Cesium

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Cesium
Rubidium
Atomové číslo 55
Relativní atomová hmotnost 132,905
Elektronová konfigurace [Xe] 6s1
Skupenství Pevné
Vzhled
vzorek
Teplota tání 28,44 °C (301,59 K)
Teplota varu 671 °C (944 K)
Elektronegativita (Pauling) 0,75
Hustota 1,879 g/cm3
Specifické teplo 0,048
Tvrdost 0,2 (Mohsova stupnice)
Atomový poloměr 2,62 Å (2,62*10-10m)
Iontový poloměr 1,65 Å (1,65*10-10m)
Skupenské teplo tání 2,09125 kJ/g-atom
Výparné teplo 68,2584 kJ/g-atom
Ionisační energie M→M+ 373,9155 kJ/g-atom
Normální potenciál -2,92 V
Hydratační teplo 296,9575 kJ/g-ion
Měrný elektrický odpor při 20 °C 0,19 µΩ·m
Teplotní součinitel elektrického odporu 0,0044 K-1

Cesium (chemická značka Cs, latinsky Caesium) je chemický prvek z řady alkalických kovů, vyznačuje se velkou reaktivitou a mimořádně nízkým redox-potenciálem.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Kovové cesium

Cesium je měkký, lehký a zlatožlutý kov, který lze krájet nožem. Je velmi měkký, ještě měkčí než vosk. Na rozdíl od lithia, sodíku a draslíku je spolu s rubidiem těžší než voda. Velmi dobře vede elektrický proud a teplo. Ve srovnání s ostatními kovy má nízký bod tání a varu. V jeho parách se kromě jednoatomových částic vyskytují i dvouatomové molekuly. Páry mají modrozelenou až zelenošedou barvu. V kapalném amoniaku se rozpouští na temněmodrý roztok. Elementární kovové cesium lze dlouhodobě uchovávat pod vrstvou alifatických uhlovodíků jako petrolej nebo nafta, s kterými nereaguje.

Cesium mimořádně rychle až explozivně reaguje s kyslíkem na superoxid cesný a s vodou na hydroxid cesný, a v přírodě se s ním proto setkáváme pouze ve formě sloučenin. Cesium se v přírodě vyskytuje pouze v jednom oxidačním stupni a to Cs+. Reakce cesia s vodou je natolik exotermní, že unikající vodík reakčním teplem samovolně explozivně vzplane. Cesium se také za mírného zahřátí slučuje s vodíkem na hydrid cesný CsH, s dusíkem na nitrid cesný Cs3N nebo azid cesný CsN3. Nepřímo se také slučuje s uhlíkem. Soli cesia barví plamen fialově.

Historický vývoj[editovat | editovat zdroj]

Cesium bylo objeveno roku 1860 německým chemikem Robertem W. Bunsenem a německým fyzikem Gustavem R. Kirchhoffem za použití jimi objevené spektrální analýzy, kteří cesium našli v dürkheimských minerálních vodách spolu s rubidiem. Cesium bylo pojmenováno podle svých dvou modrých čar ve spektru jako modrošedý – caesius. Čisté cesium se Robertu Bunsenovi nepodařilo připravit, připravil pouze cesný amalgám. Kovové cesium poprvé získal Carl Setterberg v roce 1882 elektrolýzou směsi kyanidu cesného a kyanidu barnatého.

Výskyt v přírodě[editovat | editovat zdroj]

Minerál cesia – polucit

Díky jeho velké reaktivitě se v přírodě setkáváme pouze se sloučeninami cesia a to pouze v mocenství Cs+.

Cesium se vyskytuje pouze vzácně jak na Zemi tak i ve vesmíru. Předpokládá se, že zemská kůra obsahuje 1–7 mg Cs/kg, což odpovídá 2,6 ppm (parts per milion = počet částic na 1 milion částic) a ve výskytu se řadí na stejnou úroveň jako brom, hafnium a uran. Průměrný obsah v mořské vodě je přibližně 0,5 μg/l. Ve vesmíru se předpokládá výskyt 1 atomu cesia na přibližně 100 miliard atomů vodíku.

V minerálech provází cesium obvykle ostatní alkalické kovy. Minerál s největším výskytem cesia se nazývá polucit CsSi2AlO6 nebo i (Cs,Na)2Al2Si4O12.2H2O a nachází se v drúzách ostrova Elby. Větší výskyt je uváděn v minerálu lepidolitu, což je poměrně značně komplikovaný hlinito-křemičitan lithno-draselný KLi2[AlSi3O6] (OH, F)2. V tomto minerálu se obsah cesia pohybuje kolem hodnoty 1 %. V malých množstvích (asi okolo 0,015 %) se vyskytuje v karnalitu KCl.MgCl2.6 H2O.

