Rubidio: história, propriedades, estrutura, compras, usos

O rubídio é um elemento químico pertencente ao grupo dos metais alcalinos, com o símbolo Rb e o número atômico 37. Descoberto em 1861 por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff, o rubídio é um metal macio, prateado e altamente reativo. Suas propriedades físicas e químicas incluem um ponto de fusão baixo, alta condutividade elétrica e capacidade de reagir violentamente com a água.

O rubídio é utilizado em diversos setores, como na fabricação de células solares, em tecnologias de radar e em dispositivos de imagem médica. Além disso, o rubídio tem aplicações na indústria de vidro, na produção de fogos de artifício e na pesquisa científica.

A estrutura cristalina do rubídio é cúbica centrada no corpo, e seu preço varia de acordo com a pureza e a forma em que é comercializado. Pode ser encontrado à venda em forma de sais de rubídio, compostos orgânicos e até mesmo em sua forma pura.

Sua história de descoberta e desenvolvimento, bem como suas propriedades e usos atuais, o tornam um elemento de destaque no mundo da química e da tecnologia.

Aplicações do rubídio em diversos setores da indústria e da tecnologia moderna.

O rubídio é um elemento químico que pertence ao grupo dos metais alcalinos e possui número atômico 37. Foi descoberto em 1861 por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff, através da análise espectroscópica da lepidolita, um mineral rico em lítio. Sua denominação deriva da cor vermelho-rubi que apresenta em sua chama quando queimado. O rubídio é um metal macio e altamente reativo, que se oxida rapidamente quando exposto ao ar.

Com relação às suas propriedades, o rubídio apresenta baixo ponto de fusão e ebulição, sendo utilizado em diversas aplicações industriais e tecnológicas. Sua estrutura atômica permite que seja empregado em diversos setores, tais como a medicina nuclear, a indústria de semicondutores e a produção de vidros especiais.

No que diz respeito à sua estrutura, o rubídio possui uma única camada de elétrons na sua órbita externa, o que o torna altamente reativo e propenso a formar compostos químicos com outros elementos. Isso o torna um material ideal para a fabricação de células fotoelétricas e dispositivos eletrônicos.

Quanto às compras de rubídio, é possível adquiri-lo em forma de sais, como o carbonato de rubídio, ou em sua forma metálica pura. O preço do rubídio pode variar de acordo com a sua pureza e quantidade adquirida, sendo amplamente utilizado por indústrias de diversos setores.

No que se refere aos usos do rubídio, ele é empregado na fabricação de relógios atômicos de alta precisão, na produção de baterias de longa duração e na criação de lasers de alta potência. Além disso, o rubídio também é utilizado na pesquisa científica, em experimentos de física de partículas e em aplicações médicas, como a terapia por captura neutrônica.

Sua alta reatividade e propriedades únicas o tornam um material indispensável para o desenvolvimento de novas tecnologias e aplicações inovadoras.

Localização do rubídio na tabela periódica e sua ocorrência natural nos minerais.

O rubídio é um elemento químico de símbolo Rb e número atômico 37. Ele está localizado no grupo 1 da tabela periódica, juntamente com outros metais alcalinos como o sódio e o potássio. O rubídio é um metal macio e altamente reativo, que pode ser encontrado na natureza em alguns minerais como a lepidolita e a espodumena.

História do Rubídio

O rubídio foi descoberto em 1861 por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff, através da análise espectral de minerais contendo este elemento. Seu nome deriva da palavra latina “rubidus”, que significa vermelho, devido à cor vermelha intensa que ele emite quando queimado.

Propriedades do Rubídio

O rubídio é um metal prateado brilhante que é extremamente macio e maleável. Sua reatividade é tão alta que ele deve ser armazenado em um ambiente livre de ar para evitar sua oxidação. O rubídio possui ponto de fusão relativamente baixo e é um excelente condutor de eletricidade.

Estrutura do Rubídio

O rubídio possui uma estrutura cristalina cúbica centrada no corpo em temperatura ambiente. Ele pertence ao sistema cristalino cúbico e sua estrutura atômica é composta por um único átomo de rubídio no centro de cada célula unitária.

