, comme en Australie, au Canada, en Chine, en Namibie et au Zimbabwe, cependant les processus d'extraction et de traitement du minerai ont encore des coûts prohibitifs.
Applications au rubidium
O le marché du verre spécial est le principal pour le rubidium, ainsi que des photocellules. En plus de son césium similaire, le rubidium est également utilisé dans la fabrication de horloges atomiques, dispositifs d'une extrême précision et d'une extrême importance pour l'étalonnage du GPS, le Global Positioning System. La différence avec les horloges au césium est que les horloges atomiques au rubidium, en plus d'être peu coûteuses, peuvent être fabriquées pour qui ont à peu près la taille d'une boîte d'allumettes tout en restant précis par des millions voire des milliards de ans.
![Horloge atomique au césium, située en Allemagne, qui maintiendra la précision pendant 2 millions d'années. [1]](/f/9ff13dde2c3a54be9f24c86ea3651eba.jpg)
O rubidium se produit naturellement sous forme de deux isotopes., ô 85Rb, qui est stable, et le 87Rb, radioactif, avec le temps de demi-vie de 48,8 milliards d'années. Cela donne à nouveau la fonction d'horloge à cet isotope, mais une horloge géologique. O 87Rb subit une désintégration radioactive en isotope 87Sr, qui est stable, vous pouvez donc comparer les quantités de 87Rb et 87Sr avec l'isotope naturel 86Sr pour la datation rock.
Parce qu'il s'ionise facilement, le rubidium a été envisagé pour une utilisation dans les moteurs ioniques des engins spatiaux, un système de propulseur ionique, beaucoup plus économique que les propulseurs conventionnels, et peut rendre les fusées plus léger. Le composé RbAg4je5 s'est également avérée importante, car c'est actuellement le cristal ionique avec la conductivité la plus élevée conditions ambiantes, ce qui le met en position d'être utilisé dans des batteries à couches minces.
Le carbonate de rubidium est utilisé pour réduire la conductivité électrique des matériaux, ce qui améliore la stabilité et la durabilité des réseaux de télécommunication à fibre optique. Le chlorure de rubidium peut être utilisé pour traiter la dépression. Dans d'autres applications, l'hydroxyde de rubidium peut également être utilisé dans la fabrication de feux d'artifice pour oxyder d'autres éléments et produire ainsi des tons violets.
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Quelles précautions faut-il prendre avec le rubidium ?
Il n'y a aucun problème connu causé à la santé humaine en raison de l'exposition au rubidium naturel, et son utilisation a peu d'impact sur l'environnement.
Cependant, comme mentionné précédemment, la manipulation du rubidium sous forme métallique doit être effectuée avec précaution, car il peut s'enflammer spontanément au contact de l'air. Ton la réaction avec l'eau est également très explosive, par conséquent, des quantités contrôlées de rubidium doivent être utilisées dans les expériences.
exercices résolus
Question 1 — (UFU/2008)
Pour déterminer l'âge de la Terre et des roches, les scientifiques utilisent des radio-isotopes à très longue demi-vie, comme l'uranium-238 et le rubidium-87. Dans la désintégration radioactive du Rubidium-87, il y a émission d'une particule bêta négative.
Dans ce cas, l'élément formé a
(A) 49 protons et 38 neutrons.
(B) 37 protons et 50 neutrons.
(C) 39 protons et 48 neutrons.
(D) 38 protons et 49 neutrons.
Résolution
La question indique que, dans la désintégration du rubidium-87, il y a l'émission d'une particule bêta négative, qui est un électron éjecté du noyau de la désintégration d'un neutron et donc il est représenté comme -1β0, c'est-à-dire avec une charge -1 et une masse négligeable, tout comme l'électron. La réaction de désintégration radioactive est la suivante :
37Rb87 → -1β0 + LesXB
Étant Les le numéro atomique de l'élément formé et B le nombre de masse de l'élément formé.
Alors, on peut dire que :
37 = -1 + a; par conséquent, a = 38 ;
87 = 0 + b; par conséquent, b = 87.
Nous dictons un élément de numéro atomique 38 et de numéro de masse 87. Comme le nombre de neutrons peut être établi par la formule A = Z + n, le calcul se fait :
87 = 38 + n; donc n = 49
Par conséquent, la élément formé a 38 protons et 49 électrons.
Question 2 — (IFGO/2012)
Le rubidium est un métal alcalin, qui a une couleur blanc argenté brillant qui s'estompe rapidement au contact de l'air. Le silicium est le deuxième élément le plus abondant dans la croûte terrestre. Le rubidium peut être utilisé dans les cellules photoélectriques et le silicium dans la fabrication de dispositifs microélectroniques.
En comparant ces deux éléments, il est correct d'affirmer que :
(A) le silicium a un rayon atomique plus grand.
(B) le silicium a une plus grande affinité électronique.
(C) le rubidium a une énergie d'ionisation plus élevée.
(D) le silicium est moins électronégatif.
(E) le rubidium est moins susceptible de perdre des électrons.
Résolution
O silicium est un non-métal de la famille 14, étant dans la troisième période du tableau périodique. Le rubidium est un métal alcalin de la cinquième période du tableau périodique.
Par conséquent, le rubidium a un rayon atomique plus grand que le silicium, car plus la période est longue, plus le nombre de couches électroniques est grand et donc plus le rayon atomique est grand, ce qui invalide l'alternative A.
LES énergie d'ionisation est l'énergie nécessaire pour éliminer un électron de valence d'un atome isolé à l'état gazeux, c'est-à-dire qu'il a à voir avec la facilité d'éliminer les électrons de valence d'un élément donné. Rubidium, en tant que métal alcalin, de sous-niveau 5s1, a une plus grande tendance à perdre des électrons; donc, une énergie d'ionisation plus faible, propriété classique des métaux, y compris. Par conséquent, les alternatives C et E ne peuvent pas être correctes.
Le silicium n'est pas moins électronégatif que le rubidium, car le silicium est une sorte de rayon atomique plus petit, et les éléments de plus petit rayon atomique ont une plus grande électronégativité, donc la lettre D ne peut pas être correct.
Ainsi, le gabarit est la lettre B, car en fait le silicium a une plus grande affinité électronique, qui est l'énergie libérée ou absorbée par un atome lorsqu'il reçoit un électron dans son couche de valence. Lorsque le processus est favorable, de l'énergie est libérée et l'affinité électronique est plus élevée, sinon l'énergie est absorbée et l'affinité électronique est plus faible. Comme le rubidium a une plus grande tendance à perdre des électrons, il ne peut pas avoir une plus grande affinité électronique que le silicium.
Crédits images
[1] geogif / Shutterstock.com
Par Stéfano Araújo Novais
Professeur de chimie
