Cäsium

55 Xenon ← Cäsium → Barium Rb Cs ↓ Fr periodische Tabelle
Allgemein
Name, Symbol, Nummer	Cesium, Cs, 55
Chemische Reihe	Alkalimetalle
Gruppe, Periode, Block	1, 6, s
Aussehen	Silbergold
Atomische Masse	132.9054519(2) g/mol
Elektronenkonfiguration	6s1
Elektronen pro Schale	2, 8, 18, 18, 8, 1
Physikalische Eigenschaften
Phase	Festkörper
Dichte (bei r.t.)	1,93 g/cm³
Flüssigkeitsdichte bei m.p.	1,843 g/cm³
Schmelzpunkt	301,59 K (28,44 °C, 83.19 °F)
Siedepunkt	944 K (671 °C, 1240 °F)
Kritischer Punkt	1938 K, 9.4 MPa
Schmelzwärme	2,09 kJ/mol
Verdampfungswärme	63,9 kJ/mol
Wärmekapazität	(25 °C) 32.210 J/(mol-K)
Dampfdruck P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k bei T/K 418 469 534 623 750 940
Atomische Eigenschaften
Kristall Struktur	Kubikkörper zentriert
Oxidationsstufen	1 (stark basisches Oxid)
Elektronegativität	0.79 (Pauling-Skala)
Ionisierungsenergien	1: 375,7 kJ/mol
	2.: 2234,3 kJ/mol
	3.: 3400 kJ/mol
Atomischer Radius	260 pm
Atomischer Radius (kalk.)	298 pm
Kovalenter Radius	225 pm
Verschiedenes
Magnetische Ordnung	keine Daten
Elektrischer Widerstand	(20 °C) 205 nΩ-m
Thermische Leitfähigkeit	(300 K) 35.9 W/(m-K)
Wärmeausdehnung	(25 °C) 97 µm/(m-K)
Schallgeschwindigkeit (dünner Stab)	(r.t.) 1,7 m/s
Blockmodul	1,6 GPa
Mohs-Härte	0.2
Brinell-Härte	0.14 MPa
CAS-Registriernummer	7440-46-2
Notable isotopes
Hauptartikel: Isotope des Cäsiums iso NA Halb-Lebensdauer DM DE (MeV) DP 133Cs 100% Cs ist mit 78 Neutronen stabil 134Cs syn 65.159 Ms (2.0648y) ε 1.229 134Xe β- 2.059 134Ba 135Cs Spur 73 Ts (2.300.000y) β- 0.269 135Ba 137Cs syn 948.9 Ms (30.07y) β- 1.176 137Ba

Cäsium (auch Caesium geschrieben, chemisches Symbol Cs, Ordnungszahl 55) ist ein Mitglied der Gruppe der chemischen Elemente, die als Alkalimetalle bekannt sind. Es ist weich und hat eine silbrig-goldene Farbe und ist eines der wenigen Metalle, die sich bei Raumtemperatur verflüssigen. Es ist das alkalischste der stabilen Elemente und reagiert explosiv mit Wasser, um das alkalische Cäsiumhydroxid zu erzeugen, das Glas korrodieren kann. Seine Atome verlieren leicht Elektronen, um Ionen zu erzeugen, und diese Eigenschaft macht Cäsium nützlich für photoelektrische Zellen. Cäsium ist ein Katalysator für bestimmte Reaktionen in der organischen Chemie.

Dieses Element hat viele Isotope, von denen das einzige stabile Isotop (Cäsium-133) zum primären Standard für die Messung von Zeitsekunden geworden ist und daher die Basis von Atomuhren bildet. Einige seiner radioaktiven Isotope werden zur Behandlung bestimmter Krebsarten verwendet, und Cäsium-134 hilft bei der Messung des Cäsiumausstoßes in der Kernkraftindustrie. Cäsium-137 wird in der Industrie häufig für Anwendungen wie Feuchtigkeitsdichtemessgeräte, Nivelliergeräte und Dickenmessgeräte verwendet. Cäsiumverbindungen sind leicht toxisch.

Entdeckung

Cäsium wurde 1860 von Robert Bunsen und Gustav Kirchhoff entdeckt, als sie das Spektrum von Mineralwasser aus Dürkheim, Deutschland, analysierten. Sie hielten einen Tropfen des Wassers in eine Flamme und beobachteten die Spektrallinien von mehreren Elementen. Unter diesen Linien beobachteten sie zwei blaue Linien, die von keinem der bekannten Elemente stammten. Sie schlossen daraus, dass die blauen Linien von einem bis dahin unbekannten Element stammten, das sie Cäsium nannten (vom lateinischen Wort caesius, das „himmelblau“ oder „himmlisch blau“ bedeutet). Damit wurde Cäsium das erste Element, das durch Spektralanalyse entdeckt wurde. Bunsen isolierte Cäsium-Salze aus dem Quellwasser, das Metall selbst wurde 1881 von Carl Setterberg, der in Bunsens Laboratorium arbeitete, isoliert.

