O rubídio foi descoberto em 1861 pelos químicos alemães Robert Bunsen (1811-1899) e Gustav Kirchhoff (1824-1887) na Universidade de Heidelberg. Essa descoberta marcou um ponto de virada na história da química, pois foi a primeira identificação de um novo elemento químico realizada exclusivamente por espectroscopia, uma técnica revolucionária que Bunsen e Kirchhoff haviam acabado de desenvolver.
Ao analisar o espectro de emissão de uma amostra de água mineral de Dürkheim, uma estação termal alemã, Bunsen e Kirchhoff observaram duas linhas espectrais vermelhas escuras intensas e características que nunca haviam sido registradas antes. Essas linhas, localizadas em 780,0 nm e 794,8 nm, não correspondiam a nenhum elemento conhecido e testemunhavam a presença de um novo elemento na amostra.
Os dois químicos escolheram o nome rubídio do latim rubidus, que significa vermelho escuro ou vermelho profundo, em referência às linhas espectrais vermelhas intensas que revelaram sua existência. Após identificar o elemento por espectroscopia, Bunsen conseguiu isolar uma pequena quantidade de rubídio metálico em 1863 por eletrólise do cloreto de rubídio fundido.
A descoberta do rubídio, seguida pouco depois pela do césio pelos mesmos pesquisadores, demonstrou o poder da análise espectroscópica como ferramenta para a descoberta de elementos químicos. Essa técnica permitiu identificar elementos presentes em quantidades mínimas, abrindo uma nova era na exploração da composição química da matéria. Bunsen e Kirchhoff estabeleceram, assim, os fundamentos da espectroscopia moderna, uma técnica que revolucionaria não apenas a química, mas também a astronomia.
O rubídio (símbolo Rb, número atômico 37) é um metal alcalino do grupo 1 da tabela periódica. Seu átomo possui 37 prótons, geralmente 48 nêutrons (para o isótopo mais abundante \(\,^{85}\mathrm{Rb}\)) e 37 elétrons com a configuração eletrônica [Kr] 5s¹.
O rubídio é um metal macio, branco prateado e altamente reativo. É macio o suficiente para ser cortado com uma faca, deixando uma superfície brilhante que escurece rapidamente no ar ao formar uma camada de óxido. Sua densidade é de 1,53 g/cm³, o que o torna mais leve que a água, e é o segundo elemento menos denso de todos os metais depois do lítio entre os alcalinos.
O rubídio possui um ponto de fusão muito baixo de 39,3 °C (312,5 K), o que significa que pode derreter na mão por simples contato (embora isso seja extremamente perigoso devido à sua reatividade). É um dos quatro únicos metais líquidos ou quase líquidos à temperatura ambiente ou ligeiramente superior, junto com o mercúrio, o gálio e o césio.
O rubídio ferve a 688 °C (961 K), produzindo um vapor azul-violeta característico. O rubídio metálico deve ser armazenado sob atmosfera inerte (argônio) ou em óleo mineral para protegê-lo da oxidação e da umidade atmosférica.
Ponto de fusão do rubídio: 312,5 K (39,3 °C).
Ponto de ebulição do rubídio: 961 K (688 °C).
O rubídio possui a menor energia de ionização de todos os elementos não radioativos (403 kJ/mol).
| Isótopo / Notação | Prótons (Z) | Nêutrons (N) | Massa atômica (u) | Abundância natural | Meia-vida / Estabilidade | Decaimento / Observações |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Rubídio-85 — \(\,^{85}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 48 | 84,911789 u | ≈ 72,17 % | Estável | Isótopo estável majoritário do rubídio natural. Utilizado em relógios atômicos comerciais. |
| Rubídio-87 — \(\,^{87}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 50 | 86,909180 u | ≈ 27,83 % | ≈ 4,88 × 10¹⁰ anos | Radioativo (β⁻). Meia-vida extremamente longa. Decai em estrôncio-87, usado em datação geocronológica. |
| Rubídio-82 — \(\,^{82}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 45 | 81,918209 u | Sintético | ≈ 1,27 minutos | Radioativo (β⁺). Emissor de pósitrons usado em imagens PET cardíacas para avaliar a perfusão miocárdica. |
| Rubídio-83 — \(\,^{83}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 46 | 82,915110 u | Sintético | ≈ 86,2 dias | Radioativo (captura eletrônica). Usado em pesquisa médica e física nuclear. |
| Rubídio-84 — \(\,^{84}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 47 | 83,914385 u | Sintético | ≈ 32,8 dias | Radioativo (β⁺, β⁻, captura eletrônica). Produzido em reatores nucleares, usado como traçador. |
| Rubídio-86 — \(\,^{86}\mathrm{Rb}\,\) | 37 | 49 | 85,911167 u | Sintético | ≈ 18,6 dias | Radioativo (β⁻). Emissor beta usado em medicina nuclear e como traçador em biologia. |
N.B.:
Camadas eletrônicas: Como os elétrons estão organizados ao redor do núcleo.
