Оксид рубидия
| Оксид рубидия | |
|---|---|
| Общие | |
| Систематическое наименование |
Оксид рубидия |
| Традиционные названия | Окись рубидия |
| Хим. формула | Rb2O |
| Рац. формула | Rb2O |
| Физические свойства | |
| Состояние | твёрдое |
| Молярная масса | 186,94 г/моль |
| Плотность | 3,72 г/см³ |
| Термические свойства | |
| Температура | |
| • плавления | 505 °C |
| Мол. теплоёмк. | 77,57 Дж/(моль·К) |
| Энтальпия | |
| • образования | 279,1 кДж/моль |
| Классификация | |
| Рег. номер CAS | 18088-11-4 |
| Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. | |
Оксид рубидия — бинарное неорганическое соединение металла рубидия с кислородом, имеющее формулу Rb2O и относящееся к классу основных оксидов. Образует желтовато-белые кристаллы.
Получение
- Медленным взаимодействием металлического рубидия с кислородом на холоде:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{4Rb + O_2 \ \xrightarrow{\ }\ 2Rb_2O } }[/math]
- Разложением гидроксида рубидия:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{2Rb + 2RbOH \ \xrightarrow{400^oC}\ 2Rb_2O + H_2O\uparrow } }[/math]
- Разложением пероксида рубидия:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{2Rb_2O_2 \ \xrightarrow{1000^oC}\ 2Rb_2O + O_2\uparrow } }[/math]
- Разложением в вакууме карбоната рубидия:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Rb_2CO_3 \ \xrightarrow{900^oC}\ Rb_2O + CO_2\uparrow } }[/math]
Физические свойства
Оксид рубидия представляет собой светло-жёлтые кристаллы кубической сингонии, пространственная группа F m3m, параметры ячейки a = 0,6756 нм, Z = 4, структура типа CaF2.
При нагревании выше 150°С кристаллы переходят в кубическую фазу и становятся жёлто-оранжевыми. Чувствительны к свету, на нём темнеют и разлагаются. В сухом чистом воздухе вещество устойчиво[1].
Химические свойства
- При нагревании разлагается:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{2Rb_2O \ \xrightarrow{400^oC}\ Rb_2O_2 + 2Rb } }[/math]
- Эта реакция идёт без нагревания под действием света.
- Взаимодействует с водой:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Rb_2O + H_2O \ \xrightarrow{\ }\ 2RbOH } }[/math]
- Взаимодействует с кислотными оксидами с образованием средних и кислых солей. К примеру, уже при комнатной температуре поглощает из влажного воздуха углекислый газ:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Rb_2O + CO_2 \ \xrightarrow{\ }\ Rb_2CO_3 } }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Rb_2O + 2CO_2 + H_2O \ \xrightarrow{\ }\ 2RbHCO_3 } }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Rb_2O + 2HCl \ \xrightarrow{\ }\ 2RbCl + H_2O } }[/math]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Rb_2O + NH_3 \ \xrightarrow{-50^oC}\ RbNH_2\downarrow + RbOH } }[/math]
Применение
- Катализатор в органическом синтезе.
Примечания
- ↑ 1,0 1,1 Лидин, 2000, с. 41.
Литература
- Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
- Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
- Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
- Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
