Oxyde de rubidium

	Oxyde de rubidium
Identification
No CAS	18088-11-4
No ECHA	100.038.161
No CE	241-993-2
PubChem	10154361
Apparence	Solide jaune
Propriétés chimiques
Formule	Rb2O
Masse molaire	186,935 ± 0,000 9 g/mol ; O 8,56 %, Rb 91,44 %,
Susceptibilité magnétique	+1 527,0 × 10−6 cm3/mol[réf. souhaitée]
Propriétés physiques
T° fusion	>500 °C[réf. souhaitée]
Solubilité	Réagit pour donner du RBoH
Cristallographie
Système cristallin	cubique
Symbole de Pearson
Classe cristalline ou groupe d’espace	Fm3m, No. 225
Structure type	Fluorine
	Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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L’oxyde de rubidium est le composé chimique de formule Rb₂O.

La teneur en rubidium des minéraux est souvent calculée et citée en termes de Rb₂O. En réalité, le rubidium est généralement présent comme un composant de (en fait, une impureté dans) le silicate ou l’aluminosilicate. Une source majeure de rubidium est la lépidolite, KLi₂Al(Al,Si)₃O₁₀(F,OH)₂, dans laquelle le rubidium (Rb) remplace parfois le potassium (K).

Rb₂O est un solide de couleur jaune. Les espèces apparentées Na₂O, K₂O et Cs₂O sont incolores, jaune pâle 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 métaux alcalins, l'oxyde de rubidium est une base solide. Ainsi, il réagit exothermiquement avec l’eau pour former l’hydroxyde de rubidium :

Rb₂O + H₂O → 2 RbOH.

Le Rb₂O est tellement réactif vis-à-vis de l’eau qu’il est considéré comme hygroscopique. Lors du chauffage, Rb₂O réagit avec le dihydrogène pour former l’hydroxyde de rubidium et l’hydrure de rubidium^[4] :

Rb₂O + H₂ → RbOH + RbH.

Synthèse

Pour une utilisation en laboratoire, RbOH est généralement utilisé à la place de l’oxyde. RbOH peut être acheté pour environ 5 $ US/g (2006). L’hydroxyde est plus utile, moins réactif à l’humidité atmosphérique et moins cher que l’oxyde.

Comme pour la plupart des oxydes de métaux alcalins^[5], la meilleure synthèse de Rb₂O n’entraîne pas l’oxydation du métal mais la réduction du nitrate anhydre :

10 Rb + 2 RbNO₃ → 6 Rb₂O + N₂.

Typique des hydroxydes de métaux alcalins, le RbOH ne peut pas être déshydraté en oxyde. Au lieu de cela, l’hydroxyde peut être décomposé en oxyde (par réduction de l’ion hydrogène) en utilisant du métal Rb :

2 Rb + 2 RbOH → 2 Rb₂O + H₂.

Le Rb métallique réagit avec le dioxygène, comme l’indique sa tendance à ternir rapidement dans l’air. Le processus de ternissement est relativement coloré car il se déroule via le Rb₆O de couleur bronze et le Rb₉O₂ de couleur cuivre^[5]. Les sous-oxydes de rubidium qui ont été caractérisés par cristallographie aux rayons X comprennent Rb₉O₂ et Rb₆O, ainsi que les sous-oxydes Cs-Rb mélangés Cs₁₁O₃Rb_n (n = 1, 2, 3)^[6].

Le produit final de l’oxygénation de Rb est principalement le RbO₂, superoxyde de rubidium :

Rb + O₂ → RbO₂.

Ce superoxyde peut ensuite être réduit en Rb₂O en utilisant l’excès de rubidium métal :

3 Rb + RbO₂ → 2 Rb₂O.

Notes et références

(en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Rubidium oxide » (voir la liste des auteurs).

↑ « CAS Common Chemistry », sur commonchemistry.cas.org (consulté le 19 juin 2022).
↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
↑ A. F. Wells, Structural inorganic chemistry, Clarendon Press, 1984 (ISBN 0-19-855370-6 et 978-0-19-855370-0, OCLC 8866491, lire en ligne).
↑ Nechamkin Howard, Chemistry of the elements, McGraw-Hill Book Company, 1968 (OCLC 500202660, lire en ligne), p. 34.
↑ ^{a et b} Nils Wiberg et A. F. Holleman, Inorganic chemistry, Academic Press, 2001 (ISBN 0-12-352651-5 et 978-0-12-352651-9, OCLC 48056955, lire en ligne).
↑ (en) Arndt Simon, « Group 1 and 2 suboxides and subnitrides — Metals with atomic size holes and tunnels », Coordination Chemistry Reviews, vol. 163,‎ juillet 1997, p. 253–270 (DOI 10.1016/S0010-8545(97)00013-1, lire en ligne, consulté le 19 juin 2022).