Rubidium

RUBIDIUM

Rb, atomnr. 37, molvekt 85,4678 g, elektronkonfigurasjon (Kr)+5s1, smeltepunkt 38,89 °C, kokepunkt 688 °C, tetthet 1,532 g/ml (ved 20 °C). Rubidium hører til gruppe 1 i det periodiske systemet, også kjent som alkalimetallene. Det har (1981) 34 kjente isotoper og isomerer. To av isotopene forekommer i naturen, hvorav den ene, 85, er stabil, mens den andre, rubidium 87, er radioaktiv og går med en halverimgstid på 48 milliarder år ved utsendelse av betapartikler over til den stabile strontiumisotopen 87. Det sendes ikke ut gammafotoner under denne prosessen. Av de andre isotopene har 83 en halveringstid på 86,2 dager, 84 på 32,8 dager og 86 på 18,7 dager. De andre har noen få timer eller kortere.

HISTORIE
På et bord i laboratoriet ved universitetet i Heidelberg sto et rør som var åpent i begge ender. Foran benken under røret sto en mann, kraftig bygget, brunhåret, ansiktet hans var bredt med vakre, regelmessige trekk og et skarpt, gjennomtrengende blikk: Robert Wilhelm Bunsen, rørets oppfinner. Inn i røret førte en dyse, ut av dysen strømmet lysgass fra byens gassverk og blandet seg med luften som ble dradd inn gjennom den nedre enden. Blandingen kom ut av øvreenden og brant der med en varm, nesten helt fargeløs flamme.

Til denne bunsenbrenneren var det knyttet en apparatur, en komplisert oppsats med mange prismer og linser, det første virkelig effektive og følsomme spektroskopet, utviklet av ham selv og hans prøyssiske venn, Gustav Robert Kirchhoff. Etter å ha undersøkt alkalimetallenes og jordalkalimetallenes spektra, som var de letteste å finne med denne metoden, satte de igang med å prøve å finne ut om det kunne være flere alkalier enn bare de tre som Davy og Arfwedson hadde funnet. Og den 10. mai 1860 annonserte de oppdagelsen av cesium i mineralvann fra Dürkheim.

Nå var det februar 1861, og de to parhestene hadde undersøkelser av en rekke materialer bak seg. Martin Heinrich Klaproth hadde undersøkt det grå glimmermineralet lepidolitt på 1790-tallet og oppgitt analysen til å være 54,50 % kvarts, 38,25 % aluminia, 4 % kaliumoksyd, 0,75 % jern- og manganoksyd og 2,50 % svinn, hovedsakelig vann. Denne analysen viste ikke noe fluor og heller ikke noe av det da uoppdagede litium, som idag regnes for hovedbestanddeler av mineralet. Bunsen og Kirchhoff hadde nettopp importert noen stuffer lepidolitt fra Sachsen (Heidelberg hørte dengang til storhertugdømmet Baden) for om mulig å finne enda flere alkalier der.

De løste mineralet i syre, separerte ut alkalier ved å bruke forskjellige fellingsreagenser på de andre bestanddelene og felte så ut kalium med platinatetraklorid. Da de testet dette bunnfallet i spektroskopet så de ikke noe annet enn de velkjente kaliumlinjene. Deretter vasket de bunnfallet gjentatte ganger med kokende vann og testet det med jevne mellomrom i spektroskopet. Snart begynte det å dukke opp noen vakre fiolette linjer, som ble mer og mer tydelig mot det bleknende kaliumspekteret, og flere linjer i det røde, gule og grønne begynte å vise seg, alle hittil ukjente fra spektroskopiske undersøkelser. Og de to klart sterkeste var to linjer som sto tett sammen dypt inne i det røde området, på grensen av det synlige lyset. Etter en kort diskusjon bestemte de seg for å bruke navnet rubidium på det nye grunnstoffet, etter rubidus, et navn de hadde lært at romerne brukte på det dypeste røde.

Bunsen klarte selv i 1863 å fremstille rubidium-metall ved elektrolyse av 9 gram rubidiumklorid som han hadde utskilt fra 44200 liter (!) Dürkheimer-mineralvann.

Det latinske rubidus er beslektet med ruber 'rød', rufus 'lyserød, reveaktig rød' fra indoeuropeisk reudh- 'rød'. Derfra kommer også gresk ereuthos 'rødme' og erythros 'rød', hvorfra vi har alle fremmedord med erytr-, f.eks. erytrocytt, erytrem etc. Fra latin ruber kommer rubeus 'rødlig' som i de middelfranske formene rubis, rubi ble brukt om smykkesteinen rubin, og derfra er lånt til norsk. Latin ruber ble også brukt i farvestoffnavnet rubrica 'rød oker', som i middelfransk var rubrique med samme betydning, men da farvestoffet ble brukt til å lage overskrifter i bøker gikk ordet over til også å betegne slike overskrifter, og derfra har vi lånt ordet rubrikk.

