Caesium

Eigenschaften
[Xe] 6s1 55 Cs Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Caesium, Cs, 55
Serie	Alkalimetalle
Gruppe, Periode, Block	1, 6, s
Aussehen	silberweiß glänzend, bei geringen Sauerstoffspuren goldgelb
CAS-Nummer	7440-46-2
Massenanteil an der Erdhülle	6,5 ppm[1]
Atomar [2]
Atommasse	132,9054 u
Atomradius (berechnet)	265 (298) pm
Kovalenter Radius	244 pm
Van-der-Waals-Radius	343[3] pm
Elektronenkonfiguration	[Xe] 6s1
Austrittsarbeit	2,14 eV[4]
1. Ionisierungsenergie	375,7 kJ/mol
Physikalisch [2]
Aggregatzustand	fest
Kristallstruktur	kubisch-raumzentriert
Dichte	1,90 g/cm3 (20 °C)[5]
Mohshärte	0,2
Magnetismus	paramagnetisch (χm = 5,2 · 10−6)[6]
Schmelzpunkt	301,59 K (28,44 °C)
Siedepunkt	944 K (671 °C)
Molares Volumen	70,94 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme	65 kJ/mol
Schmelzwärme	2,09 kJ/mol
Elektrische Leitfähigkeit	4,76 · 106 A/(V · m)
Wärmeleitfähigkeit	36 W/(m · K)
Chemisch [2]
Oxidationszustände	+1
Oxide (Basizität)	Cs2O (als CsOH stark basisch)
Normalpotential	−2,923 V (Cs+ + e− → Cs)
Elektronegativität	0,79 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE (MeV) ZP 131Cs {syn.} 9,689 d ε 0,352 131Xe 132Cs {syn.} 6,479 d ε 2,120 132Xe β− 1,280 132Ba 133Cs 100 % Stabil 134Cs {syn.} 2,0648 a β− 2,059 134Ba 135Cs {syn.} 2,3 · 106 a β− 0,2 135Ba 136Cs {syn.} 13,16 d β− 2,548 136Ba 137Cs {syn.} 30,17 a β− 0,512 (94,6 %) 137mBa β− 1,176 (5,4 %) 137Ba
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [7] Gefahr H- und P-Sätze H: 260-314 EUH: keine EUH-Sätze P: 223-​231+232-​280-​305+351+338-​370+378-​422Vorlage:P-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze [7] Gefahrstoffkennzeichnung [8] Leicht- entzündlich Ätzend (F) (C) R- und S-Sätze R: 11-14/15-34 S: 8-16-26-36/37/39-43-45
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Caesium (nach IUPAC), standardsprachlich Cäsium oder Zäsium (im amerikanischen Englisch Cesium), ist ein chemisches Element mit dem Elementsymbol Cs und der Ordnungszahl 55. Im Periodensystem steht es in der 1. Hauptgruppe und gehört zu den Alkalimetallen. Caesium ist das schwerste stabile Alkalimetall.

Caesium wurde 1861 von Robert Wilhelm Bunsen und Gustav Robert Kirchhoff in Dürkheimer Mineralwasser entdeckt. Aufgrund der zwei blauen Spektrallinien, mit denen das Element nachgewiesen wurde, nannten sie es nach dem lateinischen caesius für himmelblau. Das Reinelement konnte erstmals 1881 von Carl Setterberg dargestellt werden.

Caesium ist ein extrem reaktives, sehr weiches, goldfarbenes, in hochreinem Zustand silbrig glänzendes Metall. Da es sofort und sehr heftig mit Luft reagiert, wird es in abgeschmolzenen Glasampullen aufbewahrt. Eine biologische Bedeutung des Elements ist nicht bekannt, es kommt normalerweise nicht im Körper vor und ist nicht toxisch.

Das radioaktive Isotop ¹³⁷Cs, ein Produkt der Kernspaltung, fand in der Öffentlichkeit besondere Beachtung, als es infolge der Katastrophe von Tschernobyl am 26. April 1986 in größeren Mengen in die Umwelt gelangte.

