Rubídio: história, propriedades, estrutura, obtenção, usos - Ciência - 2023

Contente

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 com mais explosões do que o lítio, sódio e potássio. Já houve experimentos em que bolhas estouram 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 uma 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 no 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.

História

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, H₂PtCl₆, para precipitar hexacloroplatinato de potássio, K₂PtCl₆. No entanto, quando estudaram seu espectro queimando-o no bico de Bunsen, perceberam que ele exibia linhas de emissão que não coincidiam com nenhum outro elemento da época.

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 Rb₂PtCl₆de K₂PtCl₆ 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 estado metálico. Para isso, tentaram de duas maneiras: aplicando eletrólise ao cloreto de rubídio ou aquecendo um sal mais fácil de reduzir, como o tartarato. Assim nasceu o rubídio metálico.

Propriedades físicas e químicas

Aparência

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.

Número atômico (Z)

Massa molar

85,4678 g / mol

Ponto de fusão

39 ºC

Ponto de ebulição

688 ºC

Densidade

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.

Calor de fusão

2,19 kJ / mol

Calor da vaporização

69 kJ / mol

Eletro-negatividade

0,82 na escala de Pauling

Afinidade eletrônica

46,9 kJ / mol

Energias de ionização

-Primeiro: 403 kJ / mol (Rb⁺ gasoso)

-Segundo: 2632,1 kJ / mol (Rb²⁺ gasoso)

-Terceiro: 3859,4 kJ / mol (Rb³⁺ gasoso)

Rádio atômico

248 pm (empírico)

Condutividade térmica

58,2 W / (m K)

Resistividade elétrica

128 nΩm a 20 ° C

Dureza de Mohs

0,3. Portanto, mesmo o talco é mais duro do que o rubídio metálico.

Reatividade

O rubídio é um dos metais alcalinos mais reativos, depois do césio e do frâncio. Assim que é exposto ao ar, começa a queimar e, se for atingido, 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 (Rb₂OU₂) e superóxidos (RbO₂) Embora não reaja com ácidos e bases, ele reage violentamente com água, gerando hidróxido de rubídio e gás hidrogênio:

Rb (s) + H₂O (l) => RbOH (aq) + H₂(g)

Reage com o hidrogênio para formar seu hidreto correspondente:

Rb (s) + H₂(g) => 2RbH (s)

E também com halogênios e enxofre de forma explosiva:

2Rb (s) + Cl₂(g) => RbCl (s)

2Rb (s) + S (l) => Rb₂H.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.

Estrutura e configuração eletrônica

Os átomos de rubídio estão dispostos de forma a formar um cristal com estrutura cúbica de corpo centrado (bcc). Essa estrutura é característica dos metais alcalinos, que são leves e tendem a flutuar na água; exceto do rubídio para baixo (césio e frâncio).

Nos cristais de rubídio bcc, seus átomos de Rb interagem entre si 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. Porém, 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. Além disso, 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 o sódio.

Números de oxidação

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 ele possui número de oxidação +1 quando se presume a existência deste cátion.

Devido à tendência de oxidação do rubídio, a suposição de que os íons Rb existem⁺ em seus compostos é 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, Rb₂CO₃ (Rb₂⁺CO₃^2-)

-Monóxido de rubídio, Rb₂O (Rb₂⁺OU^2-)

-Superóxido de rubídio, RbO₂ (Rb⁺OU₂^–)

Embora muito raro, o rubídio também pode ter um número de oxidação negativo: -1 (Rb^–) Neste caso, pode-se falar de “rubideto” se ele formou um composto com um elemento menos eletronegativo que ele, ou se foi submetido a condições especiais e rigorosas.

Clusters

Existem compostos onde individualmente cada átomo de Rb apresenta números de oxidação com valores fracionários. Por exemplo, em Rb₆O (Rb₆²⁺OU^2-) e Rb₉OU₂(Rb₉⁴⁺OU₂^2-) 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 Rb₉OU₂, + 0,444 (4/9).

Acima está a estrutura do cluster de Rb₉OU₂representado por um modelo de esferas e barras. Observe como os nove átomos de Rb "encerram" os ânions O^2-.

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 O^2-, 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 Rb₉OU₂São classificados como subóxidos de rubídio, nos quais se preenche esta aparente anomalia de haver excesso de átomos metálicos em relação aos ânions óxidos.

Onde encontrar e obter

Crosta terrestre

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 (Rb₂O), cloreto (RbCl) ou acompanhado de outros ânions. Seus íons "livres" Rb⁺ São encontrados nos mares com concentração de 125 µg / L, assim como em fontes termais e rios.

