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Cäsium (Cs), auch Cäsium geschrieben, chemisches Element der Gruppe 1 (auch Gruppe Ia genannt) des Periodensystems, der Gruppe der Alkalimetalle, und das erste Element, das spektroskopisch entdeckt wurde (1860), von den deutschen Wissenschaftlern Robert Bunsen und Gustav Kirchhoff, die es nach den einzigartigen blauen Linien seines Spektrums benannten (lateinisch caesius, „himmelblau“).

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118 Namen und Symbole des Periodensystems Quiz

Das Periodensystem setzt sich aus 118 Elementen zusammen. Wie gut kennen Sie deren Symbole? In diesem Quiz werden Ihnen alle 118 chemischen Symbole gezeigt, und Sie müssen den Namen des chemischen Elements wählen, für das jedes Symbol steht.

Dieses silbrige Metall mit goldenem Schimmer ist das reaktivste und eines der weichsten aller Metalle. Es schmilzt bei 28,4 °C (83,1 °F), knapp über der Raumtemperatur. Es kommt etwa halb so häufig vor wie Blei und 70-mal so häufig wie Silber. Cäsium kommt in winzigen Mengen (7 Teile pro Million) in der Erdkruste in den Mineralien Pollucit, Rhodizit und Lepidolith vor. Pollucit (Cs4Al4Si9O26∙H2O) ist ein cäsiumreiches Mineral, das Quarz ähnelt. Es enthält 40,1 Prozent Cäsium auf reiner Basis, und unreine Proben werden normalerweise durch Handsortierverfahren auf mehr als 25 Prozent Cäsium getrennt. Große Pollucit-Vorkommen wurden in Simbabwe und in den lithiumhaltigen Pegmatiten am Bernic Lake, Manitoba, Kanada, gefunden. Rhodizit ist ein seltenes Mineral, das in geringen Konzentrationen in Lepidolith und in Salzsolen und Salzlagerstätten vorkommt.

Die Hauptschwierigkeit bei der Gewinnung von reinem Cäsium ist, dass Cäsium in der Natur immer zusammen mit Rubidium vorkommt und auch mit anderen Alkalimetallen vermischt ist. Da sich Cäsium und Rubidium chemisch sehr ähnlich sind, bereitete ihre Trennung vor dem Aufkommen von Ionenaustauschmethoden und ionenspezifischen Komplexbildnern wie Kronenethern zahlreiche Probleme. Sind die reinen Salze erst einmal hergestellt, ist es eine einfache Aufgabe, sie in das freie Metall zu überführen.

Cäsium kann durch Elektrolyse einer geschmolzenen Cäsiumcyanid/Bariumcyanid-Mischung und durch andere Methoden, wie die Reduktion seiner Salze mit Natriummetall, gefolgt von fraktionierter Destillation, isoliert werden. Cäsium reagiert explosiv mit kaltem Wasser; es verbindet sich leicht mit Sauerstoff, daher wird es in Vakuumröhren als „Getter“ verwendet, um die Spuren von Sauerstoff und anderen Gasen, die beim Verschließen in der Röhre eingeschlossen sind, zu beseitigen. Das sehr reine gasfreie Cäsium, das als „Getter“ für Sauerstoff in Vakuumröhren benötigt wird, kann bei Bedarf durch Erhitzen von Cäsiumazid (CsN3) im Vakuum hergestellt werden. Da Cäsium stark photoelektrisch ist (es verliert leicht Elektronen, wenn es von Licht getroffen wird), wird es in photoelektrischen Zellen, Photomultipliern, Szintillationszählern und Spektrophotometern verwendet. Es wird auch in Infrarotlampen verwendet. Da das Cäsium-Atom thermisch ionisiert und die positiv geladenen Ionen auf große Geschwindigkeiten beschleunigt werden können, könnten Cäsium-Systeme außerordentlich hohe Abgasgeschwindigkeiten für Plasma-Antriebsmotoren für die Erforschung des Weltraums liefern.

Cäsium-Metall wird wegen seiner relativ hohen Kosten nur in begrenzten Mengen hergestellt. Cäsium findet Anwendung in thermionischen Energiewandlern, die direkt in Kernreaktoren oder aus der durch radioaktiven Zerfall entstehenden Wärme Strom erzeugen. Eine weitere mögliche Anwendung von Cäsium-Metall ist die Herstellung einer niedrigschmelzenden eutektischen NaKCs-Legierung.

Atomisches Cäsium wird im weltweiten Zeitstandard, der Cäsium-Uhr, eingesetzt. Die vom Isotop Cäsium-133 ausgesendete Mikrowellen-Spektrallinie hat eine Frequenz von 9.192.631.770 Hertz (Schwingungen pro Sekunde). Dies stellt die fundamentale Einheit der Zeit dar. Cäsium-Uhren sind so stabil und genau, dass sie auf 1 Sekunde in 1,4 Millionen Jahren zuverlässig sind. Primäre Standard-Cäsiumuhren, wie die NIST-F1 in Boulder, Colorado, sind etwa so groß wie ein Eisenbahnwaggon. Kommerzielle Sekundärstandards sind koffergroß.

Natürlich vorkommendes Cäsium besteht ausschließlich aus dem nicht-radioaktiven Isotop Cäsium-133; eine große Anzahl radioaktiver Isotope von Cäsium-123 bis Cäsium-144 sind hergestellt worden. Cäsium-137 ist wegen seiner langen Halbwertszeit von 30,17 Jahren in der medizinischen und industriellen Radiologie nützlich. Als Hauptbestandteil des nuklearen Fallouts und als Abfallprodukt, das bei der Produktion von Plutonium und anderen angereicherten Kernbrennstoffen anfällt, stellt es jedoch eine Gefahr für die Umwelt dar. Die Entfernung von radioaktivem Cäsium aus kontaminiertem Boden an Standorten der Kernwaffenproduktion, wie dem Oak Ridge National Laboratory in Oak Ridge, Tennessee, und dem Hanford-Gelände des US-Energieministeriums in der Nähe von Richland, Washington, ist ein großer Sanierungsaufwand.

Cäsium ist schwierig zu handhaben, da es an der Luft spontan reagiert. Wenn eine Metallprobe eine ausreichend große Oberfläche hat, kann sie verbrennen und Superoxide bilden. Cäsium-Superoxid hat einen eher rötlichen Farbton. Cs2O2 kann durch Oxidation des Metalls mit der erforderlichen Menge an Sauerstoff gebildet werden, aber andere Reaktionen von Cäsium mit Sauerstoff sind viel komplexer.

Cäsium ist das elektropositivste und alkalischste Element und verliert daher leichter als alle anderen Elemente sein einzelnes Valenzelektron und bildet ionische Bindungen mit fast allen anorganischen und organischen Anionen. Auch das Anion Cs- wurde bereits hergestellt. Cäsiumhydroxid (CsOH), das das Hydroxidanion (OH-) enthält, ist die stärkste bekannte Base, die sogar Glas angreift. Einige Cäsiumsalze werden bei der Herstellung von Mineralwässern verwendet. Cäsium bildet eine Reihe von Quecksilberamalgamen. Wegen des größeren spezifischen Volumens von Cäsium im Vergleich zu den leichteren Alkalimetallen neigt es weniger zur Bildung von Legierungssystemen mit anderen Metallen.

Rubidium und Cäsium sind in allen Verhältnissen mischbar und vollständig festlöslich; der Schmelzpunkt liegt mindestens bei 9 °C.