Geschichte

Robert Bunsen

Caesium wurde erstmals 1861 von Gustav Robert Kirchhoff und Robert Wilhelm Bunsen beschrieben. Sie untersuchten Mineralwasser aus Dürkheim und entdeckten nach der Abtrennung von Calcium, Strontium, Magnesium und Lithium zwei bisher unbekannte Linien im blauen Spektralbereich. Sie schlossen aus ihren Beobachtungen, dass es im untersuchten Mineralwasser ein weiteres, bisher unbekanntes Element geben müsse, das sie wegen der blauen Spektrallinien Caesium, nach dem lateinischen caesius für himmelblau, nannten.^[9]

Bunsen versuchte ebenfalls Caesium von den anderen Alkalimetallen zu trennen, um weitere Eigenschaften des Elements zu erforschen. Dazu versetzte er die Lösung mit einer Platinchlorid-Lösung, um Kalium und die neuen schwereren Alkalimetalle Rubidium und Caesium als unlösliches Hexachloridoplatinat auszufällen. Das Kalium konnte durch mehrmaliges Aufkochen in wenig Wasser entfernt werden. Zur Gewinnung der reinen Chloride wurde das Platin mit Wasserstoff zum Element reduziert, so dass die nun wasserlöslichen Caesium- und Rubidiumchloride ausgelaugt werden konnten. Die Trennung von Caesium und Rubidium erfolgte unter Ausnutzung der unterschiedlichen Löslichkeit der Carbonate in absolutem Ethanol, worin Caesiumcarbonat im Gegensatz zur entsprechenden Rubidiumverbindung löslich ist. Caesiumchlorid diente Bunsen und Kirchhoff auch für eine erste Bestimmung der molaren Masse des neuen Elements, wofür sie den Wert von 123,35 g/mol fanden.^[9]

Die beiden Forscher konnten kein elementares Caesium gewinnen, denn bei der Elektrolyse von geschmolzenem Caesiumchlorid entstand anstelle des Metalls eine blaue Verbindung, die sie als Subchlorid bezeichneten, bei der es sich aber wahrscheinlich um eine kolloide Mischung von Caesium und Caesiumchlorid handelte.^[10] Bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung mit einer Quecksilberanode bildete sich das leicht zersetzbare Caesiumamalgam.^[9]

Die Darstellung des elementaren Caesiums gelang schließlich 1881 Carl Setterberg, der die Probleme mit dem Chlorid vermied, indem er für die Schmelzflusselektrolyse Caesiumcyanid verwendete. Dabei störte zunächst die zum Schmelzen des Caesiumcyanids nötige relativ hohe Temperatur, die er jedoch durch das Eutektikum mit Bariumcyanid herabsetzen konnte.^[11]

Vorkommen

Pollucit

Mit einem Gehalt von 3 ppm in der kontinentalen Erdkruste^[12] ist Caesium auf der Erde ein seltenes Element. Es ist nach dem instabilen Francium das seltenste Alkalimetall. Auf Grund seiner hohen Reaktivität kommt es nicht elementar, sondern immer nur in Form von Verbindungen vor. Meist ist Caesium ein seltenes Begleitelement in Kalium- oder anderen Alkalimetallsalzen wie Lepidolith, es sind jedoch auch einige Caesiumminerale bekannt. Das häufigste Caesiummineral ist Pollucit, (Cs,Na)₂Al₂Si₄O₁₂ · H₂O, das in größeren Vorkommen vor allem am Bernic Lake in der Nähe von Lac du Bonnet im kanadischen Bundesstaat Manitobain der Tanco-Mine vorkommt. Weitere größere Vorkommen liegen in Bikita, Simbabwe und in Namibia. Die Vorkommen in der Tanco Mine bei Lac du Bonnet sind die einzigen, in denen Caesium abgebaut wird.^[13] Seltenere Caesiumminerale sind beispielsweise Cesstibtantit (Cs,Na)SbTa₄O₁₂ und Pautovit CsFe₂S₃.

