1861. gadā nesen izgudrotā fizikālā metode vielu pētīšanai - spektrālā analīze - atkal demonstrēja savu spēku un uzticamību kā zinātnes un tehnikas lielas nākotnes atslēgu. Ar tās palīdzību tika atklāts otrs līdz šim nezināms ķīmiskais elements - rubīdijs. Pēc tam, kad 1869. gadā D.I.Mendeļejevs atklāja periodisko likumu, rubīdijs kopā ar citiem elementiem ieņēma savu vietu tabulā, kas ieviesa kārtību ķīmijas zinātnē.

Turpmāka rubīdija izpēte parādīja, ka šim elementam ir vairākas interesantas un vērtīgas īpašības. Šeit mēs aplūkosim raksturīgākos un svarīgākos no tiem.

Ķīmiskā elementa vispārīgās īpašības

Rubidija atomu skaits ir 37, tas ir, tā atomi savos kodolos satur tieši tādu pašu skaitu pozitīvi lādētu daļiņu - protonu. Attiecīgi neitrālā atomā ir 37 elektroni.

Elementa simbols ir Rb. Rubidijs tiek klasificēts kā I grupas elements, periods - piektais (tabulas īsperioda versijā tas ietilpst I grupas galvenajā apakšgrupā un atrodas sestajā rindā). Tas ir sārmu metāls un ir mīksta, ļoti kūstoša kristāliska viela sudrabaini baltā krāsā.

Atklājumu vēsture

Ķīmiskā elementa rubīdija atklāšanas gods pienākas diviem vācu zinātniekiem - ķīmiķim Robertam Bunsenam un fiziķim Gustavam Kirhhofam, vielas sastāva izpētes spektroskopiskās metodes autoriem. Pēc tam, kad 1860. gadā spektrālās analīzes izmantošana noveda pie cēzija atklāšanas, zinātnieki turpināja pētījumus, un jau nākamajā gadā, pētot minerāla lepidolīta spektru, viņi atklāja divas neidentificētas tumši sarkanas līnijas. Pateicoties spēcīgāko spektrālo līniju raksturīgajam nokrāsai, ar kuru palīdzību bija iespējams noteikt iepriekš nezināma elementa esamību, tas saņēma savu nosaukumu: vārds rubidus no latīņu valodas tiek tulkots kā “sārtināts, tumši sarkans”.

1863. gadā Bunsens pirmo reizi izolēja rubīdija metālu no minerālūdens avota ūdens, iztvaicējot lielu daudzumu šķīduma, atdalot kālija, cēzija un rubīdija sāļus un visbeidzot metālu reducējot, izmantojot kvēpus. Vēlāk N. Beketovam izdevās atjaunot rubīdiju no tā hidroksīda, izmantojot alumīnija pulveri.

Elementa fizikālās īpašības

Rubidijs ir viegls metāls, tā blīvums ir 1,53 g/cm 3 (nulles temperatūrā). Veido kristālus ar kubisku ķermeni centrētu režģi. Rubidijs kūst tikai 39 °C temperatūrā, tas ir, istabas temperatūrā tā konsistence jau ir tuvu pastveida konsistencei. Metāls vārās 687 °C, tā tvaikiem ir zaļgani zila nokrāsa.

Rubidijs ir paramagnētisks. Tā vadītspēja ir vairāk nekā 8 reizes augstāka nekā dzīvsudraba vadītspēja 0 °C temperatūrā un gandrīz tikpat reižu zemāka nekā sudraba vadītspēja. Tāpat kā citiem sārmu metāliem, rubīdijam ir ļoti zems fotoelektriskā efekta slieksnis. Lai ierosinātu fotostrāvu, pietiek ar garu viļņu (tas ir, zemas frekvences un mazāk enerģijas nesošu) sarkanās gaismas stariem. Šajā ziņā jutības ziņā to pārspēj tikai cēzijs.

Izotopi

Rubidija atomu svars ir 85,468. Dabā tas sastopams kā divi izotopi, kas atšķiras ar neitronu skaitu kodolā: lielāko daļu veido rubīdijs-85 (72,2%), bet rubīdijs-87 daudz mazākā daudzumā - 27,8%. To atomu kodoli papildus 37 protoniem satur attiecīgi 48 un 50 neitronus. Vieglāks izotops ir stabils, un rubīdija-87 pussabrukšanas periods ir milzīgs - 49 miljardi gadu.

Šobrīd mākslīgi iegūti vairāki desmiti šī ķīmiskā elementa radioaktīvo izotopu: no īpaši vieglā rubīdija-71 līdz rubīdija-102, kas ir pārslogots ar neitroniem. Mākslīgo izotopu pussabrukšanas periods svārstās no vairākiem mēnešiem līdz 30 nanosekundēm.

Galvenās ķīmiskās īpašības

Kā minēts iepriekš, starp ķīmiskajiem elementiem rubīdijs (piemēram, nātrijs, kālijs, litijs, cēzijs un francijs) pieder pie sārmu metāliem. To atomu elektroniskās konfigurācijas īpatnība, kas nosaka ķīmiskās īpašības, ir tikai viena elektrona klātbūtne ārējā enerģijas līmenī. Šis elektrons viegli atstāj atomu, un metāla jons iegūst enerģētiski labvēlīgu inertā elementa elektronisko konfigurāciju, kas atrodas tā priekšā periodiskajā tabulā. Rubīdijam šī ir kriptona konfigurācija.

Tādējādi rubīdijam, tāpat kā citiem sārmu metāliem, ir izteiktas reducējošās īpašības un oksidācijas pakāpe +1. Sārma īpašības ir izteiktākas, palielinoties atoma svaram, jo ​​palielinās arī atoma rādiuss, un attiecīgi tiek vājināta ārējā elektrona un kodola savienojums, kas izraisa ķīmiskās aktivitātes palielināšanos. Tāpēc rubīdijs ir aktīvāks nekā litijs, nātrijs un kālijs, savukārt cēzijs ir aktīvāks par rubīdiju.

Apkopojot visu iepriekš minēto par rubīdiju, elementu var analizēt, kā parādīts attēlā zemāk.

Savienojumi, ko veido rubīdijs

Gaisā šis metāls tā izcilās reaktīvās aktivitātes dēļ spēcīgi oksidējas, aizdedzoties (liesmai ir violeti rozā krāsa); Reakcijas laikā veidojas rubīdija superoksīds un peroksīds, kam piemīt spēcīgu oksidētāju īpašības:

• Rb + O 2 → RbO 2 .
• 2Rb + O 2 → Rb 2 O 2.

