1861. gadā nesen izgudrotā fizikālā metode vielu pētīšanai - spektrālā analīze - vēlreiz demonstrēja savu spēku un uzticamību kā zinātnes un tehnikas lielas nākotnes garantu. Ar tās palīdzību tika atklāts otrs līdz šim nezināmais ķīmiskais elements rubīdijs. Pēc tam, kad 1869. gadā D. I. Mendeļejevs atklāja periodisko likumu, rubīdijs kopā ar citiem elementiem ieņēma savu vietu tabulā, kas ieviesa kārtību ķīmijas zinātnē.
Turpmākā rubīdija izpēte parādīja, ka šim elementam ir vairākas interesantas un vērtīgas īpašības. Šeit mēs aplūkosim raksturīgākos un svarīgākos no tiem.
Ķīmiskā elementa vispārīgās īpašības
Rubīdija atomskaitlis ir 37, tas ir, tā atomos kodolu sastāvs ietver tieši tik daudz pozitīvi lādētu daļiņu - protonus. Attiecīgineitrālā atomā ir 37 elektroni.
Elementa simbols - Rb. Periodiskajā sistēmā rubīdijs tiek klasificēts kā I grupas elements, periods ir piektais (tabulas īsperioda versijā tas ietilpst I grupas galvenajā apakšgrupā un atrodas sestajā rindā). Tas ir sārmu metāls, mīksta, ļoti kūstoša, sudrabb alta kristāliska viela.
Atklājumu vēsture
Ķīmiskā elementa rubīdija atklāšanas gods pienākas diviem vācu zinātniekiem - ķīmiķim Robertam Bunsenam un fiziķim Gustavam Kirhhofam, vielas sastāva izpētes spektroskopiskās metodes autoriem. Pēc tam, kad 1860. gadā spektrālās analīzes izmantošana noveda pie cēzija atklāšanas, zinātnieki turpināja pētījumus, un jau nākamajā gadā, pētot minerāla lepidolīta spektru, viņi atklāja divas neidentificētas tumši sarkanas līnijas. Pateicoties spēcīgāko spektrālo līniju raksturīgajam nokrāsai, ar kuru palīdzību bija iespējams noteikt iepriekš nezināma elementa esamību, tas ieguva savu nosaukumu: vārds rubidus no latīņu valodas tiek tulkots kā “sārtināts, tumši sarkans”.
1863. gadā Bunsens pirmais izolēja metālisko rubīdiju no minerālūdens avota ūdens, iztvaicējot lielu daudzumu šķīduma, atdalot kālija, cēzija un rubīdija sāļus un visbeidzot reducējot metālu, izmantojot kvēpus. Vēlāk N. Beketovam izdevās atgūt rubīdiju no tā hidroksīda, izmantojot alumīnija pulveri.
Elementa fizikālās īpašības
Rubidijs ir viegls metāls, tā arī irblīvums 1,53g/cm3 (nulles temperatūrā). Veido kristālus ar kubisku ķermeni centrētu režģi. Rubidijs kūst tikai 39 °C, tas ir, istabas temperatūrā, tā konsistence jau ir tuvu pastveida konsistencei. Metāls vārās 687 °C temperatūrā, un tā tvaiki ir zaļgani zilā krāsā.
Rubidijs ir paramagnēts. Runājot par vadītspēju, tas ir vairāk nekā 8 reizes pārāks par dzīvsudrabu 0 ° C temperatūrā un gandrīz tikpat reižu zemāks par sudrabu. Tāpat kā citiem sārmu metāliem, rubīdijam ir ļoti zems fotoelektriskā efekta slieksnis. Lai tajā ierosinātu fotostrāvu, pietiek ar gara viļņa garuma (tas ir, zemas frekvences un mazāk enerģijas nesošu) sarkanās gaismas stariem. Šajā ziņā jutības ziņā to pārspēj tikai cēzijs.
Izotopi
Rubīdija atomsvars ir 85 468. Dabā tas sastopams divu izotopu veidā, kas atšķiras pēc neitronu skaita kodolā: rubīdijs-85 veido lielāko daļu (72,2%), un daudz mazāks daudzums - 27,8% - rubīdijs-87. To atomu kodoli papildus 37 protoniem satur attiecīgi 48 un 50 neitronus. Vieglāks izotops ir stabils, savukārt rubīdija-87 pussabrukšanas periods ir milzīgs 49 miljardi gadu.
Šobrīd mākslīgi iegūti vairāki desmiti šī ķīmiskā elementa radioaktīvo izotopu: no īpaši vieglā rubīdija-71 līdz rubīdija-102, kas pārslogots ar neitroniem. Mākslīgo izotopu pussabrukšanas periods svārstās no dažiem mēnešiem līdz 30 nanosekundēm.
Ķīmiskās pamatīpašības
Kā minēts iepriekš, virknē ķīmisko elementu rubīdijs (piemēram, nātrijs, kālijs, litijs, cēzijs un francijs) pieder pie sārmu metāliem. To atomu elektroniskās konfigurācijas īpatnība, kas nosaka ķīmiskās īpašības, ir tikai viena elektrona klātbūtne ārējā enerģijas līmenī. Šis elektrons viegli atstāj atomu, un metāla jons tajā pašā laikā iegūst enerģētiski labvēlīgu inertā elementa elektronisko konfigurāciju, kas atrodas tā priekšā periodiskajā tabulā. Rubīdijam šī ir kriptona konfigurācija.