Compras de Rubídio

O rubídio puro não é comumente encontrado à venda, devido ao seu alto custo e sua natureza altamente reativa. No entanto, compostos de rubídio são utilizados em diversas aplicações industriais e podem ser adquiridos através de empresas químicas especializadas.

Usos do Rubídio

O rubídio é utilizado em alguns tipos de relógios atômicos, dispositivos de ressonância magnética e em alguns medicamentos. Além disso, compostos de rubídio são utilizados em vidros especiais, em especial para a fabricação de lentes de câmeras fotográficas.

Rubídio: descubra sua distribuição eletrônica e entenda suas propriedades químicas.

O Rubídio é um elemento químico do grupo 1 da tabela periódica, com o símbolo Rb e número atômico 37. Foi descoberto em 1861 por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff, através da análise espectral de minerais contendo este elemento.

A distribuição eletrônica do Rubídio é 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹. Isso significa que possui um elétron na camada mais externa, o que o torna altamente reativo.

Entre suas propriedades químicas, destacam-se sua alta reatividade com a água, formando hidróxido de rubídio e liberando hidrogênio. Além disso, o Rubídio é utilizado em tecnologias de células fotoelétricas e em alguns tipos de lasers.

Em relação à sua estrutura, o Rubídio é um metal macio, prateado e altamente inflamável. É encontrado naturalmente em minerais como a lepidolita e polucita.

Para comprar Rubídio, é possível encontrar o elemento em forma de sais em lojas especializadas em produtos químicos ou em empresas que trabalham com materiais para pesquisa e desenvolvimento.

Quanto aos usos do Rubídio, ele é empregado na fabricação de vidros especiais, em processos de soldagem e até mesmo em alguns medicamentos. Sua capacidade de reagir facilmente com outros elementos o torna versátil em diversas aplicações.

Descubra a tonalidade do rubídio neste breve guia sobre as características do elemento.

O rubídio é um elemento químico do grupo 1 da tabela periódica, com símbolo Rb e número atômico 37. Descoberto em 1861 por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff, o rubídio é um metal macio e altamente reativo, de cor prateada e brilhante. Sua tonalidade característica é um vermelho intenso, que lhe confere o nome de rubídio, em referência à cor da pedra preciosa rubi.

As propriedades do rubídio incluem baixo ponto de fusão e ebulição, além de alta condutividade elétrica e térmica. Sua estrutura cristalina é cúbica de corpo centrado, o que contribui para sua maleabilidade e ductilidade. O rubídio pode ser adquirido em forma de sais, como o cloreto de rubídio, facilmente encontrado em lojas de produtos químicos.

Os usos do rubídio são variados, sendo empregado em tecnologias de células fotoelétricas, relógios atômicos, e até mesmo em medicamentos para tratar distúrbios psiquiátricos. Sua capacidade de reagir violentamente com a água o torna útil em sistemas de resfriamento e produção de vapor.

Rubidio: história, propriedades, estrutura, compras, usos

O rubídio é um elemento de metal pertencente ao grupo 1 da Tabela Periódica: o metal alcalino, sendo representada pelo símbolo químico Rb. Seu nome soa semelhante ao rubi e é porque, quando seu espectro de emissão foi descoberto, ele apresentou linhas características de cor vermelha intensa.

É um dos metais mais reativos que existem. É o primeiro dos metais alcalinos que, apesar de muito denso, afunda na água. Ele também reage com ele de forma mais explosiva em comparação ao lítio, sódio e potássio. Houve experimentos em que as bolhas explodem onde são armazenadas (imagem inferior) para cair e explodir em banheiras.

O rubídio se distingue por ser um metal mais caro que o próprio ouro; não tanto por sua escassez, mas por sua ampla distribuição mineralógica na crosta terrestre e pelas dificuldades que surgem ao isolá-lo dos compostos de potássio e césio.

