RUBIDIJS: VĒSTURE, ĪPAŠĪBAS, STRUKTŪRA, IEGŪŠANA, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Rubīdija ir metāla elements, kas pieder pie periodiskās tabulas 1. grupas: sārmu metāls, ko var attēlot ar ķīmisko simbolu Rb. Tā nosaukums izklausās līdzīgs rubīnam, un tas ir tāpēc, ka tad, kad tika atklāts, tā emisijas spektrs parādīja raksturīgās dziļi sarkanās krāsas līnijas.

Tas ir viens no reaktīvākajiem metāliem. Tas ir pirmais no sārmajiem metāliem, kas, neskatoties uz to, ka tas nav ļoti blīvs, nogrimst ūdenī. Tas arī reaģē ar to eksplozīvāk, salīdzinot ar litiju, nātriju un kāliju. Ir veikti eksperimenti, kuros pūslīši pārsprāgst tur, kur tas tiek glabāts (attēls no apakšas), lai nokristu un eksplodētu vannās.

Ampula ar vienu gramu rubīdija, kas tiek turēta inertā atmosfērā. Avots: Ķīmisko elementu Hi-Res attēli

Rubīdijs izceļas ar to, ka tas ir dārgāks metāls nekā pats zelts; ne tik daudz tā trūkuma, bet gan plašā mineraloģiskā sadalījuma dēļ zemes garozā un grūtībām, kas rodas, izolējot to no kālija un cēzija savienojumiem.

Tas parāda skaidru tendenci saistīties ar kāliju tā minerālos, kas tiek atrasti kā piemaisījumi. Ne tikai ģeoķīmiskajos jautājumos tas veido duetu ar kāliju, bet arī bioķīmijas jomā.

Organisms "maldina" K ⁺ jonus Rb ⁺ joniem ; tomēr rubīdijs līdz šim nav būtisks elements, jo tā loma metabolismā nav zināma. Pat tādā gadījumā rubidija piedevas tika izmantotas, lai atvieglotu noteiktus medicīniskos stāvokļus, piemēram, depresiju un epilepsiju. No otras puses, abi joni šķiltavas karstumā izdala violetu liesmu.

Tā kā tā ir dārga, tā pielietojums nav pārāk pamatots ar katalizatoru vai materiālu sintēzi, bet gan kā dažādu ierīču ar teorētisko fizisko bāzi sastāvdaļa. Viens no tiem ir atomu pulkstenis, saules baterijas un magnetometri. Tāpēc rubīdiju dažreiz uzskata par nepietiekami novērtētu vai nepietiekami izpētītu metālu.

Vēsture

Rubidiju 1861. gadā atklāja vācu ķīmiķi Roberts Bunsens un Gustavs Kiršhofs, izmantojot spektroskopiju. Lai to izdarītu, viņi izmantoja Bunsena degli un spektroskopu, kas tika izgudrots pirms diviem gadiem, kā arī analītiskās izgulsnēšanas metodes. Viņu pētījuma objekts bija minerālais lepidolīts, kura paraugs tika savākts no Saksijas, Vācijā.

Viņi sāka ar 150 kg lepidolīts minerāls, kas tie, kas ārstēti ar chloroplatinic skābi, H ₂ PtCl ₆ , lai izgulsnētu kālija heksahloroplatināta, K ₂ PtCl ₆ . Tomēr, izpētot tā spektru, sadedzinot to Bunsena degli, viņi saprata, ka tajā eksponētas emisijas līnijas, kas tajā laikā nesakrita ar nevienu citu elementu.

Šī jaunā elementa emisijas spektru raksturo tas, ka sarkanā reģionā ir divas precīzi noteiktas līnijas. Tāpēc viņi to kristīja ar nosaukumu “rubidus”, kas nozīmē “tumši sarkans”. Vēlāk, Bunsen un Kirchhoff izdevās atdalot Rb ₂ PtCl ₆ no K ₂ PtCl ₆ frakcionētās kristalizācijas ceļā; lai to beidzot reducētu līdz hlorīda sālim, izmantojot ūdeņradi.

Lai identificētu un izolētu jaunā elementa rubīdija sāli, vācu ķīmiķiem vajadzēja to samazināt tikai līdz metāliskajam stāvoklim. Lai to panāktu, viņi mēģināja divos veidos: elektrolīzi pieliekot rubidija hlorīdam vai sildot sāli, kuru ir vieglāk reducēt, piemēram, tā tartrātu. Tādējādi radās metāliskais rubīdijs.

