O rubídio É um elemento metálico que pertence ao grupo 1 da tabela periódica: o dos metais alcalinos, sendo representado pelo símbolo químico Rb. Seu nome soa semelhante a rubi, e é porque, quando foi descoberto, seu espectro de emissão apresentava linhas características de cor vermelha profunda..
É um dos metais mais reativos que existem. É o primeiro dos metais alcalinos que, apesar de não ser muito denso, se afunda na água. Ele também reage de forma mais explosiva em comparação com o lítio, o sódio e o potássio. Houve experimentos em que bolhas estouraram onde está armazenado (imagem inferior) para cair e explodir em banheiras.
O rubídio se distingue por ser um metal mais caro do que o próprio ouro; não tanto por sua escassez, mas por sua ampla distribuição mineralógica na crosta terrestre e pelas dificuldades que surgem para isolá-la dos compostos de potássio e césio..
Apresenta clara tendência de se associar ao potássio em seus minerais, sendo encontrado como impurezas. Não só em questões geoquímicas, forma uma dupla com o potássio, mas também no campo da bioquímica..
O organismo "confunde" os íons K+ por aqueles de Rb+; entretanto, o rubídio não é um elemento essencial até o momento, pois seu papel no metabolismo é desconhecido. Mesmo assim, suplementos de rubídio têm sido usados para aliviar certas condições médicas, como depressão e epilepsia. Por outro lado, ambos os íons emitem uma chama violeta ao calor do isqueiro.
Devido ao seu alto custo, suas aplicações não se baseiam muito na síntese de catalisadores ou materiais, mas como componente de diversos dispositivos com bases físicas teóricas. Um deles é o relógio atômico, células solares e magnetômetros. É por isso que o rubídio às vezes é considerado um metal subestimado ou pouco estudado..
Índice do artigo
O rubídio foi descoberto em 1861 pelos químicos alemães Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff, usando espectroscopia. Para isso, eles usaram o bico de Bunsen e o espectroscópio, inventado dois anos antes, além de técnicas analíticas de precipitação. Seu objeto de estudo foi o mineral lepidolita, cuja amostra foi coletada na Saxônia, Alemanha..
Eles começaram com 150 kg de mineral lepidolita, que eles trataram com ácido cloroplatínico, HdoisPtCl6, para precipitar hexacloroplatinato de potássio, KdoisPtCl6. Porém, quando estudaram seu espectro queimando-o no queimador de Bunsen, perceberam que exibia linhas de emissão que não coincidiam naquele momento com nenhum outro elemento..
O espectro de emissão deste novo elemento é caracterizado por ter duas linhas bem definidas na região vermelha. É por isso que o batizaram com o nome de 'rubidus' que significa 'vermelho escuro'. Mais tarde, Bunsen e Kirchhoff conseguiram separar o RbdoisPtCl6 de KdoisPtCl6 por cristalização fracionada; para finalmente reduzi-lo a seu sal de cloreto usando hidrogênio.
Identificando e isolando um sal do novo elemento rubídio, os químicos alemães precisaram apenas reduzi-lo ao seu estado metálico. Para isso, eles tentaram de duas maneiras: aplicando eletrólise ao cloreto de rubídio ou aquecendo um sal mais fácil de reduzir, como o tartarato. Foi assim que nasceu o rubídio metálico.
Metal macio, cinza-prata. É tão macio que parece manteiga. Geralmente é embalado em ampolas de vidro, dentro das quais predomina uma atmosfera inerte que o protege de reagir com o ar..
37
85,4678 g / mol
39 ºC
688 ºC
À temperatura ambiente: 1,532 g / cm3
No ponto de fusão: 1,46 g / cm3
A densidade do rubídio é maior do que a da água, então ele afundará ao reagir violentamente com ele.
2,19 kJ / mol
69 kJ / mol
0,82 na escala de Pauling
46,9 kJ / mol
-Primeiro: 403 kJ / mol (Rb+ gasoso)
-Segundo: 2632,1 kJ / mol (Rbdois+ gasoso)
-Terceiro: 3859,4 kJ / mol (Rb3+ gasoso)
248 pm (empírico)
58,2 W / (mK)
128 nΩm a 20 ° C
0,3. Portanto, mesmo o talco é mais duro do que o rubídio metálico..
O rubídio é um dos metais alcalinos mais reativos, depois do césio e do frâncio. Assim que é exposta ao ar, ela começa a queimar e, se for atingida, lança faíscas leves. Se aquecido, ele também emite uma chama violeta (imagem superior), que é um teste positivo para íons Rb.+.
