Cesium

Z Multimediaexpo.cz

Verze z 27. 4. 2010, 10:03 (zobrazit zdroj) Sysop (diskuse | příspěvky) m (Nahrazení textu) ← Porovnání se starší verzí

Aktuální verze z 27. 4. 2014, 11:12 (zobrazit zdroj) Sysop (diskuse | příspěvky) m (1 revizi)

---

Aktuální verze z 27. 4. 2014, 11:12

Cesium
Atomové číslo	55
Relativní atomová hmotnost	132,905 amu
Elektronová konfigurace	[Xe] 6s1
Skupenství	Pevné
Vzhled
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

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

Obsah 1 Základní fyzikálně - chemické vlastnosti 2 Historický vývoj 3 Výskyt v přírodě 4 Výroba 5 Využití 6 Sloučeniny 6.1 Anorganické sloučeniny 6.1.1 Soli 6.2 Organické sloučeniny 7 Literatura 8 Reference

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

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 vodu 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

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 rubidium. 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

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

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. Elektrolýzou 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 5 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

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,

• do přístrojů pro noční vidění, ve fotonásobičích elektronů a v televizních přijímačích

• izotop 137Cs s poločasem rozpadu 33 let využití v nedestruktivním zkoušení materiálů a výrobků (defektoskopii) a při ozařování rakovinných nádorů

• Od roku 1967 je v soustavě SI definována základní jednotka času, 1 sekunda, na základě frekvence emitovaného světelného záření izotopu ¹³³Cs. Je definována jako doba trvání 9 192 631 770 period záření, které odpovídá přechodu mezi dvěma hladinami velmi jemné struktury základního stavu tohoto izotopu. Tato definice předpokládá atomy v klidu a při teplotě absolutní nuly.^[1]

Sloučeniny

Anorganické sloučeniny

• 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

• Hydroxid cesný CsOH je bílá krystalická látka, která je na rozdíl od analogických sloučenin sodíku a draslíku málo hygroskopická a je jen velmi omezeně rozpustná ve vodě. Je to velmi silná zásada, která má velmi silné žíravé účinky. Připravuje se reakcí cesia, oxidu cesného, peroxidu cesného nebo superoxidu cesného s vodou nebo elektrolýzou roztoku chloridu cesného či podvojnou záměnou mezi cesnou solí a hydroxidem kovu alkalické zeminy.

Soli

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).

• Chlorid cesný CsCl je bílá krystalická látka, velmi jedovatá. Chlorid cesný i ostatní cesné halogenidy mají silný sklon k tvorbě polyhalogenidů. Chlorid cesný se vyrábí reakcí kyseliny chlorovodíkové s uhličitanem cesným nebo hydroxidem cesným. Ostatní cesné halogenidy nemají praktické využití.

• Dusičnan cesný CsNO₃ je bílá krystalická látka, která se svými vlastnostmi velmi podobá dusičnanu draselnému. Vyrábí se reakcí kyseliny dusičné s hydroxidem cesným nebo uhličitanem cesným.

• Uhličitan cesný Cs₂CO₃ je bílá krystalická, silně hygroskopická látka. Snadno se rozpouští ve vodě a v lihu. Nejlépe se připravuje reakcí síranu cesného s hydroxidem barnatým a následným odpařením s uhličitanem amonným. Uhličitan cesný se dá také připravit reakcí hydroxidu cesného s vzdušným oxidem uhličitým.

• Síran cesný Cs₂SO₄ je bílá krystalická látka, která se svými vlastnostmi podobá síranu draselnému. Velmi snadno tvoří podvojné sloučeniny popřípadě smíšené soli. Připravuje se reakcí uhličitanu cesného nebo hydroxidu cesného s kyselinou sírovou.

Organické sloučeniny

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.

Literatura

• Jursík F.: Anorganická chemie kovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8 (elektronická verze)
• Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
• N. N. Greenwood - A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

Reference

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

Commons nabízí fotografie, obrázky a videa k tématu Cesium

Náklady na energie a provoz naší encyklopedie prudce vzrostly. Potřebujeme vaši podporu... Kolik ?? To je na Vás. Náš FIO účet — 2500575897 / 2010
Informace o článku. Článek je převzat z Wikipedie, otevřené encyklopedie, do které přispívají dobrovolníci z celého světa. Tento text je dostupný za podmínek Creative Commons 3.0 Unported – creativecommons.org. Originální článek na české Wikipedii