Indoeuropeisk reudh- har en senere form roudho- som gikk i arv til germansk raudha-, norrønt raudhr og norsk rød, raud. Reudh- ble substantivert til rudhos 'noe rødt', med en kausalform rudh-s-to 'noe som er gjort rødt, rust', germansk rusta- 'rust' en form som i vårt språkområde finnes i norrønt rostungr, rosmhvalr 'hvalross'. Denne formen er kjent i enkelte norske dialekter som rossmål, rossmal eller rossmår, mens formen hvalross er lånt fra dansk, som på et eller annet tidspunkt byttet om orddelene. Det germanske rusta- ble i oldsaksisk til rost, middelnedertysk rost og er derfra lånt til norsk som rust. Det germanske raudha- ble substantivert til raudhinio- 'den røde', urnordisk raudhnia- 'rognebærtre', norrønt reynir, norsk rogn. Norrønt reynir er lånt til engelsk som roun og rowan.

GEOLOGI
Naturlig rubidium er en blanding av to isotoper, Rb 85 med 72,17 % og Rb 87 med 27,83 %. Sistnevnte er som nevnt radioaktiv og går over til en strontiumisotop med samme antall nukleoner, men halveringstiden er så lang som 48 milliarder år, og andelen av den radioaktive isotopen har neppe vært særlig mye over 29 % på noe tidspunkt av Jordens historie. Denne overgangen mellom rubidium/strontium kan brukes til å datere bergarter som inneholder rubidium ved at man måler Rb/Sr-forholdet.

Som natrium og kalium viser rubidium en klar overhyppighet i jordskorpen i forhold til de grunnstoffene det er naturlig å sammenligne det med. Dels skyldes den det magiske nøytronantallet 50 og dels at de enverdige alkaliionene danner forholdsvis luftige og lette silikater, som flyter opp mot jordoverflaten, så lengre nede mot
mantelen er rubidiuminnholdet mer normalt.

Rubidium utgjør 0,03 vekt-% av den faste, øvre jordskorpen og ligger helt oppe på 16.-plass på statistikken over de hyppigste grunnstoffene der. Som de andre alkalimetallene unntatt natrium holdes det rubidium som vaskes ut av mineralene delvis tilbake i leirmineraler og føres ikke fullstendig ut i havet. Av sjøvann utgjør likevel rubidium 0,00002 vekts-prosent, og ligger der på en 18.-plass. Av universet som helhet utgjør det 0,00017 masse-% av det som ikke er hydrogen eller helium, og ligger med dette på en 34.-plass. Rubidium regnes (1977) ikke som en hovedkomponent av noen mineraler. Men rubidiumionet er ganske likt kaliumionet av størrelse (1,47 mot 1,33 Å) og inngår som en forurensning i mange kaliummineraler, i større og mindre mengder avhengig av plassforholdene i krystallstrukturen.

Alt rubidium som ble produsert kommersielt i verden kom lenge fra sørafrikanske lepidolittforekomster, som et biprodukt av litiumutvinningen. Idag produseres metallet også i USA og Canada. Lepidolitt inneholder vanligvis ca. 1,5 % rubidium, men kan inneholde opptil 4,6 %. Saltavleiringer med carnalitt, KMgCl₃.6H₂O, inneholder 0,02 til 0,15 % Rb.

KJEMI
Rubidium er et sølvhvitt, svært mykt metall, litt hardere enn voks å skjære i. Det har en middels varmeledningsevne på 0,582 W/cm/K ved romtemperatur, som er dårligere enn jern men bedre enn bly. Metallet er en middels god elektrisk leder, med en resistivitet på 12,5 mikrohm-cm ved 20 °C, litt mer enn jern og litt mindre enn krom. Det har en meget lav magnetiserbarhet, på +17,0 cgs-enheter. De viktigste spektrallinjene er på 7800 og 7948 Å, med et par svakere på 4202 og 4216.

Rubidium er et meget reaktivt metall som må lagres i tørr mineralolje, parafin, i vakuum eller i edelgassatmosfære. Det reagerer spontant ved kontakt med mange stoffer, bl.a. luft, hvor det på en brøkdel av et sekund overtrekkes med en grå oksydfilm og så begynner å brenne med en gulaktig fiolett flamme.

