Rubidio

¿Qué es el rubidio?

El rubidio es un elemento metálico que pertenece al grupo 1 de la tabla periódica: el de los metales alcalinos, cuyo símbolo químico es Rb. Su nombre suena parecido al rubí, y se debe a que cuando fue descubierto su espectro de emisión mostró líneas características color rojo intenso.

Es uno de los metales más reactivos que existen. Es el primero de los metales alcalinos que, a pesar de ser poco densos, se hunde en el agua. Asimismo, reacciona con ella de manera más explosiva en comparación con el litio, sodio y potasio. Ha habido experimentos en el que revientan las ampollas donde se almacena (imagen superior).

El rubidio es más costoso que el oro, no tanto por su escasez, sino por su amplia distribución mineralógica en la corteza terrestre y las dificultades que se plantean al momento de aislarlo de los compuestos de potasio y cesio.

Muestra una clara tendencia a asociarse con el potasio en sus minerales, hallándose como impureza. No solo en materia geoquímica forma un dúo con el potasio, también en el campo de la bioquímica.

El organismo “confunde” los iones K⁺ por los de Rb⁺. Sin embargo, el rubidio no es un elemento esencial, pues se desconoce qué rol juega en el metabolismo. Aun así, se han utilizado suplementos de rubidio para paliar ciertas condiciones médicas, como la depresión y la epilepsia. Por otro lado, ambos iones despiden una llama violeta al calor del mechero.

Debido a su alto costo, sus aplicaciones no se asientan demasiado en la síntesis de catalizadores o materiales, sino como componente para diversos dispositivos con bases teóricas físicas. Uno de ellos es el reloj atómico, celdas solares y magnetómetros. Por ello, a veces se le considera como un metal subestimado o poco estudiado.

Historia del rubidio

Fue descubierto en 1861 por los químicos alemanes Robert Bunsen y Gustav Kirchhoff, empleando la espectroscopia. Para ello, utilizaron el mechero Bunsen y el espectroscopio, inventado dos años antes, además de técnicas analíticas de precipitación. Su objeto de estudio fue el mineral lepidolita, cuya muestra la recolectaron de Sajonia, Alemania.

Partieron de 150 kg de lepidolita, que trataron con ácido cloroplatínico, H₂PtCl₆, para precipitar el hexacloroplatinato de potasio, K₂PtCl₆. Sin embargo, cuando estudiaron su espectro quemándolo en el mechero Bunsen, se dieron cuenta de que exhibía líneas de emisión que no coincidían para entonces con ningún otro elemento.

El espectro de emisión de este nuevo elemento tenía dos líneas bien definidas en la región roja. Por eso lo bautizaron como rubidus, que significa “rojo oscuro” Luego, Bunsen y Kirchhoff lograron separar el Rb₂PtCl₆ del K₂PtCl₆ mediante cristalización fraccionada, para, finalmente, reducirlo a su sal de cloruro utilizando hidrógeno.

Identificada y aislada una sal del nuevo elemento rubidio, a los químicos alemanes solo les faltaba reducirlo a su estado metálico. Para lograrlo lo intentaron por dos vías: aplicar al cloruro de rubidio una electrólisis, o calentar una sal más fácil de reducir, como su tartrato. Así nació el rubidio metálico.

Propiedades físicas y químicas del rubidio

• Apariencia. Metal blando gris plateado. Es tan suave que parece una mantequilla. Usualmente viene empacado dentro de unas ampollas de vidrio, dentro de las cuales predomina una atmósfera inerte que lo protege de reaccionar con el aire.
• Número atómico (Z). 37.
• Masa molar. 85,4678 g/mol.
• Punto de fusión. 39 ºC.
• Punto de ebullición. 688 ºC.
• Densidad. A temperatura ambiente: 1,532 g/cm³. En el punto de fusión: 1,46 g/cm³. La densidad del rubidio es superior a la del agua, por lo que se hundirá mientras reacciona violentamente con ella.
• Calor de fusión. 2,19 kJ/mol.
• Calor de vaporización. 69 kJ/mol.
• Electronegatividad. 0,82 en la escala de Pauling.
• Afinidad electrónica. 46,9 kJ/mol.
• Energías de ionización. Primera: 403 kJ/mol (Rb⁺ gaseoso). Segunda: 2.632,1 kJ/mol (Rb²⁺ gaseoso). Tercera: 3.859,4 kJ/mol (Rb³⁺ gaseoso).
• Radio atómico. 248 pm (empírico).
• Conductividad térmica. 58,2 W/(m·K).
• Resistividad eléctrica. 128 nΩ·m a 20 °C.
• Dureza de Mohs. 0,3. Por lo tanto, incluso el talco es más duro que el rubidio metálico.

