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루비듐
루비듐(rubidium)은 주기율표 1족 5주기에 속하는 알칼리금속원소로 원소기호 Rb, 원자량 85.468g/mol, 녹는점 39.31℃, 끓는점 688℃, 밀도 1.53g/cm³이다. 홍운모 속에서 비교적 다량으로 존재하는 은백색의 무른 금속으로 불꽃 반응은 진한 빨간색을 나타낸다.
원자번호 37번의 원소명 루비듐은 많은 사람들에게 진한 붉은색의 아름다운 보석인 루비(ruby)를 떠 올리게 할 것이다. 그러나 보석 루비는 산화 알루미늄에 크로뮴이 불순물로 들어있는 것으로, 루비듐 원소는 전혀 포함되어 있지 않다. 다만 원소 발견 과정에서 진한 붉은색의 스펙트럼 선을 보였기 때문에 이 색을 뜻하는 라틴어 'rubidus'를 따서 이름지었을 뿐이며, 아름다운 이름과는 달리, 루비듐은 아주 반응성이 큰 알칼리 금속의 하나이다. 또 많은 사람에게 이름이 생소하듯이, 희귀 원소로 여겨져 왔으나, 실제로는 아연이나 구리만큼 지각에 많이 존재하는 원소이다. 다만 반응성이 매우 커서 재료로 응용되는 분야가 많지 않을 뿐이다. 그러나 물리학 연구에서는 많이 사용되며, 원자시계와 위성항법장치 등에서 주파수 표준으로 중요하게 이용된다.
개요
루비듐(Rubidium)1)은 원자번호 37번의 원소로, 원소기호는 Rb이다. 주기율표에서 리튬(Li), 소듐(Na), 포타슘(K), 세슘(Cs), 프랑슘(Fr)과 함께 1족(1A족)인 알칼리 금속 족에 속하는 무른 은백색 금속이다. 화학 반응성은 포타슘보다 약간 크고, 세슘보다는 약간 작다. 공기 중에서 산소와 격렬하게 반응하여 초과산화물을 만들며, 물과도 격렬하게 반응하여 수소 기체(H₂)와 수산화 루비듐(RbOH)을 생성한다. 알코올, 암모니아 등과도 격렬하게 반응하며, 불꽃 반응은 진한 빨간색(파장 780nm)을 나타낸다. 석유나 파라핀유에 넣어 보관한다. 화합물에서의 산화 상태는 주로 +1이다.
루비듐은 반응성이 아주 크기 때문에 천연 상태에서는 화합물로만 존재한다. 지각에서의 존재 비는 자료에 따라 조금씩 차이가 나는데, 대략 60~90 ppm(0.006~0.009%)로 16~22번째로 풍부한 원소이다. 우리가 흔히 많이 사용하는 금속들인 니켈(Ni), 크로뮴(Cr), 아연(Zn), 구리(Cu)와 존재 비가 비슷하다. 그러나 루비듐이 주성분인 광물은 없으며 다른 알칼리 금속 광물에 소량씩 들어 있는데, 백류석(leucite, KAlSi₂O₆), 카널라이트(carnallite, KCl·MgCl₂·6H₂O), 폴루사이트(pollucite, (Cs,Na)2Al₂Si₄O1₂) 등에 1% 정도까지 산화물로 들어있고 인운모(레피도라이트, lepidolite, (K,Rb)Li₂AlSi₄O10F₂: 홍운모로도 불린다)에 0.3~3.5%가량 포함되어 있다. 또 일부 포타슘 장석(potassium feldspar, KAlSi₃O₈)에도 대략 1%정도 들어있다. 바닷물 1L에는 약 0.13mg이 들어 있으며, 광천수에도 바닷물에서와 비슷한 농도로 흔히 들어있다. 현재는 폴루사이트에서 세슘을 생산할 때 부산물로 주로 얻어지는데, 이 광석 매장량의 2/3 이상이 캐나다에 있다.
천연상태의 루비듐 동위원소는 ⁸⁵Rb(72.17%)와 ⁸⁷Rb(27.83%)의 2가지이다. ⁸⁷Rb는 반감기가 488억년으로, 방사선 붕괴를 하여 ⁸⁷Sr이 되는데, 이를 이용하여 수십억 년 전의 암석의 생성 연대를 측정한다.⁸⁷Rb은 또한 원자시계에서 주파수 표준으로 이용된다.