Auf Grund der Wasserlöslichkeit der meisten Caesiumverbindungen ist das Element im Meerwasser gelöst; ein Liter enthält dabei durchschnittlich 0,3 Milligramm Caesium. In vergleichbaren Mengen finden sich dort auch häufigere, aber schlechter lösliche Elemente wie Nickel, Chrom oder Kupfer.^[12]

Gewinnung und Darstellung

Caesium in einer Ampulle im Vakuum

Caesium wird nur in geringem Umfang hergestellt. Im Jahr 1978 betrug die weltweit produzierte Menge an Caesium und Caesiumverbindungen etwa 20 Tonnen.^[14] Ausgangsmaterial für die Gewinnung des elementaren Caesiums und aller Caesiumverbindungen ist Pollucit, der mit Säuren oder Basen aufgeschlossen werden kann. Als Säuren können Salz-, Schwefel- oder Bromwasserstoffsäure genutzt werden. Dabei entsteht jeweils eine caesium- und aluminiumhaltige Lösung, aus der durch Fällung, Ionenaustausch oder Extraktion die reinen Caesiumsalze gewonnen werden. Eine weitere Möglichkeit ist es, Pollucit mit Calcium- oder Natriumcarbonat und den entsprechenden Chloriden zu erhitzen und anschließend mit Wasser auszulaugen. Dabei entsteht eine unreine Caesiumchloridlösung.

Caesiummetall kann chemisch durch Reduktion von Caesiumhalogeniden mit Calcium oder Barium gewonnen werden. Dabei destilliert das im Vakuum flüchtige Caesiummetall ab.^[14]

$\mathrm{2\ CsCl + Ca \longrightarrow 2\ Cs \uparrow + CaCl_2}$

Reduktion von Caesiumchlorid mit Calcium

Weitere Möglichkeiten der Caesiummetallherstellung sind die Reduktion von Caesiumhydroxid mit Magnesium und die Reduktion von Caesiumdichromat mit Zirconium.^[15]

$\mathrm{Cs_2Cr_2O_7 + 2\ Zr \longrightarrow 2\ Cs + 2\ ZrO_2 + Cr_2O_3}$

Reaktion von Caesiumdichromat und Zirconium zu Caesium, Zirconium(IV)-oxid und Chrom(III)-oxid

Hochreines Caesium lässt sich über die Zersetzung von Caesiumazid, das aus Caesiumcarbonat gewonnen werden kann, und anschließende Destillation darstellen. Die Reaktion erfolgt bei 380 °C an einem Eisen- oder Kupferkatalysator.^[16]

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Kristallstruktur von Caesium, a = 614 pm

dendritisch-kristalline Erstarrungsform von Caesium

Caesium ist in seinem reinsten Zustand ein silberweißes Leichtmetall mit einer Dichte von 1,873 g/cm³, das schon durch geringe Verunreinigungen goldgelb erscheint. In vielen Eigenschaften steht es zwischen denen des Rubidiums und – soweit bekannt – denen des instabilen Franciums. Es besitzt mit 28,7 °C mit Ausnahme von Francium den niedrigsten Schmelzpunkt aller Alkalimetalle und hat zugleich nach Quecksilber und vergleichbar mit Gallium einen der niedrigsten Schmelzpunkte für Metalle überhaupt. Caesium ist sehr weich (Mohs-Härte: 0,2) und sehr dehnbar.

Wie die anderen Alkalimetalle kristallisiert Caesium bei Standardbedingungen im kubischen Kristallsystem mit einer kubisch-raumzentrierten Elementarzelle in der Raumgruppe $Im\bar3m$ mit dem Gitterparameter a = 614 pm sowie zwei Formeleinheiten pro Elementarzelle. Unter einem Druck von 41 kbar erfolgt eine Phasenumwandlung in eine kubisch-flächenzentrierte Kristallstruktur mit dem Gitterparameter a = 598 pm.^[17]

Mit Ausnahme von Lithium lässt sich Caesium mit anderen Alkalimetallen beliebig mischen. Bei einem Verhältnis von 41 % Caesium, 12 % Natrium und 47 % Kalium entsteht eine Legierung mit dem bisher niedrigsten bekannten Schmelzpunkt von −78 °C.^[18]

Das Caesiumatom und auch das Ion Cs⁺ besitzen einen großen Radius, sie sind – wiederum mit Ausnahme von Francium – die größten einzelnen Atome beziehungsweise Ionen. Dies hängt mit der besonders niedrigen effektiven Kernladung zusammen, wodurch vor allem das äußerste s-Elektron nur in geringem Maß an den Kern gebunden ist. Dies bewirkt neben dem großen Atomradius auch die geringe Ionisierungsenergie des Caesiumatoms und damit die hohe Reaktivität des Elements.^[19]

