روبیدیم ( به انگلیسی: Rubidium ) با نماد شیمیایی Rb و عدد اتمی ۳۷ از عنصرهای گروه نخست جدول تناوبی عناصر است. روبیدیم یک فلز قلیایی نرم و به رنگ نقره ای - سفید است و جرم اتمی آن ۸۵٫۴۶۷۸ می باشد. روبیدیم در حالت عنصری با ویژگی هایی شبیه دیگر فلزهای قلیایی، به شدت واکنش پذیر است، مانند واکنش شدید با اکسیژن در هوای محیط. ۸۵Rb تنها ایزوتوپ پایدار روبیدیم است. ۸۷Rb ایزوتوپ دیگر روبیدیم است که دچار واپاشی هسته ای می گردد و نیمه عمری برابر با ۴۹ میلیارد سال دارد بیش از سه برابر عمر برآورد شده برای جهان. ۸۷Rb نزدیک به ۲۸٪ روبیدیم طبیعی موجود را تشکیل می دهد. شیمی دان آلمانی روبرت بونزن و گوستاو کیرشهف در سال ۱۸۶۱ روبیدیم را کشف کردند آن ها به کمک روش طیف سنجی تابشی این عنصر را پیدا کردند. روبیدیم به آسانی بخار می شود و بازهٔ گسترده ای از طیف ها را جذب می کند و این باعث می شود که این عنصر هدف معمول دستکاری لیزری اتم ها شود.
موجودات زنده برای ادامهٔ زندگی به روبیدیم نیاز ندارند با این حال یون های روبیدیم همانگونه که یون های پتاسیم در سامانه های زنده نقش دارند، رفتار می کنند: به این ترتیب که این یون ها به صورت فعال توسط سلول های گیاهی و جانوری جذب می شوند.
روبیدیم فلزی است نرم، شکل پذیر و به رنگ نقره ای - سفید. [ ۳] این فلز در دمای ۳۹٫۳۱ درجهٔ سانتی گراد ( ۱۰۲٫۷ فارنهایت ) ذوب می شود و در ۶۸۸ درجهٔ سانتی گراد به جوش می آید. در میان فلزهای قلیایی غیر پرتوزا دومین عنصری است که بیشترین الکترونگاتیوی را دارد. مانند دیگر عناصر گروه خود به شدت با آب وارد واکنش می شود، با جیوه تشکیل ملغمه و با طلا، آهن، سزیم، سدیم و پتاسیم می تواند تشکیل آلیاژ دهد. با وجود آنکه روبیدیم و لیتیم هر دو در یک گروه جای دارند ولی نمی توانند با هم تشکیل آلیاژ دهند. [ ۴] این واکنش های روبیدیم اغلب بسیار شدید است و باعث آتش گرفتن ( سوختن ) گاز هیدروژن آزاد شده می شود. حتی گزارش شده است که هیدروژن در هوای محیط هم توانسته خود به خود آتش بگیرد و واکنش دهد. [ ۳] انرژی یونیزه شدن هیدروژن بسیار پایین است و تنها ۴۰۶ kJ/mol می باشد. [ ۵] در آزمون شعله هر دو رنگ بنفش بسیار نزدیک به همی را از خود نشان می دهند برای همین برای تشخیص این دو از هم حتماً باید از روش های طیف سنجی بهره جست.
