Cesium

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
KsenonCesiumBarium
Rb

Cs

Fr  
 
 
Cs-TableImage.png
Yleistä
Nimi Cesium
Tunnus Cs
Järjestysluku 55
Luokka Metalli
Lohko s
Ryhmä 1, alkalimetalli
Jakso 6
Tiheys 1,930×103 kg/m3
Kovuus 0,2 (Mohsin asteikko)
Väri Hopeisen keltainen
Löytövuosi, löytäjä 1860, Gustav Kirchhoff ja Robert Bunsen
Atomiominaisuudet
Atomipaino 132,9054519[1] amu
Atomisäde, mitattu (laskennallinen) 260 (298)[2] pm
Kovalenttisäde 225[2] pm
Orbitaalirakenne [Xe] 6s1
Elektroneja elektronikuorilla 2, 8, 18, 18, 8, 1
Hapetusluvut +I
Kiderakenne Tilakeskeinen kuutiollinen[3]
Fysikaaliset ominaisuudet
Olomuoto Kiinteä
Sulamispiste 301,59[2] K (28,44 °C)
Kiehumispiste 944[2] K (671 °C)
Moolitilavuus 70,73[2]×10−6 m3/mol
Höyrystymislämpö 67,740[3] kJ/mol
Sulamislämpö 2,09[2] kJ/mol
Muuta
Elektronegatiivisuus 0,79[2] (Paulingin asteikko)
Ominaislämpökapasiteetti 0,242 kJ/kg K
Sähkönjohtavuus (20 °C) 5,3 · 106[3] S/m
Lämmönjohtavuus (300 K) 35,9[3] W/(m×K)
CAS-numero 7440-46-2
Tiedot normaalilämpötilassa ja -paineessa
Osittain sulanutta cesiumia lasiampullissa.
Pollusiitti on cesiumin yksi tärkeimmistä lähteistä.

Cesium, lausutaan [keesium], on alkuaine, jonka kemiallinen merkki on Cs (lat. caesium) ja järjestysluku 55. Se on pehmeä hopeanhohtoinen alkalimetalli, joka hapettuu nopeasti joutuessaan tekemisiin ilman kanssa. Metallinen cesium reagoi kiivaasti monien aineiden, kuten hapen ja veden kanssa. Cesium sulaa jo ihon lämmöllä (sulamispiste 28,44 °C).

Cesiumin löysivät Robert Bunsen ja Gustav Kirchhoff vuonna 1860 spektroskopiaa hyväksikäyttäen. Cesiumia käytetään muun muassa atomikelloissa, öljyteollisuudessa sekä lääketieteessä. Metallinen cesium on erittäin vahva pelkistin.

Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fysikaaliset ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Cesiumin tiheys on 1,93 g/cm3 ja sen sulamispiste on 301,59 K (28,44 °C), joten suljetussa ampullissa cesium on huoneenlämmössä kiinteää, mutta lämmitettäessä kädellä metalli sulaa. Cesium on täten kolmas pysyvä alkuaine, joka on huoneenlämmössä neste, kuten myös elohopea ja gallium. Cesiumin kiehumispiste on kohtuullisen alhainen, 944 K (671 °C). Cesiumin pieni tiheys, kiehumis- ja sulamispiste johtuvat siitä, että sillä on taipumus antaa valenssielektroni pois. Tämä johtaa myös mataliin sulamis- ja höyrystymislämpöihin. Toisaalta cesiumilla on suuri atomi- ja ionisäde. Cesium on erittäin taipuisaa ja vahamaista. Se on hopeisen kultainen metalli. Cesiumin kiderakenne on tilakeskeinen kuutio. Cesium on hyvä johdin.[2][3][4][5]