Výroba[editovat | editovat zdroj]

Elementární cesium se průmyslově vyrábí elektrolýzou roztavené směsi 60 % chloridu vápenatého a 40 % chloridu cesného při teplotě 750 °C. Vápník vzniklý elektrolýzou ve sběrné nádobě tuhne, protože jeho teplota tání je vyšší než cesia a tím se od cesia odděluje. Elektrolýza probíhá na železné katodě a grafitové anodě, na které vzniká plynný chlor. Tento způsob pro tento kov však není úplně nejlepší. V současné době se vyrábí okolo pěti tun cesia ročně.

Železná katoda 2 Cs+ + 2 e- → 2 Cs
Grafitová anoda 2 Cl- → Cl2 + 2 e-

Lepší je příprava chemickou cestou. Zahříváním hydroxidu cesného nebo oxidu cesného s kovovým hořčíkem v proudu vodíku nebo s kovovým vápníkem ve vakuu. Nejlepší redukovadlo reakce je zirkonium.

Malé množství cesia lze připravit zahříváním chloridu cesného s azidem barnatým za vysokého tlaku. Baryum vzniklé rozkladem azidu vytěsňuje z chloridu cesného cesium, které v podobě svých par kondenzuje na chladnějších stěnách nádoby.

Využití[editovat | editovat zdroj]

Vzhledem ke své mimořádné nestálosti a reaktivitě má kovové cesium jen minimální praktické využití.

  • Jeho nízký ionizační potenciál dává možnost jeho uplatnění ve fotočláncích, sloužících pro přímou přeměnu světelné energie v elektrickou. Zároveň je proto perspektivním médiem pro iontové motory, jako pohonné jednotky kosmických plavidel, dále ke konstrukci elektronek a fotonek (jako jediný kov vyzařuje elektrony při osvětlení světlem všech barev)
  • Při výrobě katodových trubic, pracujících s nízkotlakou náplní inertního plynu se užívá cesia jako getru, tj. látky sloužící k zachycení a odstranění posledních zbytků reaktivních přimíšených plynů.
  • většina Cs jde ale na přípravu velmi hustých výplachů pro hlubinné vrtání - používá vodný roztok mravenčanu cesného (HCOOCs), který má hustotu až 2.3 g·cm−3
  • do přístrojů pro noční vidění, ve fotonásobičích elektronů a v televizních přijímačích
  • izotop 137Cs s poločasem rozpadu 30,17 let se používá v nedestruktivním zkoušení materiálů a výrobků (defektoskopii) a při ozařování rakovinných nádorů

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Anorganické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Uhličitan cesný
Fluorid cesný
  • Hydrid cesný CsH je bílá krystalická látka, které lze využít jako velmi silné redukční činidlo. Na vzduchu je nestálý, reaguje s kyslíkem i se vzdušnou vlhkostí. Připravuje se reakcí mírně zahřátého kovového cesia ve vodíkové atmosféře.
  • Superoxid cesný CsO2 je žlutý prášek, na vlhkém vzduchu nestabilní. Lze ho využít jako silného redukčního činidla, které jemnou oxidací odštěpí jeden kyslík a přejde v peroxid cesný a silnější oxidací odštěpí dva kyslíky a přejde v oxid cesný. U cesia jsou známé i oxidy (tzv. suboxidy) se složením Cs7O, Cs4O, Cs7O2, Cs3O, Cs2O a Cs2O3. Superoxid cesný vzniká hořením cesia na vzduchu nebo i za pokojové teploty při jeho samovolné oxidaci vzdušným kyslíkem.
Cs + O2 → CsO2

Soli[editovat | editovat zdroj]

Cesné soli jsou ve vodě obecně velmi dobře rozpustné a jen několik je nerozpustných, všechny mají bílou barvu, pokud není anion soli barevný (manganistany, chromany). Cesné soli vytváří snadno podvojné soli, ale velmi nesnadno komplexy. Ještě před 50 lety nebyly známy žádné komplexy alkalických kovů a uvažovalo se o nich, že nejsou vůbec schopny tvořit komplexy (podobně jako se uvažovalo, že vzácné plyny nejsou schopny tvořit sloučeniny).

Organické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Mezi organické sloučeniny cesia patří zejména cesné soli organických kyselin a cesné alkoholáty. K dalším cesným sloučeninám patří organické komplexy cesných sloučenin tzv. crowny a kryptáty. Zcela zvláštní skupinu organických cesných sloučenin tvoří organokovové sloučeniny.

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. Definice sekundy v brožuře SI, oddíl 2.1.1.3 (anglicky)

Literatura[editovat | editovat zdroj]

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f