Cs, atomnr. 55, molvekt 132,90543 g, elektronkonfigurasjon (Xe)+6s1, smeltepunkt 28,40 °C, kokepunkt 678,4 °C, tetthet 1,873 g/cm³ (ved 20 °C). Cesium har en relativt laber varmeledningsevne p† 0,359 W/cm/K ved romtemperatur, omtrent som bly. Det er en middels god elektrisk leder, med en motstandsevne på 20 mikrohm-cm ved 20 °C, igjen omtrent som bly. Det har en meget lav magnetiserbarhet på +29,0 cgs-enheter, bare anelsen over de andre alkalimetallene. De viktigste spektrallinjene i det synlige omr†det er de blå på 4555 og 4593 Å og en oransje på 6213, men et par infrarøde på 8521 og 8944 er vel så sterke.

Cesium hører til (hoved-)gruppe 1 i det periodiske systemet, også kjent som alkalimetallene. Det har (1981) 47 kjente isotoper og isomerer, bare indium har flere. Bare 133-isotopen er stabil og forekommer i naturen. Av de redioaktive har 134 en halveringstid på 2,06 år, 135 har 2 millioner år, mens 137, som er et av de aller farligste fisjonsproduktene, har 30,17 år. De andre har noen få dager eller mindre. På grunn av de mange stabile isotopene til naboene xenon og barium har cesium hele 3 isotoper, 130, 132 og 134, som kan desintegrere begge veier og avgir både negative og positive betapartikler, d.v.s. de produserer både elektroner og positroner.

Fisjonsproduktet 137 avgir både beta- og gammastråler, d.v.s. gammastrålene er ikke dets egne. Ved 94 % av desintegrasjonene har betapartikkelen med seg for lite energi til å etterlate datterproduktet, den stabile barium 137 i den energimessige grunntilstanden. Resultatet er en eksitert eller metastabil tilstand, en isomer av Ba 137 som betegnes Ba 137m. Den gir fra seg eksitasjonsenergien med en gammakvant og går over til Ba 137 med en halveringstid på 2,55 minutter. Dette er så lite at det etter en halvtine innstiller seg en likevekt med Cs 137 slik at det Ba 137m som 'desintegrerer' til Ba 137 erstattes av det som kommer fra den mer seiglivede cesiumisotopen. Derfor vil gammastr†lingen fra Ba 137m alltid følge betastrålingen til Cs 137 og synke langsomt i samme takt som denne etter at likevekten er innstilt.

Forøvrig er det slike prosesser som er årsak til all gammastråling forbundet med radioaktive overganger. Det er bare ganske sjelden at den eksiterte tilstanden av datterproduktet er såvidt langtlevende at den har en målbar halveringstid og plasseres på kartet som en egen isomer. Som regel har de energitilstandene av kjernen som ligger så nær hverandre at de kan gå direkte over i hverandre ganske små forskjeller i kvantetallverdier, slik at overgangen går greit, og fort! - på brøkdeler av et mikrosekund. Det er når et eller annet ligger til hinder for overgangen og forsinker den, f.eks. ved at det er flere enn ett av kvantetallene som må endres, eller at den enkleste overgangen innebærer brudd på kvantereglene, slik at det må benyttes omveier, at vi får veldefinerte isomerer. Enkelte av dem har ganske lang levetid, f.eks. niob 93m med 13,6 år, tinn 51m med 50 år, rhenium 186m med 200000 år, vismut 210m med 3000000 år, americium 242m med 141 år og berkelium 248m som har en ukjent, men kanskje svært lang levetid. Og så har vi iridium 192 som har 3 isomerer, hvorav den første er på 241 år, den neste på 1,4 minutter og grunntilstanden også er radioaktiv med halveringstid 74,0 dager og går delvis over til Pt 192 og delvis til Os 192. Den mest ekstreme av alle er tantal 180m, som har en halveringstid på over 10 billioner år og forekommer i naturen som en naturlig isotop av tantal, mens grunntilstanden er radioaktiv og har en halveringstid på 8,15 timer. Fenomenet er mest vanlig hos de tyngre og mer kompliserte kjernene, og særlig rundt de "magiske" nukleontallene 50, 82, 126 o.s.v. protoner eller nøytroner, som innebærer et lukket "skall" i kjernen, omtrent på samme måte som hos elektronene som hvirvler rundt den.