Vorkommen

Cäsium kommt in mehreren Mineralien vor, insbesondere in Lepidolith und Pollucit (einem hydratisierten Silikat aus Aluminium und Cäsium). Eine der weltweit bedeutendsten und reichhaltigsten Quellen dieses Metalls befindet sich am Bernic Lake in Manitoba. Die dortigen Lagerstätten enthalten schätzungsweise 300.000 Tonnen Pollucit mit durchschnittlich 20 Prozent Cäsium.

Metallisches Cäsium kann durch die Elektrolyse von geschmolzenem Cäsiumcyanid sowie auf verschiedene andere Arten isoliert werden. Besonders reines, gasfreies Cäsium kann durch die Zersetzung von Cäsiumazid unter Wärmeeinwirkung hergestellt werden.

Nennenswerte Eigenschaften

Als Alkalimetall gehört Cäsium zur ersten Gruppe des Periodensystems, zwischen Rubidium und Francium. Außerdem liegt es in der sechsten Periode, direkt vor Barium. Dieses silbrig-goldene Metall ist weich und dehnbar (es kann leicht zu Drähten gezogen werden).

Wie oben erwähnt, hat das Spektrum von Cäsium zwei helle Linien im blauen Teil des elektromagnetischen Spektrums. Darüber hinaus hat sein Spektrum mehrere andere Linien im roten, gelben und grünen Bereich.

Cäsium ist das elektropositivste und alkalischste der stabilen chemischen Elemente. Abgesehen von Francium hat es das niedrigste Ionisationspotential aller Elemente, was bedeutet, dass es leicht sein äußerstes Elektron verliert, um ein Ion zu werden. (Das Ionisierungspotential ist die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron aus der äußersten Schale des Atoms zu entfernen.)

Cäsium ist das am wenigsten häufig vorkommende der fünf nicht-radioaktiven Alkalimetalle. Technisch gesehen ist Francium das am wenigsten häufige Alkalimetall, aber da es hochradioaktiv ist und seine Gesamtmenge weltweit auf nur 340 bis 550 Gramm geschätzt wird, kann seine Häufigkeit praktisch als Null angesehen werden.

Zusammen mit Gallium, Francium und Quecksilber gehört Cäsium zu den wenigen Metallen, die bei oder nahe der Raumtemperatur flüssig sind. Sein Schmelzpunkt liegt bei 28,44 °C.

Cäsium reagiert explosiv, wenn es mit Wasser (auch mit kaltem Wasser) in Berührung kommt, und reagiert auch mit Eis bei Temperaturen über -116 °C. Bei der Reaktion mit Wasser entsteht Cäsiumhydroxid (CsOH), eine extrem starke chemische Base, die die Oberfläche von Glas schnell anätzt. Außerdem reagiert Cäsium heftig mit Chlorgas, um Cäsiumchlorid (CsCl) zu erzeugen.

Isotope

Cäsium hat mindestens 39 bekannte Isotope, das sind mehr als jedes andere Element außer Francium. Die Atommassen dieser Isotope reichen von 112 bis 151. Dennoch hat es nur ein natürlich vorkommendes stabiles Isotop: 133Cs. Die meisten anderen Isotope (außer den in der Tabelle genannten) haben Halbwertszeiten von einigen Tagen bis hin zu Sekundenbruchteilen.

Seit 1967 definiert das Internationale Einheitensystem (SI-Einheiten) die Sekunde auf der Grundlage von Schwingungen zwischen zwei Energieniveaus des Cäsium-133-Atoms. Damit ist der Cäsium-Oszillator zum primären Standard für Zeit- und Frequenzmessungen geworden.

Das Isotop 137Cs, mit einer Halbwertszeit von 30,17 Jahren, wird analog zur Verwendung von Tritium (3H) in hydrologischen Studien eingesetzt. Es zerfällt zu Barium-137 (ein kurzlebiges Zerfallsprodukt), dann zu einer Form von nicht-radioaktivem Barium.

Cäsium-137 entsteht bei der Detonation von Kernwaffen und in Kernkraftwerken. Es war ein bemerkenswertes Produkt bei der Kernschmelze in Tschernobyl 1986. Seit 1945, mit dem Beginn der Kernwaffentests, wird 137Cs in die Atmosphäre freigesetzt, wo es von Feuchtigkeit absorbiert wird und als Bestandteil des radioaktiven Niederschlags auf die Erdoberfläche zurückkehrt. Sobald 137Cs in das Grundwasser gelangt, lagert es sich auf der Bodenoberfläche ab und wird hauptsächlich durch Partikeltransport aus der Landschaft entfernt.

Verbindungen von Cäsium

Cäsiumcarbonat: Cäsiumcarbonat ist ein weißer kristalliner Feststoff, mit der chemischen Formel Cs2CO3. Es ist in organischen Lösungsmitteln besser löslich als die meisten Carbonate wie z. B. Kaliumcarbonat. Es wird daher als Base in der organischen Chemie verwendet.

