55, Cäsium (Cs)

Caesium, lat. caesius = himmelblau

Das Element Cäsium:

         
  Kr Rb Sr  
  Xe Cs Ba  
  Rn Fr Ra  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Cäsium (Nukleosynthese): Cäsium hat mit 133 Nukleonen nur ein einziges stabiles Isotop, und ist damit das 14. Reinelement. Es entsteht infolge von r-Prozessen nach Supernova-Explosionen durch Neutroneneinfang aus 56Fe, bzw. infolge von s-Prozessen in Roten Riesensternen aus Xe-132 heraus. Daneben entstehen auch die Isotope Cs-135 und Cs-137, welche mit Halbwertzeiten von 2,3 Millionen Jahren bzw. 30 Jahren zu Ba-135 bzw. Ba-137 zerfallen.

Die Cäsium-Synthese:
133Cs-Synthese:
(s-,r-Prozesse:)

132Xe + n → 133Cs + β- + 6,86 MeV

56Fe + 77n → 133Cs + 29β- + 649 MeV

Vorkommen von Cäsium: Cäsium ist im Universum ein selten gebildetes Element, so kommt es durchschnittlich nur zu 800 ng/kg in der Materie vor. Xenon und Barium als Elemente mit einem Proton weniger bzw. mehr werden etwa 12,5 mal häufiger gebildet als Cäsium. Es steht in der Häufigkeitsrangliste an der 65. Stelle.

Infolge seiner hohen Affinität zu Sauerstoff und Chlor hat sich Cäsium auf der Erde stark angereichert. So enthält die Erdkruste durchschnittlich 3 mg/kg (Rang 46) des Elements, gegenüber 0,8 μg durchschnittlicher Materie im Universum (Rang 65). Es kommt als steter Begleiter des Kaliums in Mineralien, aber auch gelöst als Cs+-Ion im Wasser vor. Im Gegensatz zum Rubidium, welches keine eigenständigen Mineralien bildet, kommt das Cäsium als Pollucit vor, einem seltenen Zeolith, der bis zu 40% seiner Masse aus dem Alkalimetall bestehen kann. Aus diesem wird das Metall auch dargestellt. Daneben kommt Cäsium auch im Lepidolith vor, einem Mineral, dass auch das Rubidium in Gehalten von bis zu 1,5% enthalten kann.

Mineralisches Vorkommen von Cäsium in der Natur

Pollucit, (Cs|Na)2(AlSi2O5)2•H2O[1]

Lepidolith, K(Al|Li)3(OH|F)2(Al|Si)4O10 [2]

Cäsium-Gewinnung: Cäsium wird nicht wie Lithium, Natrium und Kalium durch Elektrolyse, sondern gleich dem Rubidium auf thermochemischen Wege über Reduktion des Dichromats mit Zirkonium bei etwa 500°C im Hochvakuum gewonnen. Dabei destilliert das Metall ab.

Cs2Cr2O7 + 2Zr → 2Cs↑ + 2ZrO2 + Cr2O3


Alternativ kann man Cäsium durch die Reduktion des Hydroxids im Wasserstoffstrom mit Magnesium oder Calcium, ebenfalls bei 500°C im Hochvakuum gewonnen werden.

2CsOH + Ca → 2Cs↑ + 2Ca(OH)2


Bunsen und Kirchhoff isolierten das Metall durch die Aufarbeitung von 44.000 Litern Bad Dürkheimer Mineralwasser, wodurch sie 9g Rubidium und 7g Cäsium isolieren konnten.
Chemie von Cäsium: Cäsium ist das am Stärksten elektropositive Element des Periodensystems. Es hat die geringste 1. Ionisierungsenergie aller Elemente (sogar jene des Franciums ist wieder etwas höher). So ist das Cäsium das Pendant zum Fluor. Demgemäß ist die Reaktivität des Metalls noch höher als die von Kalium und Rubidium.

Mit Wasser reagiert Cäsium sofort explosionsartig zu Cäsiumhydroxid und Wasserstoff. CsOH, Cäsiumhydroxid ist die stärkste bekannte wässrige Base; das Cs+ neigt überhaupt nicht mehr zur hydrolytischen Spaltung. Da die Maximallöslichkeit von Cäsiumhydroxid auch die der anderen Alkalimetallhydroxide übertrifft (>3000 g/L), können Lösungen mit einem pH von 15,2 erstellt werden (dies entspricht einer beinahe 20 mol/L-Lösung).