HISTORIE
Under et av sine uendelig mange kretsløp rundt vår klode kom som nevnt i artikkelen om Helium, Helios, sol-titanen ut for en liten mann som ikke ville ta imot lyset han skjenkte ham rent, helt og udelt, men kom drassende med en liten glassting som han hadde slipt i vinkel. Da han holdt glasstingen sin inn i titanens lys, danset et spøkelse på den mørke veggen, et spøkelse med mange farger: spekteret. Denne lille mannen kaller vi Isaac Newton.

I det epokegjørende året 1814 hadde Joseph Fraunhofer, en fysiker, optiker og glassmester fra Benediktbeuern i kongeriket Bayern, slipt til et uvanlig finslipt prisme, og satt nå og betraktet Newtons mangefargede spøkelse, det lysende solspekteret. Fordi prismet var finslipt så fint fikk han øye på noe som ingen tidligere hadde sett: skarpe, tynne mørke linjer som gikk på tvers av fargebåndet. Det var et veldig rart og mystisk fenomen, og han ante ikke hva det kunne komme av, men det viste seg gang på gang og han var sikker på at han ikke innbilte seg ting, slik som andre folk som så linjer gjorde. Så selv om han ikke visste hva de var, satte han som det menneske han var, navn på linjene: A, B, C, D og så videre.

Nå ble det en gang i Preussen, i Königsberg, en by som siden ble kalt Kaliningrad og var en russisk marinebase, født en liten gutt som i begynnelsen ikke skjønte mer om Joseph Fraunhofers linjer enn det Fraunhofer selv gjorde. Denne lille gutten kaller vi Gustav Robert Kirchhoff, og året 1824.

I Göttingen i britisk Hannover ble det på den fine datoen 31. mars 1811 født en annen liten gutt som vokste opp til å bli Robert Wilhelm Bunsen, en begavet mann som tok doktorgrad i 1831 og fikk et stipend av regjeringen som han brukte til å kjøpe seg noen par solide støvler og bega seg på studiereise til fots i de tyske land samt i Frankrike, Østerrike og Sveits. Der beså han geologiske formasjoner, fabrikker og gruver og møtte teknikere og professorer. Etter å ha samlet kunnskaper i tre år og søkt kjemiprofessorater i to, fikk han endelig et ved den tekniske høyskolen i Kassel i kurfystedømmet Hessen, hvor han etterfulgte Friedrich Wöhler, senere kjent som den organiske kjemiens far. Tre år senere overtok han et tilsvarende i Marburg i Hessen og i 1851 dro han til Breslau i preussisk Schlesien (idag Wroclaw i Polen) i samme ærend. Men i Heidelberg i storhertugdømmet Baden ble allerede året etter et professorat ledig etter Leopold Gmelin, mannen som startet utgivelsen av "Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie", et verk som alle kjemistudenter kjenner. Og Bunsen etablerte sin base der for resten av livet.

Han var flink og flittig og gjorde mange store oppdagelser. Kanskje den største gjorde han i den korte Breslau-perioden, på en studiereise i landet der. Da han kom til universitetet i Königsberg oppdaget han en ung professor som hette Gustav Robert Kirchhoff. Og som han pleide når han gjorde interessante funn på reisene sine, så tok han med seg det han fant hjem til fakultetet i Breslau, og siden videre til det gamle Heidelberg.

Og Bunsen og Kirchhoff ble et par, et av de store parhest-parene i vitenskapen, som Ramsay og Travers, Rutherford og Soddy, Hahn og Strassmann, Curie og Curie...

Så var det en dag i det krimkrigens år 1855 at Bunsen fikk seg et nytt, fint leketøy. Uten å ense alle de døde ved Sebastopol blandet han luft og lysgass fra byens gassverk og laget en ild som brant med en varm, nesten helt fargeløs flamme: bunsenbrenneren.

Parhestene våre hadde mye moro med dette leketøyet. Nå kunne de stikke prøver av forskjellige mineraler og kjemikalier inn i flammen og se karakteristiske farger uten at selve flammefargen påvirket det de så. Slike flammeprøver hadde vært en fast del av den kjemiske analyse, særlig innen mineralogien, siden 1700-tallet, den hadde fått sin spede begynnelse allerede på 1500-tallet da alkymisten Leonard Thurneyssen beskrev forskjellige substansers flammefarger i et dikt. Med denne fargeløse flammen ble slike prøver betraktelig mer følsomme. Riktignok var mange av flammefargene fortsatt ganske like, men Bunsen fant ut at ved å bruke fargede glass for å filtrere ut de forskjellige bestanddelene av lyset klarte han bedre å se forskjell på dem, en metode som fortsatt ofte brukes i felten av mineraloger, profesjonelle som amatører.

