Cesium

český názevCesium
latinský názevCaesium
anglický názevCesium
chemická značkaCs
protonové číslo55
relativní atomová hmotnost132,90543
perioda6
skupinaI.A
zařazeníalkalické kovy
rok objevu1860
objeviteléBunsen, Kirchhoff
teplota tání [°C]28,4
teplota varu [°C]669,3
kritická teplota [°C]1665
kritický tlak [MPa]9,4
hustota [g cm-3]1,873
hustota při teplotě tání [g cm-3]1,843
elektronegativita0,79
standardní el. potenciál [V]−3,026
oxidační stavyI
elektronová konfigurace[Xe]6s1
atomový poloměr [pm]298
kovalentní poloměr [pm]225
specifické teplo [J g-1K-1]0,24
slučovací teplo [kJ mol-1]2,092
tepelná vodivost [W m-1 K-1]35,9
elektrická vodivost [S m-1]5,3.106
1. ionizační potenciál [eV]3,8939
2. ionizační potenciál [eV]25,10
tvrdost podle Mohse0,2
modul pružnosti v tahu [GPa]1,7
skupenství za norm. podmíneks

Chemické vlastnosti a reakce

Chemický prvek cesium je modrobílý, lesklý, na vzduchu nestálý kov. Ze všech kovů je cesium nejměkčí. Mohsova stupnice tvrdosti uvádí pro cesium tvrdost pouze 0,2.

Cesium je ze všech alkalických kovů nejreaktivnější chemický prvek a má silně elektropozitivní charakter. Ve sloučeninách cesium vystupuje výhradně jako bezbarvý kation Cs+. Naprostá většina sloučenin cesia je ve vodě dobře rozpustná, výjimku tvoří nerozpustné podvojné halogenidy cesia s železem, mědí, kadmiem, antimonem, olovembismutem, manganistan cesný CsMnO4 a terafluoroboritan cesný CsBF4. Tabulka rozpustnosti sloučenin cesia.

Na vzduchu se cesium samovolně vznítí a shoří za vzniku superoxidu CsO2, v atmosféře ozonu hoří za vzniku červeného nestabilního ozonidu cesného CsO3. S vodou i s ledem reaguje cesium velmi prudce, až explozivně, za vzniku hydroxidu cesného CsOH, který je ze všech hydroxidů alkalických kovů nejsilnější žíravinou:

2Cs + 2H2O → 2CsOH + H2

S vodíkem se slučuje za vzniku tuhého, prudce reaktivního hydridu CsH, který je i na suchém vzduchu samozápalný. S halogeny reaguje již za laboratorní teploty, se selenem a tellurem se slučuje i za teplot hluboko pod bodem mrazu. Se sírou reaguje již za teploty 100°C. Reakce cesia s kapalným amoniakem probíhá za vzniku hexaamincesného komplexu, s plynným amoniakem reaguje za vzniku amidu cesného:

Cs + 6NH3 → [Cs(NH3)6]
2Cs + 2NH3 → 2CsNH2 + H2

Cesium je silné redukční činidlo, působením cesia je možné připravit aurid cesný CsAu, unikátní sloučeninu, ve které se ušlechtilý kov zlato vyskytuje v oxidačním stupni -I, stejnou vlastnost má pouze rubidium.

Redukční vlastnosti cesia se projevují také v jeho reakci se zředěnou kyselinou sírovou, při které dochází k vyredukování elementární síry:

8Cs + 6H2SO4 → 4Cs2SO4 + SO2 + S + 6H2O

S galliem, indiem a thoriem tvoří intermetalické sloučeniny, které se vyznačují fotocitlivými vlastnostmi.

Výskyt cesia v přírodě

Cesium objevili v roce 1860 Robert Bunsen a Gustav Kirchhoff ve vodě z minerálních pramenů za využití emisní spektroskopie. Cesium bylo prvním chemickým prvkem, který byl identifikován touto metodou. Frakční krystalizací se Bunsenovi podařilo připravit čistý chlorid cesný, později také uhličitan a vinan. V kovové formě izoloval cesium až v roce 1881 Carl Sefferberg tavnou elektrolýzou směsi kyanidu cesného a barnatého.

V přírodě se elementární cesium nevyskytuje, ve formě sloučenin ve stopových množstvích doprovází ostatní alkalické kovy. Průměrný obsah cesia v zemské kůře je 3 ppm.

Přírodní cesium je ze 100 % tvořeno stabilním izotopem 133Cs, uměle bylo připraveno dalších 67 nestabilních izotopů cesia s hmotnostními čísly od 112 do 151.