Mostra uma clara tendência a associar-se ao potássio em seus minerais, sendo encontrado como impurezas.Não apenas em questões geoquímicas, forma um duo com potássio, mas também no campo da bioquímica.

O organismo “confunde” os íons K ⁺ pelos de Rb ⁺ ; No entanto, o rubídio não é um elemento essencial até o momento, pois não se sabe qual o papel que ele desempenha no metabolismo. 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 vários dispositivos com bases teóricas físicas. Um deles é o relógio atômico, células solares e magnetômetros. É por isso que o rubídio é às vezes 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 fazer isso, eles usaram o queimador de Bunsen e o espectroscópio, inventado dois anos antes, além das técnicas de precipitação analítica. Seu objeto de estudo foi o lepidolito mineral, cuja amostra foi coletada na Saxônia, Alemanha.

Deixaram 150 kg de lepidolita mineral, o qual tratou-se com ácido cloroplatínico, H ₂ PtCl ₆ , para precipitar hexacloroplatinato de potássio, K ₂ PtCl ₆ . No entanto, quando estudaram seu espectro queimando-o no queimador de Bunsen, perceberam que ele exibia linhas de emissão que não coincidiam com nenhum outro elemento.

O espectro de emissão desse novo elemento é caracterizado por ter duas linhas bem definidas na região vermelha. Por isso, ele foi batizado com o nome ‘rubidus’, que significa ‘vermelho escuro’. Então, Bunsen e Kirchhoff conseguiram separar Rb ₂ PtCl ₆ de K ₂ PtCl ₆ por cristalização fracionada; Finalmente, reduza-o ao seu sal cloreto usando hidrogênio.

Identificados e isolados de um sal do novo elemento Rubídio, os químicos alemães só precisavam reduzi-lo ao seu estado metálico. Para conseguir isso, tentaram duas maneiras: aplicar cloreto de ruboleto à eletrólise ou aquecer um sal que é mais fácil de reduzir, como o tartarato. Foi assim que nasceu o rubídio metálico.

Propriedades físicas e químicas

Aparência

Cinza metal prateado macio. É tão macio que parece uma manteiga. Geralmente vem embalado em ampolas de vidro, nas quais predomina uma atmosfera inerte que a protege de reagir com o ar.

Número atômico (Z)

37.

Massa molar

85,4678 g / mol

Ponto de fusão

39 ºC

Ponto de ebulição

688 ° C

Densidade

À temperatura ambiente: 1.532 g / cm ³

No ponto de fusão: 1,46 g / cm ³

A densidade do rubídio é maior que a da água, portanto afunda enquanto reage violentamente com ela.

Calor de fusão

2,19 kJ / mol

Calor de vaporização

69 kJ / mol

Eletronegatividade

0,82 na escala de Pauling

Afinidade eletrônica

46,9 kJ / mol

Energias de ionização

-Primeiro: 403 kJ / mol (Rb ⁺ gás)

-Segundo: 2632,1 kJ / mol (Rb ²⁺ gás)

-Terceiro: 3859,4 kJ / mol (Rb ³⁺ gás)

Raio atômico

248 pm (empírico)

Condutividade térmica

58,2 W / (mK)

Resistividade elétrica

128 nΩ a 20 ° C

Dureza de Mohs

0,3 Portanto, até o pó de talco é mais duro que o rubídio metálico.

Reatividade

O rubídio é um dos metais alcalinos mais reativos, depois do césio e do francium. Assim que é exposto ao ar, começa a queimar e, se o atinge, dispara faíscas leves. Se aquecido, também emite uma chama violeta (imagem superior), que é um teste positivo para os íons Rb ⁺ .

Ele reage com o oxigênio para formar uma mistura de peróxidos (Rb ₂ O ₂ ) e superóxidos (RbO ₂ ). Embora não reaja com ácidos e bases, o faz violentamente com a água, gerando hidróxido de rubídio e hidrogênio gasoso:

Rb (s) + H ₂ O (l) => RbOH (aq) + H ₂ (g)

Reage com o hidrogênio para formar o hidreto correspondente:

Rb (s) + H ₂ (g) => 2RbH (s)

E também com halogênios e enxofre explosivamente:

2RB (s) + Cl ₂ (g) => RbCl (s)

2Rb (s) + S (l) => Rb ₂ S (s)

Embora o rubídio não seja considerado um elemento tóxico, é potencialmente perigoso e representa riscos de incêndio quando entra em contato com água e oxigênio.

