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Rubidiumoxalat

Rubidiumoxalat

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Strukturformel
2 Rubidium Struktur des Oxalat-Anions
Allgemeines
Name Rubidiumoxalat
Summenformel Rb2C2O4
CAS-Nummer 7243-75-6
Kurzbeschreibung

farblose, glanzlose Kristalle[1]

Eigenschaften
Molare Masse
  • 258.97 g·mol−1 (Reinsubstanz)
  • 276,98 g·mol−1 (Monohydrat)
Aggregatzustand

fest

Dichte

2,76 g·cm−3[1](Monohydrat)

Schmelzpunkt

Zersetzung[2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [3]
keine Einstufung verfügbar
H- und P-Sätze H: siehe oben
P: siehe oben
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

Rubidiumoxalat ist das Rubidiumsalz der Oxalsäure.

Herstellung

Rubidiumoxalat kann aus Rubidiumcarbonat und Oxalsäure hergestellt werden.[4]

$ \mathrm {Rb_{2}CO_{3}+(COOH)_{2}\longrightarrow Rb_{2}(COO)_{2}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow } $

Es entsteht auch bei der thermischen Zersetzung von Rubidiumformiat.[5]

$ \mathrm {2\ HCOORb\ \xrightarrow {\ \Delta \ } \ \ (COO)_{2}Rb_{2}+H_{2}\uparrow } $

Eigenschaften

Rubidiumoxalat kristallisiert als Monohydrat (COO)2Rb2 im monoklinen Kristallsystem.[1] und ist isomorph zum Kaliumoxalat-Monohydrat.[6] Vom Anhydrat existieren bei Raumtemperatur zwei Modifikationen: Eine Modifikation ist monoklin und isotyp zu Caesiumoxalat, die andere ist orthorhombisch und isotyp zum Kaliumoxalat.[7] Frisch hergestelltes wasserfreies Rubidiumoxalat enthält zunächst hauptsächlich die monokline Phase, diese wandelt sich jedoch langsam irreversibel in die orthorhombische Modifikation um.[2] 2004 wurden zwei weitere Hochtemperaturphasen von Rubidiumoxalat entdeckt.[8] Kristalldaten der verschiedenen Modifikationen von Rubidiumoxalat:

Modifikation Kristallsystem Raumgruppe a in Å b in Å c in Å β Z
Alpha[7] monoklin P21/c 6,328 10,455 8,217 98,016° 4
Beta[7] orthorhombisch Pbam 11,288 6,295 3,622 — 2
Monohydrat[9] monoklin C2/c 9,617 6,353 11,010 109,46° 4

Die Standardbildungsenthalpie des kristallinen Rubidiumoxalates beträgt 1325,0 ± 8,1 kJ/mol.[10]

Die Zersetzung von Rubidiumoxalat unter Freisetzung von Kohlenmonoxid sowie in weiterer Folge Kohlendioxid und Sauerstoff findet bei 507 - 527 °C statt.[2][5]

$ \mathrm {(COO)_{2}Rb_{2}\ \xrightarrow {\ \Delta \ } \ \ Rb_{2}CO_{3}+CO\uparrow } $
$ \mathrm {Rb_{2}CO_{3}\ \xrightarrow {\ \Delta \ } \ \ Rb_{2}O+CO_{2}\uparrow } $
$ \mathrm {2\ Rb_{2}O\ \xrightarrow {\ \Delta \ } \ \ 4\ Rb+O_{2}\uparrow } $

Neben dem neutralen Rubidiumoxalat existiert auch ein Hydrogenoxalat mit der Formel RbH(COO)2, das isomorph zu entsprechenden Kaliumverbindung ist[11] und monokline Kristalle bildet,[12] sowie ein saures Tetraoxalat mit der Formel RbH3(COO)2, das als Dihydrat kristallisiert, bei 18 °C eine Dichte von 2,125 g/cm−3 und bei 21 °C eine Löslichkeit von 21 g/l besitzt.[13]

Rubidiumoxalat bildet beim Eindampfen einer Lösung in Wasserstoffperoxid ein Monoperhydrat der Zusammensetzung (COO)2Rb2·H2O2, das monokline Kristalle bildet, die an der Luft relativ stabil sind.[14]

Mit Fluorwasserstoff reagiert Rubidiumoxalat unter Bildung einer Komplexverbindung.[15]