루비듐은 광섬유 및 야간 투시 장치에 사용되는 특수 유리에 첨가되며, 이의 합금은 광전기 장치 재료로 사용된다. 루비듐은 생명체의 필수 원소로 여겨지지는 않으나, 생체 내에서 루비듐 이온(Rb+)은 포타슘 이온(K+)과 유사하게 작용하고, 생체 지표 등 여러 생화학적 연구에 사용된다. 특별한 생체 독성은 나타내지 않는다.
루비듐의 발견과 역사
루비듐은 독일 화학자 분젠(Robert Bunsen, 1811~1899)과 키르히호프(Gustav Kirchhoff, 1824~1887)에 의해 1861년에 분광법으로 처음 발견되었다. 1860년에 이들 두 사람은 가열된 원소에서 나오는 빛을 프리즘으로 분산시켜 원소의 스펙트럼을 얻는 분광기(spectroscope)를 발명하고, 얼마 후에 이를 이용하여 세슘과 루비듐을 발견하였다. 이들은 광천수에서 푸른 스펙트럼 선을 내는 새로운 원소를 발견하고는 이를 라틴어로 푸른 하늘색을 뜻하는 'caesius'를 따서 세슘(cesium 혹은 caesium)이라 명명하였다. 세슘 발견 수개월 후, 그들은 인운모(lepidolite)에서 진한 붉은색의 스펙트럼 선을 내는 또 다른 새로운 원소를 발견하고는 이를 라틴어로 진한 붉은색을 뜻하는 'rubidus'를 따서 루비듐(rubidium)이라 명명하였다.
루비듐이 발견된 인운모는 1790년대에 독일의 예수회(Jesuit) 신부 포다(Abbé Nicolaus Poda von Neuhaus, 1723~1798)가 처음 발견하였는데, 이에는 산화 루비듐(Rb2O)이 미량 들어있다. 분젠과 키르히호프는 150kg의 인운모에서 여러 단계의 처리 과정을 거쳐 0.51g의 염화 루비듐(RbCl)을 얻었다. 그들은 또한 44,000 L의 광천수에서 9.3g의 RbCl을 얻었으며, 루비듐의 원자량도 구하였다. 용융 RbCl를 전기 분해하여 금속 Rb을 얻고자 하였으나 성공하지 못하고, 후에 분젠이 주석산 루비듐을 태운 것을 가열 증류하여 Rb을 얻었으며 이의 밀도와 녹는점도 구하였다.
Rb의 방사성 성질은 1908년에 발견되었는데, 이때는 동위원소들이 존재한다는 것이 확립되기 전이었다. 1920년부터는 루비듐과 이의 화합물을 화학과 전자공학에 응용하려는 연구가 제법 수행되었으나, 아직도 상업적 응용 분야는 많지 않다. 1995년에는 ⁸⁷Rb을 사용하여 처음으로 보스-아인슈타인 응축이 실현되었는데, 이는 2001년 노벨 물리학상 수상 업적이 되었다.
물리적 성질
루비듐은 아주 무른 은백색 금속이다. 녹는점은 39.31℃이고, 끓는점은 688℃이며, 밀도는 20oC에서 1.532g/cm³이다. 녹는점에서 액체 밀도는 1.46g/cm³이다. 다른 알칼리 금속들과 마찬가지로, 고체 결정은 체심입방(bcc)구조를 하며, 상자기성이다. 불꽃 반응의 색은 진한 붉은색으로 파장은 780.0 nm이다.
Rb은 세슘(Cs)과 어떤 비율로도 완전히 섞이며, 이들 혼합물의 최저 녹는점은 9℃가 된다. 수은과는 아말감을 만드나, 다른 금속들과는 합금을 잘 만들지 않는다.