Men Kirchhoff hadde en bedre idé. Hvis sollyset kunne deles opp i sine bestanddeler med et prisme, hvorfor så ikke dette lyset? Året var 1859, og Kirchhoff og Bunsen konstruerte seg enda et nytt leketøy: Kirchhoff-Bunsen-spektroskopet. Også med dette leketøyet hadde de mye moro. Og det skulle bli mer moro enn de hadde tenkt seg. Mange hadde allerede eksperimentert med Newtons 'spøkelse' og 'tatt spekteret' av forskjellige lyskilder ved hjelp av prismeanordninger. Allerede i 1802 fant William Hyde Wollaston fire forskjelligfargede bilder av sprekken han sendte lyset gjennom når han tok spekteret av den blå delen av en vokslysflamme. I 1824 tok John Herschel flammeprøver av alkalier og fant ut at ganske små mengder av dem kunne påvises ved hjelp av spekteret. Ti år senere klarte William Henry Fox Talbot ved spekterets hjelp å se forskjell på flammen av litium og strontium, som ellers så like ut. I 1854 studerte den amerikanske legen, fysikeren og oppfinneren David Alter flammeprøvene av en rekke grunnstoffer og fant ut at alle hadde sitt eget spektrum.

Kirchhoff-Bunsen-spektroskopet var en komplisert oppsats av rør, prismer, linser og spalteåpninger. Med det kunne de sitte daglangt og stikke eller drysse prøver av den ene substansen etter den andre inn i bunsenflammen og fryde seg over alle fargene og for hver ny prøve noterte de nøyaktig hvor de forskjellige linjene havnet.

De hadde ikke holdt på lenge da Kirchhoff fikk sin store aha-opplevelse. Han hadde strødd litt alminnelig bordsalt inn i flammen. I spektroskopet så han en klar og tydelig gul dobbeltlinje som gjenspeilte den gule flammefargen. Da gikk det opp noe for ham. Hadde han ikke sett noe liknende før? Han visste det! Straks slo han fra skoddene for vinduene og lot en solstr†le skinne inn i spektroskopet. Der, nøyaktig på samme sted i det gule området, så han en mørk dobbeltlinje. D-linjen til den salige Fraunhofer. Nå visste han hva den var!

Spektroskopet kunne ikke bare analysere kjemiske substanser i laboratoriet, det kunne også finne sammensetningen til stjerner, kometer, meteorer, planeter, galakser... Med lynende fart ble spektroskopet standardutstyr ikke bare i fysikk- og kjemilaboratorier verden over, men ogs† i astronomiske observatorier. Og Bunsen og Kirchhoff fikk gå og hente plasseringstips hos Heidelbergs finansrådgivere.

Raskt fikk denne oppdagelsen konsekvenser. De to vennene hadde det storartet, de la alt annet arbeid til side og brukte spektroskopet sitt på mineraler, på kjemikalier, på stjerner og planeter, på planter, på kjøtt, på jord, på sjøvann, på alt mellom himmel og jord bokstavelig talt! Overalt fant de de linjespektrale fingeravtrykkene til de forskjellige elementene. Og det varte ikke lenge før det gikk opp for dem at grunnstoffer som ennå ikke var oppdaget også måtte ha slike fingeravtrykk. La oss se... alkalier er lette å få til å vise seg i flammeprøver. Det var tre kjente alkalier: litium, natrium og kalium. Hva om det fantes flere? Hvor skulle man lete? Aha! Mineralvann var alltid fulle av alkaliske ioner, og det var en kilde i nærheten, ved Dürkheim...

Bunsen og Kirchhoff dro til kilden og kjøpte noen liter (44000, nærmere bestemt) som de tok med til laboratoriet. Spente dryppet de en dråpe i bunsenflammen. De velkjente linjene til natrium, kalium, litium, kalsium og strontium dukket opp. Ikkenoe mer. De pustet kullsyre inn i vannet og tilsatte sulfat for å felle magnesium, kalsium og strontium som karbonater og sulfater. Så vasket de bunnfallet med salpetersyrebehandlet alkohol for å få med seg de alkaliene som hadde blitt med i fellingsreaksjonene og forsøkte deretter igjen å felle ut mest mulig litium ved å tilsette ammoniumkarbonat. Det de sto igjen med var en alkoholløsning som kanskje inneholdt noe ukjent og spennende. Andektig tente Bunsen på brenneren mens Kirchhoff justerte spektroskopet. Mange av linjene var kjennelige. Der var natrium, klare og gule. Litium og kalium. Men se her! To blå linjer, nydelig himmelblå, tett sammen, nesten nøyaktig der hvor delta-linjen til strontium pleide å ligge, men ikke helt! I iver gjennomgikk de notatene sine, men om ikke lenge kunne de tilfreds gni hverandre i hendene og dytte nesene mot hverandre, for de visste at det fantes ingen kjente stoffer som kunne gi slike linjer. Det var april, 1860.

