Periodická tabulka prvků

Úvodní strana
Periodická tabulka
Program PT
Chemické odkazy
Kontakt


 

Cesium

Předcházející prvek Následující prvek


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
>> rozepsat
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
verze pro tisk
verze pro tisk


diskusní skupiny
diskusní skupiny
(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 © 1998-2016 Jan Straka
Všechna práva vyhrazena. English version English version