Som de andre alkalimetallene kan rubidium danne relativt stabile løsninger i flytende ammoniakk med interessante elektriske og optiske egenskaper. I slike løsninger finnes både negative alkalimetallioner og frie elektroner som er solvatiserte (d.v.s. omgitt av løsningsmiddelmolekyler). Hvis man i stedet for ammoniakk løser metallet i visse etere og såkalte kryptatligander kan både de solvatiserte elektronene og de negative alkaliionene bli stabilisert slik at man kan krystallisere såkalte alkalider og elektrider ut av løsningen. Alkalidene, deriblant rubididene, er bronseaktig gule krystallinske stoffer. De er ustabile og reaktive, og elektridene er enda ustabilere. Foreløpig er det ikke laget noe rubidiumelektrid.

Som for de andre alkalimetallene er alle rubidiumforbindelser enverdige. Rubidiumionet har en edelgasstruktur, og er fargeløst, slik også saltene er, når de ikke farges av anionet.

Rubidium danner legeringer med alkalimetallene Na, K og Cs som alle har eutektika med smeltepunkt under frysepunktet for vann. Rubidium er også blandbart med kalium og cesium i alle forhold. Det danner intermetalliske forbindelser med gull, kadmium, kvikksølv, gallium, indium, thallium, tinn og bly. De er alle sprø, metallglinsende, reaktive substanser, men ikke så reaktive som rubidium selv. Som de andre alkalimetallene har rubidium en stor løselighet i kvikksølv, og et slikt amalgam er en hensiktsmessig oppbevaringsmåte for rubidium.

Boridene, RbB₆ og Rb₃B, fremstilles ved elektrolyse av smeltede rubidiumborater og fluorider og har egenskaper som ligner silicidene. Forbindelsene med gallium, indium og thallium er intermetalliske, har legeringskarakter og fås ved sammensmelting av bestanddelene. RbIn₄ og RbIn₈ er beskrevet i kjemisk litteratur.

Som natrium og kalium danner rubidium et karbid Rb₂C₂, som har organometalliske egenskaper og egentlig er å regne som et acetylid. Det dannes ved oppvarming av rubidium og acetylen, med rubidiumhydrogenacetylidet RbHC₂ som et mellomprodukt. Som de andre alkalimetallene danner rubidium også ved oppvarming forbindelser med grafitt hvor rubidiumatomer er innleiret mellom grafittskiktene. RbC dannes ved oppvarming av tilstrekkelig rubidium med grafitt ved 300 °C og ved videre oppvarming damper rubidiumet bort og vi får mer rubidiumfattige faser og til slutt rent grafitt. Dette er svært reaktive forbindelser, de selvantenner i luft og kan reagere eksplosivt med vann under dannelse av hydrogen, rubidiumhydroksyd og grafitt. De har visse svake, temperaturavhengige paramagnetiske egenskaper og er bedre elektriske ledere enn rent grafitt.

Som kalium og natrium kan også rubidium danne monosilicidet RbSi og -germanidet RbGe ved oppvarming av utgangsstoffene. Silicidet reagerer eksplosivt med vann eller fortynnede syrer. Germanidet dekomponerer også raskt i vann, men antennes sjelden. Ved oppvarming i vakuum fås rubidium og RbSi₈ av silicidet og RbGe₄ av germanidet. På tilsvarende måte fås monostannidet RbSn og -plumbidet RbPb, som også er reaktive forbindeler og danner RbSn₄ og RbPb₄ ved oppvarming i vakuum.

Med nitrogen som har vært utsatt for en stille elektrisk utladning (og dermed delvis er atomisert) danner rubidium små mengder av binære forbindelser som ved lave temperaturer helst er det farveløse azidet, RbN₃, og ved høyere nitridet, Rb₃N. Nitridet dekomponerer lett ved oppvarming og hydrolyserer i vann til hydroksyd og ammoniakk. Azidet er stabilt i vann og løses som et salt, men dekomponerer lett til nitrid eller til metallet og nitrogen når det oppvarmes i luft. Det er ikke eksplosivt slik som tungmetallazidene.

Ved oppvarming av rubidium og ammoniakk dannes amidet, RbNH₂, et hvitt, krystallinsk stoff, som smelter ved 309 °C uten å dekomponere. Det er løselig i flytende ammoniakk og er der en sterk base.