Estrutura e configuração eletrônicas

Os átomos de rubídio são organizados ordenadamente de maneira a estabelecer um cristal de estrutura cúbica centralizada no corpo (bcc, por sua sigla em inglês, cúbica centralizada no corpo). Essa estrutura é característica dos metais alcalinos, que são leves e tendem a flutuar na água; exceto do rubídio abaixo (césio e francio).

Nos cristais de rubídio cco, seus átomos de Rb interagem entre si graças à ligação metálica. Isso é governado por um “mar de elétrons” de sua camada de valência, do orbital 5s de acordo com sua configuração eletrônica:

[Kr] 5s ¹

Todos os orbitais 5s com seu único elétron se sobrepõem em todas as dimensões dos cristais metálicos de rubídio. No entanto, essas interações são fracas, pois à medida que você desce pelo grupo de metais alcalinos, os orbitais se tornam mais difusos e, portanto, a ligação metálica enfraquece.

É por isso que o ponto de fusão do rubídio é de 39 ° C. Além disso, sua fraca ligação metálica explica a suavidade de seu sólido; tão suave que parecia uma manteiga prateada.

Não há informações bibliográficas suficientes sobre o comportamento de seus cristais sob altas pressões; se houver fases mais densas com propriedades únicas, como é o caso do sódio.

Números de oxidação

Sua configuração eletrônica indica uma vez que o rubídio tende a perder fortemente seu único elétron, tornando-se isoeletrônico ao gás nobre de Krypton. Quando isso ocorre, o cátion monovalente Rb ^{+ é formado} . Diz-se então que em seus compostos ele possui um número de oxidação +1 quando se supõe a existência desse cátion.

Devido à tendência de oxidação do rubídio, a suposição de que há íons Rb ⁺ em seus compostos é correta, o que, por sua vez, aponta para o caráter iônico desses compostos.

Em quase todos os compostos de rubídio, ele exibe um número de oxidação +1. Exemplos deles são os seguintes:

-Cloreto de rubídio, RbCl (Rb ⁺ Cl ^– )

-Hidróxido de rubídio, RbOH (Rb ⁺ OH ^– )

-Carbonato de rubídio, Rb ₂ CO ₃ (Rb ₂ ⁺ CO ₃ ^2- )

-Monóxido de rubídio, Rb ₂ O (Rb ₂ ⁺ O ^2- )

-Superóxido de rubídio, RbO ₂ (Rb ⁺ O ₂ ^– )

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

Clusters

Existem compostos em que cada átomo de Rb apresenta individualmente números de oxidação com valores fracionários. Por exemplo, em Rb ₆ O (Rb ₆ ²⁺ O ^2- ) e Rb ₉ O ₂ (Rb ₉ ⁴⁺ O ₂ ^2- ) a carga positiva é distribuída entre um conjunto de átomos de Rb (aglomerados). Assim, em Rb ₆ O, o número de oxidação em teoria seria +1/3; enquanto o Rb ₉ S ₂ , 0,444 + (4/9).

Acima está a estrutura de aglomerados de Rb ₉ O ₂ representada por um modelo de esferas e barras. Observe como os nove átomos de Rb “encerram” os ânions O ^2- .

A título de elucubação, é como se parte dos cristais metálicos originais do rubídio permanecesse inalterada à medida que se separavam do cristal mãe. Eles perdem elétrons no processo; necessária para atrair o O ^2- , e a carga positiva resultante distribuído entre todos os átomos do referido aglomerado (ou grupos de átomos definidos Rb).

