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Oxyde de rubidium

L’oxyde de rubidium est le composĂ© chimique de formule Rb2O.

Oxyde de rubidium
Identification
No CAS 18088-11-4[1]
No ECHA 100.038.161
No CE 241-993-2
PubChem 10154361
Apparence Solide jaune
Propriétés chimiques
Formule ORb2Rb2O
Masse molaire[2] 186,935 ± 0,000 9 g/mol
O 8,56 %, Rb 91,44 %,
SusceptibilitĂ© magnĂ©tique +1 527,0 Ă— 10−6 cm3/mol
Propriétés physiques
T° fusion >500 °C
Solubilité Réagit pour donner du RBoH
Cristallographie
SystĂšme cristallin Fluorite cubique, cF12
Classe cristalline ou groupe d’espace Fm3m, No. 225
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

La teneur en rubidium des minĂ©raux est souvent calculĂ©e et citĂ©e en termes de Rb2O. En rĂ©alitĂ©, le rubidium est gĂ©nĂ©ralement prĂ©sent comme un composant de (en fait, une impuretĂ© dans) le silicate ou l’aluminosilicate. Une source majeure de rubidium est la lĂ©pidolite, KLi2Al(Al,Si)3O10(F,OH)2, dans laquelle Rb remplace parfois K.

Rb2O est un solide de couleur jaune. Les espÚces apparentées Na2O, K2O et Cs2O sont incolores, jaune pùle et orange, respectivement.

Les oxydes de métaux alcalins cristallisent dans la structure antifluorite. Dans le motif antifluorite, les positions des anions et des cations sont inversées par rapport à leurs positions dans CaF2, avec les ions rubidium coordonnés par quatre (tétraédriques) et les ions oxyde coordonnés par huit (cubiques)[3].

Propriétés

Comme les autres oxydes de mĂ©taux alcalins, l'oxyde de rubidium est une base solide. Ainsi, il rĂ©agit exothermiquement avec l’eau pour former l’hydroxyde de rubidium :

Rb2O + H2O → 2 RbOH.

Le Rb2O est tellement rĂ©actif vis-Ă -vis de l’eau qu’il est considĂ©rĂ© comme hygroscopique. Lors du chauffage, Rb2O rĂ©agit avec le dihydrogĂšne pour former l’hydroxyde de rubidium et l’hydrure de rubidium[4] :

Rb2O + H2 → RbOH + RbH.

SynthĂšse

Pour une utilisation en laboratoire, RbOH est gĂ©nĂ©ralement utilisĂ© Ă  la place de l’oxyde. RbOH peut ĂȘtre achetĂ© pour environ 5 $ US/g (2006). L’hydroxyde est plus utile, moins rĂ©actif Ă  l’humiditĂ© atmosphĂ©rique et moins cher que l’oxyde.

Comme pour la plupart des oxydes de mĂ©taux alcalins[5], la meilleure synthĂšse de Rb2O n’entraĂźne pas l’oxydation du mĂ©tal mais la rĂ©duction du nitrate anhydre :

10 Rb + 2 RbNO3 → 6 Rb2O + N2.

Typique des hydroxydes de mĂ©taux alcalins, le RbOH ne peut pas ĂȘtre dĂ©shydratĂ© en oxyde. Au lieu de cela, l’hydroxyde peut ĂȘtre dĂ©composĂ© en oxyde (par rĂ©duction de l’ion hydrogĂšne) en utilisant du mĂ©tal Rb :

2 Rb + 2 RbOH → 2 Rb2O + H2.

Le Rb mĂ©tallique rĂ©agit avec le dioxygĂšne, comme l’indique sa tendance Ă  ternir rapidement dans l’air. Le processus de ternissement est relativement colorĂ© car il se dĂ©roule via le Rb6O de couleur bronze et le Rb9O2 de couleur cuivre[5]. Les sous-oxydes de rubidium qui ont Ă©tĂ© caractĂ©risĂ©s par cristallographie aux rayons X comprennent Rb9O2 et Rb6O, ainsi que les sous-oxydes Cs-Rb mĂ©langĂ©s Cs11O3Rbn (n = 1, 2, 3)[6].

Le produit final de l’oxygĂ©nation de Rb est principalement le RbO2, superoxyde de rubidium :

Rb + O2 → RbO2.

Ce superoxyde peut ensuite ĂȘtre rĂ©duit en Rb2O en utilisant l’excĂšs de rubidium mĂ©tal :

3 Rb + RbO2 → 2 Rb2O.

Notes et références
  1. « CAS Common Chemistry », sur commonchemistry.cas.org (consulté le ).
  2. Masse molaire calculĂ©e d’aprĂšs « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. A. F. Wells, Structural inorganic chemistry, Clarendon Press, (ISBN 0-19-855370-6 et 978-0-19-855370-0, OCLC 8866491, lire en ligne).
  4. Nechamkin Howard, Chemistry of the elements, McGraw-Hill Book Company, (OCLC 500202660, lire en ligne), p. 34.
  5. Nils Wiberg et A. F. Holleman, Inorganic chemistry, Academic Press, (ISBN 0-12-352651-5 et 978-0-12-352651-9, OCLC 48056955, lire en ligne).
  6. (en) Arndt Simon, « Group 1 and 2 suboxides and subnitrides — Metals with atomic size holes and tunnels », Coordination Chemistry Reviews, vol. 163,‎ , p. 253–270 (DOI 10.1016/S0010-8545(97)00013-1, lire en ligne, consultĂ© le ).
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