Fizikālās un ķīmiskās īpašības

Izskats

Mīksts, sudrabpelēks metāls. Tas ir tik gludi, ka izskatās pēc sviesta. Parasti to iesaiņo stikla ampulās, kuru iekšienē dominē inerta atmosfēra, kas pasargā to no reakcijas ar gaisu.

Atomu skaitlis (Z)

37

Molārā masa

85,4678 g / mol

Kušanas punkts

39 ºC

Vārīšanās punkts

688 ºC

Blīvums

Istabas temperatūrā: 1,532 g / cm ³

Kušanas temperatūrā: 1,46 g / cm ³

Rubidija blīvums ir lielāks nekā ūdenim, tāpēc tas nogrims, vienlaikus ar to vardarbīgi reaģējot.

Saplūšanas karstums

2,19 kJ / mol

Iztvaikošanas siltums

69 kJ / mol

Elektronegativitāte

0,82 pēc Pingainga skalas

Elektroniskā radniecība

46,9 kJ / mol

Jonizācijas enerģijas

-Pirmkārt: 403 kJ / mol (Rb ⁺ gāzveida)

-Otrais: 2632,1 kJ / mol (Rb ²⁺ gāzveida)

- trešais: 3859,4 kJ / mol (Rb ³⁺ gāzveida)

Atomu radio

248 pm (empīriski)

Siltumvadītspēja

58,2 W / (m K)

Elektriskā pretestība

128 nΩ m pie 20 ° C

Mosa cietība

0,3. Tāpēc pat talks ir cietāks nekā metāliskais rubīdijs.

Reaģētspēja

Rubidija liesmas pārbaude. Kad tas reaģē, tas izdala violetu liesmu. Avots: Didaktische.Medien

Rubīdijs ir viens no reaktīvākajiem sārmu metāliem pēc cēzija un francija. Tiklīdz tas tiek pakļauts gaisam, tas sāk degt, un, ja tas tiek iesists, tas izšauj vieglas dzirksteles. Ja tas tiek uzkarsēts, tas izstaro arī violetu liesmu (augšējais attēls), kas ir pozitīvs Rb ⁺ jonu tests .

Tas reaģē ar skābekli, veidojot peroksīdu (Rb ₂ O ₂ ) un superoksīdu (RbO ₂ ) maisījumu . Lai arī tas nereaģē ar skābēm un bāzēm, tas spēcīgi reaģē ar ūdeni, veidojot rubidija hidroksīdu un ūdeņraža gāzi:

Rb (s) + H ₂ O (l) => RbOH (aq) + H ₂ (g)

Reaģē ar ūdeņradi, veidojot tam atbilstošo hidrīdu:

Rb (s) + H ₂ (g) => 2RbH (s)

Un arī ar halogēniem un sēru eksplozīvi:

2Rb (s) + Cl ₂ (g) => RbCl (s)

2Rb (s) + S (l) => Rb ₂ S (s)

Kaut arī rubīdijs netiek uzskatīts par toksisku elementu, tas ir potenciāli bīstams un, nonākot saskarē ar ūdeni un skābekli, rada ugunsbīstamību.

Struktūra un elektroniskā konfigurācija

Rubīdija atomi ir sakārtoti tādā kārtībā, ka tie izveido kristālu ar ķermeņa vidējo kubisko struktūru (ccc, tā saīsinājumam angļu valodā uz centrālo kubisko struktūru). Šī struktūra ir raksturīga sārmu metāliem, kas ir viegli un parasti peld uz ūdens; izņemot rubidija leju (cēzijs un francijs).

Rubīdija bcc kristālos to Rb atomi mijiedarbojas viens ar otru, pateicoties metāliskajai saitei. To regulē "elektronu jūra" no tās valences apvalka, no 5s orbitāles atbilstoši tās elektroniskajai konfigurācijai:

5s ¹

Visas 5s orbitāles ar vienu elektronu pārklājas visos metālisko rubīdija kristālu izmēros. Tomēr šī mijiedarbība ir vāja, jo, virzoties lejup pa sārmu metālu grupu, orbitāles kļūst izkliedētākas, un līdz ar to metāliskā saite vājina.