Alkalität der Alkalimetall-Ionen im Vergleich
  Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+
pKs-Wert 13,82 14,56 15,10 15,40 15,76
βmax MeOH 120 g/L 1090 g/L 1120 g/L 1800 g/L 3000 g/L
pH-Wert gesättigte MeOH-Lösung 14,2 14,9 15,0 15,0 15,2


Mit Halogenen, Schwefel, weißem Phosphor, polaren und/oder halogenierten organischen Lösungsmitteln reagiert Cäsium ebenfalls explosionsartig zu Cäsiumsalzen.

An der Luft entzündet sich Cäsiummetall augenblicklich, und verbrennt unter Sprühen vollständig zum Cäsiumhyperoxid (CsO2).

Einige Reaktionen des Cäsiums:

Cs + O2 → CsO2 + 259,4 kJ
2Cs + 2H2O → 2CsOH + H2 + 262,8 kJ
2Cs + Cl2 → 2CsCl + 866 kJ



Mit Stickstoff reagiert Cäsium wie auch Rubidium und Kalium nicht, wohingegen von Natrium (endotherm) und Lithium (exotherm) Nitride bekannt sind. Auch durch thermische Zersetzung von Cäsiumazid (CsN3) entsteht elementares Cäsium, oder wenn man nicht unter Luftabschluss arbeitet, Cäsiumoxid (Cs2O), jedoch kein Cäsiumnitrid.

Die Löslichkeiten des Cäsiumsalze setzen die entsprechenden Trends innerhalb der Alkalimetallgruppe in zu erwartender Weise fort. So ist Cäsiumperchlorat noch schwerer löslich als Kalium- und Rubidiumperchlorat, Cäsiumhydrogencarbonat oder Cäsiumhydroxid noch besser löslich als entsprechende Verbindungen der leichteren Homologen.

Löslichkeiten einiger Kalium-, Rubidium-
und Cäsiumsalze im Vergleich:
  PtCl62- ClO4- HCO3- F-
Kalium (K+) 6 g/L 15 g/L 350 g/L 1000 g/L
Rubidium (Rb+) 1,5 g/L 10 g/L 1100 g/L 3000 g/L
Cäsium (Cs+) 1,3 g/L 15 g/L 2100 g/L 3200 g/L
Physikalische Besonderheiten von Cäsium bzw. von seinen Verbindungen: Cäsium-Ionen zeigen bei energetischer Anregung gleich den anderen Alkalimetall-Ionen eine typische Flammenfärbung. Beim Cäsium ist diese Färbung himmelblau, wodurch das Cäsium auch seinen Namen hat (lat. caesius = himmelblau).


Flammenfärbung eines Cäsiumsalzes.[3]

Die Flamme des Cäsiums wird jedoch sehr leicht von denen des Natriums oder des Kaliums (violett) überlagert. Auch beim vorliegenden Bild sind Spuren von Kalium- und Rubidiumsalze enthalten. Die Hauptwellenlängen der emittierten Lichtquanten liegen bei 459,3 nm und 455,5 nm (beide blau).
Verwendung von Cäsium und seinen Verbindungen : Cäsium hat nur einige wenige Verwendungsmöglichkeiten.
  • Pyrotechnik. Man nutzt die himmelblaue Flammenfärbung von Cäsiumsalzen bei der Feuerwerkerei zu pyrotechnischen Farbeffekten.

  • Atomuhr. Die Arbeitsfrequenz eines 133Cs-Atoms beträgt genau 9.192.631.770 Hertz. Die meisten Atomuhren arbeiten mit dieser Atomsorte als Taktgeber.[4]

  • Elektronenröhren liefern freie Elektronen. Da die Ionisierungsenergie von Cäsium die tiefste aller Elemente ist, wird das Metall vorwiegend zur Herstellung von Elektronenröhren verwendet.

  • Gettermetall. Cäsium kann in Vakuumröhren dank seiner hohen Reaktivität Spuren von Sauerstoff und Kohlendioxid entfernen, und somit die Vakuumeigenschaften entscheidend verbessern.


Verwendung von Cäsium und seinen Verbindungen

Atomuhr.[1]

Elektronenröhre.[5]

Feuerwerksmischungen[3]

Quellen: [1] Bildquelle: Bild einer US-Behörde, welches in Ausübung des Dienstes angefertig wurde. Solche Bilder sind gemeinfrei, wenn es nicht ausdrücklich anders angegeben ist.

[2] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rob Lavinsky. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[3] Bildquelle: Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[4] Wikipedia: Artikel Atomuhr.

[5] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Patrik Schindler. Das Bild wurde vom Urheber als gemeinfrei veröffentlicht.