천연 상태에서 ⁸⁵Rb(72.17%)와 ⁸⁷Rb(27.83%)의 2가지 동위원소가 있다. ⁸⁵Rb는 안정한 동위원소이나, ⁸⁷Rb은 반감기가 우주 나이(137억년)의 3배보다 긴 488억년인 방사성 동위원소로 β- 붕괴를 하고 스트론튬-87(⁸⁷Sr)이 된다. 광물이나 암석에 포함된 ⁸⁷Rb과 Sr 동위원소의 양을 측정하여 이들 광물과 암석의 형성 연대를 결정하는데, 이것이 루비듐-스트론튬 연대측정법(Rubidium Strontium Dating)3)이다. 질량수가 79에서 95에 이르는 여러 방사성 루비듐 동위원소들이 인공적으로 합성되었는데, 반감기가 긴 것은 ⁸³Rb(반감기 86.2일), ⁸⁴Rb(반감기 33.1일), ⁸⁶Rb(반감기 18.6일)이다. 반감기가 비교적 짧은 ⁸²Rb(반감기 1.273분)은 심근 관류를 검사하기 위한 심장 양성자 단층촬영(PET)에 사용되기도 하는데, ⁸²Sr에서 만든다.
화학적 성질
루비듐은 다른 알칼리 금속 원소들과 마찬가지로, 최외각 전자 껍질에 1개의 s 전자(5s¹ 전자)를 갖고 있어 아주 쉽게 전자 하나를 잃고 Rb+이 된다. 따라서 첫 번째 이온화 에너지가 403 kJ/mol로 낮은데 이는 세슘의 376 kJ/mol다음으로 작은 값으로, 루비듐은 매우 전기양성적인 원소이다. 화학 반응성은 같은 족의 포타슘(K)보다는 약간 크고 세슘(Cs)보다는 약간 작다. 공기에 노출되면 산소와 폭발적으로 반응하여 초과산화 루비듐(RbO₂)을 생성한다. 물과도 격렬하게 반응하여 수소 기체(H₂)를 내어 놓고 수산화 루비듐(RbOH)이 되는데, 이때 수소 기체에 불이 붙어 폭발할 수도 있다. 이 때문에 루비듐은 석유나 파라핀유에 담가서 보관하거나 진공 또는 비활성 기체 속에 보관하여야 한다. 할로겐 원소들과도 격렬하게 반응하여 할로겐화물(RbX)을 만든다. 산 또는 알코올(ROH)과 반응하여 H₂를 발생하고 각각 염과 알콕시화물(RO-Rb+)이 된다. 액체 암모니아(NH₃)에 녹아 용매화된 전자를 생성하여 푸른색이 되나, 오래 두면 아미드화물(RbNH₂)이 된다. 수용액에서 Rb+의 표준 환원전위는 -2.925 V로, K+와 비슷하나 Li+ (Eo = -3.045 V)보다는 약간 덜 음의 값이다.
- Rb⁺(aq) + e⁻ ⇌ Rb(s) E⁰ = -2.925 V
루비듐의 생산
루비듐은 비록 지각에 제법 많이 존재하기는 하나 루비듐이 주성분인 광물은 없으며, 보통은 다른 알칼리 금속 생산의 부산물로 얻는다. 루비듐은 주로 인운모(화학적 조성, (K,Rb)Li₂AlSi₄O₁₀F₂)에서 Li염이나 K염을 추출한 후에, 또는 폴루사이트(화학적 조성, (Cs,Na)₂Al₂Si₄O₁₂)에서 Cs염을 추출한 후에 남은 탄산 알칼리 금속 염 혼합물(상품명 Alkarb)에서 얻는다. 주성분이 탄산 포타슘인 이들 탄산염 혼합물에는 대략 23%의 Rb과 소량의 Cs이 들어있다. K⁺, Rb⁺, Cs⁺는 성질이 아주 비슷하기 때문에, 이들 혼합 염에서 순수한 Rb 염을 분리해 내는 것은 대단히 어려운데, 몇 가지 방법들이 개발되었다. 흔히 사용된 방법은 대략 30번의 분별 결정 과정을 거쳐 순수한 루비듐 명반 (Rb₂SO₄∙Al₂(SO₄)₃∙24H₂O)을 얻고, 이를 알칼리 처리하여 수산화 루비듐(RbOH)을 얻는 것이다. 최근에는 크라운 에테르(crown ether)를 사용하여 알칼리 금속 이온들을 크기에 따라 선택적으로 결합하게 하거나 이온-교환 방법으로 보다 용이하게 분리시키는 방법이 개발되었다.