Tāpēc rubīdija kušanas temperatūra ir 39ºC. Tāpat tā vājā metāliskā saite izskaidro cietās vielas maigumu; tik mīksts tas izskatās pēc sudraba sviesta.

Nepietiek bibliogrāfiskās informācijas par tā kristālu izturēšanos zem augsta spiediena; ja ir blīvākas fāzes ar unikālām īpašībām, piemēram, nātrijs.

Oksidācijas skaitļi

Tā elektroniskā konfigurācija uzreiz norāda, ka rubīdijam ir tendence zaudēt savu vienoto elektronu un kļūt par cēlgāzes kriptonam izoelektronisku. Kad tas notiek, ^veidojas vienvērtīgais katjons Rb ⁺ . Tad tiek teikts, ka savos savienojumos tam ir oksidācijas skaitlis +1, ja tiek pieņemts, ka šis katjons pastāv.

Sakarā ar rubīdija tendenci oksidēties, pareizais pieņēmums, ka Rb ⁺ joni pastāv tā savienojumos, ir pareizs, kas savukārt norāda uz šo savienojumu jonu raksturu.

Gandrīz visos rubīdija savienojumos tā oksidācijas skaitlis ir +1. To piemēri:

-Rubidija hlorīds, RbCl (Rb ⁺ Cl ^- )

-Rubidija hidroksīds, RbOH (Rb ⁺ OH ^- )

-Rubidija karbonāts, Rb ₂ CO ₃ (Rb ₂ ⁺ CO ₃ ² )

-Rubidija monoksīds, Rb ₂ O (Rb ₂ ⁺ O ² )

-Rubidium superoksīda, RBO ₂ (Rb ⁺ O ₂ ^- )

Kaut arī rubīdijs ir ļoti reti sastopams, tam var būt arī negatīvs oksidācijas skaitlis: -1 (Rb ^- ). Šajā gadījumā varētu runāt par “rubidīdu”, ja tas veidotu savienojumu ar elementu, kas ir mazāk elektronegatīvs nekā tas, vai ja tas būtu pakļauts īpašiem un stingriem nosacījumiem.

Kopas

Ir savienojumi, kur katram Rb atomam ir oksidācijas skaitļi ar frakcionētām vērtībām. Piemēram, Rb ₆ O (Rb ₆ ²⁺ O ² ) un Rb ₉ O ₂ (Rb ₉ ⁴⁺ O ₂ ² ) pozitīvais lādiņš tiek sadalīts starp Rb atomu kopām (kopām). Tādējādi Rb ₆ O oksidācijas skaitlis teorētiski būtu +1/3; kamēr Rb ₉ O ₂ , + 0,444 (4/9).

Rb9O2 klastera struktūra. Avots: Axiosaurus

Augšpusē ir Rb ₉ O ₂ klasteru struktūra, ko attēlo sfērisko un stieņu modelis. Ņemiet vērā, kā deviņi Rb atomi "ieskauj" O ^2- anjonus .

Noskaidrojot, šķiet, ka daļa no sākotnējiem metāliskajiem rubīdija kristāliem paliktu nemainīgi, kamēr tos atdalītu no mātes kristāla. Viņi procesā zaudē elektronus; tie nepieciešami, lai piesaistītu O ^2- , un iegūtais pozitīvs lādiņš tiek sadalīta starp visiem atomiem minētā klasteru (kopu vai agregātu Rb atomiem).

Tādējādi šajos rubīdija kopās formāli nevar pieņemt, ka pastāv Rb ⁺ . Rb ₆ O un Rb ₉ O _{2 tiek} klasificēti kā rubīdija suboksīdi, kuros ir izpildīta šī acīmredzamā anomālija, ja metālu atomu daudzums pārsniedz oksīda anjonus.

Kur atrast un iegūt

Zemes garoza

Lepidolīta minerālu paraugs. Avots: Robs Lavinskis, iRocks.com - CC-BY-SA-3.0

Rubīdijs ir 23. bagātīgākais elements zemes garozā, ar pārpilnību, kas salīdzināms ar cinka, svina, cēzija un vara metāliem. Detalizēti ir tas, ka tā joni ir plaši izkliedēti, tāpēc tajā kā galvenajā metāliskajā elementā nav pārsvaru nevienā minerālā, un arī tā rūdas ir maz.

Tieši šī iemesla dēļ rubīdijs ir ļoti dārgs metāls, pat vairāk nekā pats zelts, jo tā iegūšanas process no rūdām ir sarežģīts tā izmantošanas grūtību dēļ.