Reage com o oxigênio para formar uma mistura de peróxidos (RbdoisOUdois) e superóxidos (RbOdois) Embora não reaja com ácidos e bases, ele reage violentamente com água, gerando hidróxido de rubídio e gás hidrogênio:
Rb (s) + HdoisO (l) => RbOH (aq) + Hdois(g)
Reage com o hidrogênio para formar seu hidreto correspondente:
Rb (s) + Hdois(g) => 2RbH (s)
E também com halogênios e enxofre de forma explosiva:
2Rb (s) + Cldois(g) => RbCl (s)
2Rb (s) + S (l) => RbdoisH.H)
Embora o rubídio não seja considerado um elemento tóxico, é potencialmente perigoso e apresenta risco de incêndio quando entra em contato com água e oxigênio..
Os átomos de rubídio estão dispostos de forma a formarem um cristal com estrutura cúbica de corpo centrado (bcc, por sua sigla em inglês body centered cubic). Essa estrutura é característica de metais alcalinos, que são leves e tendem a flutuar na água; exceto de rubídio para baixo (césio e frâncio).
Nos cristais de rubídio bcc, seus átomos de Rb interagem uns com os outros graças à ligação metálica. Este é governado por um “mar de elétrons” de sua camada de valência, a partir do orbital 5s de acordo com sua configuração eletrônica:
[Kr] 5s1
Todos os orbitais 5s com seu único elétron se sobrepõem em todas as dimensões dos cristais de rubídio metálico. No entanto, essas interações são fracas, pois à medida que se desce pelo grupo dos metais alcalinos, os orbitais se tornam mais difusos e, portanto, a ligação metálica se enfraquece..
É por isso que o ponto de fusão do rubídio é 39ºC. Da mesma forma, sua ligação metálica fraca explica a suavidade de seu sólido; tão macio que parece manteiga de prata.
Não há informações bibliográficas suficientes sobre o comportamento de seus cristais sob alta pressão; se houver fases mais densas com propriedades únicas, como sódio.
Sua configuração eletrônica indica imediatamente que o rubídio tende fortemente a perder seu único elétron para se tornar isoeletrônico ao criptônio de gás nobre. Quando isso acontece, o cátion monovalente Rb é formado+. Diz-se então que em seus compostos possui número de oxidação +1 quando a existência deste cátion é assumida.
Devido à tendência de oxidação do rubídio, a suposição de que os íons Rb existem+ em seus compostos está correto, o que por sua vez indica o caráter iônico desses compostos.
Em quase todos os compostos de rubídio, ele exibe um número de oxidação de +1. Exemplos deles são os seguintes:
-Cloreto de rubídio, RbCl (Rb+Cl-)
-Hidróxido de rubídio, RbOH (Rb+ Oh-)
-Carbonato de rubídio, RbdoisCO3 (Rbdois+CO3dois-)
-Monóxido de rubídio, RbdoisO (Rbdois+OUdois-)
-Superóxido de rubídio, RbOdois (Rb+OUdois-)
Embora muito raro, o rubídio também pode ter um número de oxidação negativo: -1 (Rb-) Nesse caso, falaríamos de “rubideto” se ele formasse um composto com um elemento menos eletronegativo que ele, ou se fosse submetido a condições especiais e rigorosas..
Existem compostos onde individualmente cada átomo de Rb apresenta números de oxidação com valores fracionários. Por exemplo, no Rb6O (Rb6dois+OUdois-) e Rb9OUdois (Rb94+OUdoisdois-) a carga positiva é distribuída entre um conjunto de átomos de Rb (clusters). Assim, na Rb6Ou o número de oxidação em teoria seria +1/3; enquanto na Rb9OUdois, + 0,444 (4/9).
A estrutura do cluster de Rb é mostrada acima.9OUdois representado por um modelo de esferas e barras. Observe como os nove átomos de Rb “envolvem” os ânions O.dois-.
A título de esclarecimento, é como se parte dos cristais de rubídio metálico originais permanecessem inalterados enquanto eram separados do cristal-mãe. Eles perdem elétrons no processo; aqueles necessários para atrair o Odois-, e a carga positiva resultante é distribuída entre todos os átomos do referido aglomerado (conjunto ou agregados de átomos de Rb).
Assim, nesses aglomerados de rubídio, a existência de Rb não pode ser formalmente assumida.+. O Rb6O e Rb9OUdois São classificados como subóxidos de rubídio, nos quais se verifica esta aparente anomalia de ter um excesso de átomos metálicos em relação aos ânions óxidos..
O rubídio é o 23º elemento mais abundante na crosta terrestre, com abundância comparável à dos metais zinco, chumbo, césio e cobre. O detalhe é que seus íons são amplamente difundidos, por isso não predomina em nenhum mineral como principal elemento metálico, e seus minérios também são escassos..
