Le rubidium fut découvert en 1861 par les chimistes allemands Robert Bunsen (1811-1899) et Gustav Kirchhoff (1824-1887) à l'Université de Heidelberg. Cette découverte marqua un tournant dans l'histoire de la chimie car elle fut la première identification d'un nouvel élément chimique réalisée exclusivement par spectroscopie, technique révolutionnaire que Bunsen et Kirchhoff venaient de développer.
En analysant le spectre d'émission d'un échantillon d'eau minérale de Dürkheim, une station thermale allemande, Bunsen et Kirchhoff observèrent deux raies spectrales rouge foncé intenses et caractéristiques qui n'avaient jamais été répertoriées auparavant. Ces raies, situées à 780,0 nm et 794,8 nm, ne correspondaient à aucun élément connu et témoignaient de la présence d'un nouvel élément dans l'échantillon.
Les deux chimistes choisirent le nom rubidium du latin rubidus signifiant rouge foncé ou rouge le plus profond, en référence aux raies spectrales rouge intense qui avaient révélé son existence. Après avoir identifié l'élément par spectroscopie, Bunsen réussit à isoler une petite quantité de rubidium métallique en 1863 par électrolyse du chlorure de rubidium fondu.
La découverte du rubidium, suivie peu après par celle du césium par les mêmes chercheurs, démontra la puissance de l'analyse spectroscopique comme outil de découverte d'éléments chimiques. Cette technique permit d'identifier des éléments présents en quantités infimes, ouvrant une nouvelle ère dans l'exploration de la composition chimique de la matière. Bunsen et Kirchhoff établirent ainsi les fondements de la spectroscopie moderne, technique qui allait révolutionner non seulement la chimie mais aussi l'astronomie.
Le rubidium (symbole Rb, numéro atomique 37) est un métal alcalin du groupe 1 de la classification périodique. Son atome possède 37 protons, généralement 48 neutrons (pour l'isotope le plus abondant \(\,^{85}\mathrm{Rb}\)) et 37 électrons avec la configuration électronique [Kr] 5s¹.
Le rubidium est un métal mou, blanc argenté et hautement réactif. Il est suffisamment mou pour être coupé avec un couteau, laissant une surface brillante qui se ternit rapidement à l'air en formant une couche d'oxyde. Sa densité est de 1,53 g/cm³, ce qui le rend plus léger que l'eau, et il est le deuxième élément le moins dense de tous les métaux après le lithium parmi les alcalins.
Le rubidium possède un point de fusion très bas de 39,3 °C (312,5 K), ce qui signifie qu'il peut fondre dans la main par simple contact (bien que cela soit extrêmement dangereux en raison de sa réactivité). C'est l'un des quatre seuls métaux liquides ou presque liquides à température ambiante ou légèrement supérieure, avec le mercure, le gallium et le césium.
Le rubidium bout à 688 °C (961 K), produisant une vapeur bleu-violet caractéristique. Le rubidium métallique doit être conservé sous atmosphère inerte (argon) ou dans l'huile minérale pour le protéger de l'oxydation et de l'humidité atmosphérique.
Le point de fusion du rubidium : 312,5 K (39,3 °C).
Le point d'ébullition du rubidium : 961 K (688 °C).
Le rubidium possède la plus faible énergie d'ionisation de tous les éléments non radioactifs (403 kJ/mol).
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Désintégration / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Rubidium-85 — \(\,^{85}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 48 | 84,911789 u | ≈ 72,17 % | Stable | Isotope stable majoritaire du rubidium naturel. Utilisé dans les horloges atomiques commerciales. |
| Rubidium-87 — \(\,^{87}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 50 | 86,909180 u | ≈ 27,83 % | ≈ 4,88 × 10¹⁰ ans | Radioactif (β⁻). Demi-vie extrêmement longue. Se désintègre en strontium-87, utilisé en datation géochronologique. |
| Rubidium-82 — \(\,^{82}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 45 | 81,918209 u | Synthétique | ≈ 1,27 minutes | Radioactif (β⁺). Émetteur de positons utilisé en imagerie TEP cardiaque pour évaluer la perfusion myocardique. |
| Rubidium-83 — \(\,^{83}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 46 | 82,915110 u | Synthétique | ≈ 86,2 jours | Radioactif (capture électronique). Utilisé en recherche médicale et en physique nucléaire. |
| Rubidium-84 — \(\,^{84}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 47 | 83,914385 u | Synthétique | ≈ 32,8 jours | Radioactif (β⁺, β⁻, capture électronique). Produit dans les réacteurs nucléaires, utilisé comme traceur. |
| Rubidium-86 — \(\,^{86}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 49 | 85,911167 u | Synthétique | ≈ 18,6 jours | Radioactif (β⁻). Émetteur bêta utilisé en médecine nucléaire et comme traceur en biologie. |
N.B. :
Couches électroniques : Comment les électrons sont organisés autour du noyau.
Le rubidium possède 37 électrons répartis sur cinq couches électroniques. Sa configuration électronique complète est : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 5s¹, ou de manière simplifiée : [Kr] 5s¹. Cette configuration peut également s'écrire : K(2) L(8) M(18) N(8) O(1).
