Rubidium

Le rubidium est l'élément chimique de numéro atomique 37, de symbole Rb. Il fait partie du premier groupe du tableau périodique et plus particulièrement des métaux alcalins. Ses propriétés chimiques sont voisines de celles du potassium. Sur Terre et dans les autres corps telluriques on le trouve généralement en substitution du potassium dans les mêmes minéraux. On en trouve également dans l'eau de mer (à une concentration de 2 × 10⁻⁵) et dans les eaux minérales (de l'ordre de 6 × 10⁻⁵).

Rubidium
Échantillon de rubidium dans une ampoule.
Krypton ← Rubidium → Strontium K     37 Rb                                                                                                                                                                                                                                                                                           ↑ Rb ↓ Cs Tableau complet Tableau étendu
Position dans le tableau périodique
Symbole	Rb
Nom	Rubidium
Numéro atomique	37
Groupe	1
Période	5e période
Bloc	Bloc s
Famille d'éléments	Métal alcalin
Configuration électronique	[Kr] 5s1
Électrons par niveau d’énergie	2, 8, 18, 8, 1
Propriétés atomiques de l'élément
Masse atomique	85,467 8 ± 0,000 3 u[1]
Rayon atomique (calc)	235 pm (265 pm)
Rayon de covalence	220 ± 9 pm[2]
Rayon de van der Waals	244 pm
État d’oxydation	1
Électronégativité (Pauling)	0,82
Oxyde	Base forte
Énergies d’ionisation[1]
1re : 4,177 128 eV	2e : 27,289 5 eV
3e : 40 eV	4e : 52,6 eV
5e : 71,0 eV	6e : 84,4 eV
7e : 99,2 eV	8e : 136 eV
9e : 150 eV	10e : 277,1 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD MeV 85Rb 72,17 % stable avec 48 neutrons 87Rb 27,83 % 47×109 a β- 0,283 87Sr
Propriétés physiques du corps simple
État ordinaire	Solide
Masse volumique	1,532 g·cm-3 (solide, 20 °C), 1,475 g·cm-3 (liquide, 39 °C)[1]
Système cristallin	Cubique centré
Dureté (Mohs)	0,3
Couleur	blanc argenté
Point de fusion	39,30 °C[1]
Point d’ébullition	688 °C[1]
Enthalpie de fusion	2,192 kJ·mol-1
Enthalpie de vaporisation	72,216 kJ·mol-1
Volume molaire	55,76×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur	1 Pa à 160,85 °C
Vitesse du son	1 300 m·s-1 à 20 °C
Chaleur massique	363 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique	7,79×106 S·m-1
Conductivité thermique	58,2 W·m-1·K-1
Divers
No CAS	7440-17-7[3]
No ECHA	100.028.296
No CE	231-126-6
Précautions
SGH[4],[5]
Danger H260, H314, EUH014, P223, P231, P232, P280, P305, P338, P351, P370, P378 et P422 H260 : Dégage, au contact de l'eau, des gaz inflammables qui peuvent s'enflammer spontanément H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires EUH014 : Réagit violemment au contact de l'eau P223 : Éviter tout contact avec l’eau, à cause du risque de réaction violente et d’inflammation spontanée. P231 : Manipuler sous gaz inerte. P232 : Protéger de l’humidité. P280 : Porter des gants de protection/des vêtements de protection/un équipement de protection des yeux/du visage. P305 : En cas de contact avec les yeux : P338 : Enlever les lentilles de contact si la victime en porte et si elles peuvent être facilement enlevées. Continuer à rincer. P351 : Rincer avec précaution à l’eau pendant plusieurs minutes. P370 : En cas d’incendie : P378 : Utiliser … pour l’extinction. P422 : Stocker le contenu sous …
Transport
- 1423 Numéro ONU : 1423 : RUBIDIUM Classe : 4.3 Étiquette : 4.3 : Matières qui, au contact de l'eau, dégagent des gaz inflammables
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
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Son nom vient du latin rubidus (« rouge foncé »), en référence à la couleur des raies spectrales qui ont permis à Robert Wilhelm Bunsen et Gustav Kirchhoff de le détecter en 1861 dans la lépidolite. Il a été isolé l'année suivante par Bunsen^[6].

Dans les conditions normales de température et de pression, le corps simple est un métal mou et argenté. À pression atmosphérique son point de fusion n'est que de 39,3 °C, et il peut être maintenu liquide à température ambiante grâce au phénomène de surfusion, comme le césium et le gallium. Très réactif, il s'enflamme spontanément au contact de l'air et réagit violemment avec l'eau.

Dispositif expérimental pour ralentir des atomes de rubidium. Par le miroir doré on aperçoit un système optique pour contrôler les faisceaux laser. Novembre 2015.

