H260 : Dégage, au contact de l'eau, des gaz inflammables qui peuvent s'enflammer spontanément H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires EUH014 : Réagit violemment au contact de l'eau P223 : Éviter tout contact avec l’eau, à cause du risque de réaction violente et d’inflammation spontanée. P231 : Manipuler sous gaz inerte. P232 : Protéger de l’humidité. P280 : Porter des gants de protection/des vêtements de protection/un équipement de protection des yeux/du visage. P305 : En cas de contact avec les yeux : P338 : Enlever les lentilles de contact si la victime en porte et si elles peuvent être facilement enlevées. Continuer à rincer. P351 : Rincer avec précaution à l’eau pendant plusieurs minutes. P370 : En cas d’incendie : P378 : Utiliser … pour l’extinction. P422 : Stocker le contenu sous …
Dispositif expérimental pour ralentir des atomes de rubidium. Par le miroir doré on aperçoit un système optique pour controler les faisceaux laser. Novembre 2015.
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, 85Rb (72,2 %), seul isotope stable du rubidium (faisant de lui un élément monoisotopique) et le 87Rb (27,8 %) radioactif. Le rubidium naturel est ainsi suffisamment radioactif pour impressionner une pellicule photographique en trente à soixante jours[7]. On attribue au rubidium une masse atomique standard de 85,4678(3) u.
Quatre oxydes de rubidium sont connus : Rb2O, Rb2O2, Rb2O3 et Rb2O4[7]. Les trois premiers se forment rapidement en exposant du rudibium à l'air. Le dernier oxyde, Rb2O4, 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 (RbCO3) est utilisé dans certains verres optiques comme le mélange de sulfate de cuivre et de rubidium (Rb2SO4•CuSO4•6H2O). L'iodure de rubidium et d'argent (RbAg4I5) 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 dans d'autres applications[Lesquelles ?][7].
Verre de sécurité trempé : l'ajout de carbonate de rubidium (Rb2CO3) ou d'oxyde de rubidium (Rb2O) 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 82Rb, de courte demi-vie (75 secondes), est utilisé comme un indicateur d'ischémie en TEP et utilisation comme générateur de krypton 81 m dans la scintigraphie pulmonaire (Rb81).
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 87Rb à 6,834 682 611 GHz [8].
L'emploi de cette transition permet d'obtenir des horloges commerciales compactes et de bas coût, ayant une stabilité relative de fréquence de 5 × 10−11 (soit une erreur possible de 1 seconde sur un peu plus de 600 ans [9]). Il existe également des horloges appelées « fontaines atomiques », fonctionnant avec du 87Rb refroidi et manipulé par laser, qui atteignent des stabilités relatives de fréquence bien meilleures, comprises entre 10−13 et 10−14[10].
↑ abcd et e(en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, , 90e éd., 2804 p., Relié (ISBN978-1-420-09084-0)
↑(en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions, , p. 2832 - 2838 (DOI10.1039/b801115j)
↑Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
↑Entrée « Rubidium » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais) (JavaScript nécessaire)
↑ ab et c(en) William M. Haynes, CRC Handbook of Chemistry and Physics, vol. 97, CRC Press/Taylor and Francis, , 2652 p. (ISBN1498754287), « The Elements », p. 749 (4-30).