Couche K (n=1) : contient 2 électrons dans la sous-couche 1s. Cette couche interne est complète et très stable.
Couche L (n=2) : contient 8 électrons répartis en 2s² 2p⁶. Cette couche est également complète, formant une configuration de gaz noble (néon).
Couche M (n=3) : contient 18 électrons répartis en 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. Cette couche complète contribue à l'écran électronique qui protège l'électron de valence.
Couche N (n=4) : contient 8 électrons répartis en 4s² 4p⁶, formant la configuration du gaz noble krypton.
Couche O (n=5) : contient 1 seul électron dans la sous-couche 5s. Cet électron unique est l'électron de valence du rubidium.
L'électron unique de la couche externe (5s¹) est l'électron de valence du rubidium. Cet électron est très faiblement lié au noyau en raison de la grande distance qui le sépare du noyau et de l'effet d'écran important des couches électroniques internes complètes. Cette faible énergie d'ionisation (403 kJ/mol, la plus faible parmi les éléments stables) confère au rubidium une réactivité chimique exceptionnelle.
L'état d'oxydation du rubidium est exclusivement +1 dans tous ses composés chimiques. Le rubidium perd facilement son électron de valence pour former l'ion Rb⁺ avec la configuration électronique stable du krypton [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁶. Cette configuration d'octet complet rend l'ion rubidium particulièrement stable.
Le rayon ionique de Rb⁺ (152 pm) est nettement plus grand que celui du potassium K⁺ (138 pm) et plus petit que celui du césium Cs⁺ (167 pm), reflétant sa position intermédiaire dans le groupe 1. Cette taille intermédiaire influence ses propriétés chimiques et sa capacité à substituer d'autres ions alcalins dans les structures cristallines et les systèmes biologiques.
L'électronégativité très faible du rubidium (0,82 sur l'échelle de Pauling) indique que ses liaisons chimiques sont presque entièrement ioniques. Le rubidium forme des composés ioniques avec pratiquement tous les non-métaux, notamment les halogènes, l'oxygène et le soufre. Le caractère métallique extrêmement prononcé du rubidium en fait l'un des éléments les plus électropositifs de la classification périodique.
Le rubidium est l'un des métaux les plus réactifs de la classification périodique, dépassé seulement par le césium et le francium (radioactif). Il réagit violemment et spontanément avec l'eau à température ambiante, produisant de l'hydroxyde de rubidium et de l'hydrogène gazeux : 2Rb + 2H₂O → 2RbOH + H₂. Cette réaction est si exothermique que l'hydrogène produit s'enflamme immédiatement, produisant une flamme rouge-violet caractéristique due au rubidium vaporisé.
Le rubidium s'oxyde instantanément à l'air, d'abord en formant une couche d'oxyde de rubidium (Rb₂O), puis rapidement en peroxyde de rubidium (Rb₂O₂) et superoxyde de rubidium (RbO₂) en présence d'oxygène. La réaction est si rapide qu'une surface fraîchement coupée de rubidium perd son éclat métallique en quelques secondes : 4Rb + O₂ → 2Rb₂O ou Rb + O₂ → RbO₂ (en excès d'oxygène).
Avec les halogènes, le rubidium réagit avec une violence explosive. La réaction avec le chlore est particulièrement spectaculaire : 2Rb + Cl₂ → 2RbCl, produisant une flamme intense et de la fumée blanche de chlorure de rubidium. Les halogénures de rubidium (RbF, RbCl, RbBr, RbI) sont des solides ioniques blancs très stables et très solubles dans l'eau.
Le rubidium réagit vigoureusement avec les acides, même dilués, pour former des sels de rubidium et libérer de l'hydrogène : 2Rb + 2HCl → 2RbCl + H₂. Cette réaction est extrêmement dangereuse en raison de la chaleur dégagée et de l'inflammation probable de l'hydrogène.
Comme les autres métaux alcalins, le rubidium se dissout dans l'ammoniac liquide pour former des solutions bleues conductrices contenant des électrons solvatés. Ces solutions sont utilisées comme puissants agents réducteurs en synthèse chimique. Le rubidium forme également des amalgames avec le mercure et des alliages avec d'autres métaux alcalins.
Le rubidium réagit directement avec l'hydrogène à haute température pour former l'hydrure de rubidium (RbH), un composé ionique blanc très réactif. Avec le soufre, il forme le sulfure de rubidium (Rb₂S), et avec l'azote à très haute température, il peut former le nitrure de rubidium (Rb₃N), bien que cette réaction soit difficile à réaliser.
Le rubidium joue un rôle crucial dans les standards de temps modernes grâce aux horloges atomiques au rubidium. Ces dispositifs exploitent la transition hyperfine de l'atome de rubidium-87 à une fréquence de 6,834 682 610 904 29 GHz, qui sert de référence extrêmement stable pour mesurer le temps.