Gasförmiges Caesium hat einen ungewöhnlichen Brechungsindex kleiner als eins. Das bedeutet, dass die Phasengeschwindigkeit der elektromagnetischen Welle – in diesem Fall Licht – größer als im Vakuum ist. Da hierbei jedoch keine Informationen oder Materie übertragen werden, steht dieses im Einklang mit der speziellen Relativitätstheorie.^[20]

Chemische Eigenschaften

Nach Francium ist Caesium das Element mit der niedrigsten Ionisierungsenergie. Für die Abspaltung des äußersten Elektrons weist es die niedrigste Elektronegativität auf. Caesium gibt dieses bei Kontakt mit anderen Elementen sehr leicht ab und bildet einwertige Caesiumsalze. Da durch die Abspaltung dieses einen Elektrons die Edelgaskonfiguration erreicht ist, bildet es keine zwei- oder höherwertigen Ionen.

Reaktionen mit Caesium verlaufen in der Regel sehr heftig, so entzündet es sich beim Kontakt mit Sauerstoff sofort und bildet wie Kalium und Rubidium das entsprechende Hyperoxid.

$\mathrm{Cs + O_2 \longrightarrow CsO_2}$

Reaktion von Caesium und Wasser

Auch mit Wasser reagiert es sehr heftig unter Bildung von Caesiumhydroxid, diese Reaktion findet sogar mit Eis bei Temperaturen von −116 °C statt.^[21]

$\mathrm{2\ Cs + 2\ H_2O \longrightarrow 2\ CsOH + H_2 \uparrow}$

Isotope

Zerfallswege von ¹³⁷Cs

Insgesamt sind 39 Isotope und 23 weitere Kernisomere des Caesiums bekannt. In der Natur kommt nur das Isotop ¹³³Cs vor. Caesium ist daher ein Reinelement. Von den künstlichen Isotopen haben ¹³⁴Cs mit 2,0648 Jahren, ¹³⁵Cs mit 2,3 Millionen Jahren und ¹³⁷Cs mit 30,17 Jahren mittlere bis sehr lange Halbwertszeiten, während die der anderen Isotope zwischen 17 µs bei ¹¹³Cs und 13,16 Tagen bei ¹³⁶Cs liegen.^[22]

Ein wichtiges künstliches Isotop ist ¹³⁷Cs, ein Betastrahler mit einer Halbwertszeit von 30,17 Jahren.^{[23] 137}Cs zerfällt mit einer Wahrscheinlichkeit von 94,6 % zuerst in das metastabile Zwischenprodukt ^137mBa, das sich mit einer Halbwertszeit von 2,552 Minuten durch Gammazerfall in das stabile Barium-Isotop ¹³⁷Ba umwandelt. Bei den restlichen 5,4 % gibt es einen direkten Übergang zum stabilen Barium-Isotop ¹³⁷Ba. Zusammen mit weiteren Caesiumisotopen entsteht es bei der Kernspaltung in Kernreaktoren.

$\mathrm{^{235}_{\ 92}U +\ ^{1}_{0}n \longrightarrow\ ^{236}_{\ 92}U \longrightarrow\ ^{137}_{\ 55}Cs +\ ^{96}_{37}Rb + 3\ ^{1}_{0}n}$

Bildung von ¹³⁷Cs bei der Kernspaltung von ²³⁵U^[24]

¹³⁷Cs ist neben dem Cobaltisotop ⁶⁰Co eine wichtige Gammastrahlenquelle und wird in der Strahlentherapie zur Behandlung von Krebserkrankungen, zur Messung der Fließgeschwindigkeit in Röhren und zur Dickenprüfung etwa von Papier, Filmen oder Metall verwendet.^[25] Daneben dient es in der Qualitätskontrolle in der Nuklearmedizin als langlebiges Nuklid in Prüfstrahlern.^[26]