• Reactividad, El rubidio es uno de los metales alcalinos más reactivos, después del cesio y francio. Apenas se expone al aire comienza a arder, y si se le golpea dispara chispas luminosas. Si se le calienta, emite una llama violeta (imagen superior), la cual es una prueba positiva para los iones Rb⁺. Reacciona con el oxígeno para formar una mezcla de peróxidos (Rb₂O₂) y superóxidos (RbO₂). Aunque no reacciona con los ácidos y bases, sí lo hace violentamente con el agua, generando hidróxido de rubidio y gas hidrógeno: b(s) + H₂O(l) => RbOH(ac) + H₂(g). Reacciona con el hidrógeno para formar su hidruro correspondiente: Rb(s) + H₂(g) => 2RbH(s). Y también con los halógenos y el azufre de manera explosiva: 2Rb(s) + Cl₂(g) => RbCl(s)  /  2Rb(s) + S(l) => Rb₂S(s). Aunque no se considere un elemento tóxico, es potencialmente peligroso y representa riesgos de incendios cuando entra en contacto con el agua y el oxígeno.

Estructura y configuración electrónica del rubidio

Los átomos de rubidio se disponen ordenadamente de tal manera que establecen un cristal de estructura cúbica centrada en el cuerpo (bcc, por sus siglas en inglés: body centered cubic). Esta estructura es característica para los metales alcalinos, livianos y que tienden a flotar sobre el agua, excepto del rubidio para abajo (cesio y francio).

En los cristales bcc de rubidio, sus átomos Rb interaccionan unos con otros gracias al enlace metálico. Este viene regido por un “mar de electrones” de su capa de valencia, del orbital 5s de acuerdo a su configuración electrónica:

[Kr] 5s¹

Todos los orbitales 5s con su único electrón se traslapan en todas las dimensiones de los cristales metálicos. Sin embargo, estas interacciones son débiles, pues a medida que se desciende por el grupo de los metales alcalinos los orbitales se vuelven más difusos y, por lo tanto, se debilita el enlace metálico.

Por eso el punto de fusión del rubidio es de 39 ºC. Asimismo, su enlace metálico débil explica la blandura de su sólido, tan blando que parece mantequilla plateada.

No hay suficiente información bibliográfica respecto al comportamiento de sus cristales bajo altas presiones, si hay fases más densas con propiedades únicas como sucede con el sodio.

Números de oxidación

Su configuración electrónica indica de una vez que tiende fuertemente a perder su único electrón para volverse isoelectrónico al gas noble kriptón. Cuando lo hace, se forma el catión monovalente Rb⁺. Se dice entonces que en sus compuestos tiene número de oxidación +1 cuando se asume la existencia de este catión.

Debido a su tendencia a oxidarse, la suposición de que existan los iones Rb⁺ en sus compuestos es acertada, lo cual a su vez señala el carácter iónico de estos compuestos.

En casi todos los compuestos del rubidio, este exhibe un número de oxidación +1. Ejemplos de ellos son los siguientes:

• Cloruro de rubidio, RbCl (Rb⁺Cl^–).
• Hidróxido de rubidio, RbOH (Rb⁺ OH^–).
• Carbonato de rubidio, Rb₂CO₃ (Rb₂⁺CO₃^2-).
• Monóxido de rubidio, Rb₂O (Rb₂⁺O^2-).
• Superóxido de rubidio, RbO₂ (Rb⁺O₂^–).