Ja skābekļa piekļuve reakcijai ir ierobežota, veidojas oksīds:

• 4Rb + O 2 → 2Rb 2 O.

Tā ir dzeltena viela, kas reaģē ar ūdeni, skābēm un skābju oksīdiem. Pirmajā gadījumā veidojas viens no spēcīgākajiem sārmiem - rubīdija hidroksīds, pārējos - sāļi, piemēram, rubīdija sulfāts Rb 2 SO 4, no kuriem lielākā daļa ir šķīstoši.

Vēl vardarbīgāk, ko pavada sprādziens (jo gan rubīdijs, gan atbrīvotais ūdeņradis uzreiz aizdegas), notiek metāla reakcija ar ūdeni, kurā veidojas rubīdija hidroksīds, ārkārtīgi agresīvs savienojums:

• 2Rb + 2H2O → 2RbOH +H2.

Rubidijs ir ķīmisks elements, kas var tieši reaģēt arī ar daudziem nemetāliem – fosforu, ūdeņradi, oglekli, silīciju un halogēniem. Rubidija halogenīdi - RbF, RbCl, RbBr, RbI - labi šķīst ūdenī un dažos organiskos šķīdinātājos, piemēram, etanolā vai skudrskābē. Metāla mijiedarbība ar sēru (slīpēšana ar sēra pulveri) notiek sprādzienbīstami un izraisa sulfīda veidošanos.

Ir arī slikti šķīstoši rubīdija savienojumi, piemēram, perhlorāts RbClO 4, tos izmanto analītikā šī ķīmiskā elementa noteikšanai.

Atrodoties dabā

Rubidijs nav rets elements. Tas ir sastopams gandrīz visur, ir daļa no daudziem minerāliem un akmeņiem, kā arī ir atrodams okeānā, gruntsūdeņos un upju ūdeņos. Zemes garozā rubīdija saturs sasniedz kopējo vara, cinka un niķeļa saturu. Tomēr atšķirībā no daudziem daudz retākiem metāliem rubīdijs ir ārkārtīgi mikroelements, tā koncentrācija iežos ir ļoti zema, un tas neveido savus minerālus.

Minerālu sastāvā rubīdijs visur pavada kāliju. Vislielākā rubīdija koncentrācija ir atrodama lepidolītos, minerālos, kas kalpo arī kā litija un cēzija avots. Tātad rubīdijs vienmēr atrodas nelielos daudzumos, kur ir atrodami citi sārmu metāli.

Mazliet par rubīdija lietošanu

Īss ķīmijas apraksts. Rubīdija elementu var papildināt ar dažiem vārdiem par jomām, kurās tiek izmantots šis metāls un tā savienojumi.

Rubidiju izmanto fotoelementu ražošanā, lāzertehnoloģijā, un tas ir daļa no dažiem īpašiem sakausējumiem raķešu ražošanā. Ķīmiskajā rūpniecībā rubīdija sāļus izmanto to augstās katalītiskās aktivitātes dēļ. Viens no mākslīgajiem izotopiem, rubīdijs-86, tiek izmantots gamma defektu noteikšanā un papildus farmācijas rūpniecībā zāļu sterilizācijai.

Vēl viens izotops rubīdijs-87 tiek izmantots ģeohronoloģijā, kur to izmanto, lai noteiktu seno iežu vecumu, pateicoties tā ļoti ilgajam pussabrukšanas periodam (rubīdija-stroncija metode).

Ja pirms vairākiem gadu desmitiem tika uzskatīts, ka rubīdijs ir ķīmisks elements, kura pielietojuma joma diez vai paplašināsies, tad tagad šim metālam paveras jaunas perspektīvas, piemēram, katalīzē, augstas temperatūras turbīnu blokos, speciālajā optikā u.c. apgabali. Tātad rubīdijs spēlē un arī turpmāk spēlēs nozīmīgu lomu mūsdienu tehnoloģijās.

Rubidija elements ir balts sārmu metāls ar metālisku spīdumu (skat. foto). Tas ir viegli izkausēts, šis process notiek tikai 39°C temperatūrā. Visās savās īpašībās elements ir līdzīgs kālijam un nātrijam. Nosaukums Rubidium ir lat. tumši sarkans viņam netika piešķirts dabiskās krāsas dēļ. Vācu zinātnieki Bunsens un Kirhhofs jauno vielu pārbaudīja spektrogrāfā un pamanīja sarkanās līnijas.

Rubidijs ir ļoti aktīvs elements, taču tam raksturīga iezīme ir tāda, ka lielākā daļa reakciju notiek sprādzienbīstami, un degšanu pavada spilgti violeta liesma. Līdzīgā veidā mijiedarbība notiek ar visiem zināmajiem elementiem neatkarīgi no to rakstura (metāls-nemetāls). Glabājiet to traukos ar sausu petroleju vai vakuumā. Papildus tam, ka rubīdijs ir aktīvs, tas ir arī radioaktīvs elements, kas pakāpeniski pārvēršas stroncijā.

Šī viela pēc savas būtības ir ļoti unikāla. Gaismas iedarbībā tas kļūst par elektriskās strāvas avotu. Šo parādību sauc par fotoelektrisko efektu, un tā ļauj elementu izmantot fotoelementu ražošanai, ko izmanto kino, televīzijā un automatizācijas tālvadībā. Rubidijs tiek novērtēts ļoti augstu, un tāpēc patēriņš ir diezgan mazs (vairāki desmiti kilogramu gadā).

To izmanto arī mērinstrumentu ražošanā, kā smērvielu sastāvdaļas raķešu un kosmosa tehnoloģijām, kas darbojas vakuuma apstākļos, un rentgena iekārtās. Pateicoties rubīdija un stroncija saturam akmeņos, ģeologi spēj noteikt to vecumu.

Dabā rubīdijs ir diezgan izplatīts, bet tikai piemaisījumu veidā. Tās sāļi bieži atrodami minerālavotos un vulkāniskajos iežos.

Rubīdija ietekme un tā bioloģiskā loma

Makroelementa ietekme uz bioloģisko organismu ir saistīta ar tā koncentrāciju noteiktos orgānos: kaulaudos, plaušās, smadzenēs, olnīcās. Tā uzsūkšanās no pārtikas notiek kuņģa-zarnu traktā, un tā tiek izvadīta ar dabīgiem sekrētiem.