O rubídio tem 37 elétrons distribuídos em cinco camadas eletrônicas. Sua configuração eletrônica completa é : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 5s¹, ou de maneira simplificada: [Kr] 5s¹. Essa configuração também pode ser escrita como: K(2) L(8) M(18) N(8) O(1).
Camada K (n=1): contém 2 elétrons na subcamada 1s. Essa camada interna está completa e é muito estável.
Camada L (n=2): contém 8 elétrons distribuídos como 2s² 2p⁶. Essa camada também está completa, formando uma configuração de gás nobre (neônio).
Camada M (n=3): contém 18 elétrons distribuídos como 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. Essa camada completa contribui para a blindagem eletrônica que protege o elétron de valência.
Camada N (n=4): contém 8 elétrons distribuídos como 4s² 4p⁶, formando a configuração do gás nobre criptônio.
Camada O (n=5): contém 1 único elétron na subcamada 5s. Esse elétron único é o elétron de valência do rubídio.
O único elétron na camada externa (5s¹) é o elétron de valência do rubídio. Esse elétron está muito fracamente ligado ao núcleo devido à grande distância que o separa do núcleo e ao importante efeito de blindagem das camadas eletrônicas internas completas. Essa baixa energia de ionização (403 kJ/mol, a mais baixa entre os elementos estáveis) confere ao rubídio uma reatividade química excepcional.
O estado de oxidação do rubídio é exclusivamente +1 em todos os seus compostos químicos. O rubídio perde facilmente seu elétron de valência para formar o íon Rb⁺ com a configuração eletrônica estável do criptônio [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁶. Essa configuração de octeto completo torna o íon rubídio particularmente estável.
O raio iônico de Rb⁺ (152 pm) é significativamente maior que o do potássio K⁺ (138 pm) e menor que o do césio Cs⁺ (167 pm), refletindo sua posição intermediária no grupo 1. Esse tamanho intermediário influencia suas propriedades químicas e sua capacidade de substituir outros íons alcalinos em estruturas cristalinas e sistemas biológicos.
A eletronegatividade muito baixa do rubídio (0,82 na escala de Pauling) indica que suas ligações químicas são quase inteiramente iônicas. O rubídio forma compostos iônicos com praticamente todos os não metais, notavelmente halogênios, oxigênio e enxofre. O caráter metálico extremamente pronunciado do rubídio o torna um dos elementos mais eletropositivos da tabela periódica.
O rubídio é um dos metais mais reativos da tabela periódica, superado apenas pelo césio e pelo frâncio (radioativo). Reage violentamente e espontaneamente com a água à temperatura ambiente, produzindo hidróxido de rubídio e gás hidrogênio: 2Rb + 2H₂O → 2RbOH + H₂. Essa reação é tão exotérmica que o hidrogênio produzido inflama imediatamente, produzindo uma chama vermelha-violeta característica devido ao rubídio vaporizado.
O rubídio oxida instantaneamente no ar, formando primeiro uma camada de óxido de rubídio (Rb₂O), depois rapidamente peróxido de rubídio (Rb₂O₂) e superóxido de rubídio (RbO₂) na presença de oxigênio. A reação é tão rápida que uma superfície recém-cortada de rubídio perde seu brilho metálico em poucos segundos: 4Rb + O₂ → 2Rb₂O ou Rb + O₂ → RbO₂ (em excesso de oxigênio).
Com os halogênios, o rubídio reage com violência explosiva. A reação com o cloro é particularmente espetacular: 2Rb + Cl₂ → 2RbCl, produzindo uma chama intensa e fumaça branca de cloreto de rubídio. Os halogenetos de rubídio (RbF, RbCl, RbBr, RbI) são sólidos iônicos brancos muito estáveis e altamente solúveis em água.
O rubídio reage vigorosamente com os ácidos, mesmo diluídos, para formar sais de rubídio e liberar hidrogênio: 2Rb + 2HCl → 2RbCl + H₂. Essa reação é extremamente perigosa devido ao calor liberado e à provável ignição do hidrogênio.
Assim como outros metais alcalinos, o rubídio se dissolve em amônia líquida para formar soluções azuis condutoras que contêm elétrons solvatados. Essas soluções são usadas como poderosos agentes redutores em síntese química. O rubídio também forma amalgamas com o mercúrio e ligas com outros metais alcalinos.
O rubídio reage diretamente com o hidrogênio em alta temperatura para formar hidreto de rubídio (RbH), um composto iônico branco muito reativo. Com o enxofre, forma sulfeto de rubídio (Rb₂S), e com o nitrogênio em temperatura muito alta, pode formar nitreto de rubídio (Rb₃N), embora essa reação seja difícil de realizar.
O rubídio desempenha um papel crucial nos padrões modernos de tempo graças aos relógios atômicos de rubídio. Esses dispositivos exploram a transição hiperfina do átomo de rubídio-87 em uma frequência de 6,834 682 610 904 29 GHz, que serve como referência extremamente estável para medir o tempo.