금속 루비듐은 용융 RbCl을 전기 분해시켜 얻을 수 있다. 또한 RbCl을 진공에서 칼슘(Ca)과 함께 가열하거나, 아자이드화 루비듐(RbN₃)을 열 분해시켜서도 얻을 수 있다. 전세계 루비듐 생산량은 연간 약 2~4톤으로 추정된다. 생산과 사용량이 매우 적어 국제적 기준 가격이 거의 형성되어 있지 않은데, 참고로 한 회사는 99.7% 이상 순도의 금속 루비듐을 1g에 미화 185.9$, 100g에 2803.75$ (1g당 28$)의 가격으로 팔고 있다.
루비듐의 용도
루비듐은 세슘과 물리 및 화학적 성질이 매우 비슷해서, 이 둘은 가끔 함께 또는 호환적으로 사용될 수 있다. 그러나 둘 다 사용 가능한 경우에는 생산량이 더 많은 세슘이 선호되는 경우가 보통이어서 루비듐과 이의 화합물의 상업적 용도는 몇 가지에 불과하다. 루비듐의 고유 특성을 이용하거나 루비듐이 보다 적합한 용도는 다음과 같다.
루비듐은 세슘(133Cs 사용)과 호환적으로 원자 시계를 만드는 데 사용되어 왔는데, 루비듐 시계는 세슘 시계에 비해 간단하고 소형이며 휴대가 가능하다. 세슘 시계에 비해 안정도와 정밀도가 다소 뒤떨어지지만 수명이 10년 이상으로 길고 가격이 세슘 시계의 약 1/700인 미화 50$ 정도로 저렴하다. 대형인 세슘 시계 설치 장소들로 이동하면서 이들을 동조화 시키는 데 유용하게 사용된다. 또한 87Rb 주파수 발진기에서 나오는 공명 주파수는 방송, 통신, 위성항법장치(GPS)에서 주파수 표준으로 사용된다.
루비듐은 빛(전자파)을 받으면 쉽게 전자를 내어놓기 때문에 광전지(photocell) 및 광전기 장치에 사용된다. 이들은 빛 에너지를 전기 에너지로 변환시키는 장치로, 빛의 검출기, 도난 및 침입 경보 장치, 광 스위치 등에 이용된다. 또한 루비듐은 열 에너지를 전기 에너지로 전환시키는 열전자 변환기(thermionic converter)의 전극을 코팅하는 데도 사용되며, 진공관에 남아있는 산소를 제거하는 게터(getter)로도 사용된다. 루비듐(Rb)-텔레륨(Te)은 자외선에서 근적외선까지 넓은 영역의 전자파에 민감하게 감응하므로 여러 광전기 장치에 사용된다. 또 빛의 검출, 의학적 영상 장치, 야간 투시 장치 등에 사용되는 광증배관의 광 음극은 보통 Rb-Cs-안티모니(Sb)로 표면을 입힌다. 또한 탄산 루비듐(Rb2CO3)은 광섬유 통신과 야간 투시 장치에 사용하는 특수유리에 첨가되기도 하는데, 이는 전기 전도도를 낮추고 안정성과 내구성을 향상시킨다. 또한 루비늄 염들이 불꽃 놀이에서 진한 붉은색을 내는 데 사용된다.
아이오딘화 루비듐(RbI)은 갑상선종 치료에서 아이오딘화 포타슘(KI)대신에 사용되며, 여러 루비듐 염들이 수면제, 진정제, 간질 치료제, 비소 화합물 투여에 따른 쇼크 완화제 등으로 사용되기도 하였다. 방사성 루비듐은 혈액 순환의 추적자로 사용되며, 82Sr의 방사성 붕괴 산물인 82Rb는 양전자 단층촬영(PET)에 쓰이는데 특히 심장에서의 혈액 순환을 조사하여 관상동맥질환을 진단하는 데 사용된다.
루비듐 화합물
루비듐은 충분한 양의 산소 존재 하에서는 산소와 반응하여 초과산화 루비듐(RbO₂)을 만든다. 그러나 산소의 양이 충분하지 않으면, 산소와 루비듐의 비에 따라 Rb₂O, Rb₂2O₂, Rb₆O 등 다양한 산화물들이 만들어진다. 초과산화 루비듐(RbO₂)은 진한 갈색이고 녹는점이 412℃이며, 산화 루비듐인 Rb₂O는 진한 노란색 고체로 녹는점은 500℃ 이상이다. Rb₂O는 금속 Rb을 질산 루비늄(RbNO₃)과 반응시켜 얻거나, RbO₂와 Rb, 또는 RbOH와 Rb 사이의 반응에서도 얻을 수 있다.