Dabā, ņemot vērā tā reaģētspēju, rubīdijs nav atrodams tā sākotnējā stāvoklī, bet gan kā oksīds (Rb ₂ O), hlorīds (RbCl) vai kopā ar citiem anjoniem. Tās “brīvie” Rb ⁺ joni ir sastopami jūrās ar koncentrāciju 125 µg / L, kā arī karstajos avotos un upēs.

Starp zemes garozas minerāliem, kas to satur mazāk nekā 1% koncentrācijā, mums ir:

-Leucita, K

-Polucīts, Cs (Si ₂ Al) O ₆ nH ₂ O

-Karnalīts, KMgCl ₃ · 6H ₂ O

-Zinnwaldite, KLiFeAl (AlSi ₃ ) O ₁₀ (OH, F) ₂

-Amazonīts, Pb, KAlSi ₃ O ₈

-Petalīts, LiAlSi ₄ O ₁₀

-Biotīts, K (Mg, Fe) ₃ AlSi ₃ O ₁₀ (OH, F) ₂

-Rubiklīns, (Rb, K) AlSi ₃ O ₈

-Lepidolīts, K (Li, Al) ₃ (Si, Al) ₄ O ₁₀ (F, OH) ₂

Ģeoķīmiskā asociācija

Visiem šiem minerāliem ir viena vai divas kopīgas lietas: tie ir kālija, cēzija vai litija silikāti vai arī šo metālu minerālsāļi.

Tas nozīmē, ka rubīdijam ir izteikta tendence asociēties ar kāliju un cēziju; Tas pat var aizstāt kāliju minerālu vai iežu kristalizācijas laikā, kā tas notiek pegmatītu nogulsnēs, kad kristalizējas magma. Tādējādi rubīdijs ir šo iežu un to minerālu ieguves un attīrīšanas blakusprodukts.

Rubīdiju var atrast arī parastos iežos, piemēram, granītā, mālos un bazaltā, un pat oglekļa nogulsnēs. No visiem dabiskajiem avotiem lepidolīts ir tā galvenā rūda, no kuras to izmanto komerciāli.

No otras puses, karnalītē rubīdiju var atrast kā RbCl piemaisījumus ar 0,035% saturu. Lielākā koncentrācijā ir polucīta un rubilīna nogulsnes, kurās rubīdijs var būt līdz 17%.

Tā ģeoķīmiskā saistība ar kāliju ir saistīta ar to jonu rādiusu līdzību; Rb ⁺ ir lielāks nekā K ⁺ , bet izmēru atšķirības nav šķērslis tam, lai pirmais varētu aizstāt otro savos minerālu kristālos.

Frakcionēta kristalizācija

Sākot ar lepidolītu vai polucītu, vai ar kādu no iepriekšminētajiem minerāliem, izaicinājums lielākā vai mazākā mērā paliek tāds pats: atdaliet rubidiju no kālija un cēzija; tas ir, izmantot maisījumu atdalīšanas paņēmienus, kas ļauj iegūt rubīdija savienojumus vai sāļus, no vienas puses, un kālija un cēzija sāļus, no otras puses.

Tas ir grūti, jo šiem joniem (K ⁺ , Rb ⁺ un Cs ⁺ ) ir liela ķīmiskā līdzība; Viņi reaģē vienādi, veidojot vienādus sāļus, kas gandrīz neatšķiras viens no otra, pateicoties blīvumam un šķīdībai. Tāpēc tiek izmantota frakcionēta kristalizācija, lai tie varētu kristalizēties lēnām un kontrolētā veidā.

Piemēram, šo paņēmienu izmanto, lai no šiem metāliem atdalītu karbonātu un alauna maisījumu. Pārkristalizācijas procesi ir jāatkārto vairākas reizes, lai garantētu augstākas tīrības pakāpes kristālus un bez izgulsnējušos jonu; rubīdija sāls, kas kristalizējas ar K ⁺ vai Cs ⁺ joniem uz tā virsmas vai iekšpusē.

Rb ⁺ jonus var izolēt arī modernākas metodes, piemēram, jonu apmaiņas sveķu vai vainagu ēteru izmantošana kā kompleksus veidojoši līdzekļi .