Os relógios atômicos de rubídio são mais compactos, menos custosos e mais robustos que os relógios de césio, embora um pouco menos precisos. Eles oferecem estabilidade de frequência da ordem de 10⁻¹² a 10⁻¹³, o que corresponde a uma deriva de menos de um segundo a cada 300.000 a 3 milhões de anos. Essa precisão extraordinária torna-os ideais para aplicações embarcadas que requerem alta estabilidade temporal.
Os satélites do sistema GPS (Global Positioning System) carregam relógios atômicos, alguns dos quais utilizam rubídio como referência. A precisão do posicionamento GPS depende diretamente da sincronização temporal entre os satélites e os receptores no solo. Um erro de um microsegundo na medição do tempo resulta em um erro de posição de aproximadamente 300 metros.
Os relógios atômicos de rubídio também são usados em redes de telecomunicações para sincronizar equipamentos, em estações base de telefonia móvel, em sistemas de navegação marítima e aérea, e em muitas aplicações científicas que requerem uma referência temporal ultraestável.
O rubídio é sintetizado nas estrelas principalmente pelo processo s (captura lenta de nêutrons) em estrela da ramo assintótico das gigantes (AGB), bem como por contribuições menores do processo r (captura rápida de nêutrons) durante supernovas e fusões de estrelas de nêutrons. O rubídio-87, o isótopo mais pesado, é formado preferencialmente pelo processo s.
A abundância cósmica do rubídio é de aproximadamente 1×10⁻⁹ vezes a do hidrogênio em número de átomos, o que o torna relativamente raro no universo. Essa raridade é explicada por sua posição além do pico de ferro na curva de estabilidade nuclear e pelas dificuldades de síntese de núcleos nessa região de massa atômica.
O rubídio-87 é um isótopo radioativo natural com um período muito longo (meia-vida de 48,8 bilhões de anos, aproximadamente 3,5 vezes a idade do universo). Ele decai por emissão beta em estrôncio-87 estável. Esse decaimento extremamente lento faz do sistema rubídio-estrôncio uma ferramenta geocronológica fundamental para datar rochas antigas e meteoritos.
O método de datação rubídio-estrôncio baseia-se na medição da relação isotópica ⁸⁷Sr/⁸⁶Sr e da relação ⁸⁷Rb/⁸⁶Sr em minerais. Essa técnica permitiu determinar a idade da Terra (cerca de 4,54 bilhões de anos), a idade das rochas terrestres mais antigas (mais de 4 bilhões de anos) e a idade de formação de muitos meteoritos, fornecendo assim restrições essenciais sobre a história do sistema solar.
As linhas espectrais do rubídio neutro e ionizado (Rb I, Rb II) podem ser observadas nos espectros de certas estrela frias do tipo K e M, bem como em estrelas gigantes vermelhas enriquecidas em elementos s. A análise dessas linhas permite estudar a composição química estelar e traçar o enriquecimento progressivo das galáxias em elementos pesados durante a evolução cósmica.
No sistema solar, o rubídio apresenta variações isotópicas interessantes entre diferentes tipos de meteoritos, refletindo as condições de formação e história térmica de seus corpos parentais. Essas variações fornecem informações sobre os processos de diferenciação planetária e a cronologia dos eventos no sistema solar primitivo.
N.B.:
O rubídio está presente na crosta terrestre em uma concentração média de aproximadamente 0,0090% em massa (90 ppm), o que o torna mais abundante que o cobre, o zinco ou o chumbo. Apesar dessa abundância relativa, o rubídio não forma seus próprios minérios e sempre é encontrado associado a outros elementos, principalmente em minerais de potássio com os quais é quimicamente muito similar.
As principais fontes de rubídio são os minerais de lítio como a lepidolita (mica litinífera) que pode conter até 3,5% de rubídio, a polucita (silicato de césio e rubídio) e certas micas como a biotita. O rubídio também está presente na carnalita (mineral de potássio) e nas salmouras dos depósitos de sais de potássio.
A produção mundial de rubídio metálico é muito baixa, da ordem de 2 a 3 toneladas por ano, extraído principalmente no Canadá, nos Estados Unidos e na China. O rubídio geralmente é extraído como subproduto da produção de lítio e césio. A extração é feita por processos químicos complexos que incluem a precipitação seletiva, a troca iônica e a redução eletroquímica.
O rubídio metálico é um produto de nicho extremamente caro, com preços que podem superar 50.000 euros por quilograma de metal puro. Os compostos de rubídio como o cloreto (RbCl) ou o carbonato (Rb₂CO₃) são menos caros, mas ainda são produtos químicos especializados reservados para pesquisa e aplicações de alta tecnologia.
O mercado do rubídio é dominado por aplicações em eletrônica e metrologia do tempo. A demanda é relativamente estável, mas limitada, com crescimento potencial vinculado ao desenvolvimento de tecnologias quânticas, relógios atômicos compactos e novos sistemas de navegação espacial. A pesquisa sobre condensados de Bose-Einstein e computação quântica poderia estimular a demanda futura por rubídio de alta pureza.
Berílio (Z=4): um metal
raro com propriedades excepcionais 