Ved å smelte rubidium med de ekvivalente mengdene av fosfor, arsen, antimon og vismut under argonatmosfære fås sprø, metallglinsende forbindelser: Rb₂P₅, Rb₃As, Rb₃Sb og Rb₃Bi. Til tross for det metalliske utseendet er de ioniske forbindelser, som hydrolyserer lett i vann.

Som kalium og cesium danner rubidium et superoksyd RbO₂, når det brenner i luft. Superoksydet er gult og har paramagnetiske egenskaper. Ved å varmes opp til flere hundre grader i vakuum omdannes det til gult peroksyd Rb₂O₂. Det "normale", fargeløse til gule monoksydet Rb₂O kan fås ved å redusere rubidiumnitrat med rubidiummetall. Det er et godt reduksjonsmiddel, og tar f.eks. opp oksygen fra luft. Et osonid, RbO₃, kan fås ved å lede oson over fast, vannfritt rubidiumhydroksyd. Som for de andre alkalimetallene eksisterer det også et rødt, såkalt sesquioksyd som egentlig er et peroksyd-disuperoksyd. Som cesium er også rubidium i stand til å lage suboksyder, f.eks. Rb₉O₂ og Rb₁₂O₂, hvor metallatomer opptrer i klaser med metall-metallbindinger. Slike forbindelser har sterk farve og ofte metallglans. Alle oksydene hydrolyserer til hydroksyd og oksygen ved kontakt med vann. Peroksydet kan danne ustabile addisjonsforbindelser med hydrogenperoksyd som f.eks. RbHO₂.H₂O₂.

Når rubidium slippes i vann, reagerer det med vannet etter likningen
2 Rb + 2 H₂O = 2 Rb⁺ + 2 OH^- + H₂. I motsetning til de ovenforliggende alkalimetallene er rubidium tyngre enn vannet og synker nedi mens den voldsomme reaksjonen pågår. Det utviklede hydrogenet antennes alltid og brenner med en flamme som er farget av løsrevne rubidiumatomer. Hydroksydet RbOH er en av de aller sterkeste baser og setter store krav til oppbevaringsmaterialet.

Rubidium brenner like godt i vakuum med svovel som det gjør i luft. Produktet er som med oksygen ikke det enkle sulfidet Rb₂S, men en blanding av forskjellige polysulfider. Disse polysulfidene er ikke som de høyere oksydene forbindelser med ioniserte oksygen(- eller oson-) molekyler, men kjedeforbindelser med enkeltbindinger mellom svovelatomene. Det blekgule monosulfidet kan dannes f.eks. ved å redusere rubidiumsulfat med hydrogen, og polysulfidene av dette ved å varme opp med de støkiometriske mengdene av svovel. Disulfidet er mørkerødt, trisulfidet rødliggult, pentasulfidet, det mest stabile av sulfidene, er rødt, mens heksasulfidet er brunrødt i fargen. Alle sulfidene har diamagnetiske egenskaper. De hydrolyserer i vann og er derfor sterkt basiske, men hydrater av sulfidene kan krystalliseres fra alkohol-vannløsninger.

Rubidiumiumhydrogensulfid, RbSH, kan dannes ved å boble H₂S gjennom en alkoholløsning av et rubidium-alkoksyd:
RbOC₂H₅ + H₂S = RbSH + C₂H₅OH.

Rubidium reagerer også med selen og tellur og danner mono- og polyselenider og -tellurider. Disse har mer metalliske egenskaper enn sulfidene.

Rubidium tar fyr ved romtemperatur i en atmosfære av fluor eller klor og det reagerer også med brom- og joddamp ved oppvarming. Halogenidene, RbF, RbCl, RbBr og RbI, er alle farveløse, kubisk krystalliserende stoffer med en høy grad av vannløselighet, kloridet tyngst, jodidet lettest, fluoridet et sted mellom bromidet og jodidet. Løseligheten er også god i en rekke andre polare løsningsmidler og en god del organiske løsningsmidler, som regel med jodidet som det lettest løselige. Det kan krystalliseres solvater av halogenidene fra disse løsningene, men ikke hydrater fra vannløsning. Som de andre alkalimetallenes halogenider danner også rubidiumhalogenidene dobbeltsalter med andre alkalihalogenider eller jordalkalihalogenider. Alle alkalihalogenidene er lett blandbare som faste løsninger i hverandre. Det kan også dannes komplekser av rubidiumhalogenider og mange andre halogenider, f.eks. heksafluorosilikat, Rb₂SiF₆, heksakloroplatinat, Rb₂PtCl₆ etc. Som de andre alkalifluoridene kan også rubidiumfluoridet danne komplekser med flussyre, RbHF₂, RbH₂F₃ o.s.v., og jodidet kan addere jodmolekyler til polyjodider som de andre.