Les horloges atomiques au rubidium sont plus compactes, moins coûteuses et plus robustes que les horloges au césium, bien que légèrement moins précises. Elles offrent une stabilité de fréquence de l'ordre de 10⁻¹² à 10⁻¹³, ce qui correspond à une dérive de moins d'une seconde tous les 300 000 à 3 millions d'années. Cette précision extraordinaire les rend idéales pour les applications embarquées nécessitant une grande stabilité temporelle.
Les satellites du système GPS (Global Positioning System) embarquent des horloges atomiques, dont certaines utilisent le rubidium comme référence. La précision du positionnement GPS dépend directement de la synchronisation temporelle entre les satellites et les récepteurs au sol. Une erreur d'une microseconde dans la mesure du temps se traduit par une erreur de position d'environ 300 mètres.
Les horloges atomiques au rubidium sont également utilisées dans les réseaux de télécommunications pour synchroniser les équipements, dans les stations de base de téléphonie mobile, dans les systèmes de navigation maritime et aérienne, et dans de nombreuses applications scientifiques nécessitant une référence temporelle ultra-stable.
Le rubidium est synthétisé dans les étoiles principalement par le processus s (capture lente de neutrons) dans les étoiles de la branche asymptotique des géantes (AGB), ainsi que par des contributions mineures du processus r (capture rapide de neutrons) lors de supernovae et de fusions d'étoiles à neutrons. Le rubidium-87, isotope le plus lourd, se forme préférentiellement par le processus s.
L'abondance cosmique du rubidium est d'environ 1×10⁻⁹ fois celle de l'hydrogène en nombre d'atomes, le rendant relativement rare dans l'univers. Cette rareté s'explique par sa position au-delà du pic de fer dans la courbe de stabilité nucléaire et par les difficultés de synthèse des noyaux dans cette région de masse atomique.
Le rubidium-87 est un isotope radioactif naturel à très longue période (demi-vie de 48,8 milliards d'années, environ 3,5 fois l'âge de l'univers). Il se désintègre par émission bêta en strontium-87 stable. Cette désintégration extrêmement lente fait du système rubidium-strontium un outil géochronologique fondamental pour dater les roches anciennes et les météorites.
La méthode de datation rubidium-strontium repose sur la mesure du rapport isotopique ⁸⁷Sr/⁸⁶Sr et du rapport ⁸⁷Rb/⁸⁶Sr dans les minéraux. Cette technique a permis de déterminer l'âge de la Terre (environ 4,54 milliards d'années), l'âge des plus anciennes roches terrestres (plus de 4 milliards d'années) et l'âge de formation de nombreuses météorites, fournissant ainsi des contraintes essentielles sur l'histoire du système solaire.
Les raies spectrales du rubidium neutre et ionisé (Rb I, Rb II) peuvent être observées dans les spectres de certaines étoiles froides de type K et M, ainsi que dans les étoiles géantes rouges enrichies en éléments s. L'analyse de ces raies permet d'étudier la composition chimique stellaire et de tracer l'enrichissement progressif des galaxies en éléments lourds au cours de l'évolution cosmique.
Dans le système solaire, le rubidium présente des variations isotopiques intéressantes entre différents types de météorites, reflétant les conditions de formation et l'histoire thermique de leurs corps parents. Ces variations fournissent des informations sur les processus de différenciation planétaire et la chronologie des événements dans le système solaire primitif.
N.B. :
Le rubidium est présent dans la croûte terrestre à une concentration moyenne d'environ 0,0090% en masse (90 ppm), ce qui le rend plus abondant que le cuivre, le zinc ou le plomb. Malgré cette abondance relative, le rubidium ne forme pas de minerais propres et se trouve toujours associé à d'autres éléments, principalement dans les minéraux de potassium dont il est chimiquement très proche.
Les principales sources de rubidium sont les minéraux de lithium comme la lépidolite (mica lithifère) qui peut contenir jusqu'à 3,5% de rubidium, la pollucite (silicate de césium et rubidium) et certaines micas comme la biotite. Le rubidium est également présent dans la carnallite (minerai de potassium) et dans les eaux mères des gisements de sels de potassium.
La production mondiale de rubidium métallique est très faible, de l'ordre de 2 à 3 tonnes par an, principalement extraite au Canada, aux États-Unis et en Chine. Le rubidium est généralement extrait comme sous-produit de la production de lithium et de césium. L'extraction se fait par procédés chimiques complexes incluant la précipitation sélective, l'échange ionique et la réduction électrochimique.
Le rubidium métallique est un produit de niche extrêmement coûteux, avec des prix pouvant dépasser 50 000 euros par kilogramme pour le métal pur. Les composés de rubidium comme le chlorure (RbCl) ou le carbonate (Rb₂CO₃) sont moins onéreux mais restent des produits chimiques spécialisés réservés à la recherche et aux applications de haute technologie.
Le marché du rubidium est dominé par les applications en électronique et en métrologie temporelle. La demande est relativement stable mais limitée, avec une croissance potentielle liée au développement des technologies quantiques, des horloges atomiques compactes et des nouveaux systèmes de navigation spatiale. La recherche sur les condensats de Bose-Einstein et l'informatique quantique pourrait stimuler la demande future de rubidium de haute pureté.