Zinātnieki vēl nav pietiekami pētījuši elementa ietekmi uz cilvēkiem, taču, bez šaubām, tam ir nozīmīga loma organismā un tam ir šāda ietekme:

• var zināmā mērā aizstāt kāliju un spēlēt savu lomu fermentu aktivācijā;
• piemīt antihistamīna iedarbība (cīnās ar alergēnu iedarbību);
• vājina iekaisuma procesus šūnās un organismā kopumā;
• atjauno centrālās nervu sistēmas līdzsvaru un iedarbojas nomierinoši.

Mūsdienās zinātnieki pēta elementa ietekmi uz asinsrites stimulēšanu un izmanto šīs īpašības hipotensijas ārstēšanā. Cits slavens ārsts S. Botkins 1898. gadā pamanīja, ka rubīdija hlorīds var paaugstināt spiedienu artērijās un saistīja to ar vazokonstrikcijas procesu un sirds un asinsvadu sistēmas aktivizāciju.

Ir arī atzīmēts, ka elementa mikrodevas var izraisīt sarkano asins šūnu pretestību kaitīgai iedarbībai un palielināt hemoglobīna masu tajos. Tas savukārt noved pie paaugstinātas imunitātes.

Visbiežāk rubīdijs tiek pētīts kombinācijā ar cēziju. Šo elementu sāļi palīdz izturēt hipoksiju – skābekļa trūkumu.

Mēs ceram, ka šis elements medicīnas un zinātnes pasaulei atklās daudz vairāk savu unikālo spēju.

Dienas norma

Ikdienas makroelementu nepieciešamība pieaugušajam ir aptuveni 1-2 mg. Organisms uzsūcas diezgan ātri – pēc 1-1,5 stundām tā saturu var atrast asinīs. Kopumā cilvēka audos un orgānos ir aptuveni 1 grams rubīdija.

Ķīmiskā elementa trūkums organismā

Makroelementu trūkums un tā ietekme uz cilvēka organismu praktiski nav pētīta. Eksperimenti tika veikti tikai ar dzīvniekiem, un to reakcija bija šāda:

• apetītes zudums un pat pilnīgs atteikšanās ēst;
• augšanas aizkavēšanās, lēna attīstība, saīsināts dzīves ilgums;
• priekšlaicīgas dzemdības, spontānie aborti;
• augļa attīstības anomālijas un samazināta auglība.

Pārmērīgs rubīdijs

Makroelementa pārpalikums var izraisīt bīstamas komplikācijas, jo rubīdijs pieder tai pašai indīgo un toksisko elementu kategorijai kā arsēns un sērskābe. Pārdozēšana var radīt lielu kaitējumu veselībai un pat izraisīt nāvi.

Iemesls tik lielām devām var būt darbs uzņēmumos, kur tiek izmantoti vielu savienojumi, kas iekļūst organismā ar tvaikiem un putekļiem. Teorētiski viens no iemesliem varētu būt pārmērīga elementa uzņemšana ar pārtiku un ūdeni.

Neliels makroelementa līmeņa paaugstināšanās var izraisīt migrēnas, bezmiegu, plaušu un elpošanas orgānu slimības un iekaisumus, paātrinātu sirdsdarbību (aritmijas), ādas alerģiju un paaugstinātu olbaltumvielu līmeni urīnā. Ja saindēšanos izraisa elementa kritisko masu uzkrāšanās, tad sekas ir līdzīgas elementa deficīta izraisītajām sekām: lēnāka augšana un attīstība, saīsināts mūža ilgums.

Atkal unikalitāte? Pluss ir tas, ka jums ir jālieto vairāk nekā 1000 mg dienā, lai parādītos šie simptomi, kas jau ir ļoti grūti.

Saindēšanās ārstēšanu veic ar vielām, kuras, reaģējot ar toksīniem, veido savienojumus, kas viegli izšķīst ūdenī un izdalās caur nierēm. Būtībā tas ir kompleksu veidojošs līdzeklis uz kālija vai nātrija bāzes. Narkotikas lieto arī raksturīgo simptomu mazināšanai.

Kādi ir elementa avoti?

Rubīdiju saturošo pārtikas produktu saraksts galvenokārt sastāv no augu izcelsmes pārtikas produktiem. Šeit ir visvienkāršākie no tiem: baklažāni, ingvers, kartupeļi, bietes, tomāti, ķiploki, sīpoli, sēnes (šampinjoni un sēnes), daudzi augļi un žāvēti augļi, rieksti (mandeles, valrieksti un priedes, lazdu rieksti, pistācijas), saulespuķes sēklas, graudaugi, pākšaugi. Mūsu organisms lielāko daudzumu atkarībā no izcelsmes saņem no tējas un kafijas (apmēram 40% no kopējā daudzuma) un minerālūdens.

Šis elements spēj uzkrāties dzīvos audos, īpaši jūras organismos. Tāpēc jūras velšu ēšana palīdzēs iegūt nepieciešamo rubīdija daudzumu.

Lietošanas indikācijas

Indikācijas makroelementa izrakstīšanai ir balstītas uz to, kāda ir ietekme uz cilvēka ķermeni. Tās galvenais medicīniskais mērķis ir nervu sistēmas traucējumu ārstēšana. Pat pirms 100 gadiem to aktīvi izmantoja, lai atbrīvotos no epilepsijas. Mūsdienās to izmanto kā neirotropisku līdzekli nervu sistēmas stiprināšanai.

Tas var būt nepieciešams arī alerģisku slimību, muskuļu vājuma un anēmijas ārstēšanā.

Raksta saturs

RUBIDIJS(Rubīdijs) Rb, periodiskās tabulas 1. (Ia) grupas ķīmiskais elements. Sārma elements. Atomskaitlis 37, relatīvā atommasa 85,4678. Dabā tas sastopams kā stabilā izotopa 85 Rb (72,15%) un radioaktīvā izotopa 87 Rb (27,86%) maisījums ar pussabrukšanas periodu 4,8. 10 10 gadi. Mākslīgi iegūti vēl 26 rubīdija radioaktīvie izotopi ar masas skaitu no 75 līdz 102 un pussabrukšanas periodu no 37 ms (rubidijs-102) līdz 86 dienām (rubīdijs-83).

Oksidācijas stāvoklis +1.

Rubidiju 1861. gadā atklāja vācu zinātnieki Roberts Bunsens un Gustavs Kirhhofs, un tas bija viens no pirmajiem elementiem, ko atklāja ar spektroskopiju, ko 1859. gadā izgudroja Bunsens un Kirhhofs. Elementa nosaukums atspoguļo tā spektra spilgtākās līnijas krāsu ( no latīņu rubidus dziļi sarkans) .

