Oxid rubidnatý - Rubidium oxide

Oxid rubidnatý
Rubidium-oxid-xtal-3D-vdW-B.png
Jména
Název IUPAC
Oxid rubidnatý
Ostatní jména
Oxid rubidnatý (I)
Oxid dirubidia
Identifikátory
3D model (JSmol )
Informační karta ECHA100.038.161 Upravte to na Wikidata
Vlastnosti
Rb2Ó
Molární hmotnost186,94 g / mol
VzhledŽlutá pevná látka
Hustota4 g / cm3
Bod tání> 500 ° C
Reaguje násilně, aby dal RbOH
+1527.0·10−6 cm3/ mol
Struktura
Antifluorit (krychlový), cF12
Fm3m, č. 225
Čtyřboká (Rb+); kubický (O.2−)
Nebezpečí
Hlavní nebezpečíŽíravý, prudce reaguje s vodou
NFPA 704 (ohnivý diamant)
Bod vzplanutíNehořlavé
Související sloučeniny
jiný kationty
Oxid lithný
Oxid sodný
Oxid draselný
Oxid cesný
Příbuzný rubidium oxidy
Suboxid rubidia
Peroxid rubidia
Superoxid rubidnatý
Související sloučeniny
Hydroxid rubidnatý
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
šekY ověřit (co je šekY☒N ?)
Reference Infoboxu

Oxid rubidnatý je chemická sloučenina s vzorec Rb2Ó. Oxid rubidnatý je vysoce reaktivní vůči vodě, a proto se neočekává jeho přirozený výskyt. Obsah rubidia v minerály se často počítá a cituje ve smyslu Rb2O. Ve skutečnosti je rubidium obvykle přítomno jako součást (ve skutečnosti nečistoty) křemičitan nebo hlinitokřemičitan. Hlavním zdrojem rubidia je lepidolit KLi2Al (Al, Si)3Ó10(F, OH)2, přičemž Rb někdy nahrazuje K.

Rb2O je žlutě zbarvená pevná látka. Příbuzný druh Na2OK2O a Cs2O jsou bezbarvé, světle žluté a oranžové.

The oxidy alkalických kovů M2O (M = Li, Na, K, Rb) krystalizuje v antifluoritové struktuře. V antifluoritovém motivu byly polohy anionty a kationty jsou obráceny vzhledem k jejich pozicím v CaF2, s rubidiovými ionty 8 souřadnic (kubický) a oxidovými ionty 4 souřadnicemi (čtyřboká).[1]

Vlastnosti

Stejně jako ostatní oxidy alkalických kovů, Rb2O je silný základna. Rb2O reaguje exotermicky s vodou za vzniku hydroxid rubidný.

Rb2O + H2O → 2 RbOH

Reaktivní je tedy Rb2O směrem k vodě, která je považována hygroskopický. Při zahřátí, Rb2O reaguje s vodík na hydroxid rubidnatý a hydrid rubidia:[2]

Rb2O + H2 → RbOH + RbH

Syntéza

Pro laboratorní použití se místo oxidu obvykle používá RbOH. RbOH lze zakoupit za cca. AMERICKÉ DOLARY$ 5 / g (2006). Hydroxid je užitečnější, méně reaktivní vůči atmosférické vlhkosti a levnější než oxid.

Pokud jde o většinu oxidů alkalických kovů,[3] nejlepší syntéza Rb2O dělá ne znamená oxidaci kovu, ale redukci bezvodého dusičnanu:

10 Rb + 2 RbNO3 → 6 Rb2O + N2

Typické pro hydroxidy alkalických kovů, RbOH nemůže být dehydratován na oxid. Místo toho může být hydroxid rozložen na oxid (redukcí vodíkového iontu) pomocí Rb kovu:

2 Rb + 2 RbOH → 2 Rb2O + H2

Kovový Rb reaguje s O2, jak naznačuje jeho tendence rychle zakalit ve vzduchu. Proces poskvrnky je relativně barevný, protože probíhá přes bronzově zbarvenou Rb6O a měděné Rb9Ó2.[4] The suboxidy rubidia, které byly charakterizovány Rentgenová krystalografie patří Rb9Ó2 a Rb6O, stejně jako smíšené Čs -Rb suboxidy Cs11Ó3Rbn (n = 1, 2, 3).[5]

Konečným produktem okysličení Rb je v zásadě RbO2, rubidium superoxid:

Rb + O2 → RbO2

Tento superoxid lze poté snížit na Rb2O s použitím přebytku kovového rubidia:

3 Rb + RbO2 → 2 Rb2Ó

Reference

  1. ^ Wells, Alexander Frank (1984). Strukturní anorganická chemie (5. vydání). Oxford: Clarendon Press. ISBN  978-0-19-855370-0.
  2. ^ Nechamkin, Howard (1968). Chemie prvků. New York: McGraw-Hill. p.34.
  3. ^ Holleman, A.F .; Wiberg, E., eds. (2001). Anorganická chemie. San Diego: Academic Press. ISBN  978-0-12-352651-9.
  4. ^ Holleman, A.F .; Wiberg, E., eds. (2001). Anorganická chemie. San Diego: Academic Press. ISBN  978-0-12-352651-9.
  5. ^ Simon, A. (1997). "Suboxidy a subnitridy skupiny 1 a 2 - kovy s otvory a tunely o atomové velikosti". Recenze koordinační chemie. 163: 253–270. doi:10.1016 / S0010-8545 (97) 00013-1.

Další čtení