Rubidium danner også en rekke komplekssalter og salter av oksosyrer med sterkt ionisk karakter. Det gule kromatet, Rb₂CrO₄, er lett løselig i vann. Dikromatet Rb₂Cr₂O₇ tyngre og permanganatet RbMnO₄relativt tungt. Heksakloroplatinatet Rb₂PtCl₆er nokså tungt løselig, atskillig tyngre enn det tilsvarende kaliumsaltet.

Forskjellige borater, f.eks. pentaborat, RbB₅O₈ kan dannes ved å smelte sammen rubidiumkarbonat og borsyre eller boroksyd. De er vannløselige og krystalliserer som regel hydratisert fra løsning. Ved reaksjon med fluor eller hydrogen kan det dannes h.h.v. borofluorid, RbBF₄ og borohydrid, RbBH₄. Et tetrafenylborat, RbB(C₆H₅)₄, er tungt vannløselig i likhet med de tilsvarende kalium- og cesiumforbindelsene.

Ved å føre karbondioksyd inn i en rubidiumhydroksydløsning fås bikarbonat, RbHCO₃, som omdannes til karbonat, Rb₂CO₃, ved 175 °C. Karbonatet kan løses i vann i store mengder. Bikarbonatet er også lettløselig. Som for natrium og kalium er det mulig å lage et hydratisert karbonat-bikarbonat: 6Rb₂CO₃.4RbHCO₃.9H₂O. Det er også mulig å lage et tiokarbonat, Rb₂CS₃, og et pertiokarbonat, Rb₂CS₄, begge er gule i farven, men tiokarbonatet danner en rødfarget løsning i vann.

Rubidiumcyanid, RbCN, -cyanat, RbCNO og -tiocyanat, RbCNS, er alle hvite, krystallinske, hygroskopiske stoffer som er løselige i vann med en tendens til å hydrolysere. Flere komplekser er kjent med andre cyanider eller cyanater.

Rubidium og rubidiumhydroksyd danner salter med alle organiske syrer, f.eks. rubidiumacetat, CH₃COORb. Mange av dem har lavere smeltepunkt og vannløselighet enn de tilsvarende kaliumsaltene. Fettsyresaltene er lettløselige mens f.eks. rubidiumhydrogentartrat er tungtløselig, som det tilsvarende kaliumsaltet. Med alkoholer dannes alkoholater, f.eks. C₂H₅ORb. Reaksjonen mellom metallet og alkoholen går spontant ved romtemperatur for de letteste alkoholene, tregere for de tyngre.

Rubidiumsilikater kan dannes f.eks. ved å varme opp metallet med glass eller kvarts eller ved å smelte sammen rubidiumkarbonat og kvarts i over 1000 °C. Smelten danner glass når den avkjøles og må stå lenge ved 700 °C hvis det skal dannes krystaller. Silikatene er mer eller mindre løselige i vann, men blakkes av hydrolyse som fører til at det dannes kvartspartikler som går i kolloid. Fluorosilikatet, Rb₂SiF₆, er et
fargeløst krystallinsk stoff som er tungt løselig i vann. Det tilsvarende germanatet, Rb₂GeF₆, er lettere løselig, særlig i varmt vann.

Rubidiumnitritt, RbNO₂, kan lages ved å føre nitrogemonoksyd gjennom en RbOH-løsning. Nitratet, RbNO₃, fås med salpetersyre og RbOH. Det er kjent mange dobbeltnitrater, bl.a. flere med lantanidene.

Ortofosfatene, RbH₂PO₄, Rb₂HPO₄ og Rb₃PO₄ kan fås ved å varme rubidiumkarbonat med fosforsyre. De er alle fargeløse og lett løselige i vann. Det førstnevnte, monorubidium-dihydrogenfosfatet danner ferroelektriske krystaller hvor den dielektriske konstanten stiger abnormt ved Curie-punktet, godt under romtemperatur. Krystallene har også piezoelektriske egenskaper. Som for de andre alkalimetallene kan pyrofosfater dannes av rubidiumhydrogenfosfatene ved moderat oppvarming. Også fosfitter, hypofosfater og hypofosfitter kan dannes, men disse er lite undersøkt. Peroksyfosfater kan dannes ved anodisk oksydasjon i nærvær av fluorid eller kromat. For rubidium er Rb₂P₂O₈stabilt mens Rb₂HPO₅ ikke kan dannes i noen mengder.

Rubidium danner også ortoarsenater, med tilsvarende egenskaper og sammensetning som fosfatene.