Pētot dažādus minerālus ar spektroskopu, Bunsens un Kirhhofs pamanīja, ka viens no lepidolīta paraugiem, kas nosūtīts no Rozenas (Saksija), veido līnijas spektra sarkanajā apgabalā. (Lepidolīts ir kālija un litija minerāls, kura aptuvenais sastāvs ir K 2 Li 3 Al 4 Si 7 O 21 (OH,F) 3.) Šīs līnijas netika atrastas nevienas zināmas vielas spektros. Drīz vien līdzīgas tumši sarkanas līnijas tika atklātas nogulumu spektrā, kas iegūts pēc ūdens iztvaikošanas no paraugiem, kas ņemti no minerālavotiem Švarcvaldē. Taču jaunā elementa saturs pārbaudītajos paraugos bija niecīgs, un, lai iegūtu vairāk vai mazāk pamanāmus daudzumus, Bunsenam nācās iztvaikot vairāk nekā 40 m 3 minerālūdeņu. No iztvaicētā šķīduma viņš izgulsnēja kālija, rubīdija un cēzija hlorplatināta maisījumu. Lai atdalītu rubīdiju no tā tuvākajiem radiniekiem (un jo īpaši no liela kālija pārpalikuma), Bunsens pakļāva nogulsnēm atkārtotu frakcionētu kristalizāciju un ieguva rubidija un cēzija hlorīdus no vismazāk šķīstošās frakcijas un pēc tam pārveidoja tos karbonātos un tartrātos (vīnskābes sāļos). , kas ļāva vēl labāk attīrīt rubīdiju un atbrīvot to no lielākās daļas cēzija. Bunsenam izdevās iegūt ne tikai atsevišķus rubīdija sāļus, bet arī pašu metālu. Metāliskais rubīdijs vispirms tika iegūts, reducējot rubīdija ūdeņraža tartrāta skābo sāli ar kvēpiem.

Ceturtdaļgadsimtu vēlāk krievu ķīmiķis Nikolajs Nikolajevičs Beketovs ierosināja citu metodi metāla rubīdija iegūšanai - reducējot to no hidroksīda ar alumīnija pulveri. Viņš šo procesu veica dzelzs balonā ar gāzes izplūdes cauruli, kas bija savienots ar stikla ledusskapja tvertni. Balons tika uzkarsēts uz gāzes degļa, un tajā sākās vardarbīga reakcija, ko pavadīja ūdeņraža izdalīšanās un rubīdija sublimācija ledusskapī. Kā rakstīja pats Beketovs, "rubīdijs tiek virzīts pakāpeniski, plūstot uz leju kā dzīvsudrabs un pat saglabājot savu metālisko spīdumu, jo šāviņš operācijas laikā ir piepildīts ar ūdeņradi."

Rubīdija izplatība dabā un rūpnieciskā ieguve. Rubīdija saturs zemes garozā ir 7,8·10 3%. Tas ir aptuveni tāds pats kā niķelim, varam un cinkam. Pēc pārpilnības zemes garozā rubidijs ir aptuveni 20. vietā, bet dabā tas ir izkliedētā stāvoklī, rubīdijs ir tipisks mikroelements. Rubīdija raksturīgie minerāli nav zināmi. Rubidijs ir atrodams kopā ar citiem sārma elementiem un vienmēr pavada kāliju. Tas ir atrodams daudzos iežos un minerālos, īpaši Ziemeļamerikā, Dienvidāfrikā un Krievijā, taču tā koncentrācija tur ir ārkārtīgi zema. Tikai lepidolīti satur nedaudz vairāk rubīdija, dažreiz 0,2% un dažkārt līdz 13% (Rb 2 O izteiksmē).

Rubidija sāļi ir izšķīdināti jūru, okeānu un ezeru ūdenī. To koncentrācija šeit ir ļoti zema, vidēji ap 100 µg/l. Dažos gadījumos rubīdija saturs ūdenī ir lielāks: Odesas estuāros tas izrādījās 670 µg/l, bet Kaspijas jūrā – 5700 µg/l. Paaugstināts rubīdija saturs ir konstatēts arī dažos Brazīlijas minerālavotos.

No jūras ūdens rubīdijs pārgāja kālija sāls nogulsnēs, galvenokārt karnalītos. Strasfurtes un Solikamskas karnalītos rubīdija saturs svārstās no 0,037 līdz 0,15%. Minerāls karnalīts ir sarežģīts ķīmisks savienojums, ko veido kālija un magnija hlorīdi ar ūdeni; tā formula ir KCl MgCl 2 6H 2 O. Rubidijs dod līdzīga sastāva sāli RbCl MgCl 2 6H 2 O, un abiem kālija un rubīdija sāļiem ir vienāda struktūra un tie veido nepārtrauktu cietu šķīdumu sēriju, kas kristalizējas kopā. Karnalīts labi šķīst ūdenī, tāpēc minerāla atvēršana nav grūta. Šobrīd ir izstrādātas un literatūrā aprakstītas racionālas un ekonomiskas metodes rubīdija ekstrakcijai no karnalīta līdz ar citiem elementiem.

Tomēr lielāko daļu ieguves rubīdija iegūst kā blakusproduktu litija ražošanā no lepidolīta. Pēc tam, kad litijs ir izolēts karbonāta vai hidroksīda veidā, rubīdijs tiek izgulsnēts no mātes šķidrumiem alumīnija rubidija, alumīnija kālija un alumīnija cēzija alauna MAl(SO 4) 2 12H 2 O (M = Rb, K, Cs). Maisījumu atdala ar atkārtotu pārkristalizāciju. Rubidiju izdala arī no elektrolīta atkritumiem, kas iegūti, ražojot magniju no karnalīta. Rubidiju no tā izdala, sorbējot uz dzelzs vai niķeļa ferocianīdu nogulsnēm. Pēc tam ferocianīdus kalcinē un iegūst rubīdija karbonātu ar kālija un cēzija piemaisījumiem. Iegūstot cēziju no pollucīta, rubīdijs tiek ekstrahēts no mātes šķidrumiem pēc Cs 3 izgulsnēšanas. Rubidiju var iegūt arī no tehnoloģiskiem šķīdumiem, kas veidojas alumīnija oksīda ražošanā no nefelīna.

Rubīdija ekstrakcijai izmanto ekstrakcijas un jonu apmaiņas hromatogrāfijas metodes. Augstas tīrības pakāpes rubīdija savienojumus sagatavo, izmantojot polihalogenīdus.