Assim, a existência de Rb ⁺ não pode ser formalmente assumida nesses agrupamentos de rubídio . Rb ₆ O e Rb ₉ O ₂ classificam-se como sub-óxidos de rubídio, nos quais é cumprida essa aparente anomalia de ter um excesso de átomos de metal em relação aos ânions óxidos.

Onde você está e chegar

Crosta terrestre

O rubídio é o elemento mais abundante 23 da 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 elemento metálico principal, e seus minérios também são escassos.

É por esse motivo 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 sua reatividade, o rubídio não é encontrado no estado nativo, mas como óxido (Rb ₂ O), cloreto (RbCl) ou acompanhado por outros ânions. Seus íons Rb ⁺ “livres” são encontrados nos mares com uma concentração de 125 µg / L, bem como em fontes termais e rios.

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

-Leucita, K [AlSi ₂ O ₆ ]

-Polucita, Cs (Si ₂ Al) O ₆ · nH ₂ O

-Carnalita, KMgCl ₃ · 6H ₂ O

-Zinnwaldita, KLiFeAl (AlSi ₃ ) O ₁₀ (OH, F) ₂

-Amazonita, Pb, KAlSi ₃ O ₈

-Petalita, LiAlSi ₄ O ₁₀

-Biotita, K (Mg, Fe) ₃ AlSi ₃ O ₁₀ (OH, F) ₂

-Rubiclina, (Rb, K) AlSi ₃ O ₈

-Lepidolita, K (Li, Al) ₃ (Si, Al) ₄ O ₁₀ (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 césio; Pode até substituir o potássio durante a cristalização de minerais ou rochas, assim como os depósitos de pegmatita quando o magma cristaliza. Assim, o rubídio é um subproduto da exploração e refino dessas rochas e de seus minerais.

O rubídio também pode ser encontrado em rochas comuns, como granito, argila e basalto, e até em depósitos de carbono. De todas as fontes naturais, o lepidolito representa seu principal minério e do qual é explorado comercialmente.

Por outro lado, na carnalita, o rubídio pode ser encontrado como impurezas RbCl com um teor de 0,035%. E em maior concentração há depósitos de polucitas e rubiclinas, que podem ter até 17% de rubídio.

Sua associação geoquímica com potássio se deve à semelhança de seus raios iônicos; Rb ⁺ é maior que K ⁺ , mas a diferença de tamanho não é um impedimento para que o primeiro substitua o último em seus cristais minerais.

Cristalização fracionada

Seja parte de lepidolita ou polucita, ou qualquer um dos minerais listados acima, o desafio permanece o mesmo em maior ou menor grau: separar rubídio de potássio e césio; isto é, aplicar técnicas de separação de misturas que permitam ter os 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 um do outro graças a suas densidades e solubilidades. É por isso que a cristalização fracionada é usada, para que eles possam cristalizar e controlar lentamente.

Por exemplo, esta técnica é usada para separar uma mistura de carbonatos e alume 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 os íons K ⁺ ou Cs ⁺ na superfície ou no interior.

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

Eletrólise ou redução

Após a separação e purificação do sal de rubídio, o próximo e último passo é reduzir os cátions Rb ⁺ ao metal sólido. Para isso, o sal derrete e é submetido a eletrólise para precipitar o rubídio no cátodo; ou um agente redutor forte 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: ⁸⁵ Rb e ⁸⁷ Rb. O primeiro tem uma abundância de 72,17%, enquanto o segundo de 27,83%.

O ⁸⁷ Rb é responsável por este metal é radioactivo; no entanto, sua radiação é inofensiva e até benéfica para a análise de datação. Sua meia-vida ( t _1/2 ) é de 4,9 · 10 ¹⁰ anos, cujo período de tempo excede a idade do Universo. Quando decai, torna-se o isótopo estável. ⁸⁷ Sr.

Graças a isso, esse isótopo tem sido usado par
datar a idade dos minerais e rochas terrestres presentes desde o início da Terra.