Bunsen foreslo navnet cesium for det nye grunnstoffet, etter latin caesius, som han mente betydde himmelblå, og det ble dermed det første grunnstoffet som fikk navn etter spektralfargene. Innen november samme år hadde han opparbeidet 50 gram cesiumkloroplatinat og satt igang med å bestemme grunnstoffets egenskaper.

Bunsen forsøkte også å isolere metallet, men å redusere dette mest elektropositive av alle grunnstoffer var en vanskelig oppgave, og det ble først Setterberg, mange år senere, som klarte det.

Cesium er altså tatt fra latin caesium, nominativ caesius 'blågrå', fra indoeuropeisk kaid-to-, kait-to- 'lys, skinn', en utvidelse av (s)kait-, (s)kaid- 'lysende, skinnende', som igjen stammer fra (s)kai- 'klar, strålende'.

Fra (s)kai- kommer bøyningsformen k(e)i-tro- 'klarere', som gjennom germansk haidhra- 'klar, str†lende', haidhra- 'lys fremtoning' og norrønt heidhr 'ære, rang, lønn, gave' kom til norsk som heder.

(s)kai- ble i indoeuropeisk også substantivert til k(e)i-tu- 'klarhet, lys, glans', som gjennom germansk haidh- og oldsaksisk hed 'stand, verdighet' kom til middelnedertysk som heit 'person, stand, rang, vesen, beskaffenhet, måte'. Der slo den rot som endelsen -heit 'vesen, beskaffenhet, art' og bar mange frukter som ble lånt til sent norrønt med endelsen -heidhr som der ble brukt til substantivering av adjektiver, kom til moderne dansk som -hed og ble derfra lånt videre til norsk som -het.

En annen indoeuropeisk (s)kai-utvidelse, (s)kait-, (s)kaid- kom til latin som caelum (eldre kait-lom) 'himmel', et ord som Bunsen kan ha blandet caesius med da han skulle navngi grunnstoffet.

GEOLOGI
Naturlig cesium består bare av den eneste stabile isotopen 133. Den mest langtlevende av de radioaktive, 135, har for kort halveringstid (2 millioner år) til at den kan ha spilt noen rolle i Jordens geologiske historie. Det har trolig eksistert små spormengder av den i Jordens første leveår, men den har raskt blitt helt borte. Isotopen 137 har derimot blitt produsert ved kjernespalting siden 1938 og har gått inn i det geologiske kretsløpet, sedimentering, vind- og vanntransport. Dens halveringstid er bare 30 år, og *geologisk* vil den ikke spille noen stor rolle. Men den vil gjerne kunne brukes til dateringsformål av fremtidens arkeologer og geologer, når produksjonstakten er kjent.

Cesium utgjør 0,0006 vekt-% av den faste, øvre jordskorpen og ligger på 44.-plass på statistikken over de hyppigste grunnstoffene der. Som de andre alkalimetallene unntatt natrium holdes det cesiumet som vaskes ut av mineralene delvis tilbake i leire og føres ikke fullstendig ut i havet. Av sjøvann utgjør likevel cesium 0,00000003 vektprosent, og det ligger høyere der, på en 33.-plass. Av universet som helhet utgjør det 0,000009 masse-% av det som ikke er hydrogen eller helium, og det ligger med dette på en 60.-plass.