Tādējādi rubīdijam, tāpat kā citiem sārmu metāliem, ir izteiktas reducējošās īpašības un oksidācijas pakāpe +1. Sārma īpašības ir izteiktākas, palielinoties atoma svaram, jo palielinās arī atoma rādiuss, un attiecīgi tiek vājināta saikne starp ārējo elektronu un kodolu, kas izraisa ķīmiskās aktivitātes palielināšanos. Tāpēc rubīdijs ir aktīvāks nekā litijs, nātrijs un kālijs, savukārt cēzijs ir aktīvāks par rubīdiju.
Apkopojot visu iepriekš minēto par rubīdiju, elementu var parsēt, kā parādīts attēlā zemāk.
Rubīdija veidotie savienojumi
Gaisā šis metāls, pateicoties tā izcilajai reaģētspējai, spēcīgi oksidējas, aizdegas (liesmai ir violeti rozā krāsa); reakcijas laikā veidojas superoksīds un rubīdija peroksīds, kam piemīt spēcīgu oksidētāju īpašības:
- Rb + O2 → RbO2.
- 2Rb + O2 →Rb2O2.
Oksīds veidojas, ja skābekļa piekļuve reakcijai ir ierobežota:
- 4Rb + O2 → 2Rb2O.
Šī ir dzeltena viela, kas reaģē ar ūdeni, skābēm un skābju oksīdiem. Pirmajā gadījumā veidojas viens no spēcīgākajiem sārmiem - rubīdija hidroksīds, pārējos - sāļi, piemēram, rubīdija sulfāts Rb2SO4, no kuriem lielākā daļa ir šķīstoši.
Vēl vardarbīgāk, ko pavada sprādziens (jo gan rubīdijs, gan izdalītais ūdeņradis uzreiz aizdegas), metāls reaģē ar ūdeni, veidojot rubīdija hidroksīdu, ārkārtīgi agresīvu savienojumu:
- 2Rb + 2H2O → 2RbOH +H2.
Rubīdijs ir ķīmisks elements, kas var arī tieši reaģēt ar daudziem nemetāliem – ar fosforu, ūdeņradi, oglekli, silīciju un halogēniem. Rubidija halogenīdi – RbF, RbCl, RbBr, RbI – labi šķīst ūdenī un dažos organiskos šķīdinātājos, piemēram, etanolā vai skudrskābē. Metāla mijiedarbība ar sēru (berzes ar sēra pulveri) notiek sprādzienbīstami un izraisa sulfīda veidošanos.
Ir arī slikti šķīstoši rubīdija savienojumi, piemēram, perhlorāts RbClO4, tos izmanto analītikā, lai noteiktu šo ķīmisko elementu.
Būt dabā
Rubidijs nav retums. Tas ir atrodams gandrīz visur, iekļautsdaudzu minerālu un iežu sastāvs, kā arī atrodas okeānā, pazemes un upju ūdeņos. Zemes garozā rubīdija saturs sasniedz kopējo vara, cinka un niķeļa satura vērtību. Tomēr atšķirībā no daudziem daudz retākiem metāliem rubīdijs ir ārkārtīgi mikroelements, tā koncentrācija iežos ir ļoti zema, un tas neveido savus minerālus.
Minerālu sastāvā rubīdijs visur pavada kāliju. Vislielākā rubīdija koncentrācija ir atrodama lepidolītos, minerālos, kas kalpo arī kā litija un cēzija avots. Tātad rubīdijs vienmēr ir nelielā daudzumā tur, kur atrodami citi sārmu metāli.
Mazliet par rubīdija lietošanu
Īss ķīmijas apraksts. rubīdija elementu var papildināt ar dažiem vārdiem par jomām, kurās tiek izmantots šis metāls un tā savienojumi.
Rubidiju izmanto fotoelementu ražošanā, lāzertehnoloģijā, ir daļa no dažiem īpašiem sakausējumiem raķešu tehnoloģijām. Ķīmiskajā rūpniecībā rubīdija sāļus izmanto to augstās katalītiskās aktivitātes dēļ. Viens no mākslīgajiem izotopiem, rubīdijs-86, tiek izmantots gamma staru defektu noteikšanā un turklāt farmācijas rūpniecībā zāļu sterilizācijai.
Cits izotops, rubīdijs-87, tiek izmantots ģeohronoloģijā, kur to izmanto, lai noteiktu vecāko iežu vecumu tā ļoti garā pussabrukšanas perioda dēļ (rubīdija-stroncija metode).
Ja vairākas desmitgadesJa kādreiz tika uzskatīts, ka rubīdijs ir ķīmisks elements, kura darbības joma diez vai paplašināsies, tagad šim metālam paveras jaunas perspektīvas, piemēram, katalīzē, augstas temperatūras turbīnu blokos, īpašā optikā un citās jomās. Tātad rubīdijam ir un arī turpmāk būs svarīga loma mūsdienu tehnoloģijās.