Rubidiumsulfat, Rb₂SO₄, kan fås ved å nøytralisere RbOH med svovelsyre. Ved delvis nøytralisering fås hydrogen(bi-)sulfat, RbHSO₄. Det kan dannes mange dobbeltsulfater, både med svovelsyren selv og med andre sulfater. Rubidium danner mange aluner, kubiske hydratiserte dobbeltsulfater av typen RbAl(SO₄)₂.12H₂O, med aluminium og andre treverdige kationer som Cr, V, Fe og Ga. En annen type er de monokline schönittene av typen Rb₂Mg(SO₄)₂.6H₂O, hvor Mg kan erstattes av andre toverdige kationer som Fe, Co eller Cu.

Rubidiumsulfitt, Rb₂SO₃, kan dannes ved å føre svoveldioksyd inn i en RbOH-løsning. I likhet med cesium, men ikke med de lettere alkalimetallene, danner rubidium et bisulfitt, RbHSO₃, når svoveldioksyd føres inn i en rubidiumkarbonatløsning. Med selen- og tellurdioksyd kan man danne de tilsvarende selenittene og tellurittene.

Flere andre sulfoksysalter som f.eks. rubidiumditionat, Rb₂S₂O₆, er også kjent.

Selenater og tellurater kan dannes på tilsvarende måte som sulfatet. Rubidiumselenat, Rb₂SeO₄, krystalliserer rombisk, som sulfatet, og kan som det danne aluner og schönitter.

Når klor bringes i kontakt med en nedkjølt RbOH-løsning dannes hypokloritt, RbClO. Ventelig dannes KBrO og KIO på samme måte. De er ustabile stoffer og sterke oksydasjonsmidler. Rubidiumkloritt, RbClO₂, kan trolig dannes ved å sende klordioksyd gjennom en RbOH-løsning. Når en varm RbOH-løsning tilføres klor dannes en blanding av kloridet og kloratet, RbClO₃. Bromatet RbBrO₃ og jodatet RbIO₃ kan ikke som kaliumforbindelsene dannes på samme måten, men må lages ved å nøytralisere hydroksydet med de tilsvarende syrene. Rubidiumkloratet ligner kaliumkloratet i vannløselighet og ikke det svært lettløselige natriumkloratet. Rubidiumperklorat, RbClO₄, dannes ved disproporsjonering av klorat: 4 RbClO₃ = 3 RbClO₄ + RbCl. Det er enda tyngre løselig i vann enn det tilsvarende kaliumsaltet og fjernes lett fra kloridet ved felling. Et perjodat, RbIO₄, dannes når man bobler klor gjennom en kokende løsning av jod og rubidiumhydroksyd.

Ved oppvarming løses hydrogen i rubidium omtrent som i et av overgangsmetallene, inntil et metningspunkt er nådd, og det felles en ionisk, krystallinsk substans, hydridet RbH. Atskillig mer oppvarming trengs for å danne rubidiumhydrid enn for de lettere alkalimetallene. Absorpsjonen kommer ikke i gang før ved 300 °C, og temperaturen må over 600 °C for at det skal gå raskt. Hydridet er løselig i ikkeoksyderende saltsmelter som kaliumklorid eller -hydroksyd. Det er et reaktivt, sterkt reduserende stoff, og ligner på rubidiummetallet selv i reaksjonene. Det reduserer halogenider til metall, danner organometalliske forbindelser med organiske molekyler og reagerer med mange grunnstoffer. Det finnes også et borohydrid, RbBH₄, som kan dannes på samme måte som borohydridene til de andre alkalimetallene.

Rubidium danner også organometalliske forbindelser hvor metall-karbonbindingen sies å være like sterkt ionisk som for kalium (52 % ionisk karakter). De er som kaliumforbindelsene svært reaktive og oksyderer eller hydrolyserer raskt. De antennes spontant i luft eller vann for det meste og kan sies å være mer reaktive enn både metallet og hydridet i dette henseendet. Generelt er det to typer av dem: de fargeløse, enkle alkyl- eller arylrubidiene, som er sterkt polare og uløselige i organiske løsningsmidler, og de fargedeorganorubidiumforbindelsene hvor metallet er bundet direkte til aromatiske ringer eller et system av multiple bindinger. Egenskapene og reaksjonene til de organometalliske rubidiumforbindelsene skiller seg lite fra de tilsvarende for kalium og andre alkalimetallers.