Liela daļa saražotā rubīdija tiek atgūta litija ražošanas laikā, tāpēc liela interese par litiju izmantošanai kodolsintēzes procesos 1950. gados izraisīja litija un līdz ar to arī rubīdija ražošanas pieaugumu, un līdz ar to rubidija savienojumi kļuva pieejamāki. .

Rubidijs ir viens no nedaudzajiem ķīmiskajiem elementiem, kura resursi un ražošanas iespējas ir lielākas par pašreizējām tā vajadzībām. Nav oficiālas statistikas par rubīdija un tā savienojumu ražošanu un izmantošanu. Tiek uzskatīts, ka rubīdija gada produkcija ir aptuveni 5 tonnas.

Rubīdija tirgus ir ļoti mazs. Metālam nav aktīvas tirdzniecības, un tam nav arī tirgus cenas. Cenas, ko nosaka uzņēmumi, kas pārdod rubīdiju un tā savienojumus, atšķiras desmitkārtīgi.

Vienkāršas vielas raksturojums, metāliskā rubīdija rūpnieciskā ražošana un izmantošana. Rubidijs ir mīksts, sudrabaini balts metāls. Normālā temperatūrā tai ir gandrīz pastai līdzīga konsistence. Rubidijs kūst 39,32 ° C temperatūrā, vārās 687,2 ° C. Rubidija tvaiki ir zaļgani zilā krāsā.

Rubidijs ir ļoti reaģējošs. Gaisā tas uzreiz oksidējas un aizdegas, veidojot superoksīdu RbO 2 (ar peroksīda Rb 2 O 2 piejaukumu):

Rb + O 2 = RbO 2, 2Rb + O 2 = Rb 2 O 2

Rubidijs sprādzienbīstami reaģē ar ūdeni, veidojot hidroksīdu RbOH un izdalot ūdeņradi: 2Rb + 2H 2 O = 2RbOH + H 2.

Rubidijs tieši savienojas ar lielāko daļu nemetālu. Tomēr normālos apstākļos tas nesadarbojas ar slāpekli. Rubidija nitrīds Rb 3 N veidojas, izlaižot elektrisko izlādi šķidrā slāpeklī starp elektrodiem, kas izgatavoti no rubidija.

Rubidijs reducē oksīdus līdz vienkāršām vielām. Tas reaģē ar visām skābēm, veidojot atbilstošus sāļus, un ar spirtiem veido alkoholātus:

2Rb + 2C 2 H 5 OH = 2 C 2 H 5 ORb + H 2

Rubidijs izšķīst šķidrā amonjakā, veidojot zilus šķīdumus, kas satur solvatētus elektronus un uzrāda elektronisku vadītspēju.

Rubidijs veido sakausējumus un intermetāliskus savienojumus ar daudziem metāliem. RbAu savienojums, kurā saite starp metāliem pēc būtības ir daļēji jonu, ir pusvadītājs.

Metālisko rubīdiju galvenokārt iegūst, reducējot rubīdija savienojumus (parasti halogenīdus) ar kalciju vai magniju:

2RbCl + 2Ca = 2Rb + CaCl 2

Rb 2 CO 3 + 3Mg = 2Rb + 3MgO + C

Rubidija halogenīda reakcija ar magniju vai kalciju tiek veikta 600-800 ° C temperatūrā un 0,1 Pa. Produkts tiek attīrīts no piemaisījumiem ar rektifikācijas un vakuumdestilācijas palīdzību.

Rubidiju var iegūt elektroķīmiski no rubīdija halogenīda kausējuma uz šķidra svina katoda. No iegūtā svina-rubidija sakausējuma rubidiju izdala, destilējot vakuumā.

Nelielos daudzumos rubīdiju iegūst, reducējot rubīdija hromātu Rb 2 CrO 4 ar cirkonija vai silīcija pulveri, un augstas tīrības pakāpes rubīdiju iegūst, lēni termiski sadalot rubīdija azīdu RbN 3 vakuumā 390-395 ° C temperatūrā.

Metāliskais rubīdijs ir fotoelementu un fotoelektrisko pavairotāju katoda materiāla sastāvdaļa, lai gan rubidija fotokatodi jutības un darbības diapazona ziņā ir zemāki par dažiem citiem, jo ​​īpaši cēziju. Tā ir daļa no smērvielu kompozīcijām, ko izmanto strūklas un kosmosa tehnoloģijās. Rubidija tvaikus izmanto elektriskās izlādes caurulēs.

Metāliskais rubīdijs ir katalizatoru sastāvdaļa (to lieto aktīvajam alumīnija oksīdam, silikagelam, metalurģijas sārņiem) organisko piemaisījumu oksidēšanai ftalskābes anhidrīda ražošanas procesā, kā arī cikloheksana ražošanas procesā no benzola. Tā klātbūtnē reakcija notiek zemākā temperatūrā un spiedienā nekā tad, kad katalizatorus aktivizē nātrijs vai kālijs, un to gandrīz netraucē indes, kas ir “nāvējošas” parastajiem katalizatoriem — sēru saturošām vielām.

Rubidijs ir bīstams rīkoties. To uzglabā īpašās stikla ampulās argona atmosfērā vai noslēgtos tērauda traukos zem dehidrētas minerāleļļas slāņa.

Rubidija savienojumi. Rubidijs veido savienojumus ar visiem parastajiem anjoniem. Gandrīz visi rubīdija sāļi labi šķīst ūdenī. Tāpat kā kālijs, sāļi Rb 2 SiF 6 un Rb 2 PtCl 6 ir nedaudz šķīstoši.

Rubidija savienojumi ar skābekli.

Rubidijs veido daudzus skābekļa savienojumus, tostarp Rb 2 O oksīdu, Rb 2 O 2 peroksīdu, RbO 2 superoksīdu un RbO 3 ozonīdu. Visi no tiem ir krāsaini, piemēram, Rb 2 O ir spilgti dzeltens, bet RbO 2 ir tumši brūns. Rubidija superoksīds veidojas, sadedzinot rubīdiju gaisā. Rubidija peroksīdu iegūst, oksidējot bezūdens amonjakā izšķīdinātu rubidiju ar bezūdens ūdeņraža peroksīdu, bet rubidija oksīdu karsējot metāla rubīdija un tā peroksīda maisījumu. Oksīds, peroksīds un superoksīds ir termiski stabili, tie kūst aptuveni 500 ° C temperatūrā.

Izmantojot rentgenstaru difrakcijas analīzi, tika parādīts, ka Rb 4 O 6 sastāva savienojumam, kas iegūts cietā stāvoklī, Rb 2 O 2 reakcijā ar RbO 2 attiecībā 1:2, ir sastāvs. Tajā pašā laikā dažāda veida divatomiskie skābekļa anjoni (peroksīds un superoksīds) kubiskā vienības šūnā nav atšķirami pat 60° C. Šis savienojums kūst 461° C temperatūrā.