Aunque muy raro, el rubidio también puede tener un número de oxidación negativo: el -1 (Rb^–). En este caso, se hablaría de un “rubidiuro” si formara compuesto con un elemento menos electronegativo que él, o si se sometiera bajo condiciones especiales y rigurosas.

Clústeres

Hay compuestos donde individualmente cada átomo Rb presenta números de oxidación con valores fraccionarios. Por ejemplo, en el Rb₆O (Rb₆²⁺O^2-) y Rb₉O₂ (Rb₉⁴⁺O₂^2-) la carga positiva se distribuye entre un conjunto de átomos Rb (clústeres). Así, en el Rb₆O el número de oxidación en teoría vendría a ser +1/3, mientras que en el Rb₉O₂, + 0,444 (4/9).

Arriba se muestra la estructura clúster del Rb₉O₂ representada en un modelo de esferas y barras. Nótese cómo los nueve átomos Rb “encierran” los aniones O^2-.

Elucubrando, es como si parte de los cristales metálicos originales del rubidio permanecieran inalterados mientras se separan del cristal madre. Pierden electrones en el proceso, los necesarios para atraer a los O^2-, y la carga positiva resultante la distribuyen entre todos los átomos de dicho clúster (conjunto o agregados de átomos Rb).

Es así que en estos clústeres de rubidio no puede asumirse formalmente la existencia del Rb⁺. El Rb₆O y Rb₉O₂ clasifican como subóxidos de rubidio, donde se cumple esta aparente anomalía de haber un exceso de átomos metálicos en relación con los aniones óxidos.

Dónde se encuentra el rubidio y obtención

• Corteza terrestre. El rubidio es el elemento 23 más abundante de la corteza terrestre, equiparable a la de los metales zinc, plomo, cesio y cobre. El detalle radica en que sus iones se hallan ampliamente difundidos, por lo que no predomina en ningún mineral como elemento metálico principal, y sus menas son escasas. Por esta razón es un metal muy costoso, aun más que el oro, porque su proceso de obtención a partir de sus menas es complejo por la dificultad de su explotación. En la naturaleza, dada su reactividad, no se encuentra en estado nativo, sino como óxido (Rb₂O), cloruro (RbCl) o acompañado de otros aniones. Sus iones “libres” Rb⁺ se hallan en los mares con una concentración de 125 µg/L, así como en aguas termales y ríos. Entre los minerales de la corteza terrestre que lo contienen en una concentración menor al 1% están:
  • Leucita, K[AlSi₂O₆].
  • Polucita, Cs(Si₂Al)O₆·nH₂O.
  • Carnalita, KMgCl₃· 6H₂O.
  • Zinnwaldita, KLiFeAl(AlSi₃)O₁₀(OH, F)₂
  • Amazonita, Pb,KAlSi₃O₈
  • Petalita, LiAlSi₄O₁₀
  • Biotita, K(Mg,Fe)₃AlSi₃O₁₀(OH, F)₂
  • Rubiclina, (Rb,K)AlSi₃O₈
  • Lepidolita, K(Li,Al)₃(Si,Al)₄O₁₀(F,OH)₂
• Asociación geoquímica. Esos minerales comparten una o dos cosas en común: son silicatos de potasio, cesio o litio, o son sales minerales de estos metales. Esto significa que el rubidio tiene una fuerte tendencia a asociarse con el potasio y el cesio. Inclusive, puede sustituir al potasio durante la cristalización de los minerales o rocas, como sucede en los yacimientos de las pegmatitas cuando cristaliza el magma. Así, pues, el rubidio es un subproducto de la explotación y refinación de estas rocas y sus minerales. También puede hallarse en rocas comunes, como granito, arcillas y basalto, y hasta en depósitos carboníferos. De todas las fuentes naturales, la lepidolita representa su mena principal y de la cual se explota comercialmente. En la carnalita, por otro lado, el rubidio puede hallarse como impurezas de RbCl con un contenido de 0,035%. Y en mayor concentración se tienen los depósitos de polucitas y rubiclinas, que pueden tener hasta un 17% de rubidio. Su asociación geoquímica con el potasio se debe a la similitud de sus radios iónicos: el Rb⁺ es más grande que el K⁺, pero la diferencia de tamaños no es impedimento para que el primero pueda sustituir al segundo en sus cristales minerales.
• Cristalización fraccionada. Ya sea si se parte de lepidolita o polucita, o de cualquiera de los minerales citados arriba, el desafío sigue siendo el mismo en mayor o menor grado: separar el rubidio del potasio y del cesio, esto es, aplicar técnicas de separación de mezclas que permitan tener los compuestos o sales de rubidio por un lado, y las de potasio y cesio, por otro. Es difícil, ya que estos iones (K⁺, Rb⁺ y Cs⁺) comparten una gran similitud química, reaccionan de igual modo para formar las mismas sales, que apenas difieren entre sí gracias a sus densidades y solubilidades. Por eso se recurre a la cristalización fraccionada, de manera que puedan irse cristalizando lenta y controladamente. Por ejemplo, se utiliza esta técnica para separar una mezcla de carbonatos y alumbre de estos metales. Los procesos de recristalización deben repetirse varias veces para garantizar cristales de mayor pureza y libres de iones coprecipitados: una sal de rubidio que cristaliza con iones K⁺ o Cs⁺ sobre su superficie o en su interior. Técnicas más modernas, como resinas de intercambio iónico, o de éteres coronas como agentes complejantes, permiten también aislar los iones Rb⁺.
• Electrólisis o reducción. Una vez se ha logrado separar y purificar la sal de rubidio, el siguiente y último paso consiste en reducir los cationes Rb⁺ al metal sólido. Para ello, la sal se funde y se somete a una electrólisis para que precipite rubidio en el cátodo, o se utiliza un agente reductor fuerte, como calcio y sodio, capaces de perder electrones rápidamente y reduzcan así al rubidio.

