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
PubChem	10154361
Рег. номер EINECS	241-993-2
SMILES	[O-2].[O-2].[Rb+]
InChI	InChI=1S/2O.Rb/q2*-2;+1 FGQWKODEHKCIDR-UHFFFAOYSA-N
ChemSpider	8329869
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Оксид рубидия — бинарное неорганическое соединение металла рубидия с кислородом, имеющее формулу Rb₂O и относящееся к классу основных оксидов. Образует желтовато-белые кристаллы.

Получение[править | править код]

• Медленным взаимодействием металлического рубидия с кислородом на холоде:

${\displaystyle {\mathsf {4Rb+O_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ 2Rb_{2}O}}}$

• Разложением гидроксида рубидия:

${\displaystyle {\mathsf {2Rb+2RbOH\ {\xrightarrow {400^{o}C}}\ 2Rb_{2}O+H_{2}O\uparrow }}}$

• Разложением пероксида рубидия:

${\displaystyle {\mathsf {2Rb_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {1000^{o}C}}\ 2Rb_{2}O+O_{2}\uparrow }}}$

• Разложением в вакууме карбоната рубидия:

${\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}CO_{3}\ {\xrightarrow {900^{o}C}}\ Rb_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}$

Физические свойства[править | править код]

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[править | править код]

• При нагревании разлагается:

${\displaystyle {\mathsf {2Rb_{2}O\ {\xrightarrow {400^{o}C}}\ Rb_{2}O_{2}+2Rb}}}$

Эта реакция идёт без нагревания под действием света.

• Взаимодействует с водой:

${\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}O+H_{2}O\ {\xrightarrow {\ }}\ 2RbOH}}}$

• Взаимодействует с кислотными оксидами с образованием средних и кислых солей. К примеру, уже при комнатной температуре поглощает из влажного воздуха углекислый газ:

${\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}O+CO_{2}\ {\xrightarrow {\ }}\ Rb_{2}CO_{3}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}O+2CO_{2}+H_{2}O\ \xrightarrow {\ } \ 2RbHCO_{3}}}}$

• Взаимодействует с кислотами с образованием соли и воды:

${\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}O+2HCl\ {\xrightarrow {\ }}\ 2RbCl+H_{2}O}}}$

• Реагирует с жидким аммиаком^[1]:

${\displaystyle {\mathsf {Rb_{2}O+NH_{3}\ {\xrightarrow {-50^{o}C}}\ RbNH_{2}\downarrow +RbOH}}}$

Применение[править | править код]

• Катализатор в органическом синтезе.

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

• 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.

Это заготовка статьи по химии. Помогите Википедии, дополнив её.