Cesium

Zdroj: http://www.tabulka.cz/prvky/ukaz.asp?id=55

název Cesium
latinsky Caesium
anglicky Cesium
francouzsky Césium
německy Caesium
značka Cs
protonové číslo 55
relativní atomová hmotnost 132,90545
Paulingova elektronegativita 0,79
elektronová konfigurace [Xe] 6s1
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
teplota tání 301,59 K, 28,44°C
teplota varu 944 K, 671°C
skupina 1 (I.A)
perioda 6
skupenství (při 20°C) pevné
oxidační čísla ve sloučeninách +1

Objevitel

Rok objevu Objevitelé
1860 Robert W. Bunsen (1811-1899)
Gustav R. Kirchhoff (1824-1887)

Výskyt

Všechny alkalické kovy jsou vysoce reaktivní, a proto se vykytují pouze ve sloučeninách. Samotné cesium je poměrně vzácný prvek, který v přírodě často doprovází rubidium a ostatní alkalické kovy. Vlastních minerálů vytváří cesium poměrně málo.

Vlastnosti

Cesium je měkký, lehký a stříbrolesklý kov. Všechny alkalické kovy jsou silně elektropozitivní prvky a ze všech chemických prvků mají vůbec nejmenší hodnoty elektronegativity a ionizační energie. Jejich reaktivnost dále stoupá s rostoucím protonovým číslem a i jejich silné redukční vlastnosti rostou od lithia k cesiu (neuvažujeme-li francium). Alkalické kovy také charakteristicky barví plamen, a proto se využívají i při tzv. plamenových zkouškách k důkazu solí alkalických kovů a solí kovů alkalický zemin. Postup při této metodě je následující:
Platinový drátek, na který se nanese malé množství zkoumané látky, se vloží do plamene a podle charakteristické barvy poznáme zda se jedná o alkalický kov, kov alkalických zemin nebo zcela jinou sloučeninu.
Cesium barví plamen fialově. Sloučeniny alkalických kovů mají převážně iontový charakter.
Na vzduchu se cesium oxiduje, a proto se uchovává v ochranném prostředí (většinou v petroleji). Všechny alkalické kovy jsou mimořádně reaktivní a s dalšími prvky reagují přímo, téměř vždy se oxidují a jsou to tedy také silná redukční činidla. S vodíkem reaguje cesium až za mírného zahřátí a za vzniku hydridu cesného (CsH):

2Cs + H2 → 2CsH

Reakcí alkalických kovů s kyslíkem vznikají sloučeniny, jejichž typ závisí na velikosti kationtu alkalického kovu. V tomto případě vzniká superoxid, ale mohou vznikat i oxidy (viz. lithium) nebo peroxidy (viz. sodík). U superoxidů bych se na chvíli zastavil. Všimněte si, že kyslík zde má oxidační číslo -1/2. Podobně reagují také prvky draslík a rubidium.

2Cs + O2 → CsO2

Všechny alkalické kovy bouřlivě reagují s halogeny za vzniků halogenidů, stejně tak i s vodou za vzniku hydroxidů (v případě cesia vzniká hydroxid cesný - CsOH):

2Cs + X2 → 2CsX
2Cs + 2H2O → 2CsOH + H2

Z halogenidů ostatních kovů jsou alkalické kovy naopak schopny vyredukovat příslušný kov:

AlCl3 + 3Cs → Al + 3CsCl

Cesium bylo objeveno roku 1860 německým chemikem Robertem W. Bunsenem (1811-1899) a německým fyzikem Gustavem R. Kirchhoffem (1824-1887) za použití jimi objevené spektrální analýzy.

Průmyslová výroba

Cesium se stejně jako ostatní alkalické kovy připravuje elektrolýzou tavenin halogenidů nebo hydroxidů alkalických kovů. Konkrétně cesium se vyrábí z taveniny chloridu cesného (CsCl). Na železné katodě se vylučuje cesium, na grafitové anodě naopak chlor.

2Cs+ + 2e- → 2Cs
2Cl- - 2e- → Cl2

Použití

Cesium zatím nemá významnějšího použití a využívá se jenom na výrobu fotočlánků (pro svůj velmi nízký ionizační potenciál), popř. do zdrojů ultrafialového záření.

Sloučeniny

1. bezkyslíkaté sloučeniny
CsX - halogenidy (X = F, Cl, Br, I)
bezbarvé, iontové a krystalické látky, které mají vysoký bod tání a varu
CsH - hydrid cesný
iontová a tuhá látka
Cs2S - sulfid cesný
rozpustný ve vodě; silně zásaditý charakter
2. kyslíkaté sloučeniny
CsO2 - superoxid cesný
CsOH - hydroxid cesný
málo hygroskopický; ve vodě taktéž málo rozpustný

Copyright © 1998-2017 Jan Straka (straka@tabulka.cz)
Všechna práva vyhrazena.