Kemialliset ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kuten muut alkalimetallit, cesium vapauttaa vetyä reagoidessaan veden kanssa. Muodostunut kaasu on syttymisherkkää ja reaktion yhteydessä kohonnut lämpötila voi hapen läsnä ollessa aiheuttaa räjähdyksen. Reagoidessaan veden kanssa cesium muodostaa erittäin emäksistä cesiumhydroksidia. Cesium voi reagoida jo jään kanssa -116 °C:n lämpötilassa. Cesium on muutenkin erittäin reaktiivista. Cesium on varastoitava mineraaliöljyssä, petrolissa tai tyhjiössä, jotta se ei reagoisi ilman veden tai hapen kanssa. Cesium reagoi myös voimakkaasti happojen, rikin ja fosforin kanssa. Lisäksi Cesium reagoi Brønsted-Lowryn happojen kanssa, kuten alkoholien sekä kaasumaisen ammoniakin.[3][6][7][8]

Cesium on erittäin elektropositiivista (Paulingin asteikolla 0,7), joten se on luonnollisesti ionisessa Cs+ muodossa. Teoriassa on mahdollista, että cesium olisi myös Cs3+ muodossa, mutta tähän ei ole koskaan pystytty. Cesium on erittäin vahva pelkistin.[7][8][9]

Cesiumionit (Cs+) eivät sellaisenaan ole kovin myrkyllisiä (LD50 = 1 g/kg). Cesium ei ole vaarallista ihmisille, muille eläimille tai kasveille. Cesiumin imeytymistä elimistöön voi ehkäistä syömällä kaliumia. Cesium poistuu nopeasti ihmisen elimistöstä.[6][10]

Cesiumin yhdisteitä[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Cesium on erittäin reaktiivista. Cesium reagoi halogeenien kanssa muodostaen cesiumfluoridia, -kloridia, -jodidia ja -bromidia. Cesium muodostaa CsX muotoisia halogeeniyhdisteitä, vaikka esimerkiksi CsF2 on negatiivinen entalpia (-125 kJ/mol). Cesium muodostaa myös sulfaatteja, karbonaatteja, nitraatteja ja syanideja.[4][9]

Reagoidessaan hapen kanssa on mahdollista muodostaa monia erilaisia cesiumin oksideja. Tyypillisesti cesium muodostaa CsO2, mutta mahdollisia ovat myös Cs7O, CsO3, Cs2O, Cs2O2. Eri oksideja saadaan muodostettua olosuhteita muokkaamalla.[11]

Cesium voi muodostaa tetrafuraaneja, etyleeniglykolidimetyylieettereitä sekä muita polyeettereitä. Näitä voidaan käyttää voimakkaina pelkistiminä, kun proottinen liuos voisi aiheuttaa nukleofiilisen substituutio- tai eliminaatioreaktion.[12] Muiden alkalimetallien tavoin myös yksinkertaisen alkyyli- ja aryliryhmän sisältävät yhdisteet ovat mahdollisia ja ne ovat erittäin vahvoja alkylointireagensseja.[13]

Koordinaatiosidosten pysyvyys pienenee, kun alkalimetalli ryhmässä mennään alaspäin, joten cesiumin kompleksiyhdisteet ovat heikoimpia. Cesium muodostaa joitakin komplekseja sulfaatin, tiosulfaatin sekä heksasyanoferraatteja vesiliuoksessa. Cesium muodostaa myös veden komplekseja.[14]

Historia[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Vuonna 1860 saksalaiset kemistit Gustav Kirchhoff ja Robert Bunsen kuumensivat vettä, jolloin spektroskopian avulla voidaan nähdä alkuaineille tyypillisiä spektriviivoja. Kirchhoff ja Bunsen löysivät tavalliset kaliumin, natriumin, kalsiumin, strontiumin ja litiumin. He poistivat kyseiset aineet, jonka jälkeen he näkivät vielä kaksi taivaansinistä spektriviivaa puhdistamassaan vedessä. He nimesivät tämän tuntemattoman alkuaineen caesiusksi, joka tarkoittaa latinaksi taivaansinistä. Nimi muotoutui myöhemmin caesiumiksi. Vuona 1881 Carl Sefferburg eristi ensimmäisen kerran cesiumia elektrolyyttisesti.[4][6][10]