Rubidija ozonīds RbO 3 veidojas, ozonam iedarbojoties uz bezūdens RbOH pulveri zemā temperatūrā:

4RbOH + 4O 3 = 4RbO 3 + 2H 2 O + O 2

Daļēja rubidija oksidēšana zemā temperatūrā rada savienojumu ar sastāvu Rb 6 O, kas sadalās virs 7,3 ° C, veidojot spīdīgus vara krāsas kristālus ar sastāvu Rb 9 O 2. Saskaroties ar ūdeni, Rb 9 O 2 savienojums aizdegas. 40,2°C tas kūst, sadaloties un veidojas Rb 2 O un Rb attiecībā 2:5.

Rubidija karbonāts Rb 2 CO 3 kūst 873°C, labi šķīst ūdenī: 20°C temperatūrā 450 g rubīdija karbonāta izšķīst 100 g ūdens.

1921. gadā vācu ķīmiķi Fišers Francs (1877–1947) un Hanss Tropss (1889–1935) atklāja, ka rubīdija karbonāts ir lielisks katalizators sintētiskā naftas sintola (spirtu, aldehīdu un ketonu maisījuma, kas veidojas no ūdens gāzes) ražošanai. 410°C temperatūrā un 140150 atm spiedienā īpaša katalizatora klātbūtnē).

Rubidija karbonātam ir pozitīva ietekme uz aminoskābju polimerizāciju, ar tā palīdzību tiek iegūti sintētiskie polipeptīdi ar molekulmasu līdz 40 000, un reakcija norit ļoti ātri.

Rubidija hidrīds RbH iegūst vienkāršu vielu mijiedarbībā, karsējot zem spiediena 510 MPa katalizatora klātbūtnē:

2Rb + H2 = 2RbH

Šis savienojums kūst 585°C; sadalās, saskaroties ar ūdeni.

Rubidija halogenīdi RbF, RbCl, RbBr, RbI iegūst, rubīdija hidroksīdam vai karbonātam reaģējot ar atbilstošām halogenīdskābēm, rubīdija sulfātam reaģējot ar šķīstošiem bārija halogenīdiem un caur jonu apmaiņas sveķiem izlaižot rubīdija sulfātu vai nitrātu.

Rubidija halogenīdi labi šķīst ūdenī, bet mazāk šķīst organiskajos šķīdinātājos. Tie izšķīst halogenūdeņražskābju ūdens šķīdumos, šķīdumā veidojot hidrohalogenīdus, kuru stabilitāte samazinās no hidrodifluorīda RbHF 2 līdz hidrodijodīdam RbHI 2.

Rubidija fluorīds ir iekļauts īpašās brillēs un kompozīcijās siltuma uzkrāšanai. Tas ir optisks materiāls, caurspīdīgs 916 mikronu diapazonā. Rubidija hlorīds kalpo kā elektrolīts kurināmā elementos. To pievieno īpašiem dzelzs lējumiem, lai uzlabotu to mehāniskās īpašības, un ir katodstaru lampu katoda materiāla sastāvdaļa.

Rubidija hlorīdu maisījumiem ar vara, sudraba vai litija hlorīdiem elektriskā pretestība, pieaugot temperatūrai, samazinās tik strauji, ka tie var kļūt par ļoti ērtiem termistoriem dažādās elektroinstalācijās, kas darbojas 150–290 ° C temperatūrā.

Rubidija jodīds tiek izmantots kā luminiscējošu materiālu sastāvdaļa fluorescējošiem ekrāniem, cietie elektrolīti ķīmiskos strāvas avotos. Savienojumam RbAg 4 I 5 ir visaugstākā elektriskā vadītspēja no visiem zināmajiem jonu kristāliem. To var izmantot plānās plēves akumulatoros.

Sarežģīti savienojumi. Rubidium nav raksturīga kovalento saišu veidošanās. Tā visstabilākie kompleksi ir ar polidentātiem ligandiem, piemēram, kroņa ēteriem, kur parasti tā koordinācijas skaitlis ir 6.

Vēl viena ļoti efektīvu ligandu grupa, kas nesen izmantota sārmu elementu katjonu koordinēšanai, ir makrocikliskie polidentāti ligandi, kurus franču organiskais ķīmiķis Žans Marī Lēns nosauca par kriptandiem (1. att.).

Rubidijs veido CNS kompleksu. H 2 O, kurā kriptands N((CH 2 CH 2 O) 2 CH 2 CH 2 ) 3 N (kripts) aptver katjonu koordinācijas daudzskaldnī, kas veidots kā trīsstūrveida prizma ar dubultu vāciņu (2. att.).

Rubidija ozonīds veido stabilus šķīdumus organiskajos šķīdinātājos (piemēram, CH 2 Cl 2, tetrahidrofurānā vai CH 3 CN), ja katjonu koordinē kroņa ēteri vai kriptandi. Šādu kompleksu amonjaka šķīdumu lēna iztvaikošana noved pie sarkanu kristālu veidošanās. Savienojuma rentgenstaru difrakcijas analīze parādīja, ka rubīdija atoma koordinācijas skaitlis ir 9. Tas veido sešas saites ar kroņa ēteri, divas ar O 3 jonu un vienu ar amonjaka molekulu.

Rubīdija izotopu pielietošana.

Rubidijs-87 spontāni izstaro elektronus (b-starojumu) un pārvēršas par stroncija izotopu. Apmēram 1% stroncija veidojās uz Zemes tieši šādā veidā, un, ja jūs nosaka stroncija un rubīdija izotopu attiecību ar masas skaitli 87 jebkurā klintī, jūs varat aprēķināt tā vecumu ar lielu precizitāti. Šī metode ir piemērota senākajiem iežiem un minerāliem. Ar tās palīdzību, piemēram, tika noskaidrots, ka Amerikas kontinenta vecākie ieži radās pirms 2100 miljoniem gadu.

Diagnostikā tiek izmantots radionuklīds rubidijs-82, kura pussabrukšanas periods ir 76 s. Ar tās palīdzību jo īpaši tiek novērtēts miokarda stāvoklis. Izotops tiek ievadīts pacienta asinsritē, un asins plūsmu analizē, izmantojot pozitronu emisijas tomogrāfiju (PET).