Größere Mengen des Isotops ¹³⁷Cs gelangten durch oberirdische Kernwaffenversuche und durch das Reaktorunglück von Tschernobyl in die Umwelt. Die bei allen oberirdischen Kernwaffentests freigesetzte Aktivität an ¹³⁷Cs betrug 948×10¹⁵ Bq.^[27] Die Gesamtmenge an ¹³⁷Cs, das durch die Tschernobyl-Katastrophe freigesetzt wurde, hatte eine Aktivität von etwa 85×10¹⁵ Bq.^[27] Hinzu kamen ein Aktivität von etwa 47×10¹⁵ Bq durch ¹³⁴Cs und 36×10¹⁵ Bq durch ¹³⁶Cs.^[27] Durch den Fallout wurden viele Gebiete in Europa, auch in Deutschland, mit radioaktivem Caesium belastet. Besonders reichert sich ¹³⁷Cs in Pilzen an, die Lignin zersetzen können und dadurch einen leichteren Zugang zu Kalium und damit auch zu dem chemisch sehr ähnlichen Caesium haben als Pflanzen. Insbesondere der Maronenröhrling (Xerocomus badius) und der Flockenstielige Hexenröhrling (Boletus erythropus) reichern Caesium an, während beispielsweise der verwandte Steinpilz (Boletus edulis) nur eine geringe Caesium-Anreicherung zeigt. Die Ursache für die hohe Caesium-Anreicherung der beiden erstgenannten Pilze ist durch deren Hutfarbstoffe Badion A und Norbadion A begründet, die Caesium komplexieren können.^[28][29] Im Steinpilz sind diese beiden Derivate der Pulvinsäure nicht vorhanden.^[30] Betroffen sind auch Wildtiere, die Pilze fressen.^[31] Die genaue Caesiumbelastung ist abhängig von der Menge an niedergegangenem Fallout und der Bodenbeschaffenheit, da Böden Caesium unterschiedlich stark binden und damit für Pflanzen verfügbar machen können.^[32]

Ein Vorfall, bei dem Menschen aufgrund der Strahlenexposition durch ¹³⁷Cs starben, war der Goiânia-Unfall im Jahr 1987 in Brasilien, bei dem Diebe ein Strahlentherapiegerät stahlen und das enthaltene ¹³⁷Cs an Freunde und Bekannte verteilten.^[33]

Verwendung

Auf Grund der komplizierten Herstellung und hohen Reaktivität wird elementares Caesium nur in geringem Maß eingesetzt. Es hat seine Einsatzgebiete vorwiegend in der Forschung. Da Caesium eine kleine Austrittsarbeit hat, kann es als Glühkathode etwa zur Gewinnung freier Elektronen verwendet werden. Auch magnetohydrodynamische Generatoren werden mit Caesium als möglichem Plasmamaterial untersucht.^[14] In der Raumfahrt wird Caesium neben Quecksilber und Xenon auf Grund seiner hohen molaren Masse, die einen größeren Rückstoß als leichtere Elemente bewirkt, als Antriebsmittel in Ionenantrieben eingesetzt.^[34]

Die Sekunde als Maßeinheit der Zeit ist seit 1967 als das 9.192.631.770-fache der Periode eines bestimmten atomaren Übergangs in Caesium definiert (siehe Internationales Einheitensystem).^[35] Dazu passend ist Caesium das die Frequenz bestimmende Element in den Atomuhren, die die Basis für die koordinierte Weltzeit bilden.^[36] Caesium wurde für diese Anwendung gewählt, weil der Übergang zwischen den beiden Grundzuständen mit 9,1 GHz noch mit elektronischen Mitteln erreichbar ist. Die Breite dieses Übergangs und damit die Unsicherheit der Messung ist nicht durch Eigenschaften des Atoms bestimmt. Durch die niedrige Verdampfungstemperatur kann mit wenig Aufwand ein Atomstrahl mit geringer Geschwindigkeitsunsicherheit erzeugt werden.