Esiintyminen ja tuotanto[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Cesium on kohtuullisen yleinen alkuaine maankuoressa, 1–3 ppm ollen neljänneksikymmeneksi yleisin alkuaine maankuoressa. Cesiumia esiintyy joissakin mineraaleissa, kuten lepidoliittissa, joka yleinen litiumin malmi. Toinen tärkeä cesiumin lähde on pollusiitti, jota löytyy huomattavia määriä Kanadassa, Manitobassa. Pollusiitti on tärkein teollisesti tuotetun cesiumin lähde. Cesiumia esiintyy myös boorin mineraaleissa. Luonnosta ei ole löydetty metallista cesiumia. Suurin osa Cesiumista tuotetaan Kanadassa. Yli kaksi kolmasosaa (111 000 tonnia) tunnetuista cesiumvarannoista on Bernic Laken läheisyydessä, Manitobassa, Kanadassa. Cesiumia tuotetaan vuosittain noin 20 tonnia. Suurin osa tuotetusta cesiumista tulee litiumin valmistamisen sivutuotteena. Cesium maksaa noin 770 euroa sadalta grammalta.[3][4][6][10][13][15]

Cesiumin tuotannossa pollusiittimineraali liuotetaan happo- tai emäskäsittelyllä. Tämän jälkeen Cesium voidaan puhdistaa muutamalla tavalla: metallista kalsiumia tai natriumia lisätään sulatettuun cesiumkloridiin, jolloin syntyy metallista cesiumia. Tämä tehdään yleensä noin 750 °C ja paineistettuna. Kyseessä on tasapainoreaktio ja muodostunut cesium on erittäin haihtuvaa sekä siihen liittyy yleensä metallista kalsiumia tai natriumia. Tämä seos voidaan tislata, jolloin saadaan puhdasta cesiumia. Toinen tapa elektrolyyttisesti, jolloin sulaneeseen cesiumyhdisteeseen (cesiumsyanidi) johdetaan sähkövirta. Tällöin muodostuu metallista cesiumia.[4][5][6][7][13][15]

Na + CsCl \rightleftharpoons Cs + NaCl

Ongelmat[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Cs137 isotooppia levisi Suomeenkin Tšernobylin ydinvoimalaonnettomuuden jälkeen. Radioaktiivinen cesium kertyi mm. sieniin ja marjoihin, joskin tavallisessa kulutuksessa määrät eivät ole liian suuria.[10]

Käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Cesiumilla on muutamia sovelluskohteita. Cesiumia voidaan käyttää hehkulampuissa ja tyhjiöissä poistamassa ilmaa. Cesium reagoi mahdollisen ilman kanssa muodostaen kiinteitä cesiumyhdisteitä. Cesiumia käytetään valosähköisissä kennoissa. Jotkin satelliitit käyttävät cesiumia asentonsa vaihtamiseen. Ensin cesium ionisoidaan tyhjiössä, jonka jälkeen ionit kiihdytetään sähkökentän avulla. Tästä syntyvä voima kääntää satelliittia. Cesium raskautensa ansiosta sopii tähän hyvin. Cesiumia käytetään myös öljyteollisuudessa kivien poistamiseen.[4][6][10][16]

133Cs avulla määritetään myös sekunti. Kun isotooppi 133 viritetään kahden energiatason verran, alkaa se värähdellä tietyllä nopeudella. Kun tämä värähtelynopeus kerrotaan 9 192 635 770, saadaan sekunnin määrittelemä aika.[6][16]

Cesiumia voidaan käyttää myös katalyyttinä. Tärkein sovellus katalyyttinä on orgaanisten yhdisteiden hydraus. Vielä tärkeämpi käyttö katalyysin yhteydessä on cesiumin lisäys pieninä määrinä muiden katalyyttien ominaisuuksien parantamiseksi eli douppaukseen. Tähän sitä käytetään muun muassa rikkihapon valmistuksen yhteydessä hapetettaessa rikkidioksidista rikkitrioksidia ja polymeeriteollisuudessa. Cesiumia ja sen orgaanisia yhdisteitä voidaan käyttää pelkistiminä.[3][12][13][15]