Jeļena Savinkina

Rubidiju 1861. gadā atklāja R. Bunsens un G. Kirgofs, pamatojoties uz īpašām līnijām spektra tumši sarkanajā apgabalā.

Kvīts:

Rubidijs neveido savus minerālus, tas ir atrodams apatīta-nefelīna iežos, vizlā un karnalītā. To iegūst ar metalotermiskām metodēm (rubidija hlorīda reducēšana ar metālu kalciju) un savienojumu termiskā sadalīšana, kam seko attīrīšana no piemaisījumiem ar vakuumdestilāciju.
Pasaules produkcija (1979) ir aptuveni 450 kg/gadā (bez PSRS).

Fizikālās īpašības:

Spīdīgs, sudrabaini balts metāls. Rubidija blīvums ir zems d=1,5 g/cm 3 ; t pl =39°, t kip =689°. Ļoti mīksts, viegli griežams ar nazi.

Ķīmiskās īpašības:

Rubīdijs uzreiz aizdegas gaisā, kā arī fluora un hlora atmosfērā, un mijiedarbību ar šķidru bromu pavada spēcīgs sprādziens.
Sprādzienbīstami reaģē ar ūdeni un atšķaidītām skābēm.

Svarīgākie savienojumi:

Oksīds, Rb2O- dzeltens, enerģiski reaģē ar ūdeni, veidojot hidroksīdu, ķīmiski aktīvs.
Hidroksīds, RbOH- bezkrāsaina, ļoti higroskopiska viela, spēcīga bāze.
Peroksīdi Dedzinot rubīdiju, veidojas superoksīds RbO 2. Netieši var iegūt arī Rb 2 O 2, kas ir mazāk stabils nekā Na 2 O 2. Rb 2 O 2 un RbO 2 ir spēcīgi oksidētāji. Tie viegli sadalās ar ūdeni un vēl jo vairāk ar atšķaidītām skābēm.
2RbO 2 + 2H + = 2Rb + + H 2 O 2 + O 2
Vēl spēcīgāks oksidētājs ir ozonīds RbO 3:
4RbOH + 4O 3 = 4RbO 3 + O 2 + 2H 2 O
Sāļi. Gandrīz visi rubīdija sāļi viegli šķīst ūdenī, veido kristāliskus hidrātus un ir bezkrāsaini.
Rubidija persulfīdus (polisulfīdus) iegūst, vārot sulfīdus ar sēra pārpalikumu. Viņi ir izturīgi.

Pielietojums:

Pateicoties rubidija augstajai aktivitātei, tā atomi gaismas ietekmē viegli zaudē elektronus (fotoelektriskais efekts), tāpēc rubīdijs tiek plaši izmantots fotokatodu ražošanā, ko izmanto mērīšanas shēmās, skaņas reproducēšanas ierīcēs optiskajām fonogrammām, raidīšanas televīzijas lampās, utt.
Rubidiju izmanto, lai noņemtu gaisa pēdas no vakuuma caurulēm.
Rubidija savienojumus izmanto medicīnā un analītiskajā ķīmijā kā organiskās sintēzes katalizatoru. Sāļus kurināmā elementos izmanto kā elektrolītus.

Rubidijs- metāls, kura nosaukums atgādina dārgakmens nosaukumu. Minerāls ir sarkans. Tas attaisno viņa vārdu, kas tulkots kā “sārti”.

Rubidijs ir sudrabaini pelēks. Kāds ir loms? Metālu atklāšanas vēsturē. Tas tika izolēts no minerāla.

Sadalījuši akmeni tā sastāvdaļās, ķīmiķi “pazaudēja” 2,5% no masas. Sākumā viņi to attiecināja uz ūdens iztvaikošanu reakciju laikā.

Tad mēs nolēmām veikt spektrālo analīzi. Tika atklāta tumši sarkana līnija.

Zinātnei zināmajiem elementiem tā nebija. Tātad, 1863. gadā tas tika atvērts metāla rubīdijs. Ko cilvēcei ir izdevies uzzināt par viņu pēdējā pusotra gadsimta laikā, mēs pastāstīsim tālāk.

Rubīdija ķīmiskās un fizikālās īpašības

Rūbīdija metāls veido kristālus. Tie atgādina kubus. Metāliem raksturīgais ir redzams tikai pildvielu šķērsgriezumā.

Tos sagriezt nav problēma – materiāls ir mīksts, kā siers. Tā ir īpašība lielākajai daļai sārmu metālu, kas ietver rubīdijs. Formula to raksturo viens elektrons ārējā līmenī.

Kopā to ir 5. Nav pārsteidzoši, ka elements ir spēcīgs reducētājs un ķīmiski aktīvs. No kodola izņemtais elektrons ir viegli nomaināms.

Tādā veidā veidojas visa veida sāļi, piemēram, rubīdija hlorīds. Tāpat kā citi savienojumi, tas viegli šķīst ūdenī.

Dabā ir identificēti divi elementa 37 izotopi. 85 rubīdija atoms ir stabils, bet 87 ir radioaktīvs, lai arī vāji.

Pēc pilnīgas sabrukšanas 87. izotops tiek pārveidots par stabilu sugu. Mākslīgos apstākļos rubīdija elements deva 20 izotopus.

Visi ir radioaktīvi. Izotopiskie skaitļi ir vienādi ar to atommasu. Ja tas ir mazāks par 85, tiek izstaroti beta + stari.

Šāds rubīdijs bieži sadalās dažu minūšu laikā un dažreiz pat sekundēs. 81. izotops ir visstabilākais.

Tās pusperiods ir 4 stundas. Pēc tam tiek atbrīvots kriptons. Tā ir gāze, arī radioaktīva.

Ja metāls nonāk savienojumos ar citiem, tas vienmēr ir vienvērtīgs, tas ir, tas veido tikai vienu ķīmisko saiti ar citu atomu.

Oksidācijas pakāpe ir +1. Rubidija oksīds veidojas tikai skābekļa trūkuma apstākļos.

Ja tā ir pietiekami, notiek vardarbīga reakcija, kuras rezultātā veidojas 37. elementa peroksīds un superoksīds.

Skābekļa vidē sārmu metālu rubīdijs iedegas. Šeit slēpjas reakcijas vardarbība.

Kombinācija ar ūdeni ir vēl bīstamāka. Notiek sprādziens. Jums arī jābūt uzmanīgiem ar karbīdu. rubīdijs

Ķīmiskais elements Vielā var spontāni aizdegties oglekļa dioksīda vidē. Ūdenī savienojums, tāpat kā tīrs metāls, eksplodē.