Isotopes

Le rubidium possède 32 isotopes connus, de nombre de masse variant entre 71 et 102, et 12 isomères nucléaires. Seuls deux de ces isotopes sont présents dans la nature, ⁸⁵Rb (72,2 %), seul isotope stable du rubidium (faisant de lui un élément monoisotopique) et le ⁸⁷Rb (27,8 %) radioactif. Le rubidium naturel est ainsi suffisamment radioactif pour impressionner une pellicule photographique en trente à soixante jours^[7]. On attribue au rubidium une masse atomique standard de 85,4678(3) u.

Composés

Quatre oxydes de rubidium sont connus : Rb₂O, Rb₂O₂, Rb₂O₃ et Rb₂O₄^[7]. Les trois premiers se forment rapidement en exposant du rudibium à l'air. Le dernier oxyde, Rb₂O₄, se forme en présence d'un excès d'oxygène.

Le chlorure de rubidium (RbCl) est probablement le composé le plus utilisé du rubidium. Il est utilisé en biochimie en tant que biomarqueur car il remplace facilement le potassium et ne se trouve qu'en très petite quantité dans les organismes vivants. D'autres composés du rubidium communs sont l'hydroxyde de rubidium (RbOH) plus corrosif que les hydroxydes de sodium et de potassium. C'est aussi le composé de départ dans la plupart des synthèses chimiques où du rubidium intervient. Le carbonate de rubidium (RbCO₃) est utilisé dans certains verres optiques comme le mélange de sulfate de cuivre et de rubidium (Rb₂SO₄•CuSO₄•6H₂O). L'iodure de rubidium et d'argent (RbAg₄I₅) a la conductivité à température ambiante la plus élevée de tous les cristaux ioniques connus. Cette propriété est exploitée dans des batteries en couches minces et dans d'autres applications^{[Lesquelles ?][7]}.

Production

Le rubidium est plus abondant dans la croûte terrestre que le césium, mais ses applications limitées et l'absence de minéraux riches en rubidium limitent la production de composés de rubidium à 2 à 4 tonnes par an^[8].

Le rubidium est présent à l'état de traces dans de nombreux minéraux, généralement dans les sites cristallographiques du potassium. Il est notamment exploitable dans la carnallite (KMgCl₃·6 H₂O), un sulfate mixte (KAlSi₂Al₂S₄O₁₀) et la triphylite (LiFe^IIPO₄).^{[réf. souhaitée]}

Plusieurs méthodes sont disponibles pour séparer le potassium, le rubidium et le césium. La cristallisation fractionnée de l'alun de rubidium et de césium (Cs,Rb)Al(SO₄)₂·12 H₂O donne au bout de 30 étapes de l'alun de rubidium presque pur. Deux autres méthodes sont décrites, le procédé au chlorostannate et le procédé au ferrocyanure^[8],[9].

Dans les années 1950 et 1960, un sous-produit de la production de potassium appelé Alkarb était une source principale de rubidium^[10],[11]. L'Alkarb contenait 21 % de rubidium, le reste étant du potassium et une petite quantité de césium^[12]. Aujourd'hui, les plus grands producteurs de césium produisent du rubidium comme sous-produit de la pollucite (Cs,Na)₂Al₂Si₄O₁₂·2 H₂O^[8].

Utilisations

• Cellules photovoltaïques : il est utilisé en alliage avec le césium.
• Verre de sécurité trempé : l'ajout de carbonate de rubidium (Rb₂CO₃) ou d'oxyde de rubidium (Rb₂O) permet d'obtenir du verre de sécurité par trempe.
• Médecine :
  • Examen de la perfusion du myocarde en médecine nucléaire : du fait de sa similitude avec le potassium, l'isotope radioactif émetteur de positrons, le ⁸²Rb, de courte demi-vie (75 secondes), est utilisé comme un indicateur d'ischémie en TEP et utilisation comme générateur de krypton 81 m dans la scintigraphie pulmonaire (Rb81).
  • Fabrication de certains médicaments nooanaleptiques.
• Physique atomique : L'atome de rubidium (à la fois ses isotopes 85 et 87) est très fréquemment utilisé pour les expériences de physique atomique. En effet, certaines transitions de cet atome correspondent à des longueurs d'onde de laser classiques (780 nm pour la transition 5s-5p notamment), ce qui facilite les expériences. Entre autres, le rubidium peut être utilisé pour la construction d'horloges atomiques en utilisant la transition hyperfine de ⁸⁷Rb à 6,834 682 611 GHz ^[13].

L'emploi de cette transition permet d'obtenir des horloges commerciales compactes et de bas coût, ayant une stabilité relative de fréquence de 5 × 10⁻¹¹ (soit une erreur possible de 1 seconde sur un peu plus de 600 ans ^[14]). Il existe également des horloges appelées « fontaines atomiques », fonctionnant avec du ⁸⁷Rb refroidi et manipulé par laser, qui atteignent des stabilités relatives de fréquence bien meilleures, comprises entre 10⁻¹³ et 10^{−14 [15]}.

• Capteur de gaz pour tube cathodique et tube électronique : on l'utilise comme getter (capteur de molécules gazeuses) pour parfaire le vide.
• Il est quelquefois utilisé pour obtenir la couleur violette dans les feux d'artifice.