Cesiumin radioaktiivista isotooppia 137 muodostuu ydinfissioreaktioissa, kuten ydinvoimaloissa. 137Cs käytetään mm. öljyteollisuudessa. Öljyyn laitetaan pieni määrä radioaktiivista cesiumia, jonka säteily on helppo mitata öljyputken päässä, jolloin tiedetään, että öljyerä on tullut perille. 137Cs voidaan käyttää myös syöpien hoidossa: onttoon neulaan laitetaan cesiumia, joka ruiskutetaan potilaaseen. Säteily tuhoaa syöpäsolukkoa ja voi auttaa taudin parantamisessa. 137Cs käytetään myös eroosion tutkimiseen: cesiumia laitetaan maaperään, ja myöhemmin tutkitaan kuinka pitkälle radioaktiivinen cesium on liikkunut maaperässä. Tämä kertoo samalla eroosion nopeuden. Elintarviketeollisuudessa käytetään cesium-137 isotooppia tuhoamaan bakteereita mm. perunoista, vehnästä ja jauhoista. Isotooppia 137 käytetään myös atomikelloissa, joka tarkin mahdollinen ajanmittausväline. Tällä hetkellä paras atomikello heittää sekunnin 60 miljoonassa vuodessa.[3][6]

Cesiumin yhdisteillä on melko vähän sovelluskohteita. Cesiumbromidia käytetään säteilymittareissa sekä muissa mittausvälineissä. Cesiumkarbonaattia ja -fluoridia käytetään erikoislaseissa. Cesiumjodidia ja -fluoridia käytetään lääketieteessä taudin määrittämisessä sekä säteilyn mittaamisessa tuikeilmaisimilla. Cesiumkarbonaattia sekä -kloridia käytetään oluen panemisessa. Cesiumkloridia voidaan käyttää valosähköisissä kennoissa, optisissa instrumenteissa sekä elektroniputkissa. Cesiumin yhdisteitä käytetään lasien ja keramiikan valmistamisessa. Lääketieteessä cesiumin yhdisteitä voidaan käyttää vastalääkkeenä arsenikkia vastaan. Cesiumhydroksidi on erittäin emäksistä ja sillä voidaan tuhota mm. lasia.[4][6][7][10]

Cesiumin isotoopeista massaluvut 131, 134 ja 137 omaavia isotooppeja käytetään lääketieteessä. Beetasäteilyä emittoivaa 134Cs-isotooppia käytetään radioautografiassa ja 131Cs- ja 137Cs-isotooppeja syövän sädehoidossa.[13]

Isotoopit[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Cesiumin ainoa vakaa isotooppi on 133Cs. Sen ominaisvärähtelyä käytetään hyväksi tarkoissa atomikelloissa, ja SI-yksikkö sekunti määritellään nykyään cesiumin isotoopin 133 avulla. Cesiumin isotoopilla 137 on myös tärkeitä sovelluskohteita. Cesiumilla on tunnettuja isotooppeja Cs112:sta Cs151:een saakka.

Isotooppi Puoliintumisaika Hajoamistyyppi
112Cs 500 μs
113Cs 17 μs
114Cs 0,57 s EC, β+, α (<0,02 %)
115Cs 1,4 s EC, β+
116Cs 3,84 s EC, β+
116mCs 0,70 s EC, β+
117Cs 8,4 s EC, β+
117mCs 6,5 s EC, β+
118Cs 15 s EC, β+
118mCs 17 s EC, β+
119Cs 43 s EC, β+
119mCs 30,4 s EC, β+
120Cs 64 s EC, β+
120mCs 57 s EC, β+
121Cs 155 s EC, β+
121mCs 122 s EC, β+
122Cs 21 s EC, β+
122mCs 3,7 min EC, β+
122m2Cs 0,36 s IT
123Cs 5,94 min EC, β+
123mCs 1,64 s IT
124Cs 30,8 s EC, β+
124mCs 6,4 s IT
125Cs 45 min EC, β+
126Cs 1,64 min EC, β+
127Cs 6,25 h EC, β+
128Cs 3,66 min EC, β+
129Cs 32,06 h EC, β+
130Cs 29,21 min EC, β+, β- (1,6 %)
 