Rubidijs šajā gadījumā sadedzina. Paliek tikai ogleklis. Tas izdalās ogļu veidā. Tātad, šis ir viens no degvielas ieguves veidiem.

Rubīdija pielietojumi

Elementu pirmo reizi izmantoja daba. Viņa katra cilvēka ķermenī ievietoja 1 miligramu metāla.

Rubidijs ir atrodams kaulos, plaušās, smadzenēs, sieviešu olnīcās,. 37. elements darbojas kā antialergēns, piemīt pretiekaisuma iedarbība, nedaudz nomāc, nomierina.

Asinīs rubīdijs, krāsa kura spektrālā iezīme saplūst ar sarkano asins šūnu tonusu, cīnās ar brīvajiem radikāļiem.

Metāls samazina arī oksidētāju iedarbību. Pateicoties tam, asins šūnas dzīvo ilgāk un darbojas labāk. Paaugstinās imunitāte un hemoglobīna līmenis.

Ārsti izraksta rubīdija preparāti kā pretsāpju un miegazāles.

Turklāt 37. elementu saņem epileptiķi. Ārsti paļaujas uz zāļu inhibējošo iedarbību uz nervu impulsiem.

Rubidijs no organisma izdalās ar urīnu. Tāpēc ir nepieciešama papildināšana. Elementa dienas deva ir 1-2 miligrami.

Tos var iegūt, ēdot pākšaugus, graudaugus, riekstus, sēnes, gandrīz visus augļus un ogas, īpaši upenes.

Ārpus ķermeņa rubīdijs atrodas televīzijas lampās, ierīcēs, kas reproducē optiskās fonogrammas, un fotokatodos.

Iemesls ir fotoelektriskais efekts. Elements 37 to spēj, pateicoties ātram elektronu zudumam gaismas ietekmē.

Līdzīga uzvedība cēzijs. Rubidijs konkurē ar to par vietu saules bateriju tirgū.

Rubidija fluorīds, tāpat kā citi elementa sāļi, tiek ievietoti kurināmā elementos. 37. metāla savienojums tajās kalpo kā elektrolīts.

Ir arī elektrolīts rubīdija hidroksīds. Tas ir ieteicams zemas temperatūras ķīmiskiem enerģijas avotiem.

37. elements var paātrināt savu plūsmu kā piedeva hidroksīda šķīdumam.

Jau darbojas kā katalizators rubīdija karbonāts. To iegādājas sintētiskās eļļas ražošanai. To sauc par sintolu.

Īpaši rubīdija katalizatori ir patentēti augstāko spirtu, stirola un butadeīna sintēzei.

Rubidija nitrāts atzīts par līdzekli kalorimetru kalibrēšanai. Tās ir ierīces, kas mēra siltuma daudzumu.

Tehnoloģija nosaka gan tā izdalīšanos, gan absorbciju dažādu ķīmisko, fizikālo un bioloģisko procesu laikā.

Nevar tikt galā bez rubīdija un kodolrūpniecība. 37. elements ir norādīts metāla dzesēšanas šķidrumu sastāvā.

Viņi ir ieslodzīti kodolreaktoros. Rubidijs ir atrodams arī vakuuma radiolampās. Metāls veido pozitīvus jonus uz to pavedieniem.

Kosmosa industrijā rubīdija metāls iekļauts smērvielu maisījumos. 37. elementu var atrast pat termometros.

Mēs nerunājam par dzīvsudraba paraugiem, bet par modeļiem paaugstinātas temperatūras mērīšanai līdz 400 grādiem pēc Celsija. Šie termometri satur hlorīdu maisījumu un rubīdijs

Elektroniskā rūpniecībā izmanto sārmu metālu tvaikus. Jo īpaši tie ir saistīti ar ļoti jutīgu magnetometru ražošanu. Tos izmanto kosmosa izpētē un ģeofiziskajos pētījumos.

Rubidija ieguve

Rubidijs ir mikroelements. Tas apgrūtina būtisku rezervju veidošanu. Metāls ieņem 20. vietu pēc pārpilnības zemes garozā.

Tomēr tai nav savu minerālu un rūdu, tas ir, iežu, kuru pamatā ir rubīdijs.

Tajā pašā lepidolītā, no kura reiz tika izdalīts elements, tas atrodas tikai kā piemaisījums.

Rubidijs ir jāmeklē kopā ar citiem sārmu metāliem. Varat arī izmantot jūras ūdeni. Tajā tiek izšķīdināti 37. elementa sāļi. Bet pagaidām šis resurss netiek izstrādāts.

Rūpnieciskais rubidija iegūšana- Tas ir izdalīšanās no elektrolīta, kas paliek pēc magnija ražošanas. To iegūst no karnalīta.

Ferocianīdu, dzelzs un... paliekas nogulsnes. Rubidijs ir paslēpts pirmajā. Ferocianīdus kalcinē, lai iegūtu 37. metāla karbonātu. Tas ir piesārņots ar cēziju un kāliju. Atliek tikai sakopt.

Litija ražošanā tiek iegūts daudz rubīdija. Pēc tā izolācijas 37. elements tiek izgulsnēts no mātes šķidrumiem.

Operācijas rezultāts ir alumīnija rubīdija alauns. Pēc to atkārtotas pārkristalizācijas ir iespējams atdalīt sastāvdaļas.

Tā kā ražošana kopš 1950. gadiem ir dramatiski palielinājusies, ir palielinājies arī rubīdija piedāvājums.

Tas vairs nav dārgs deficīts. Noskaidrosim, cik ļoti metālu vērtē laikabiedri.

Rubidija cena

Krievijā rubīdiju ražo Reto metālu rūpnīcā. Uzņēmums atrodas Novosibirskas apgabalā un pārdod iepakojumus pa 30 gramiem un 1 kilogramu.

Par pēdējo apjomu jums būs jāmaksā aptuveni 400 000 rubļu. Privātie pārdevēji piedāvā rubīdiju, kas dalīta ar gramiem.

Par vienu viņi parasti prasa 5-6 ASV dolārus. Tāpēc veiciet matemātiku. Tajā pašā laikā iepriekš cenas 37. elementam bija vēl augstākas.

Bet rubīdijs tomēr nebija rekordists. Līderis ir kalifornietis. Šis ir retākais un dārgākais metāls.

Grama izmaksas pārsniedz 6 000 000 USD. Salīdzinot ar šo cenu zīmi, piegādātāju prasības pēc rubīdija šķiet nenozīmīgas.

Starp citu, bez Novosibirskas rūpnīcas Servermed no Murmanskas apgabala pārdod arī 37. elementu.