Caesium

Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE MeV	ZP
¹²⁹Cs	{syn.}	32,06 h	ε	1,195	¹²⁹Xe
¹³⁰Cs	{syn.}	29,21 min	ε	2,983	¹³⁰Xe
¹³⁰Cs	{syn.}	29,21 min	β-	0,373	¹³⁰Ba
¹³¹Cs	{syn.}	9,689 d	ε	0,352	¹³¹Xe
¹³²Cs	{syn.}	6,479 d	ε	2,120	¹³²Xe
¹³²Cs	{syn.}	6,479 d	β-	1,280	¹³²Ba
¹³³Cs	100 %	Stabil
¹³⁴Cs	{syn.}	2,0648 a	β-	2,059	¹³⁴Ba
¹³⁵Cs	{syn.}	2 · 10⁶ a	β-	0,2	¹³⁵Ba
¹³⁶Cs	{syn.}	13,16 d	β-	2,548	¹³⁶Ba
¹³⁷Cs	{syn.}	30,17 a	β-	0,5	¹³⁷Ba

Sicherheitshinweise

Gefahrstoffkennzeichnung ^[1]

F
Leichtent-
zündlich

C
Ätzend

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 (Schreibweise nach IUPAC auch Cesium), umgangssprachlich auch Cäsium oder Zäsium, ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol Cs und der Ordnungszahl 55. Das extrem reaktive, goldfarbene, in hochreinem Zustand silbrig glänzende Alkalimetall schmilzt bei Körpertemperatur.

[Bearbeiten] Geschichte

Caesium wurde erstmals 1860 zusammen mit Rubidium von dem deutschen Chemiker Robert Wilhelm Bunsen und dem deutschen Physiker Gustav Robert Kirchhoff, den Erfindern der Spektralanalyse, im Dürkheimer Mineralwasser nachgewiesen. Der Name Caesium ist vom lateinischen caesius abgeleitet, was „himmelblau“ bedeutet. Der Name nimmt Bezug auf die typischen Spektrallinien des Caesiums, welche im blauen Bereich liegen, und wurde 1861 von Bunsen/Kirchhoff vergeben.

Im Jahr 1882 stellte Carl Setterberg erstmals metallisches Caesium durch Schmelzelektrolyse des Cyanids her.

[Bearbeiten] Vorkommen

Das Mineral Pollucit

Kommerziell nutzbar ist nur das Mineral Pollucit, welches auch Pollux genannt wird und im Bernic Lake in Manitoba, Kanada abgebaut wird. Die Herstellung des reinen Metalls erfolgt durch Reduktion von Caesiumchlorid mit Calcium.

[Bearbeiten] Eigenschaften

Goldgelbes Caesium in Ampulle unter Argongas

Caesium weist von allen stabilen Elementen des Periodensystems mit 274 pm den größten Atomradius auf.

Allgemein wenig bekannt ist, dass hochreines Caesium eine silberweiße Farbe aufweist. Bereits geringste Sauerstoffspuren, zum Beispiel aus dem Glas einer evakuierten Aufbewahrungsampulle, reichen aus, um den bekannten goldfarbenen Glanz des Metalls zu erzeugen. Die eigentliche Farbe des Metalls ist so nur für kurze Zeit nach seiner Destillation sichtbar.

Caesium ist das weichste aller Metalle und äußerst dehnbar. Es hat nach Quecksilber und dem radioaktiven, in der Natur praktisch nicht vorhandenen Francium den niedrigsten Schmelzpunkt aller Metalle. Dieser liegt bei 28,45 °C, der Siedepunkt liegt bei 671 °C.

Caesium ist das unedelste und reaktionsfähigste Metall, es reagiert mit vielen anderen Elementen zum Teil explosionsartig unter Feuererscheinung. Bei der äußerst heftigen, stark exothermen Reaktion mit Wasser entsteht neben Wasserstoff auch noch Caesiumhydroxid, die stärkste Metallhydroxidbase.

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

In Luft verbrennt Caesium mit blauvioletter Flamme zu Caesiumhyperoxid.

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

Oberhalb 300 °C greift es auch Glas an. Caesium ist auch das Element mit dem größten thermischen Ausdehnungskoeffizient (9,4 · 10^-5 pro °C).

Goldgelbe Caesiumnadeln in einer Ampulle

[Bearbeiten] Isotope

Natürlich kommt nur ¹³³Cs vor, es zählt somit zu den anisotopen Elementen beziehungsweise Reinelementen.