Eine Wolke von Caesiumatomen kann in magneto-optischen Fallen in der Schwebe gehalten und mit Hilfe von Lasern bis auf einige µK an den absoluten Nullpunkt abgekühlt werden. Mit dieser Technik war es möglich, die Frequenzstabilität und damit die Genauigkeit der Caesium-Atomuhr deutlich zu verbessern.^[37]

Daneben wird Caesium in Vakuumröhren verwendet, da es mit geringen Restspuren an Gasen reagiert und so für ein besseres Vakuum (Getter) sorgt. Dabei wird das Caesium in situ durch die Reaktion von Caesiumdichromat mit Zirconium erzeugt.^[14] Caesium ist – legiert mit Antimon und anderen Alkalimetallen – ein Material für Photokathoden, die etwa in Photomultipliern eingesetzt werden.^[38]

Nachweis

Zum Nachweis von Caesium können die Spektrallinien bei 455 und 459 nm^[18] im Blau genutzt werden. Quantitativ lässt sich dies in der Flammenphotometrie zur Bestimmung von Caesiumspuren nutzen.

In der Polarographie zeigt Caesium eine reversible kathodische Stufe bei −2,09 V (gegen eine Kalomelelektrode). Dabei müssen als Grundelektrolyt quartäre Ammoniumverbindungen (beispielsweise Tetramethylammoniumhydroxid) verwendet werden, da andere Alkali- oder Erdalkalimetallionen sehr ähnliche Halbstufenpotentiale besitzen.^[39]

Gravimetrisch lässt sich Caesium wie Kalium über verschiedene schwerlösliche Salze nachweisen. Beispiele hierfür sind das Perchlorat CsClO₄ und das Hexachloridoplatinat Cs₂[PtCl₆].^[40]

Biologische Bedeutung

Caesium kommt normalerweise nicht im Körper vor. Mit der Nahrung aufgenommenes Caesium wird auf Grund der Ähnlichkeit zu Kalium im Magen-Darm-Trakt resorbiert und analog zu Kalium vorwiegend im Muskelgewebe gespeichert. Die biologische Halbwertszeit, mit der Caesium vom menschlichen Körper wieder ausgeschieden wird, ist abhängig von Alter und Geschlecht und beträgt im Durchschnitt 110 Tage.^[32]

Caesium ist chemisch nur in sehr geringem Maß giftig. Typische LD₅₀-Werte für Caesiumsalze liegen bei 1000 mg/kg (Ratte, oral).^[14] Von Bedeutung ist jedoch die toxische Wirkung der ionisierenden Strahlung aufgenommener radioaktiver Caesiumisotope, die je nach Dosis die Strahlenkrankheit verursachen können. Wegen der guten Wasserlöslichkeit der meisten Caesiumsalze werden diese im Magen-Darm-Trakt vollständig resorbiert und vorwiegend im Muskelgewebe verteilt.^[41] Durch die Aufnahme von radioaktivem ¹³⁷Cs nach der Katastrophe von Tschernobyl im Jahr 1986 ergab sich in den ersten drei Monaten eine durchschnittliche effektive Dosis von 0,6 μSv für einen Erwachsenen der Bundesrepublik Deutschland.^[32]

Sicherheitshinweise

An Luft entzündet sich Caesium spontan, weshalb es in Ampullen unter reinem Argon oder im Vakuum aufbewahrt werden muss. Wegen seiner hohen Reaktionsfähigkeit reagiert es mit Wasser explosiv. Die Explosivität kann durch die Entzündung des dabei entstehenden Wasserstoffs verstärkt werden. Brennendes Caesium muss mit Metallbrandlöschern oder trockenem Sand gelöscht werden. Die Entsorgung erfolgt wie bei anderen Alkalimetallen durch vorsichtiges Zutropfen von Alkoholen wie 2-Pentanol, tert-Butanol oder Octanol und anschließende Neutralisation.^[8]

Verbindungen

Als typisches Alkalimetall kommt Caesium ausschließlich in ionischen Verbindungen in der Oxidationsstufe +1 vor. Die meisten Caesiumverbindungen sind gut wasserlöslich.