Nejvýznamnějšími minerály cesia jsou polucit Cs2(AlSi2O6)2 · H2Oavogadrit (K,Cs)BF4. Nejvyšší obsah cesia (35,92 % Cs) ze všech známých nerostů má pautovit CsFe2S3. Další minerály cesia.

Celosvětové zásoby cesia nejsou zatím prozkoumány, největší ověřené zásoby, ve výší 70 kt čistého kovu, jsou v Kanadě (Bernic Lake, Manitoba). Zásoby cesia v ČR se nacházejí v okolí Cínovce v Krušných horách, evidované rudní ložisko Cínovec-jih obsahuje 1 800 t cesia, 37 000 t rubidia a 112 000 t lithia, toto ložisko dále disponuje zásobami cínu, wolframu, niobutantalu.

Výroba cesia

Výroba cesia se provádí tavnou elektrolýzou chloridu nebo hydroxidu cesného. Chlorid cesný potřebný pro elektrolýzu se připravuje loužením polucitu kyselinou chlorovodíkovou s malým přídavkem kyselin fluorovodíkové a bromovodíkové. Produktem loužení není čistý chlorid cesný, ale směs CsSbCl4, Cs2ICl a [CS2(CeCl6)], ze kterých se čistý chlorid cesný připravuje frakční krystalizací a následnou hydrolýzou. Další možností je alkalické tavení rudy se směsí CaCO3 a CaCl2 nebo Na2CO3 a NaCl. Produktem alkalického tavení je Cs2CO3, který se reakcí s HCl převádí na chlorid cesný.

Dalším způsobem výroby cesia je loužení polucitu v 40% kyselině sírové, cesium přejde do roztoku ve formě kamence Cs2SO4·Al2(SO4)3·24H2O.

Posledním způsobem výroby je přímá redukce policitu pomocí sodíku, draslíku, vápníku nebo zirkonia, redukce probíhá ve vakuu nebo ve velmi zředěné atmosféře argonu při teplotách mezi 640 - 700°C. Produktem je kovové cesium o čistotě přesahující 98%, hlavní znečišťující příměsí je rubidium. Kovové cesium je také možné získat redukcí uhličitanu, hydroxidu nebo hlinitanu roztaveným hořčíkem ve vodíkové atmosféře nebo redukcí vápníkem ve vakuu. V minulosti se kovové cesium připravovalo také redukcí chromanu cesného kovovým zirkoniem.

Kromě minerálů je hlavním zdrojem cesia pro jeho výrobu uhličitan cesný Cs2CO3, který společně s uhličitanem rubidným Rb2CO3 vzniká jako odpadní produkt při rafinaci lithia. Na velmi vysokou čistotu se surové cesium rafinuje termickým rozkladem azidu cesného CsN3 při teplotě 390°C. Azid cesný se připravuje reakcí rozpustných solí cesia s azidem barnatým Ba(N3)2.

Praktické využití

Zpočátku nemělo cesium významnější praktické využití, od roku 1920 se začalo využívat při výrobě elektronek jako getter, tj. látka sloužící k odstraňovaní zbytků kyslíku při evakuaci skleněných trubic a baněk.

V současnosti se cesium ve formě intermetalické sloučeniny KCsSb používá k výrobě citlivé vrstvy fotoelektrických článků do přístrojů pro noční vidění. Ve formě oxidu Cs2O je součástí katalyzátorů některých chemických reakcí (výroba kyseliny akrylové, styrenu, methanolu, antrachinonu, anhydridu kyseliny ftalové apod.). Cesiem dopované katalyzátory na bázi oxidů přechodných kovů se používají při oxidaci SO2 na SO3 při výrobě kyseliny sírové. Velmi agresivní hydroxid cesný CsOH je hlavní složkou leptacích lázní při výrobě polovodičů a slouží k odsiřování některých druhů težké ropy. Jeho rozpouštěním v kyselině mravenčí se připravuje mravenčan cesný HCOOCs, který se používá k přípravě velmi hustých roztoků pro výplachy podmořských ropných vrtů. Krystalický jodid a bromid cesný se používají na výrobu citlivých vrstev scintilačních přístrojů, zejména k detekci paprsků γ a Rentgenového záření. Síran cesný Cs2SO4 a trifluoracetát cesia CF3COOCs se využívají k úpravě hustoty roztoků při separaci virů a nukleových kyselin pomocí ultracentrifugy. Chlorid cesný se používá jako protijed při otravách sloučeninami arsenu. Jodid cesný CsI slouží jako luminofor v halogenidových výbojkách. Dusičnan cesný CsNO3 se používá v pyrotechnice - barví plamen modře.

Radioaktivní izotop 137Cs se využívá v medicíně a při radiační sterilizaci potravin.

Zdroje

TOPlist