| 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 |
| Rok objevu | Objevitelé |
| 1860 | Robert W. Bunsen (1811-1899) Gustav R. Kirchhoff (1824-1887) |
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.
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.
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
Cesium zatím nemá významnějšího použití a využívá se jenom na výrobu fotočlánků (pro svůj velmi nízký ionizační potenciál), popř. do zdrojů ultrafialového záření.
CsX - halogenidy (X = F, Cl, Br, I)2. kyslíkaté sloučeniny
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
CsO2 - superoxid cesný
CsOH - hydroxid cesný
málo hygroskopický; ve vodě taktéž málo rozpustný