Halogenide

Caesiumchlorid-Struktur

Caesium bildet mit allen Halogenen gut wasserlösliche Halogenide der Form CsX (X: Halogenid). Caesiumchlorid besitzt eine charakteristische Kristallstruktur, die einen wichtigen Strukturtyp bildet (Caesiumchloridstruktur). So kristallisieren mit Ausnahme von Caesiumfluorid auch die anderen Caesiumhalogenide. Caesiumchlorid ist Ausgangsstoff für die Gewinnung elementarem Caesiums. Da sich bei ausreichend langdauerndem Zentrifugieren automatisch ein Dichtegradient ausbildet, wird es zur Trennung und Reinigung von DNA in der Ultrazentrifuge verwendet.^[14] Hochreines Caesiumiodid und Caesiumbromid werden als transparentes Szintillationsmaterial in Szintillationszählern eingesetzt.^[42][43]

Sauerstoffverbindungen

Caesium bildet eine ungewöhnlich große Zahl an Sauerstoffverbindungen. Dies hängt vor allem mit der niedrigen Reaktivität des Caesiumions zusammen, so dass die Bildung von Sauerstoff-Sauerstoff-Bindungen möglich ist. Bekannt sind mehrere Suboxide wie Cs₁₁O₃ und Cs₃O, bei denen ein Überschuss an Caesium vorliegt und die dementsprechend elektrische Leitfähigkeit zeigen. Daneben sind mit steigenden Sauerstoffgehalten das Oxid Cs₂O, das Peroxid Cs₂O₂, das Hyperoxid CsO₂ und das Ozonid CsO₃ bekannt. Alle diese Verbindungen sind im Gegensatz zu den meisten übrigen Caesiumverbindungen farbig, die Suboxide violett oder blaugrün, die übrigen gelb, orange oder rot.

Caesiumhydroxid ist ein stark hygroskopischer, weißer Feststoff, der sich gut in Wasser löst. Die dabei entstehende Base zählt zu den stärksten wässrigen Basen überhaupt.

Weitere Caesiumverbindungen

Caesiumcarbonat ist ein weißer Feststoff und löst sich in vielen organischen Lösungsmitteln. Es wird in verschiedenen organischen Synthesen als Base beispielsweise für Veresterungen oder für die Abspaltung spezieller Schutzgruppen eingesetzt.^[44]

Caesiumnitrat findet in großem Umfang Verwendung in militärischer Pyrotechnik^[45], und zwar in NIR-Leuchtmunition^[46] und Infrarottarnnebeln^[47]. Während die Verwendung in NIR-Leuchtsätzen auf den intensiven Emissionslinien des Elements bei 852, 1359 und 1469 nm beruht, basiert der Einsatz in Tarnnebeln auf der leichten Ionisierbarkeit des Elements. Die beim Abbrand der pyrotechnischen Wirkmassen in der Flamme gebildeten Cs-Ionen wirken als Kondensationskeime und verstärken daher die für die Strahlungsabsorption wichtige Aerosolausbeute.

Caesiumchromat kann zusammen mit Zirconium als einfache Quelle für die Gewinnung elementaren Caesiums zur Beseitigung von Wasser- und Sauerstoffspuren in Vakuumröhren eingesetzt werden.^[48]

Einen Überblick über Caesiumverbindungen gibt die Kategorie:Caesiumverbindung.

