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Rubídio (Rb)

Química

O rubídio é um metal alcalino de número atômico 37 e massa atômica de 85,5 u. Reage violentamente com a água e pode ser usado em vidros especiais e relógios atômicos.
Rubídio: número atômico 37 e massa atômica aproximada de 85,5 u.
Rubídio: número atômico 37 e massa atômica aproximada de 85,5 u.
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O rubídio, de número atômico 37 e massa atômica de 85,5 u, é um metal alcalino bastante macio, de coloração branca ou prateada. Assim como outros metais alcalinos, esse elemento reage violentamente com a água e o ar. Seu ponto de fusão é de 39 °C, enquanto seu ponto de ebulição é de 688 °C.

Foi descoberto em 1861 pelos cientistas alemães Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen durante análises do mineral lepidolita com um espectroscópio. Pode ser utilizado na fabricação de fotocélulas, vidros especiais e como propelente em motores iônicos de espaçonaves. O rubídio forma uma grande quantidade de compostos, embora nenhum deles ainda tenha uma aplicação comercial significante.

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Resumo

  • Metal alcalino de número atômico 37 e massa atômica 85,5 u.

  • Tem coloração branco-prateada.

  • Foi descoberto em 1861 por Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen.

  • Reage violentamente com a água e pode queimar espontaneamente em contato com o ar.

  • É bastante macio, assim como os demais metais alcalinos.

  • É utilizado na confecção de vidros especiais e relógios atômicos.

Propriedades do rubídio

Resumo das propriedades do rubídio e sua configuração eletrônica

  • Símbolo: Rb.

  • Massa atômica: 85,5 u.

  • Número atômico: 37.

  • Eletronegatividade: 0,82.

  • Densidade: 1,53 g/cm³.

  • Ponto de fusão: 39 °C.

  • Ponto de ebulição: 668 °C.

  • Configuração eletrônica: [Kr] 5s1.

  • Série química: metais alcalinos.

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Características do rubídio

Como todo elemento metálico, o rubídio tem um brilho característico, além de uma coloração branca ou prateada. Por pertencer ao grupo dos metais alcalinos na tabela periódica, o rubídio possui as características clássicas dessa família, como o fato de ser pouco denso em comparação a outros metais, ser extremamente macio — podendo, inclusive, ser cortado com uma simples faca — e também por reagir violentamente com a água, formando um composto básico (alcalino), conforme a reação mostra a seguir:

2 Rb (s) + H2O (l) → 2 RbOH (aq) + H2 (g)

O hidrogênio gerado nessa reação sofre ignição ao encontrar o oxigênio presente no ar. O rubídio, inclusive, pode sofrer ignição sozinho em contato com o ar por conta do oxigênio presente nele e, por isso, sua manipulação exige cuidado, afinal, outra característica clássica dos metais alcalinos é de que eles são muito reativos. A reação a seguir mostra a reação do rubídio com o oxigênio, formando um óxido de caráter alcalino.

4 Rb (s) + O2 (g) → 2 Rb2O (s)

Em comparação aos demais metais alcalinos de menor raio atômico (lítio, sódio e potássio), as reações do rubídio com a água ou o oxigênio são mais violentas, uma vez que seu elétron de valência possui maior energia.

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História do rubídio

O rubídio foi descoberto em 1861 pelos cientistas alemães Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen, na cidade de Heidelberg, na Alemanha. Utilizando seu instrumento há pouco inventado, o espectroscópio, Kirchhoff e Bunsen faziam análises de amostras até que encontraram dois novos elementos: o césio (Cs), em água mineral, e o rubídio, no mineral lepidolita.

O nome rubídio vem da cor de sua linha de emissão espectral, que é vermelha (rubidius, em latim). Bunsen, inclusive, conseguiu isolar amostras metálicas de rubídio.

Onde é encontrado Rubídio?

Nenhum minério tem o rubídio como constituinte prioritário. Sua maior ocorrência está como produto secundário na lepidolita e na polucita, os quais podem conter 3,5% e 1,5% de óxido de rubídio, respectivamente. Reservas desse mineral estão espalhadas por todo o mundo, como na Austrália, Canadá, China, Namíbia e Zimbábue, entretanto os processos de extração e beneficiamento do mineral ainda possuem custos proibitivos.

Fragmento de lepidolita, minério que tem cerca de 3,5% em massa de óxido de rubídio.
Fragmento de lepidolita, minério que possui o lítio como maior constituinte, mas que tem cerca de 3,5% em massa de óxido de rubídio.

Aplicações do rubídio

O mercado de vidros especiais é o principal para o rubídio, assim como o de fotocélulas. Assim como seu similar césio, o rubídio também é utilizado na confecção de relógios atômicos, dispositivos de extrema precisão e de extrema importância para a calibração dos GPS, o Sistema de Posicionamento Global. A diferença para os relógios de césio é que os relógios atômicos de rubídio, além de terem baixo custo, conseguem ser fabricados para que tenham um tamanho próximo a de uma caixa de fósforos e, mesmo assim, se manterem precisos por milhões ou até mesmo bilhões de anos.

Relógio atômico de césio, localizado na Alemanha, que manterá a precisão por 2 milhões de anos. [1]
Relógio atômico de césio, localizado na Alemanha, que manterá a precisão por 2 milhões de anos. [1]

O rubídio ocorre naturalmente na forma de dois isótopos, o 85Rb, que é estável, e o 87Rb, radioativo, com tempo de meia-vida de 48,8 bilhões de anos. Isso dá novamente a função de relógio a esse isótopo, porém um relógio geológico. O 87Rb sofre decaimento radioativo para o isótopo 87Sr, que é estável, assim, pode-se comparar as quantidades de 87Rb e 87Sr com o isótopo de ocorrência natural 86Sr para a datação de rochas.

