'''روبیدیوم'''{{به انگلیسی|Rubidium}} با [[نشان شیمیایی|نشانهٔ شیمیایی]] آر‌بی{{به انگلیسی|<b>Rb</b>}} و عدد اتمی ۳۷ از [[عنصر (شیمی)|عنصرهای]] گروه نخست [[جدول تناوبی]] عناصر است. روبیدیم یک [[فلز قلیایی]] نرم و به رنگ نقره‌ای - سفید است و جرم اتمی آن ۸۵٫۴۶۷۸ می‌باشد. روبیدیم در حالت عنصری با ویژگی‌هایی شبیه دیگر فلزهای قلیایی، به شدت واکنش پذیر است، مانند [[اکسایش و کاهش|واکنش شدید با اکسیژن]] در [[جو زمین|هوای]] محیط. <sup>۸۵</sup>Rb تنها [[ایزوتوپ]] پایدار روبیدیم است. <sup>۸۷</sup>Rb ایزوتوپ دیگر روبیدیم است که دچار [[واپاشی هسته‌ای]] می‌گردد و [[نیمه‌عمر|نیمه‌عمری]] برابر با ۴۹ میلیارد سال دارد بیش از سه برابر [[سن جهان|عمر برآورد شده برای جهان]]. <sup>۸۷</sup>Rb نزدیک به ۲۸٪ روبیدیم طبیعی موجود را تشکیل می‌دهد.
[[شیمی‌دان]] آلمانی [[روبرت بونزن]] و [[گوستاو کیرشهف]] در سال ۱۸۶۱ روبیدیم را کشف کردند آن‌ها به کمک روش [[طیف سنجی]] تابشی این عنصر را پیدا کردند. روبیدیم به آسانی بخار می‌شود و بازهٔ گسترده‌ای از طیف‌ها را جذب می‌کند و این باعث می‌شود که این عنصر هدف معمول دستکاری [[لیزر|لیزری]] [[اتم|اتم‌ها]] شود.
خط ۶:
== ویژگی‌ها ==
روبیدیم فلزی است نرم، [[شکل‌پذیری|شکل‌پذیر]] و به رنگ نقره‌ای - سفید.<ref name="Ohly"/> این فلز در دمای ۳۹٫۳۱ درجهٔ سانتی گراد (۱۰۲٫۷ فارنهایت) ذوب می‌شود و در ۶۸۸ درجهٔ سانتی گراد به جوش می‌آید. در میان فلزهای قلیایی غیرپرتوزاغیر پرتوزا دومین عنصری است که بیشترین [[الکترونگاتیوی]] را دارد. مانند دیگر عناصر گروه خود به شدت با آب وارد واکنش می‌شود، با [[جیوه]] تشکیل [[ملغمه]] و با [[طلا]]، [[آهن]]، [[سزیم]]، [[سدیم]] و [[پتاسیم]] می‌تواند تشکیل [[آلیاژ]] دهد. با وجود آنکه روبیدیم و [[لیتیم]] هر دو در یک گروه جای دارند ولی نمی‌توانند با هم تشکیل آلیاژ دهند.<ref name="HollemanAF">{{cite book |publisher = Walter de Gruyter |year = 1985 |edition = 91–۱۰۰ |pages = 953–۹۵۵ |isbn = 3-11-007۵۱۱-۳ |title = Lehrbuch der Anorganischen Chemie |first1 = Arnold F. |last1 = Holleman |last2 = Wiberg |first2 = Egon |last3 =Wiberg |first3 = Nils |chapter = Vergleichende Übersicht über die Gruppe der Alkalimetalle| language = German}}</ref> این واکنش‌های روبیدیم اغلب بسیار شدید است و باعث آتش گرفتن (سوختن) گاز [[هیدروژن]] آزاد شده می‌شود. حتی گزارش شده‌است که هیدروژن در هوای محیط هم توانسته خود به خود آتش بگیرد و واکنش دهد.<ref name="Ohly">{{cite book | chapter = Rubidium | title = Analysis, detection and commercial value of the rare metals | last = Ohly | first = Julius | publisher = Mining Science Pub. Co. | year = 1910 | url = http://books.google.com/?id=dGUuAQAAIAAJ}}</ref> انرژی یونیزه شدن هیدروژن بسیار پایین است و تنها {{عبارت چپ‌چین|۴۰۶ kJ/mol}} می‌باشد.<ref>{{cite book | url = http://books.google.de/books?id=ZOm8L9oCwLMC&pg=PA259 | page =259 | title = Principles of Chemistry: The Molecular Science | isbn = 9780495390794 | author1 = Moore, John W | author2 = Stanitski, Conrad L | author3 = Jurs, Peter C | date = 2009-01-21}}</ref> در [[آزمون شعله]] هر دو رنگ بنفش بسیار نزدیک به همی را از خود نشان می‌دهند برای همین برای تشخیص این دو از هم حتماً باید از روش‌های [[طیف‌سنجی]] بهره جست.