Analyse:

Som de andre alkalimetallene har rubidium gode spektrallinjer for atomspektroskopi. Flammeprøver gir en karakteristisk gullig fiolett farve. Den drukner lett i det gule natriumlyset hvis prøven inneholder bare ganske små mengder natrium, men blått koboltglass filtrerer bort det gule lyset effektivt. De to sterke linjene i det nære infrarøde ved 7800 og 7948 Å er best egnet for spektroskopi. Rubidium egner seg også til nøytronaktiveringsanalyse, ettersom Rb 86 dannes i noenlunde bra mengder, har en velegnet halveringstid på 18,7 dager og en veldefinert gammalinje på 1077 keV. Gravimetri og fellingstitrering er vanskelig for rubidium på grunn av den høye vannløseligheten av forbindelsene. Det finnes noen tungtløselige forbindelser, men som oftest feller de også K og Cs, når de ikke også feller Na. Felling med heksanitrittokoboltat kan benyttes, da de tyngre alkalimetallene danner betydelig tyngre løselige forbindelser med dette enn de lettere. Det samme gjelder perklorat. Ionebytting er også en mulighet for separasjon og kvantifisering.

Fremstilling:

Rubidium kan fremstilles ved elektrolyse av saltsmelte, men både industrielt og laboratoriemessig kompliseres oppsamlingen av den høye reaktiviteten, derfor foretrekker man andre metoder. Det vanligste er å redusere rubidiumklorid med kalsiummetall under vakuum. Ved oppvarming til 7-800 °C unnslipper rubidiumdamper fra reaksjonsblandingen, fortettes i de kjøligere delene av reaksjonskaret og drypper ned i en oppsamlingsbeholder, f.eks. en ampulle som kan smeltes igjen under vakuum.

Demonstrasjonsforsøk:

Sir Humphry Davys klassiske forsøk med å slippe alkalimetaller i vann er aktuelt også for rubidium, men medfører så store faremomenter at betydelige forsiktighetsregler må utøves. Metallet synker i vann, som nevnt, og reaksjonen er så heftig at sprut av etsende alkalisk vann neppe unngås. Derfor bør hele reaksjonen utføres under en klokke eller i avtrekk hvis det er tilgjengelig. Alle må likevel ha beskyttelsesbriller og den som utfører forsøket må ha gummihansker. Rubidiumhydroksyd er en *sterk* lut, og kan sammenlignes med de sterkeste syrene.

Ta ikke opp rubidiummetallet av parafinen før du har skåret av en bit, og overfør biten *raskt* til vannet for å hindre selvantenning i lufta. Ta en *liten* bit. Ikke mange millimetrene. Slipp biten ned i vannet og se at den synker og at det bobler opp varm hydrogengass som brenner med fiolettfarvet flamme. Demonstrer gjerne også rubidiummetallets reaktivitet ved å ta opp en liten bit, legge den på en glasskål e.l. og se at den antennes av luften.

Gjør tilsvarende forsøk med de andre alkalimetallene for å vise forskjellen. Vis også flammeprøver. Bruk koboltglass hvis de gule natriumlinjene dominerer for mye over de andre alkalimetallene. Demonstrer også gjerne fotoceller med rubidium og forklar prinsippene.

Noen viktige forbindelser:

Rubidiumhydroksyd. Gråhvite, sterkt hygroskopiske krystaller. Tetthet 3,203 g/cm³. Sm.p. 301 °C. Avgir damper som består av dimerer. Lett løselig i vann, 180 g kan løses i 100 ml vann ved 15 °C. Løselig også i alkohol. Utvikler sterk varme når det løses i vann. Løsningen virker i høy konsentrasjon sterkt etsende på organiske stoffer som tekstiler, hud m.m. Også glass og porselen angripes ved henstand.

Rubidiumkarbonat. Fargeløse, sterkt hygroskopiske krystaller som løper sammen i fuktig luft. Sm.p. 837 °C, men begynner å dekomponere ved 740 °C. Uhyre lettløselig i vann, 450 g/100 ml vann ved 20 °C. Utvikler sterk varme ved oppløsningen. Tungt løselig i alkohol.

Rubidiumnitrat. Fargeløse kubiske krystaller som har heksagonale, rombiske og trikline modifikasjoner ved høyere temperaturer. Tetthet 3,11 g/cm³. Sm.p. 310 °C. Løses uhyre lett i varmt vann, ikke så lett i kaldt, men ligger over alle de andre alkalinitratene i løselighet: 44,28 g/100 ml vann v/16 °C, hele 452 g v/100 °C. Meget lett løselig i salpetersyre. Tungt løselig i aceton. Er ikke hygroskopisk og krystalliserer uten krystallvann fra løsning.