É por isso que o rubídio é um metal muito caro, ainda mais que o próprio ouro, pois seu processo de obtenção de seus minérios é complexo devido à dificuldade de sua exploração..
Na natureza, dada a sua reatividade, o rubídio não é encontrado em seu estado nativo, mas como um óxido (RbdoisO), cloreto (RbCl) ou acompanhado por outros ânions. Seus íons "livres" Rb+ são encontrados nos mares com concentração de 125 µg / L, bem como em fontes termais e rios.
Entre os minerais da crosta terrestre que o contêm em uma concentração inferior a 1% temos:
-Leucite, K [AlSidoisOU6]
-Polucita, Cs (SidoisOlá6NHdoisOU
-Carnalita, KMgCl36hdoisOU
-Zinnwaldite, KLiFeAl (AlSi3)OU10(OH, F)dois
-Amazonita, Pb, KAlSi3OU8
-Petalite, LiAlSi4OU10
-Biotita, K (Mg, Fe)3AlSi3OU10(OH, F)dois
-Rubiclina, (Rb, K) AlSi3OU8
-Lepidolita, K (Li, Al)3(Sim, Al)4OU10(F, OH)dois
Todos esses minerais compartilham uma ou duas coisas em comum: são silicatos de potássio, césio ou lítio, ou são sais minerais desses metais..
Isso significa que o rubídio tem uma forte tendência a se associar com o potássio e o césio; Pode até substituir o potássio durante a cristalização de minerais ou rochas, como acontece nos depósitos de pegmatitos quando o magma se cristaliza. Assim, o rubídio é um subproduto da exploração e refino dessas rochas e seus minerais..
O rubídio também pode ser encontrado em rochas comuns, como granito, argilas e basalto, e até mesmo em depósitos carboníferos. De todas as fontes naturais, a lepidolita representa seu principal minério e a partir do qual é explorada comercialmente..
Já na carnalita, o rubídio pode ser encontrado como impurezas de RbCl com teor de 0,035%. E em uma concentração maior há depósitos de polucita e rubiclina, que podem ter até 17% de rubídio..
Sua associação geoquímica com o potássio se deve à similaridade de seus raios iônicos; o Rb+ é maior que K+, mas a diferença de tamanhos não é um impedimento para que o primeiro possa substituir o segundo em seus cristais minerais.
Quer comece com lepidolita ou polucita, ou com qualquer um dos minerais mencionados acima, o desafio permanece o mesmo em maior ou menor grau: separar o rubídio do potássio e do césio; ou seja, aplicar técnicas de separação de misturas que permitam ter compostos ou sais de rubídio, por um lado, e os de potássio e césio, por outro..
Isso é difícil, pois esses íons (K+, Rb+ e Cs+) compartilham uma grande semelhança química; Eles reagem da mesma maneira para formar os mesmos sais, que dificilmente diferem uns dos outros graças às suas densidades e solubilidades. Por isso se utiliza a cristalização fracionada, para que se cristalizem de forma lenta e controlada..
Por exemplo, esta técnica é usada para separar uma mistura de carbonatos e alúmen desses metais. Os processos de recristalização devem ser repetidos várias vezes para garantir cristais de maior pureza e livres de íons coprecipitados; um sal de rubídio que cristaliza com íons de K+ ou Cs+ em sua superfície ou dentro.
Técnicas mais modernas, como o uso de resina de troca iônica, ou éteres coroa como agentes complexantes, também permitem o isolamento de íons Rb.+.
Uma vez que o sal de rubídio foi separado e purificado, a próxima e última etapa é reduzir os cátions Rb+ ao metal sólido. Para fazer isso, o sal é derretido e submetido à eletrólise para que o rubídio precipite no cátodo; ou um forte agente redutor é usado, como cálcio e sódio, capaz de perder elétrons rapidamente e, assim, reduzir o rubídio.
O rubídio é encontrado na Terra como dois isótopos naturais: o 85Rb e 87Rb. O primeiro tem abundância de 72,17%, enquanto o segundo de 27,83%.
O 87Rb é responsável por este metal ser radioativo; no entanto, sua radiação é inofensiva e até benéfica para a análise de datação. Seu tempo de meia-vida (t1/2) é 4,91010 anos, cujo período de tempo excede a idade do Universo. Quando decai, torna-se o isótopo estável 87Sr.
Graças a isso, esse isótopo tem sido usado para datar a idade dos minerais e rochas terrestres presentes desde o início da Terra..