Além dos isótopos de ⁸⁵ Rb e ⁸⁷ Rb, existem outros sintéticos e radioativos com vida útil variável e muito mais curta; por exemplo, ⁸² Rb ( t _1/2 = 76 segundos), ⁸³ Rb ( t _1/2 = 86,2 dias), ⁸⁴ Rb ( t _1/2 = 32,9 dias) e ⁸⁶ Rb ( t _{1 / 2} = 18,7 dias). De todos eles, ⁸² Rb é o mais utilizado em estudos médicos.

Riscos

De 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 no ar. Se o blister quebrar, o metal pode ser colocado em querosene ou óleo mineral para protegê-lo; no entanto, acabará oxidando pelo oxigênio dissolvido neles, resultando em peróxidos de rubídio.

Se, pelo contrário, foi decidido colocá-lo na madeira, por exemplo, ele acabará queimando com uma chama violeta. Se houver muita umidade, a queima será exposta apenas ao ar. Quando um grande pedaço de rubídio é jogado em um volume de água, ele explode vigorosamente, atingindo a queima do gás hidrogênio produzido.

Portanto, o rubídio é um metal que nem todo mundo deve manipular, pois praticamente todas as suas reações são explosivas.

Íons

Ao contrário do rubídio metálico, seus íons Rb ⁺ não representam nenhum risco aparente para os seres vivos. Estes dissolvidos na água interagem com as células da mesma maneira que os íons K ⁺ .

Portanto, o rubídio e o potássio têm comportamentos bioquímicos semelhantes; No entanto, o rubídio não é um elemento essencial, enquanto o potássio é. Desta forma, quantidades apreciáveis ​​de Rb ⁺ podem se acumular dentro das células, glóbulos vermelhos e vísceras sem afetar negativamente o organismo de qualquer animal.

De fato, estima-se que um homem adulto com uma massa de 80 kg contenha cerca de 37 mg de rubídio; e que, além disso, um aumento dessa concentração na ordem de 50 a 100 vezes não leva a sintomas indesejáveis.

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

Logicamente, os sais solúveis ou compostos de rubídio podem desencadear isso imediatamente, portanto, nenhum deles deve ser ingerido. Além disso, pode causar queimaduras por simples contato e dentre os mais tóxicos podem ser citados o fluoreto (RbF), o hidróxido (RbOH) e o cianeto (RbCN) do rubídio.

Usos

Coletor de gás

O rubídio foi usado para capturar ou eliminar vestígios de gases que podem estar em tubos selados a vácuo. Precisamente devido à sua alta tendência a capturar oxigênio e umidade, eles os eliminam na 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 para explodir com essas cores.

Suplemento

O cloreto de rubídio foi 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 no tratamento da epilepsia.

Condensado de Bose-Einstein

Os ⁸⁷ átomos de isótopo Rb foram usados ​​para criar o primeiro condensado de Bose-Einstein. Esse estado da matéria é que os átomos a uma temperatura bem próxima do zero absoluto (0 K) são agrupados ou “condensados”, comportando-se como se fossem apenas 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 ⁸² Rb decai emitindo positrons, que é usado para se acumular em tecidos ricos em potássio; como aqueles localizados no cérebro ou no coração. Portanto, é usado para analisar a funcionalidade do coração e a presença de possíveis tumores no cérebro através da tomografia por emissão de pósitrons.

Componente

Os íons de rubídio encontraram local em diferentes tipos de materiais ou misturas. Por exemplo, suas ligas foram feitas com ouro, césio, mercúrio, sódio e potássio. Foi adicionado ao vidro e à cerâmica provavelmente para aumentar seu ponto de fusão.

Nas células solares de perovskita, elas foram adicionadas como um componente importante. Da mesma forma, seu possível uso como gerador termoelétrico, material de transferência de calor no espaço, combustível em motores de propulsão iônica, meio eletrolítico para baterias alcalinas e magnetômetros atômicos foi estudado.

Relógios atômicos

Com o rubídio e o césio, os famosos relógios atômicos de alta precisão foram fabricados, usados, por exemplo, em satélites GPS com os quais os proprietários de seus smartphones podem conhecer sua localização enquanto viajam em uma estrada.

Referências

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