Einzelnachweise

1. ↑ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Caesium) entnommen.
3. ↑ Manjeera Mantina, Adam C. Chamberlin, Rosendo Valero, Christopher J. Cramer, Donald G. Truhlar: Consistent van der Waals Radii for the Whole Main Group. In: J. Phys. Chem. A. 2009, 113, S. 5806–5812 (doi:10.1021/jp8111556).
4. ↑ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik, Band 6: Festkörper. 2. Auflage, Walter de Gruyter, 2005, ISBN 978-3-11-017485-4, S. 361.
5. ↑ N. N. Greenwood und A. Earnshaw: Chemie der Elemente, 1. Auflage, 1988, S. 97, ISBN 3-527-26169-9.
6. ↑ Weast, Robert C. (ed. in chief): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. Seiten E-129 bis E-145. ISBN 0-8493-0470-9. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
7. ↑ ^{a b} Datenblatt Caesium bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 15. März 2011.
8. ↑ ^{a b} Eintrag zu Cäsium in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 14. Dezember 2007 (JavaScript erforderlich).
9. ↑ ^{a b c} G. Kirchhoff, R. Bunsen: Chemische Analyse durch Spectralbeobachtungen. In: Annalen der Physik und Chemie. 1861, 189, 7, S. 337–381 (doi:10.1002/andp.18611890702).
10. ↑ Richard Zsigmondy: Colloids and the Ultramicroscope. Read books, 2007, ISBN 978-1-4067-5938-9, S. 69 (Colloids and the Ultramicroscope in der Google Buchsuche).
11. ↑ Carl Setterberg: Ueber die Darstellung von Rubidium- und Cäsiumverbindungen und über die Gewinnung der Metalle selbst. In: Justus Liebigs Annalen der Chemie. 1881, 221, 1, S. 100–116 (doi:10.1002/jlac.18822110105).
12. ↑ ^{a b} David R. Lide (ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics, 90. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2005, ISBN 978-1-4200-9084-0. Section 14, Geophysics, Astronomy, and Acoustics; Abundance of Elements in the Earth's Crust and in the Sea.
13. ↑ U.S. Geological Survey: Caesium. In: Mineral Commodity Summaries, Januar 2009.
14. ↑ ^{a b c d e f} Manfred Bick, Horst Prinz: Cesium and Cesium Compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005 (doi:10.1002/14356007.a06 153).
15. ↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1273.
16. ↑ Fritz Blatter, Ernst Schuhmacher: Production of high purity caesium. In: Journal of the Less Common Metals. 1986, 115, 2, S. 307–313 (doi:10.1016/0022-5088(86)90153-0).
17. ↑ K. Schubert: Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente. In: Acta Crystallographica. 1974, B30, S. 193–204, doi:10.1107/S0567740874002469.
18. ↑ ^{a b} Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1274.
19. ↑ Michael Binnewies, Michael Jäckel, Helge Willner: Allgemeine und Anorganische Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, Berlin 2003, ISBN 978-3-8274-0208-0, S. 49–53.
20. ↑ L. J. Wang, A. Kuzmich, A. Dogariu: Gain-assisted superluminal light propagation. In: Nature. 2000, 406, S. 277–279 (doi:10.1038/35018520).
21. ↑ Caesium bei webelements.com, eingesehen am 5. September 2009.
22. ↑ G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties. In: Nuclear Physics. 2003, Bd. A 729, S. 3–128.
23. ↑ M.P. Unterweger: Half-life measurements at the National Institute of Standards and Technology. In: Applied Radiation and Isotopes. 56, 2002, S. 125–130, doi:10.1016/S0969-8043(01)00177-4.
24. ↑ Martin Volkmer: Basiswissen Kernenergie. Informationskreis Kernenergie, Bonn 1996, ISBN 3-925986-09-X, S. 30.
25. ↑ Radioisotope Brief: Cesium-137 (Cs-137). Centers for Disease Control and Prevention, Atlanta 2006, eingesehen am 25. September 2009.
26. ↑ L. Geworski, Chr. Reiners. Qualitätsprüfung nuklearmedizinischer Messsysteme: Konstanzprüfung. In: L. Geworski, G. Lottes, Chr. Reiners, O. Schober. Empfehlungen zur Qualitätskontrolle in der Nuklearmedizin. Schattauer Verlag, Stuttgart, New York 2003 ISBN 3-7945-2242-7 S. 258 und S. 263
27. ↑ ^{a b c} UNSCEAR 2008 Report. Sources and effects of ionizing radiation. Band 2. Annex D - Health effects due to radiation from the Chernobyl accident. New York 2011, S. 49, PDF.
28. ↑ D. C. Aumann, G. Clooth, B. Steffan, W. Steglich: Komplexierung von Caesium-137 durch die Hutfarbstoffe des Maronenröhrlings (Xerocomus badius). In: Angewandte Chemie' Band 101, Nummer 4, 1989, S. 495–496. doi:10.1002/ange.19891010429
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Literatur

• Manfred Bick, Horst Prinz: Cesium and Cesium Compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005 (doi:10.1002/14356007.a06 153).
• Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
• Caesium. In: Römpp Chemie Lexikon. Thieme-Verlag, Stand 2002.

Weblinks

 Wiktionary: Caesium – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

 Commons: Caesium – Album mit Bildern und/oder Videos und Audiodateien

• EnvironmentalChemistry.com – Cesium

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