Isótopos del rubidio

El rubidio se encuentra en la Tierra como dos isótopos naturales: el ⁸⁵Rb y ⁸⁷Rb. El primero tiene una abundancia de 72,17%, mientras que el segundo de 27,83%.

El ⁸⁷Rb es el responsable de que este metal sea radiactivo, sin embargo, su radiación es inofensiva e inclusive beneficiosa para análisis de datación. Su tiempo de vida media (t_1/2) es de 4,9·10¹⁰ años, cuyo lapso supera la edad del Universo. Cuando decae, se transforma en el isótopo estable ⁸⁷Sr.

Gracias a esto se ha utilizado este isótopo para datar la edad de minerales y rocas terrestres presentes desde los inicios de la Tierra.

Además de los isótopos ⁸⁵Rb y ⁸⁷Rb, existen otros sintéticos y radiactivos con tiempos de vida variables y mucho más cortos; por ejemplo, el ⁸²Rb (t_1/2=76 segundos), ⁸³Rb (t_1/2=86,2 días), ⁸⁴Rb (t_1/2=32,9 días) y ⁸⁶Rb (t_1/2=18,7 días). De todos ellos, el ⁸²Rb es el más utilizado en estudios médicos.

Riesgos del rubidio

• Metal. Es un metal tan reactivo que debe almacenarse en ampollas de vidrio bajo una atmósfera inerte para que no reaccione con el oxígeno del aire. Si dicha ampolla se rompe, el metal podrá colocarse en queroseno o aceite mineral para protegerlo. Sin embargo, terminará oxidándose por el oxígeno disuelto en ellos, dando lugar a peróxidos de rubidio. Si por el contrario se decidiera situarlo sobre madera, por ejemplo, esta terminará ardiendo con una llama violeta. Si hay mucha humedad, arderá con el solo hecho de estar expuesto al aire. Cuando un trozo grande de rubidio se avienta a un volumen de agua, explota vigorosamente, llegando hasta incendiar el hidrógeno producido. Por lo tanto, el rubidio es un metal que no cualquiera debe manipular, ya que prácticamente son explosivas todas sus reacciones.
• Iones. A diferencia del rubidio metálico, sus iones Rb⁺ no representan ningún riesgo aparente para los seres vivos. Disueltos en agua, interaccionan con las células del mismo modo como lo hacen los iones K⁺. Por lo tanto, el rubidio y el potasio tienen comportamientos bioquímicos similares. Sin embargo, el rubidio no es un elemento esencial, mientras que el potasio sí. De esta manera, cantidades apreciables de Rb⁺ pueden acumularse en el interior celular, glóbulos rojos y vísceras sin repercutir negativamente en el organismo de cualquier animal. De hecho, se ha calculado que un hombre adulto con una masa de 80 kg contiene alrededor de 37 mg de rubidio, y que un incremento de esta concentración en el orden de 50 a 100 veces no conlleva síntomas indeseables. No obstante, un exceso de iones Rb⁺ puede terminar desplazando a los iones K⁺, y consecuentemente, el individuo sufrirá espasmos musculares muy fuertes hasta ocasionarle la muerte. Lógicamente, las sales o compuestos solubles de rubidio pueden desencadenar esto de manera inmediata, por lo que ninguno de ellos debería ingerirse. Además, puede ocasionar quemaduras por simple contacto, y entre los más tóxicos puede citarse el fluoruro (RbF), hidróxido (RbOH) y cianuro (RbCN) de rubidio.