Elektrolīze vai reducēšana

Kad rubidija sāls ir atdalīts un attīrīts, nākamais un pēdējais solis ir Rb ⁺ katjonu reducēšana līdz cietam metālam. Lai to izdarītu, sāli izkausē un pakļauj elektrolīzei, lai rubīdijs izgulsnētos uz katoda; vai tiek izmantots spēcīgs reducētājs, piemēram, kalcijs un nātrijs, kas spēj ātri zaudēt elektronus un tādējādi samazināt rubidiju.

Izotopi

Rubidijs ir atrodams uz Zemes kā divi dabiski izotopi: ⁸⁵ Rb un ⁸⁷ Rb. Pirmajā ir pārpilnība 72,17%, bet otrajā - 27,83%.

⁸⁷ Rb ir atbildīga par šo metālu pagaidām radioaktīvs; tomēr tā starojums ir nekaitīgs un pat labvēlīgs iepazīšanās analīzei. Tā pussabrukšanas laiks (t _1/2 ) ir 4,9 · 10 ¹⁰ gadi, kura laika periods pārsniedz Visuma vecumu. Kad tas sabrūk, tas kļūst par stabilu izotopu ⁸⁷ Mr.

Pateicoties tam, šis izotops ir ticis izmantots līdz šim Zemes minerālu un iežu vecumam kopš Zemes sākuma.

Papildus ⁸⁵ Rb un ⁸⁷ Rb izotopiem ir arī citi sintētiskie un radioaktīvie, kuru kalpošanas laiks ir mainīgs un daudz īsāks; piemēram, ⁸² Rb (t _1/2 = 76 sekundes), ⁸³ Rb (t _1/2 = 86,2 dienas), ⁸⁴ Rb (t _1/2 = 32,9 dienas) un ⁸⁶ Rb (t _{1 / 2} = 18,7 dienas). No visiem tiem ⁸² Rb ir visvairāk izmantots medicīniskajos pētījumos.

Riski

Metāls

Rubidijs ir tik reaktīvs metāls, ka tas jāuzglabā stikla ampulās inertā atmosfērā, lai tas nereaģētu ar gaisā esošo skābekli. Ja blisters saplīst, metālu var ievietot petrolejā vai minerāleļļā, lai to aizsargātu; tomēr tas galu galā tiks oksidēts ar tajos izšķīdušo skābekli, radot rubidija peroksīdus.

Ja, no otras puses, tiek nolemts, piemēram, novietot to uz koka, tas galu galā sadedzinās ar violetu liesmu. Ja ir daudz mitruma, tas sadedzinās, vienkārši pakļaujoties gaisam. Kad liels daudzums rubīdija tiek iemests ūdens tilpumā, tas spēcīgi eksplodē, pat aizdedzinot saražoto ūdeņraža gāzi.

Tāpēc rubīdijs ir metāls, ar kuru ne visiem vajadzētu rīkoties, jo praktiski visas tā reakcijas ir eksplozīvas.

Jonu

Atšķirībā no metāliskā rubīdija, tā Rb ⁺ joni nerada acīmredzamu risku dzīvām lietām. Tie, kas izšķīdināti ūdenī, mijiedarbojas ar šūnām tāpat kā K ⁺ joni .

Tāpēc rubīdijam un kālijam ir līdzīga bioķīmiskā izturēšanās; tomēr rubīdijs nav būtisks elements, savukārt kālijs ir. Tādā veidā ievērojams daudzums Rb ⁺ var uzkrāties šūnās, eritrocītos un iekšējos orgānos, negatīvi neietekmējot neviena dzīvnieka organismu.

Faktiski tiek lēsts, ka pieaugušam vīrietim ar masu 80 kg ir apmēram 37 mg rubīdija; un ka turklāt šīs koncentrācijas palielināšanās aptuveni 50 līdz 100 reizes neizraisa nevēlamus simptomus.

Tomēr pārmērīgs Rb ⁺ jonu daudzums var pārvietot K ⁺ jonus ; un līdz ar to indivīds līdz nāvei cietīs ļoti spēcīgas muskuļu spazmas.

Protams, rubidija sāļi vai šķīstošie savienojumi to var izraisīt nekavējoties, tāpēc nevienu no tiem nedrīkst norīt. Turklāt tas var izraisīt apdegumus, vienkārši saskaroties, un starp toksiskākajiem ir rubidija fluorīds (RbF), hidroksīds (RbOH) un rubidija cianīds (RbCN).

