Rubidium

Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie
Ga naar: navigatie, zoeken
Rubidium
Periodiek systeem
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Rubidium
Rubidium
Algemeen
Naam Rubidium
Symbool Rb
Atoomnummer 37
Groep Alkalimetalen
Periode Periode 5
Blok S-blok
Reeks Alkalimetalen
Kleur Zilverwit
Chemische eigenschappen
Atoommassa (u) 85,468
Elektronenconfiguratie [Kr]5s1
Oxidatietoestanden +1
Elektronegativiteit (Pauling) 0,82
Atoomstraal (pm) 248
1e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 403,03
2e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 2632,62
3e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 3859,44
Fysische eigenschappen
Dichtheid (kg·m−3) 1532
Hardheid (Mohs) 0,3
Smeltpunt (K) 312,09
Kookpunt (K) 961
Aggregatietoestand Vast
Smeltwarmte (kJ·mol−1) 2,192
Verdampingswarmte (kJ·mol−1) 72,22
Van der Waalse straal (pm) 244
Kristalstructuur Kub
Molair volume (m3·mol−1) 55,79·10-6
Geluidssnelheid (m·s−1) 1300
Specifieke warmte (J·kg−1·K−1) 363
Elektrische weerstandΩ·cm) 12,5
SI-eenheden en standaardtemperatuur en -druk worden gebruikt,
tenzij anders aangegeven
Portaal  Portaalicoon   Scheikunde

Rubidium is een scheikundig element met symbool Rb en atoomnummer 37. Het is een zilverwit alkalimetaal.

Ontdekking[bewerken]

Rubidium is in 1861 ontdekt door de Duitse wetenschappers Robert Bunsen en Gustav Kirchhoff tijdens het bestuderen van het mineraal lepidoliet met behulp van een spectroscoop.[1] Vóór ongeveer 1920 werd het element voornamelijk gebruikt voor onderzoek, later kwamen er ook industriële toepassingen.

De naam rubidium is afkomstig van het Latijnse rubidus, dat diepste rood betekent, vanwege de twee karakteristieke heldere rode spectraallijnen.

Toepassingen[bewerken]

Rubidium is erg elektropositief en kan dus makkelijk geïoniseerd worden. Dit is vrijwel de enige eigenschap waarom dit element op industrieel niveau wordt toegepast. Hoewel cesium en xenon er geschikter voor zijn, kan rubidium ook worden toegepast als aandrijfmiddel in ionenmotoren.[1] Andere toepassingen zijn:

Opmerkelijke eigenschappen[bewerken]

Met een smeltpunt van 39 °C kan (verontreinigd) rubidium soms bij kamertemperatuur al vloeibaar worden. Net als alle andere alkalimetalen is rubidium erg reactief en ontbrandt het spontaan bij aanraking met lucht en water, waarbij rubidiumhydroxide wordt gevormd. In de vorm van RbAg4I5 heeft het van alle bekende ionische kristallen de grootste geleidbaarheid bij kamertemperatuur; bij 20 °C is deze vergelijkbaar met die van verdund zwavelzuur.[1]

Verschijning[bewerken]

Rubidium komt in ruime mate voor in de aardkorst. Op de ranglijst van meest voorkomende elementen staat het op de 16de plaats.[1] Doordat het zeer verspreid voorkomt is het lastig te delven. Van nature komt rubidiumoxide in sporen (tot 1%) voor in de mineralen leuciet, polluciet, carnalliet en zinnwaldiet.[1] In lepidoliet wordt het aangetroffen in hoeveelheden tot 1,5%, dit is commercieel gezien de belangrijkste bron.[1] Soms wordt rubidium aangetroffen in mineralen die hoofdzakelijk uit andere alkalimetalen bestaan. In die gevallen wordt rubidium als bijproduct gewonnen.

Isotopen[bewerken]

Nuvola single chevron right.svg Zie Isotopen van rubidium voor het hoofdartikel over dit onderwerp.
Meest stabiele isotopen
Iso RA (%) Halveringstijd VV VE (MeV) VP
83Rb {syn} 86,2 d EV 0,910 83Kr
84Rb {syn} 32,77 d β+
β-
2,681
0,894
84Kr
84Sr
85Rb 72,165 stabiel met 48 neutronen
86Rb {syn} 18,631 d β- 1,775 86Sr
87Rb 27,835 4,75·1010 j β- 0,283 87Sr

Er is een groot aantal isotopen van rubidium bekend. Naast het enige stabiele isotoop 85Rb (72%) komt alleen het radioactieve isotoop 87Rb (28%) van nature op aarde voor. Uit de verhouding 87Sr - 87Rb kunnen geologen opmaken wat de leeftijd van een steen is.

Toxicologie en veiligheid[bewerken]

Rubidium reageert heftig met lucht en water en veroorzaakt daarbij brand. Daarom moet dit metaal onder olie worden bewaard.

Externe links[bewerken]

Bronnen, noten en/of referenties
  1. a b c d e f g h (en) Hammond, C. R., CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, 1975-1976, B-31
Zoek dit woord op in WikiWoordenboek