Além de isótopos 85Rb e 87Rb, existem outros sintéticos e radioativos com tempos de vida variáveis e muito mais curtos; Por exemplo, ele 82Rb (t1/2= 76 segundos), 83Rb (t1/2= 86,2 dias), 84Rb (t1/2= 32,9 dias) e 86Rb (t1/2= 18,7 dias). De todos eles, o 82Rb é o mais usado em estudos médicos.
O rubídio é um metal tão reativo que deve ser armazenado em ampolas de vidro sob uma atmosfera inerte para que não reaja com o oxigênio do ar. Se a bolha quebrar, o metal pode ser colocado em querosene ou óleo mineral para protegê-lo; no entanto, ele acabará sendo oxidado pelo oxigênio dissolvido neles, dando origem aos peróxidos de rubídio.
Se, ao contrário, for decidido colocá-lo sobre a madeira, por exemplo, ele acabará queimando com uma chama violeta. Se houver muita umidade, ele queimará apenas por ser exposto ao ar. Quando um grande pedaço de rubídio é jogado em um volume de água, ele explode vigorosamente, até mesmo acendendo o gás hidrogênio produzido.
Portanto, o rubídio é um metal que nem todos deveriam manusear, pois praticamente todas as suas reações são explosivas..
Ao contrário do rubídio metálico, seus íons Rb+ não representam nenhum risco aparente para os seres vivos. Estes dissolvidos em água interagem com as células da mesma forma que os íons de K.+.
Portanto, o rubídio e o potássio têm comportamentos bioquímicos semelhantes; entretanto, o rubídio não é um elemento essencial, enquanto o potássio é. Desta forma, quantidades apreciáveis de Rb+ pode se acumular dentro das células, glóbulos vermelhos e vísceras sem impactar negativamente o corpo de qualquer animal.
Na verdade, estimou-se que um homem adulto com uma massa de 80 kg contém cerca de 37 mg de rubídio; e que, além disso, um aumento nesta concentração na ordem de 50 a 100 vezes não leva a sintomas indesejáveis.
No entanto, um excesso de íons Rb+ pode acabar deslocando os íons K+; e conseqüentemente, o indivíduo sofrerá espasmos musculares muito fortes até a morte.
Obviamente, os sais ou compostos de rubídio solúveis podem desencadear isso imediatamente, portanto, nenhum deles deve ser ingerido. Além disso, pode causar queimaduras por simples contato, sendo que entre os mais tóxicos podemos citar o flúor (RbF), o hidróxido (RbOH) e o cianeto (RbCN) de rubídio..
O rubídio tem sido usado para capturar ou remover vestígios de gases que podem estar em tubos selados a vácuo. Precisamente devido à sua alta tendência de capturar oxigênio e umidade neles, eles os eliminam em sua superfície como peróxidos.
Quando os sais de rubídio queimam, eles emitem uma chama violeta-avermelhada característica. Alguns fogos de artifício têm esses sais em sua composição de modo que explodem com essas cores.
O cloreto de rubídio foi prescrito para combater a depressão, pois estudos determinaram uma deficiência desse elemento em indivíduos que sofrem dessa condição médica. Também tem sido usado como sedativo e para tratar epilepsia.
Átomos de isótopos 87Rb foi usado para criar o primeiro condensado de Bose-Einstein. Este estado da matéria consiste em que os átomos a uma temperatura bastante próxima do zero absoluto (0 K), estão agrupados ou “condensados”, comportando-se como se fossem um..
Assim, o rubídio foi o protagonista desse triunfo no campo da física, e foram Eric Cornell, Carl Wieman e Wolfgang Ketterle que receberam o Prêmio Nobel em 2001 graças a este trabalho..
O radioisótopo sintético 82Rb decai emitindo pósitrons, que são usados para se acumular em tecidos ricos em potássio; como os localizados no cérebro ou no coração. Assim, é utilizado para analisar a funcionalidade do coração e a presença de possíveis tumores no cérebro por meio de uma tomografia por emissão de pósitrons..
Os íons de rubídio encontraram lugar em diferentes tipos de materiais ou misturas. Por exemplo, suas ligas foram feitas com ouro, césio, mercúrio, sódio e potássio. Foi adicionado a vidros e cerâmicas provavelmente para aumentar seu ponto de fusão.
Nas células solares, as perovskitas têm sido adicionadas como um componente importante. Da mesma forma, tem sido estudada sua possível utilização como gerador termoelétrico, material de transferência de calor no espaço, combustível em motores de propulsão iônica, meio eletrolítico para baterias alcalinas e em magnetômetros atômicos..
Com rubídio e césio, foram fabricados os famosos relógios atômicos de alta precisão, usados por exemplo em satélites GPS com os quais os proprietários de seus smartphones podem saber sua localização enquanto se deslocam na estrada.
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