Por se ionizar facilmente, o rubídio tem sido considerado para utilização em motores iônicos em espaçonaves, um sistema de propulsor a íons, muito mais econômico que os propulsores convencionais, podendo tornar os foguetes mais leves. O composto RbAg4I5 também tem se mostrado importante, uma vez que é, atualmente, o cristal iônico com maior condutividade elétrica em condições ambientes, o que lhe coloca na posição de ser utilizado em baterias de filme fino.

O carbonato de rubídio é utilizado para a redução de condutividade elétrica de materiais, o que melhora a estabilidade e a durabilidade de redes de telecomunicação de fibra óptica. Já o cloreto de rubídio pode ser utilizado no tratamento da depressão. Em outras aplicações, pode-se utilizar também hidróxido de rubídio na confecção de fogos de artifício para oxidar outros elementos e, assim, produzir tons de violeta.

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Quais precauções devem ser tomadas com o rubídio?

Não se conhecem problemas causados à saúde humana em decorrência da exposição ao rubídio natural, assim como seu uso tem pouco impacto ambiental.

Contudo, como anteriormente citado, a manipulação do rubídio na forma metálica deve ocorrer de forma cautelosa, uma vez que ele pode ter ignição espontânea ao entrar em contato com o ar. Sua reação com a água é também muito explosiva, logo devem ser utilizadas quantidades controladas de rubídio nos experimentos.

Exercícios resolvidos

Questão 1 — (UFU/2008)

Para determinar a idade da Terra e de rochas, cientistas usam radioisótopos de meia-vida muito longa, como o Urânio-238 e o Rubídio-87. No decaimento radioativo do Rubídio-87 há emissão de uma partícula beta negativa.

Nesse caso, o elemento formado possui

(A) 49 prótons e 38 nêutrons.

(B) 37 prótons e 50 nêutrons.

(C) 39 prótons e 48 nêutrons.

(D) 38 prótons e 49 nêutrons.

Resolução

A questão afirma que, no decaimento do rubídio-87, há a emissão de uma partícula beta negativa, que é um elétron ejetado do núcleo a partir da desintegração de um nêutron e, por isso, é representada como -1β0, ou seja, com carga -1 e massa desprezível, tal qual o elétron. A reação do decaimento radioativo é a que se segue:

37Rb87-1β0 + aXb

Sendo a o número atômico do elemento formado e b o número de massa do elemento formado.

Assim, podemos dizer que:

  • 37 = -1 + a; logo, a = 38;

  • 87 = 0 + b; logo, b = 87.

Estamos ditante de um elemento de número atômico 38 e número de massa 87. Como o número de nêutrons pode ser estabelecido pela fórmula A = Z + n, faz-se o cálculo:

87 = 38 + n; logo, n = 49

Portanto, o elemento formado possui 38 prótons e 49 elétrons.

Questão 2 — (IFGO/2012)

O rubídio é um metal alcalino, o qual apresenta coloração branca prateada brilhante que perde o brilho rapidamente em contato com o ar. O silício é o segundo elemento mais abundante da crosta terrestre. O rubídio pode ser utilizado em células fotoelétricas e o silício na fabricação de artefatos microeletrônicos.

Comparando esses dois elementos, é correto afirmar que:

(A) o silício possui maior raio atômico.

(B) o silício apresenta maior afinidade eletrônica.

(C) o rubídio possui maior energia de ionização.

(D) o silício é menos eletronegativo.

(E) o rubídio apresenta menor tendência a perder elétrons.

Resolução

O silício é um ametal da família 14, estando no terceiro período da tabela periódica. Já o rubídio é um metal alcalino do quinto período da tabela periódica.

Sendo assim, o rubídio possui maior raio atômico que o silício, uma vez que, quanto maior o período, maior o número de camadas eletrônicas e, assim, maior o raio atômico, o que invalida a alternativa A.

A energia de ionização é a energia necessária para se retirar um elétron de valência de um átomo isolado no estado gasoso, ou seja, tem a ver com a facilidade de retirada de elétrons de valência de um determinado elemento. O rubídio, como metal alcalino, de subnível 5s1, possui maior tendência a perder elétrons; logo, uma menor energia de ionização, propriedade essa clássica dos metais, inclusive. Por isso, as alternativas C e E não podem estar corretas.

O silício não é menos eletronegativo que o rubídio, pois o silício é uma espécie de menor raio atômico, e elementos de menor raio atômico possuem maior eletronegatividade, por isso a letra D também não pode estar correta.

Assim, o gabarito é a letra B, pois de fato o silício possui maior afinidade eletrônica, que é a energia liberada ou absorvida por um átomo ao receber um elétron em sua camada de valência. Quando o processo é favorável, a energia é liberada e a afinidade eletrônica é maior, do contrário, a energia é absorvida e a afinidade eletrônica é menor. Como o rubídio tem maior tendência a perder elétrons, ele não pode ter maior afinidade eletrônica que o silício.

Créditos da imagem

[1] geogif / Shutterstock.com

 

Por Stéfano Araújo Novais
Professor de Química  

Gostaria de fazer a referência deste texto em um trabalho escolar ou acadêmico? Veja:

NOVAIS, Stéfano Araújo. "Rubídio (Rb)"; Brasil Escola. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/rubidio.htm. Acesso em 04 de agosto de 2021.

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