10 Rb + 2 RbNO₃ → 6 Rb₂O + N₂
Rb2O는 강한 염기로, 물과 많은 열을 내고 반응하여 수산화 루비듐(RbOH)이 되며, 수소(H₂)와 반응하여 RbOH와 수소화 루비듐(RbH)이 된다. Rb₂O₂는 금속 Rb와 산소와의 반응에서 직접 얻기는 어려우며, 보통 액체 암모니아에 녹인 Rb를 O₂와 2:1의 몰 비로 반응시키면 얻어진다. Rb₆O는 낮은 온도에서 Rb를 부분 산화시키면 얻어지는데, -7.3℃ 이상의 온도에서 구리색의 금속성 결정인 Rb₉O₂로 분해한다. Rb₉O₂는 40.2℃에서 Rb₂O와 Rb로 되면서 비합치적으로 녹는다. 비합치 녹음(incongruent melting)이란 어떤 물질이 다른 물질로 분해되면서 녹는 것이다.
- 2Rb₆O → Rb₉O₂ + 3Rb (-7.3℃)
- Rb₉O₂ → 2Rb₂O + 5Rb (40.2℃ 비합치 녹음)
루비듐 화합물 중에서 가장 많이 사용되는 것은 염화 루비듐(RbCl)이다. 이는 수산화 루비듐(RuOH)과 염산(HCl)의 반응에서 얻어진다. 조해성이 큰 고체로, 유럽에서는 루비놈(Rubinorm)이라는 상품명으로 항 우울제로 사용되었다. 생화학 연구에 주로 사용되는데, 세포가 DNA를 받아 들이도록 유도하는 데 사용되며, 생체 내에서 쉽게 흡수되어 포타슘 이온(K⁺)을 대체하므로 생체지표(biomarker)로도 사용된다. 암 세포에 주입하면 pH를 높이며, 이에 의해 효소 활성이 저해되기도 한다. RbCl을 비롯한 여러 루비듐 염들의 수용액은 밀도가 높기 때문에, 밀도기울기 원심분리법(density gradient centrifugation)으로 바이러스, 핵산, 단백질 등을 분리하는 데 사용된다.
수산화 루비듐(RbOH)은 Rb₂O를 물에 녹이면 얻어지는데, 강한 염기이고, 반응성과 부식성이 크며, 피부에 닿으면 바로 화상을 입으므로 매우 주의해서 취급하여야 한다. 거의 모든 루비듐 화합물을 합성하는 중간체로 사용된다.
탄산 루비듐(Rb₂CO₃)은 RbOH와 탄산암모늄((NH₄)₂CO₃)을 반응시켜 얻으며, 특수유리를 만드는 데 주로 사용된다. 아이오딘화 루비듐 은(RbAg₄I₅)은 RbI와 AgI를 1:4로 혼합하여 녹이거나 곱게 갈면 얻어지는데, 실온에서 전기 전도도가 25 Ω⁻¹m⁻¹로, 이온성 결정 중에서는 전기 전도도가 가장 크다. 여기서 전기를 운반하는 것은 Ag⁺인데, 1970년경에 고체 전해질로 전지에 사용하는 것이 제안되면서 많은 관심을 끌었다.
생물학적 역할과 독성
인체는 Rb⁺을 K⁺과 잘 구별하지 못하며, 이들을 같은 것으로 취급하는 경향이 있다. 따라서 인체 전해질 액에 Rb+가 농축되지만 특별한 인체 독성을 나타내지 않으며, 생물학적 반감기(생체 안으로 들어온 양의 반이 배출되는 데 필요한 시간)가 31~46시간으로 비교적 빠르게 땀과 소변을 통해 체외로 배출된다. 그러나 과량으로 섭취하면 위험할 수가 있는데, 쥐의 경우 근육 조직에서 K⁺의 50% 이상을 Rb⁺로 치환하면 사망했다는 보고가 있다.
참고자료
같이 보기