Lietojumprogrammas

Gāzes savācējs

Rubidijs ticis izmantots gāzu pēdu uztveršanai vai noņemšanai, kas var atrasties vakuuma noslēgtās caurulēs. Tieši pateicoties lielajai tieksmei uztvert tajos skābekli un mitrumu, tie tos iznīcina uz virsmas kā peroksīdus.

Pirotehnika

Kad rubidija sāļi sadedzina, tie izdala raksturīgu sarkanīgi violetu liesmu. Dažiem uguņošanas līdzekļiem ir šie sāļi to sastāvā, tāpēc tie eksplodē ar šīm krāsām.

Papildinājums

Rubidija hlorīds ir parakstīts depresijas apkarošanai, jo pētījumos tika noteikts šī elementa deficīts personām, kuras cieš no šī veselības stāvokļa. To lieto arī kā nomierinošu līdzekli un epilepsijas ārstēšanai.

Bose-Einšteina kondensāts

Pirmā Bose-Einšteina kondensāta izveidošanai tika izmantoti ⁸⁷ Rb izotopu atomi . Šis matērijas stāvoklis sastāv no tā, ka atomi, kuru temperatūra ir diezgan tuvu absolūtai nullei (0 K), ir sagrupēti vai "kondensēti", izturoties tā, it kā tie būtu viens.

Tādējādi rubīdijs bija šī triumfa galvenais varonis fizikas jomā, un tieši Ēriks Kornels, Karls Veimans un Volfgangs Ketterle 2001. gadā saņēma Nobela prēmiju, pateicoties šim darbam.

Audzēja diagnoze

Sintētiskais radioizotops ⁸² Rb sadalās, izstarojot pozitronus, kurus izmanto uzkrāšanai audos, kas bagāti ar kāliju; piemēram, smadzenēs vai sirdī. Tāpēc to izmanto, lai analizētu sirds funkcionalitāti un iespējamo audzēju klātbūtni smadzenēs, izmantojot pozitronu emisijas tomogrāfiju.

Komponents

Rubidija joni ir atraduši vietu dažāda veida materiālos vai maisījumos. Piemēram, viņa sakausējumi ir izgatavoti ar zeltu, cēziju, dzīvsudrabu, nātriju un kāliju. Iespējams, ka tas ir pievienots glāzēm un keramikai, lai palielinātu to kušanas temperatūru.

Saules baterijās kā svarīgs komponents ir pievienoti perovskīti. Tāpat tika pētīta tā iespējamā izmantošana kā termoelektriskajam ģeneratoram, siltuma pārneses materiālam kosmosā, degvielai jonu piedziņas dzinējos, sārma akumulatoru elektrolītiskajai videi un atomu magnetometriem.

Atomu pulksteņi

Izmantojot rubīdiju un cēziju, ir izgatavoti slavenie, ļoti precīzie atomu pulksteņi, kurus izmanto, piemēram, GPS satelītos, ar kuriem viedtālruņu īpašnieki var uzzināt viņu atrašanās vietu, pārvietojoties pa ceļu.

Atsauces

1. Bonds Toms. (2008. gada 29. oktobris). Rubidijs. Atgūts no: chemistryworld.com
2. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
3. Wikipedia. (2019. gads). Rubidijs. Atgūts no: en.wikipedia.org
4. Nacionālais biotehnoloģijas informācijas centrs. (2019. gads). Rubidijs. PubChem datu bāze. CID = 5357696. Atgūts no: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Chellan, P., un Sadler, PJ (2015). Dzīves un zāļu elementi. Filozofiski darījumi. A sērija - matemātikas, fizikas un inženierzinātnes, 373 (2037), 20140182. doi: 10.1098 / rsta.2014.0182
6. Mayo Medicīnas izglītības un pētniecības fonds. (2019. gads). Rubidium Rb 82 (intravenozais ceļš). Atgūts no: mayoclinic.org
7. Markess Migels. (sf). Rubidijs. Atgūts no: nautilus.fis.uc.pt
8. Džeimss L. krāsviela. (2019. gada 12. aprīlis). Rubidijs. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
9. Dr Doug Stewart. (2019. gads). Rubidija elementa fakti. Chemicool. Atgūts no: chemicool.com
10. Maikls Pilgaards. (2017. gada 10. maijs). Rubidija ķīmiskās reakcijas. Atgūts no: pilgaardelements.com