Entre os minerais da crosta terrestre que o contêm em uma concentração inferior a 1% temos:

-Leucita, K [AlSi₂OU₆]

-Polucita, Cs (Si₂Olá₆NH₂OU

-Carnalite, KMgCl₃6h₂OU

-Zinnwaldite, KLiFeAl (AlSi₃)OU₁₀(OH, F)₂

-Amazonita, Pb, KAlSi₃OU₈

-Petalite, LiAlSi₄OU₁₀

-Biotita, K (Mg, Fe)₃AlSi₃OU₁₀(OH, F)₂

-Rubiclina, (Rb, K) AlSi₃OU₈

-Lepidolita, K (Li, Al)₃(Sim, Al)₄OU₁₀(F, OH)₂

Associação Geoquímica

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 ao potássio e ao césio; Pode até substituir o potássio durante a cristalização de minerais ou rochas, como ocorre nos depósitos de pegmatita 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.

Na carnalita, por outro lado, o rubídio pode ser encontrado como impurezas RbCl com um teor de 0,035%. E em concentrações mais altas 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 último em seus cristais minerais.

Cristalização fracionada

Quer partindo da lepidolita ou da polucita, ou de qualquer um dos minerais mencionados acima, o desafio permanece o mesmo em maior ou menor grau: separar o rubídio do potássio e do césio; isto é, aplicar técnicas de separação de mistura que permitem ter compostos ou sais de rubídio, por um lado, e sais 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 maneira 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 co-precipitados; um sal de rubídio que cristaliza com íons de K⁺ ou Cs⁺ em sua superfície ou dentro.

Técnicas mais modernas, como o uso de uma resina de troca iônica, ou éteres coroa como agentes complexantes, também permitem que os íons Rb sejam isolados⁺.

Eletrólise ou redução

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.

Isótopos

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; entretanto, sua radiação é inofensiva e até benéfica para a análise de datação. Seu tempo de meia-vida (t_1/2) é 4,9 10¹⁰ anos, cujo período de tempo excede a idade do Universo. Quando decai, torna-se o isótopo estável ⁸⁷Sr..

Graças a isso, este 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 (t_1/2= 76 segundos), ⁸³Rb (t_1/2= 86,2 dias), ⁸⁴Rb (t_1/2= 32,9 dias) e ⁸⁶Rb (t_1/2= 18,7 dias). De todos eles, o ⁸²Rb é o mais usado em estudos médicos.

Riscos

Metal

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; porém, acabará sendo oxidado pelo oxigênio dissolvido neles, dando origem aos peróxidos de rubídio.

Se, ao contrário, for decidido colocá-lo na 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.

Íon

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, rubídio e potássio têm comportamentos bioquímicos semelhantes; entretanto, o rubídio não é um elemento essencial, enquanto o potássio é. Desta forma, quantidades apreciáveis de Rb⁺ eles podem se acumular dentro das células, glóbulos vermelhos e vísceras sem afetar negativamente o organismo de qualquer animal.

Na verdade, estima-se que um homem adulto com uma massa de 80 kg contém cerca de 37 mg de rubídio; e que, além disso, um aumento desta concentração na ordem de 50 a 100 vezes não conduz a sintomas indesejáveis.

No entanto, um excesso de íons Rb⁺ pode acabar deslocando os íons K⁺; e consequentemente, o indivíduo sofrerá espasmos musculares muito fortes até a morte.

Naturalmente, os sais de rubídio ou compostos 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.

Formulários

Coletor de gás

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.

Pirotecnia

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.

Suplemento

O cloreto de rubídio tem sido prescrito para combater a depressão, pois estudos determinaram um déficit desse elemento em indivíduos que sofrem dessa condição médica. Também tem sido usado como sedativo e para tratar a epilepsia.

Condensado de Bose-Einstein

Átomos de isótopos ⁸⁷Rb foi usado para criar o primeiro condensado de Bose-Einstein. Este estado da matéria consiste em que 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.

Diagnóstico de tumor

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. Portanto, é usado para analisar a funcionalidade do coração e a presença de possíveis tumores no cérebro por meio de uma tomografia por emissão de pósitrons.

Componente

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 foram 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.

Relógios atômicos

Com o rubídio e o césio, foram feitos 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 em uma estrada.

Referências

Bond Tom. (29 de outubro de 2008). Rubídio. Recuperado de: chemicalworld.com
Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgânica. (Quarta edição). Mc Graw Hill.
Wikipedia. (2019). Rubídio. Recuperado de: en.wikipedia.org
Centro Nacional de Informações sobre Biotecnologia. (2019). Rubídio. Banco de dados PubChem. CID = 5357696. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
Chellan, P., & Sadler, P. J. (2015). Os elementos da vida e os medicamentos. Transações filosóficas. Série A, ciências matemáticas, físicas e de engenharia, 373 (2037), 20140182. doi: 10.1098 / rsta.2014.0182
Fundação Mayo para Educação e Pesquisa Médica. (2019). Rubídio Rb 82 (Via Intravenosa). Recuperado de: mayoclinic.org
Marques Miguel. (s.f.). Rubídio. Recuperado de: nautilus.fis.uc.pt
James L. Dye. (12 de abril de 2019). Rubídio. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com
Dr. Doug Stewart. (2019). Fatos sobre o elemento rubídio. Chemicool. Recuperado de: chemicool.com
Michael Pilgaard. (10 de maio de 2017). Rubidium Chemical Reactions. Recuperado de: pilgaardelements.com