Из Википедии, бесплатной энциклопедии
Перейти к навигации Перейти к поиску
Оксид рубидия
Оксид рубидия-xtal-3D-vdW-B.png
Имена
Название ИЮПАК
Оксид рубидия
Другие имена
Оксид рубидия (I) Оксид
дирубидия
Идентификаторы
3D модель ( JSmol )
ChemSpider
ECHA InfoCard100.038.161 Отредактируйте это в Викиданных
Характеристики
Rb 2 O
Молярная масса186,94 г / моль
ВнешностьЖелтое твердое вещество
Плотность4 г / см 3
Температура плавления> 500 ° С
Реагирует бурно с выделением RbOH
+ 1527,0 · 10 −6 см 3 / моль
Структура
Антифторит (куб.), CF12
Фм 3 м, №225
Тетраэдрический (Rb + ); кубический (O 2- )
Опасности
Основные опасностиЕдкий, бурно реагирует с водой
NFPA 704 (огненный алмаз)
точка возгоранияНегорючий
Родственные соединения
Другие катионы
Оксид лития Оксид
натрия Оксид
калия Оксид
цезия
Связанные оксиды рубидия
Субоксид
рубидия Пероксид
рубидия Супероксид рубидия
Родственные соединения
Гидроксид рубидия
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
проверитьY проверить  ( что есть   ?)проверитьY☒N
Ссылки на инфобоксы

Рубидий оксид представляет собой химическое соединение с формулой Rb 2 O . Оксид рубидия обладает высокой реакционной способностью по отношению к воде, поэтому не ожидается, что он возникнет в природе. Содержание рубидия в минералах часто рассчитывается и приводится в виде Rb 2 O. На самом деле рубидий обычно присутствует как компонент (фактически, примесь в) силиката или алюмосиликата . Основным источником рубидия является лепидолит KLi 2 Al (Al, Si) 3 O 10 (F, OH) 2 , в котором Rb иногда заменяет K.

Rb 2 O - твердое вещество желтого цвета. Родственные виды Na 2 O, K 2 O и Cs 2 O бесцветны, бледно-желтые и оранжевые соответственно.

В оксиды щелочных металлов M 2 O (M = Li, Na, К, Rb) кристаллизуются в антифлю- структуре. В антифтористом мотиве положения анионов и катионов перевернуты относительно их положений в CaF 2 , причем ионы рубидия 8 координируют (кубическая), а ионы оксида 4 координируют (тетраэдрические). [1]

Свойства [ править ]

Как и другие оксиды щелочных металлов, Rb 2 O является сильным основанием . Таким образом, Rb 2 O экзотермически реагирует с водой с образованием гидроксида рубидия .

Rb 2 O + H 2 O → 2 RbOH

Rb 2 O настолько реактивен по отношению к воде, что считается гигроскопичным . При нагревании Rb 2 O реагирует с водородом с образованием гидроксида рубидия и гидрида рубидия : [2]

Rb 2 O + H 2 → RbOH + RbH

Синтез [ править ]

В лабораторных условиях вместо оксида обычно используется RbOH. RbOH можно приобрести за ок. 5 долларов США / г (2006 г.). Гидроксид более полезен, менее реактивен по отношению к атмосферной влаге и менее дорог, чем оксид.

Что касается большинства оксидов щелочных металлов, [3] лучший синтез Rb 2 O предполагает не окисление металла, а восстановление безводного нитрата:

10 Rb + 2 RbNO 3 → 6 Rb 2 O + N 2

Как правило, для гидроксидов щелочных металлов RbOH не может быть дегидратирован до оксида. Вместо этого гидроксид можно разложить до оксида (восстановлением иона водорода) с использованием металлического Rb:

2 Rb + 2 RbOH → 2 Rb 2 O + H 2

Металлический Rb реагирует с O 2 , на что указывает его склонность к быстрому потускнению на воздухе. Процесс потускнения является относительно красочным, поскольку он происходит за счет Rb 6 O цвета бронзы и Rb 9 O 2 цвета меди . [4] В субоксидах рубидия , которые были охарактеризованы с помощью рентгеновской кристаллографии , включают Rb - O 2 и Rb 6 O, а также смешанный Cs -RB субоксидов Cs 11 O 3 Rb п ( п = 1, 2, 3) . [5]

Конечным продуктом оксигенации Rb является в основном RbO 2 , супероксид рубидия :

Rb + O 2 → RbO 2

Затем этот супероксид можно восстановить до Rb 2 O с использованием избытка металлического рубидия:

3 Rb + RbO 2 → 2 Rb 2 O

Ссылки [ править ]

  1. ^ Уэллс, Александр Франк (1984). Структурная неорганическая химия (5-е изд.). Оксфорд: Clarendon Press. ISBN 978-0-19-855370-0.
  2. ^ Нечамкин, Говард (1968). Химия элементов . Нью-Йорк: Макгроу-Хилл. п. 34 .
  3. ^ Holleman, AF; Виберг, Э., ред. (2001). Неорганическая химия . Сан-Диего: Academic Press. ISBN 978-0-12-352651-9.
  4. ^ Holleman, AF; Виберг, Э., ред. (2001). Неорганическая химия . Сан-Диего: Academic Press. ISBN 978-0-12-352651-9.
  5. ↑ Саймон А. (1997). «Субоксиды и субнитриды групп 1 и 2 - металлы с отверстиями и туннелями атомного размера». Координационные обзоры химии . 163 : 253–270. DOI : 10.1016 / S0010-8545 (97) 00013-1 .

Дальнейшее чтение [ править ]

  • «Оксид рубидия» . DiracDelta.ru научная и инженерная энциклопедия . Консультанты по дельте Дирака. Архивировано из оригинального 11 декабря 2011 года . Проверено 16 ноября 2011 года .
  • «Соединения рубидия: оксид дирубидия» . WebElements: периодическая таблица в Интернете . WebElements . Проверено 16 ноября 2011 года .
  • «Оксид рубидия» . fishersci.com . Thermo Fisher Scientific. Архивировано из оригинального 18 апреля 2012 года . Проверено 16 ноября 2011 года .