Cäsiumchlorid: Cäsiumchlorid (CsCl) ist eine ionische Verbindung. Es kann durch die Reaktion von Cäsiumhydroxid oder Cäsiumcarbonat mit Salzsäure hergestellt werden. Das resultierende Cäsiumchloridsalz wird durch Umkristallisation gereinigt. Die kristalline Struktur dieses Salzes besteht aus ineinandergreifenden einfachen kubischen Gittern aus Anionen und Kationen.

Cäsiumhydroxid: Cäsiumhydroxid (CsOH) wird gebildet, wenn Cäsium mit Wasser reagiert. Es ist eine starke Base, ähnlich wie andere Alkalimetallhydroxide, wie Natriumhydroxid und Kaliumhydroxid. Es kann Glas korrodieren.

Cäsiumhydroxid ist extrem hygroskopisch, was bedeutet, dass es leicht Feuchtigkeit aus der Umgebung aufnimmt. Labor-Cäsiumhydroxid ist typischerweise ein Hydrat.

Diese Verbindung wird normalerweise nicht in Experimenten verwendet, da die Extraktion von Cäsium sehr teuer ist und es sich ähnlich wie Rubidiumhydroxid und Kaliumhydroxid verhält.

Anwendungen

• Cäsium wird vor allem in Atomuhren verwendet, die in vielen tausend Jahren auf Sekunden genau gehen.
• Cäsium-134 wurde von der Atomindustrie als Maß für die Cäsiumproduktion verwendet. Dieses Isotop wird verwendet, weil es zwar weniger häufig vorkommt als 133Cs oder 137Cs, 134Cs aber ausschließlich durch Kernreaktionen erzeugt wird. 135Cs wurde ebenfalls für diesen Zweck verwendet.
• Wie andere Elemente der Gruppe eins hat Cäsium eine große Affinität zu Sauerstoff und wird als „Getter“ in Vakuumröhren verwendet.
• Dieses Metall wird auch in photoelektrischen Zellen verwendet, da es leicht Elektronen abgibt.
• Cäsium wird als Katalysator bei der Hydrierung bestimmter organischer Verbindungen verwendet.
• Cäsiumhydroxid wird zum Ätzen von Silizium verwendet, wobei oktaedrische Ebenen freigelegt werden. Diese Technik kann Pyramiden und regelmäßig geformte Ätzgruben für Anwendungen wie MEMS (mikroelektromechanische Systeme) erzeugen.
• Cäsiumchlorid wird bei der Herstellung von elektrisch leitenden Gläsern verwendet.
• Radioisotope von Cäsium (in Form von Cäsiumchlorid) werden in der Nuklearmedizin verwendet, einschließlich der Behandlung von Krebs.
• Cäsiumfluorid wird in der organischen Chemie als Base und als Quelle für wasserfreie Fluoridionen verwendet.
• Cäsiumdampf wird in vielen gängigen Magnetometern verwendet.
• Aufgrund ihrer hohen Dichte werden Cäsiumchloridlösungen häufig in molekularbiologischen Experimenten zur Isolierung von Nukleinsäuren durch eine Technik verwendet, die als „Dichtegradienten-Ultrazentrifugation“ bekannt ist.
• In jüngster Zeit wurde dieses Metall in Ionenantriebssystemen verwendet.
• Cäsium-137 ist ein sehr häufig verwendetes Isotop in industriellen Anwendungen wie:
  • Feuchtigkeitsdichtemessgeräte;
  • Niveaumessgeräte;
  • Dickenmessgeräte;
  • Bohrlochmessgeräte (zur Messung der Dicke von Gesteinsschichten).

Vorsichtsmaßnahmen

Alle Alkalimetalle sind extrem reaktiv. Als eines der schwereren Alkalimetalle ist Cäsium auch eines der reaktionsfreudigsten. Wie bereits erwähnt, ist es hochexplosiv, wenn es mit Wasser oder Eis in Berührung kommt. Cäsiumhydroxid ist eine extrem starke Base und kann Glas angreifen.

Alle Cäsiumverbindungen sind wegen ihrer chemischen Ähnlichkeit mit Kalium als leicht giftig anzusehen. Der Kontakt mit größeren Mengen kann zu Überreizung und Krämpfen führen. Andererseits sind solche Mengen in der Natur normalerweise nicht anzutreffen, so dass Cäsium keine große chemische Umweltbelastung darstellt. Bei Ratten, die mit Cäsium anstelle von Kalium gefüttert wurden, wurde festgestellt, dass sie starben, so dass dieses Element Kalium in seiner Funktion nicht ersetzen kann.

Die Isotope 134Cs und 137Cs (die in der Biosphäre in geringen Mengen als Folge von Strahlungslecks vorhanden sind) stellen eine Radioaktivitätsbelastung dar, die je nach Standort variiert. Radioaktives Cäsium reichert sich im Körper nicht so stark an wie viele andere Spaltprodukte, z. B. radioaktives Jod oder Strontium.

Siehe auch

• Periodensystem
• Chemisches Element

Notizen

• Los Alamos National Laboratory – Cesium Abgerufen am 9. Dezember 2007.

Alle Links abgerufen am 24. Januar 2017.

• WebElements.com – Caesium
• FAQ from alt.cesium newsgroup