Isotooppi Puoliintumisaika Hajoamistyyppi
130mCs 3,46 min IT (99,8 %), EC, β+
131Cs 9,689 d EC
132Cs 6,479 d EC, β+, β- (1,9 %)
133Cs Stabiili
134Cs 2,0648 a β-, EC (<0,001 %)
134mCs 2,903 h IT
135Cs 2,3 * 106 a β-
135mCs 53 min IT
136Cs 13,16 d β-
136mCs 19 s IT, β-
137Cs 30,07 a β-
138Cs 33,41 min β-
138mCs 2,91 min β-, IT (81 %)
139Cs 9,27 min β-
140Cs 63,7 s β-
141Cs 24,94 s β-
142Cs 1,7 s β-
143Cs 1,78 s β-
144Cs 1,01 s β-
144mCs 1 s β-
145Cs 0,594 s β-
146Cs 0,321 s β-
147Cs 0,225 s β-
148Cs 158 ms β-
149Cs 150 ms β-
150Cs 100 ms β-
151Cs 60 ms β-

Lähde:[2][17]

 

EC = Elektronisieppaus
α = Alfahajoaminen
β+ = Beeta-plus-hajoaminen
β- = Beeta-miinus-hajoaminen
IT = Isomeerinen transitio
m = Välitila tai virittynyt atomi

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  • Theodore Gray: Kiehtovat alkuaineet. Jyväskylä: WSOYpro Oy, 2009. ISBN 978-951-0-36582-3.
  • N. N. Greenwood & A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. 2. painos. Oxford: Elsevier Ltd, 1997. ISBN 978-0-7506-3365-9. (englanniksi)
Viitteet
  1. Michael T. Wieser & Tyler B. Coplen: Atomic Weights of the Elements 2009 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2011, 83. vsk, nro 2. IUPAC. Artikkelin verkkoversio Viitattu 16.4.2011. (englanniksi)
  2. a b c d e f g h i Technical data for Cesium periodictable.com. Viitattu 6.7.2011. (englanniksi)
  3. a b c d e f g h i Cesium Element Facts chemicool.com. Viitattu 6.7.2011. (englanniksi)
  4. a b c d e f g Cesium infoplease.com. Viitattu 6.7.2011. (englanniksi)
  5. a b Greenwood & Earnshaw s. 74
  6. a b c d e f g h i Cesium chemistryexplained.com. Viitattu 6.7.2011. (englanniksi)
  7. a b c d Caesium: the essentials webelements.com. Viitattu 6.7.2011. (englanniksi)
  8. a b Greenwood & Earnshaw s. 76
  9. a b Greenwood & Earnshaw s. 83
  10. a b c d e f Marko Hamilo: Taivaansinen laskeuma voi tappaa Helsingin Sanomat. 11. heinäkuuta 2007. Viitattu 6.7.2011.
  11. Greenwood & Earnshaw s. 84
  12. a b Greenwood & Earnshaw s. 79
  13. a b c d e William Ferguson & Dena Gorrie :Cesium and Cesium Compounds, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2001 Teoksen verkkoversio Viitattu 09.07.2011
  14. Greenwood & Earnshaw s. 90
  15. a b c Manfred Bick, Horst Prinz & Anja Steinmetz: Cesium and Cesium Compounds, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2002 Teoksen verkkoversio Viitattu 05.07.2011
  16. a b Gray s. 131
  17. Isotopes of Cesium (Z=55) (Internet Archive) 12.8.2009. ie.lbl.gov. Viitattu 6.7.2011. (englanniksi)

Aiheesta muualla[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Commons
Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Cesium.