$ \mathrm {(COO)_{2}Rb_{2}+2HF\ \longrightarrow \ \ (COO)_{2}HRb\cdot HF+RbF} $

Einzelnachweise

  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 Jean D'Ans, Ellen Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker. 3. Elemente, anorganische Verbindungen und Materialien, Minerale, Band 3. 4. Auflage, Springer, 1997, ISBN 978-3-5406-0035-0, S. 686f. (eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche)
  2. ↑ 2,0 2,1 2,2 Dissertation: "Konformationsaufklärung anorganischer Oxoanionen des Kohlenstoffs", Sascha Vensky, Universität Stuttgart, 2004. S. 117ff. PDF
  3. ↑ Diese Substanz wurde in Bezug auf ihre Gefährlichkeit entweder noch nicht eingestuft oder eine verlässliche und zitierfähige Quelle hierzu wurde noch nicht gefunden.
  4. ↑ E. Giglio, S. Loreti, N. V. Pavel: "EXAFS: A New Approach to the Structure of Micellar Aggregates" in J. Phys. Chem., 1988, 92, S. 2858-2862. doi:10.1021/j100321a032
  5. ↑ 5,0 5,1 T. Meisel, Z. Halmos, K. Seybold, E. Pungor: "The thermal decomposition of alkali metal formates" in Journal of Thermal Analysis and Calorimetry 1975, 7(1). S. 73-80. doi:10.1007/BF01911627
  6. ↑ Björn Pedersen: "The Equilibrium Hydrogen-Hydrogen Distances in the Water Molecules in Potassium and Rubidium Oxalate Monohydrates" in Acta Cryst., 1966, 20, S. 412ff. doi:10.1107/S0365110X66000951
  7. ↑ 7,0 7,1 7,2 R. E. Dinnebier, S. Vensky, M. Panthöfer, M. Jansen: "Crystal and molecular structures of alkali oxalates: first proof of a staggered oxalate anion in the solid state." in Inorg. Chem, 2003, 42(5), S. 1499-1507. PMID 12611516.
  8. ↑ Robert E. Dinnebier, Sascha Vensky, Martin Jansen, Jonathan C. Hanson: Crystal Structures and Topological Aspects of the High‐Temperature Phases and Decomposition Products of the Alkali‐Metal Oxalates M2[C2O4] (M=K, Rb, Cs). In: Chemistry - A European Journal. 11, Nr. 4, 2005, S. 1119–1129, doi:10.1002/chem.200400616.
  9. ↑ Takuya Echigo, Mitsuyoshi Kimata: The common role of water molecule and lone electron pair as a bond-valence mediator in oxalate complexes : the crystal structures of Rb2(C2O4) · H2O and Tl2(C2O4. In: Zeitschrift für Kristallographie. 221, Nr. 12, 2006, S. 762–769, doi:10.1524/zkri.2006.221.12.762.
  10. ↑ Y. Masuda, H. Miyamoto, Y. Kaneko, K. Hirosawa: "The standard molar enthalpies of formation of crystalline rubidium and cesium oxalates" in J. Chem. Thermodynamics, 1985, 17(2), S. 159-164. doi:10.1016/0021-9614(85)90068-0
  11. ↑ J. Piccard: "Beitrag zur Kenntniss der Rubidiumverbindungen" in Journal für Praktische Chemie 1862, 86(1), S. 449-460. doi:10.1002/prac.18620860163 Volltext
  12. ↑ H. Watts: "A dictionary of chemistry and the allied branches of other sciences", Band 4, Verlag Longmans, Green and Co., 1866, S. 264. (eingeschränkte Vorschau in der Google Buchsuche)
  13. ↑ R. Abegg, F. Auerbach: "Handbuch der anorganischen Chemie". Verlag S. Hirzel, Bd. 2, 1908. S. 435. Volltext
  14. ↑ B. F. Pedersen: "The Crystal Structure of Potassium and Rubidium Oxalate Monoperhydrates, K2C2O4.H2O2 and Rb2C2O4.H2O2" in Acta Chem. Scand. 1967, 21, S. 779-790. doi:10.3891/acta.chem.scand.21-0779
  15. ↑ R. F. Weinland, W. Stille: "Ueber die Anlagerung von Krystallfluorwasserstoff an Oxalate und an Ammoniumtartrat" in Justus Liebigs Annalen der Chemie 1903, 328(2), S. 149-153. doi:10.1002/jlac.19033280205
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