Usos del rubidio

• Captador de gases. Se ha utilizado para captar o eliminar los rastros de gases que pueda haber en los tubos sellados al vacío. Precisamente por su alta tendencia a captar el oxígeno y la humedad en ellos, los elimina sobre su superficie como peróxidos.
• Pirotecnia. Cuando las sales de rubidio arden despiden una llama violeta-rojiza característica. Algunos fuegos artificiales disponen en su composición de estas sales para explotar con estos colores.
• Suplemento. El cloruro de rubidio se ha recetado para combatir la depresión, pues estudios determinaron un déficit de este elemento en individuos que padecían dicha condición médica. Asimismo, se ha utilizado como sedante y para tratar la epilepsia.
• Condensado de Bose-Einstein. Los átomos del isótopo ⁸⁷Rb se utilizaron para crear el primer condensado de Bose-Einstein. Este estado de la materia consiste en que los átomos a una temperatura bastante próxima al cero absoluto (0 K), se agrupan o “condensan”, comportándose como si fueran uno solo. Así, pues, el rubidio fue protagonista de este triunfo en el campo de la física, y fueron Eric Cornell, Carl Wieman y Wolfgang Ketterle quienes recibieron el Nobel en 2001 por este trabajo.
• Diagnóstico de tumores. El radioisótopo sintético ⁸²Rb decae emitiendo positrones, que se utiliza para que se acumule en tejidos ricos en potasio, como los ubicados en el cerebro o corazón. Sirve, pues, para analizar la funcionalidad del corazón y la presencia de posibles tumores en el cerebro mediante una tomografía por emisión de positrones.
• Componente. Los iones de rubidio han encontrado sitio en diferentes tipos de materiales o mezclas. Por ejemplo, se han hecho aleaciones con oro, cesio, mercurio, sodio y potasio. Se ha agregado a los vidrios y cerámicas probablemente para aumentar su punto de fusión. En las celdas solares de perovskitas se han adicionado como un componente importante. Asimismo, se ha estudiado su posible uso como generador termoeléctrico, material de transmisión calorífica en el espacio, combustible en motores de propulsión iónica, medio electrolítico para pilas alcalinas y en magnetómetros atómicos.
• Relojes atómicos. Con el rubidio y cesio se han fabricado los famosos relojes atómicos, altamente precisos, utilizados, por ejemplo, en los satélites GPS con los cuales los dueños de sus teléfonos inteligentes pueden saber su ubicación mientras se desplazan en una carretera.

Referencias

1. Rubidium. Recuperado de chemistryworld.com.
2. Química Inorgánica. (Cuarta edición). McGraw Hill.
3. Rubidium. Recuperado de en.wikipedia.org.
4. Rubidium Rb 82 (Intravenous Route). Recuperado de mayoclinic.org.
5. Rubidium. Recuperado de britannica.com.