Rubidium
Le rubidium est l'élément chimique de numéro atomique 37, de symbole Rb. C'est un métal alcalin, mou et argenté, dont la température de fusion n'est que de . Il peut être maintenu liquide à température ambiante grâce au phénomène de surfusion, comme le césium et le gallium.

Son nom vient du latin rubidus (rouge foncé), du fait de la couleur rouge des raies spectrales qui ont permis à Robert Wilhelm Bunsen et Gustav Kirchhoff de le détecter en 1861 dans la lépidolite. Il a été isolé l'année suivante par Bunsen.

Comme les autres métaux alcalins, il s'enflamme spontanément au contact avec l'air et réagit violemment avec l'eau.

Isotopes 

Le rubidium possède 32 isotopes connus, de nombre de masse variant entre 71 et 102, et 12 isomères nucléaires. Seuls deux de ces isotopes sont présents dans la nature, Rb (72,2 %), seul isotope stable du rubidium (faisant de lui un élément monoisotopique) et le Rb (27,8 %) radioactif. Le rubidium naturel est ainsi suffisamment radioactif pour impressionner une pellicule photographique en trente à soixante jours. On attribue au rubidium une masse atomique standard de 85,4678(3) u.

Composés 

Quatre oxydes de rubidium sont connus : RbO, RbO, RbO et RbO. Les trois premiers se forment rapidement en exposant du rudibium à l'air. Le dernier oxyde, RbO, se forme en présence d'un excès d'oxygène.

Le chlorure de rubidium (RbCl) est probablement le composé le plus utilisé du rubidium. Il est utilisé en biochimie en tant que biomarqueur car il remplace facilement le potassium et ne se trouve qu'en très petite quantité dans les organismes vivants. D'autres composés du rubidium communs sont l'hydroxyde de rubidium (RbOH) plus corrosif que les hydroxydes de sodium et de potassium. C'est aussi le composé de départ dans la plupart des synthèses chimiques où du rubidium intervient. Le carbonate de rubidium (RbCO) est utilisé dans certains verres optiques comme le mélange de sulfate de cuivre et de rubidium (RbSO•CuSO•6HO). L'iodure de rubidium et d'argent (RbAgI) a la conductivité à température ambiante la plus élevée de tous les cristaux ioniques connus. Cette propriété est exploitée dans des batteries en couches minces et .

Production 
Le rubidium est présent à l'état de traces dans de nombreux minéraux, généralement dans les sites cristallographie du potassium. 

On en trouve également dans l'eau de mer (à une concentration de ) et dans les eaux minérales (environ ).

Utilisations 
 Cellules photovoltaïques : il est utilisé en alliage avec le césium.
 Verre de sécurité trempé : l'ajout de carbonate de rubidium (RbCO) ou d'oxyde de rubidium (RbO) permet d'obtenir du verre de sécurité par trempe.
 Médecine :
 Examen de la perfusion du myocarde en médecine nucléaire : du fait de sa similitude avec le potassium, l'isotope radioactif émetteur de positrons, le Rb, de courte demi-vie (75 secondes), est utilisé comme un indicateur d'ischémie en TEP et utilisation comme générateur de krypton  dans la scintigraphie pulmonaire (Rb81).
 Fabrication de certains médicaments nooanaleptiques.
 Physique atomique : L'atome de rubidium (à la fois ses isotopes 85 et 87) est très fréquemment utilisé pour les expériences de physique atomique. En effet, certaines transitions de cet atome correspondent à des longueurs d'onde de laser classiques (780 nm pour la transition 5s-5p notamment), ce qui facilite les expériences. Entre autres, le rubidium peut être utilisé pour la construction d'horloges atomiques en utilisant la transition hyperfine de Rb à  .

L'emploi de cette transition permet d'obtenir des horloges commerciales compactes et de bas coût, ayant une stabilité relative de fréquence de  (soit une erreur possible de 1 seconde sur un peu plus de 600 ans ). Il existe également des horloges appelées « fontaines atomiques », fonctionnant avec du Rb refroidi et manipulé par laser, qui atteignent des stabilités relatives de fréquence bien meilleures, comprises entre  et  .
 Capteur de gaz pour tube cathodique et tube électronique : on l'utilise comme getter (capteur de molécules gazeuses) pour parfaire le vide.
 Il est quelquefois utilisé pour obtenir la couleur violette dans les feux d'artifice.

Notes et références

Voir aussi

Liens externes 
 , avec en sous-pages les données connues pour chaque isotope