Rubidiumklorid. Fargeløse, kubiske krystaller. Tetthet 2,80 g/cm³. Sm.p. 718 °C. Kok.p. 1390 °C. Markert lettere løselig i vann enn de lettere alkalikloridene, 77 g/100 ml ved 0 °C, 138,9 ved 100 °C. Tungt løselig i ammoniakk. Uløselig i aceton, løselig i metanol, lett løselig i maursyre.

Rubidiumsulfat. Fargeløse rombiske krystaller. Tetthet 3,613 g/cm³. Sm.p. 1060 °C. Kok.p. ca. 1700 °C. Overgang til trigonal krystallform ved 653 °C. Lett løselig i vann, 42,4 g/100 ml ved 10 °C, 81,8 g ved 100 °C. Kaliumsulfat er tyngre, cesiumsulfatet lettere vannløselig. Uløselig i aceton. Tungt løselig i flytende ammoniakk. Rubidiumsulfat er ikke så stabilt ved høye temperaturer som de lettere alkalisulfatene.

Rubidiumaluminiumsulfat dodekahydrat eller
rubidiumalun. Store, fargeløse, regelmessige, kubiske krystaller med en
oktahedrisk krystallform. Tetthet 1,867 g/cm³. Sm.p. 99 °C. Løses lett i varmt vann, tyngre i kaldt, 2,59 g/100 ml ved 20 °C, 43,25 g/100 ml ved 80 °C. Rubidium danner meget lett aluner, noe som man benytter seg av ved isolering av rubidium fra naturlige forekomster.

BIOLOGI
Rubidium inngår ikke i noen naturlige livsprosesser for hverken dyr eller planter. Men planter som har blitt gjødslet med kalium fra carnallitt-saltleier vil inneholde forholdsvis mye rubidium. Også i naturen finnes det arter som tar opp forholdsvis mye rubidium, f.eks. sopp og korsblomstrede.

Rubidium opptas før kalium av musklene, og forsøk har vist at om kalium i kostholdet erstattes med store mengder rubidium kan følgene bli hyperirritabilitet, kramper og til slutt død. Rubidiumets virkning i epilepsimedikamenter har sammenheng med at det virker hemmende på kaliumtransporten gjennom cellemembranene p.g.a. den større ioneradien.

UTNYTTELSE
Til tross for sin store utbredelse er ikke rubidium noen hovedpillar i det økonomiske livet her i verden. Alkalimetallenes egenskaper er stort sett så like at det som regel lønner seg best å bruke de lettest tilgjengelige, og de egenskapene som rubidium er spesielt på, er som regel cesium enda mer spesielt på. Men noen rubidiumforbindelser brukes som nevnt mot epilepsi og noen som tilsetning til glass for fjernsynsrør. Metallet har vært brukt i fotoceller og til å fjerne luftrester i elektronrør og andre vakuumapplikasjoner. Bruken i fotoceller baserer seg på det lave ionisasjonspotensialet. Selv synlig lys er nok til å ionisere det og rive løs elektroner som kan gi opphav til en strøm. Men også på dette området er cesium bedre. Det er det også som drivstoff i ionemotorer til bruk i verdensrommet, men man har også eksperimentert med rubidium til dette formålet. Et rubidiumsølvjodid, RbAg₄I₅, har den høyeste elektriske ledningsevnen av noe ionisk krystallinsk stoff, og det kan derfor brukes i mikrobatterier o.l.

Den radioaktive isotopen Rb 87 brukes til datering av bergarter (rubidium-strontiumdatering) ved at man måler hvor mye strontium som er produsert i steinen siden den ble krystallisert. Denne metoden har den fordelen fremfor kalium-argonmetoden at produktet ikke er en gass som kan unnslippe i årmilliardenes løp, men man må korrigere for det strontium som var i steinen i utgangspunktet. Dessuten er det færre mineraler som inneholder nok rubidium til at metoden kan benyttes.

Hovedkilder:
Prof.dr.phil. Haakon Haraldsen (Asch.konv.leks.5.utg.b.16)
CRC Handbook of Chemistry and Physics, 57th ed. 1976-77.
Thomas P. Whaley "The Chemistry of Sodium, Potassium, Rubidium, Cesium and Francium" Pergamon Press 1975.
F. Albert Cotton & Geoffrey Wilkinson "Advanced Inorganic Chemistry" Wiley, New York 1988.
Mary Elvira Weeks "Discovery of the Elements" Journal of Chemical Education, Easton, Pennsylvania 1960.

:-) LEF