Die anderen, allesamt radioaktiven Caesium-Isotope kommen nur als künstliche Spaltprodukte bei Kernreaktionen vor. Das bedeutendste künstliche Isotop ist der Beta- und Gammastrahler ¹³⁷Cs mit einer Halbwertszeit von 30 Jahren. Bekannt wurde es vor allem durch die radioaktive Belastung nach dem Reaktorunglück von Tschernobyl 1986, wobei der anthropogen verursachte Eintrag in die Natur (hauptsächlich Böden) jedoch vorwiegend auf die oberirdischen Atomwaffentests der 50er und 60er Jahre zurückzuführen ist. Besonders angereichert hat es sich in bestimmten Pilzen (beispielsweise Maronenröhrlinge in Süddeutschland und Österreich) und in Wildtieren (maßgeblich Schwarzwild, in welchem sich auch heute noch bis zu 9.000 Bq messen lassen (Süddeutschland, Schluchsee)). Der Grenzwert für Lebensmittel beträgt in der EU 600 Bq/kg.

[Bearbeiten] Verwendung

Herstellung von Fotozellen (besonders für IR-Strahlung) und Photomultipliern
Infrarotleuchtsätze zum Einsatz mit Nachtsichtgeräten .^[2]
Tarnnebelmunition ^[3]
Infrarotdurchlässige Fenster, Linsen und Prismen
Caesium-Dampf-Lampen für Nachtsichtgeräte
Herstellung von caesiumdotierten Katalysatoren
Atomuhren, Caesiumuhren als Zeitnormale
Gettermetall für Vakuumröhren
¹³⁷Cs als Strahlungsquelle für medizinische Anwendungen in der Krebstherapie und in kleinen Bestrahlungsanlagen (wie Gammacell) bei Versuchen zur Lebensmittelbestrahlung
¹³⁷Cs Wärmequelle (thermoionische Batterien, Isotopenbatterie)
Treibstoff für Ionentriebwerke
¹³⁷Cs als Tracer für Wind- und Wassererosion
¹³⁷Cs als Strahlungsquelle für Dichtemessungen in der Geophysik

[Bearbeiten] Nachweis

Zum Nachweis von Caesium kann man seine blaue Flammenfärbung nutzen. Im Spektroskop zeigt sich eine deutliche Emissionslinie bei 455,5 nm.^[4] 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 SCE). Dabei müssen als Grundelektrolyt quartäre Ammoniumverbindungen (hier beispielsweise 0,1 M Tetramethylammoniumhydroxid) verwendet werden, weil andere Alkali- oder Erdalkalimetallionen sehr ähnliche Halbstufenpotentiale besitzen.^[5]

[Bearbeiten] Sicherheitshinweise

An Luft entzündet sich Caesium spontan, weshalb es in Ampullen unter reinem Argon oder im Vakuum aufbewahrt werden muss. In Wasser reagiert es exotherm unter Entwicklung gasförmigen Wasserstoffs. Wegen seiner hohen Reaktionsfähigkeit reagiert es mit Wasser explosiv. Die Explosivität kann durch die Entzündung des dabei entstehenden Wasserstoffs verstärkt werden.

[Bearbeiten] Verbindungen

Caesium ist eines der elektropositivsten Elemente. Aufgrund des großen Elektronegativitätsunterschieds zu den meisten anderen Elementen ist es fast ausschließlich in ionischen Verbindungen anzutreffen, wie zum Beispiel:

Caesiumhydrid (CsH)
Caesiumhydroxid (CsOH)
Caesiumhyperoxid (CsO₂)
Caesiumchlorid (CsCl)
Caesiumfluorid (CsF)

Andere Verbindungen sind z. B.:

Caesiumiodid (CsI)

[Bearbeiten] Besonderheit

In gasförmigem Caesium ist die Brechzahl kleiner als 1. Das bedeutet, dass die Phasengeschwindigkeit der elektromagnetischen Welle – in diesem Fall Licht – größer als im Vakuum ist. Dieses Phänomen ist insbesondere von Plasmen her bekannt und steht in völligem Einklang mit der speziellen Relativitätstheorie, da weder Materie noch Information übertragen wird.

[Bearbeiten] Siehe auch

Goiânia-Unfall – Diebstahl von Caesium-137 in den 1980-ern, das dann unter Freunden und Bekannten verteilt wurde.^[6]

[Bearbeiten] Einzelnachweise

↑ Eintrag zu Cäsium in der GESTIS-Stoffdatenbank des BGIA, abgerufen am 14. Dezember 2007 (JavaScript erforderlich)
↑ C. W. Lohkamp USP 3 733 223, The United States as represented by the Secretary of the Navy, USA, (1973)
↑ M. Weber DE 32 38 444, Pyrotechnische Fabrik F. Feistel GmbH & Co. KG, Göllheim, Germany, (1982)
↑ Greenwood, Earnshaw: Chemie der Elemente, VCH, Weinheim, 1990, S. 97.
↑ J. Heyrovský, J. Kůta: Grundlagen der Polarographie, Akademie-Verlag, Berlin, 1965, S. 509.
↑ IAEO (Hrsg.): [HTML (dort PDF) The Radiological Accident in Goiânia]. Wien 16. September 1998, ISBN 92-0-129088-8 (Stand: 2007-12-13).