می توان گفت کلرید روبیدیم یا RbCl پرکاربردترین ترکیب از این عنصر است. در زیست شیمی جهت برداشت DNA از سلول و همچنین به عنوان نشانگر زیست شیمی با توجه به جایگزینی اش با پتاسیم در مقدارهای بسیار کم، کاربرد دارد. چون در سامانه های زنده در مقدار کم به آسانی مصرف می شود و با پتاسیم جایگزین می گردد. دیگر ترکیب پرکاربرد روبیدیم، مادهٔ خورندهٔ هیدروکسید روبیدیم یا RbOH است. این ماده، آغازگر بسیاری از فرایندهای شیمیایی با پایهٔ روبیدیم است. کربنات روبیدیم یا RbCO3 در برخی از شیشه های نوری کاربرد دارد. سولفات مس روبیدیم Rb۲SO۴ • CuSO۴ • ۶H۲O. ترکیب پرکاربرد دیگر یدید نقرهٔ روبیدیم یا RbAg۴I۵ است که در میان بلورهای یُدی از بالاترین رسانایی الکتریکی در دمای اتاق برخوردار است. این ویژگی در برخی باتری ها کاربرد دارد. [ ۶] [ ۷]
این نوشته برگرفته از سایت ویکی پدیا می باشد، اگر نادرست یا توهین آمیز است، لطفا گزارش دهید: گزارش تخلفموجودات زنده برای ادامهٔ زندگی به روبیدیم نیاز ندارند با این حال یون های روبیدیم همانگونه که یون های پتاسیم در سامانه های زنده نقش دارند، رفتار می کنند: به این ترتیب که این یون ها به صورت فعال توسط سلول های گیاهی و جانوری جذب می شوند.
روبیدیم فلزی است نرم، شکل پذیر و به رنگ نقره ای - سفید. [ ۳] این فلز در دمای ۳۹٫۳۱ درجهٔ سانتی گراد ( ۱۰۲٫۷ فارنهایت ) ذوب می شود و در ۶۸۸ درجهٔ سانتی گراد به جوش می آید. در میان فلزهای قلیایی غیر پرتوزا دومین عنصری است که بیشترین الکترونگاتیوی را دارد. مانند دیگر عناصر گروه خود به شدت با آب وارد واکنش می شود، با جیوه تشکیل ملغمه و با طلا، آهن، سزیم، سدیم و پتاسیم می تواند تشکیل آلیاژ دهد. با وجود آنکه روبیدیم و لیتیم هر دو در یک گروه جای دارند ولی نمی توانند با هم تشکیل آلیاژ دهند. [ ۴] این واکنش های روبیدیم اغلب بسیار شدید است و باعث آتش گرفتن ( سوختن ) گاز هیدروژن آزاد شده می شود. حتی گزارش شده است که هیدروژن در هوای محیط هم توانسته خود به خود آتش بگیرد و واکنش دهد. [ ۳] انرژی یونیزه شدن هیدروژن بسیار پایین است و تنها ۴۰۶ kJ/mol می باشد. [ ۵] در آزمون شعله هر دو رنگ بنفش بسیار نزدیک به همی را از خود نشان می دهند برای همین برای تشخیص این دو از هم حتماً باید از روش های طیف سنجی بهره جست.
می توان گفت کلرید روبیدیم یا RbCl پرکاربردترین ترکیب از این عنصر است. در زیست شیمی جهت برداشت DNA از سلول و همچنین به عنوان نشانگر زیست شیمی با توجه به جایگزینی اش با پتاسیم در مقدارهای بسیار کم، کاربرد دارد. چون در سامانه های زنده در مقدار کم به آسانی مصرف می شود و با پتاسیم جایگزین می گردد. دیگر ترکیب پرکاربرد روبیدیم، مادهٔ خورندهٔ هیدروکسید روبیدیم یا RbOH است. این ماده، آغازگر بسیاری از فرایندهای شیمیایی با پایهٔ روبیدیم است. کربنات روبیدیم یا RbCO3 در برخی از شیشه های نوری کاربرد دارد. سولفات مس روبیدیم Rb۲SO۴ • CuSO۴ • ۶H۲O. ترکیب پرکاربرد دیگر یدید نقرهٔ روبیدیم یا RbAg۴I۵ است که در میان بلورهای یُدی از بالاترین رسانایی الکتریکی در دمای اتاق برخوردار است. این ویژگی در برخی باتری ها کاربرد دارد. [ ۶] [ ۷]
wiki: روبیدیم