Cesium viser en viss overhyppighet i jordskorpen i likhet med de andre alkalimetallene, men langtfra så utpreget, og det er egentlig et ganske sjeldent grunnstoff. Cesium kan opptre sammen med de andre alkalimetallene i mineraler, særlig kaliummineralene, men siden atomradien er forholdsvis mye større, danner det i motsetning til rubidium sine egne. Cesium regnes (1977) som en hovedkomponent av 5 kjente mineraler, 3 silikater, 1 borat og 1 fluoroborat. Det klart vanligste og mest kjente er pollucitt, (Cs,Na)₂Al₂Si₄O₁₂.H₂O, et hvitt til fargeløst, kubisk mineral med glassglans som hører til zeolittgruppen. Det er sjeldent, men finnes på en del pegmatittganger, bl.a. i Varuträsk i Sverige. De andre cesiummineralene er enda sjeldnere. Det eneste av dem som har vært gjenstand for utvinning er rhodizitt, CsAl₄Be₄B₁₁O₂₅(OH)₄. Ellers utvinnes også en del cesium fra lepidolitt, K(Li,Al)₃(Si,Al)₄O₁₀(F,OH)₂, hvor det går inn i noen kaliumposisjoner, samt fra saltleier.

Pollucitt ble oppdaget av den saksiske mineralogen August Breithaupt i 1846 etter undersøkelse av noen vulkansk påvirkede kvartser fra øya Elba utenfor Toscanakysten i Italia. Han fant to ganske like mineraler som han kalte Castor og Pollux etter de romerske navnene på et kjent tvillingpar i den greske mytologien, som også har sin plass på himmelhvelvingen. Men Castor viste seg å være petalitt, et litiummineral, og for at det skal likne mer på et mineralnavn benevnes nå Pollux pollucitt - allerede i 1846 var det en stund siden man trodde at stjernene hadde noen innflytelse på mineraldannelsen.

Breithaupts landsmann, metallurgen Carl Friedrich Plattner analyserte mineralet samme året og fant bare 92,75 % kjente bestanddeler, men kommenterte at mineralet hadde høyere alkaliinnhold enn noen mineraler han hadde sett.

De største pullucittforekomstene er i Canada (en stor forekomst ved Manitobasjøen), USA, Namibia, Italia (den opprinnelige pollucittforekomsten på Elba), Kazakhstan og Sverige. Rhodizitt utvinnes på Madagaskar og i Russland.

KJEMI
Cesium er et svært mykt metall, helt som voks å skjære i. I motsetning til de andre alkalimetallene er det svakt gyllent i fargen og ikke helt sølvhvitt. Det er det mest reaktive av alle metaller som kan fås i makroskopiske mengder og må lagres i vakuum eller i edelgassatmosfære. Det reagerer spontant ved kontakt med mange stoffer, også slike som regnes for å være ganske inerte, som parafin og mineralolje. I luft overtrekkes det på en brøkdel av et sekund med en grå oksydfilm og begynner så å brenne med en fiolettblå flamme. I vann reagerer det eksplosivt, selv i kaldt vann, og det reagerer også med is helt ned til -116 °C.

Som de andre alkalimetallene er cesium enverdig i alle sine normale forbindelser. Det positive cesiumionet har en edelgasstruktur og er fargeløst, slik også saltene er når de ikke farges av anionet. Saltene er ofte hygroskopiske, som regel lett vannløselige, oftest lettere enn de andre alkalimetallenes salter. Mange salter løses i helt ekstreme mengder i vann.

Cesium kan i likhet med de andre alkalimetallene danne relativt stabile løsninger i flytende ammoniakk med interessante elektriske og optiske egenskaper. I slike løsninger finnes både negative alkalimetallioner og frie elektroner som er solvatiserte (d.v.s. omgitt av løsningsmiddelmolekyler). Hvis man i stedet for ammoniakk løser metallet i visse etere og såkalte kryptatligander kan både de solvatiserte elektronene og de negative alkaliionene bli stabilisert slik at såkalte alkalider og elektrider kan krystalliseres ut av løsningen. Alkalidene, deriblant cesidene, er bronseaktig gule krystallinske stoffer. De er ustabile, reaktive stoffer, og elektridene, hvor det er solvatiserte elektroner som er anionene, er enda ustabilere. Det eneste alkalielektridet som er fremstilt i fast form et et cesiumelektrid, som fås i form av paramagnetiske, svarte krystaller.

Cesium er ved siden av gallium og kvikksølv det eneste metallet som smelter i romtemperatur. Det danner også legeringer med de andre alkalimetallene Na, K og Rb som alle ved eutektikum har smeltepunkt under frysepunktet for vann. En legering av 12 % Na, 47 % K og 41 % Cs fryser ikke før ved -78 °C. Cesium er blandbart med kalium og rubidium i alle forhold. Det danner intermetalliske forbindelser med metaller som ikke er så veldig elektropositive, som gull, kadmium, kvikksølv, gallium, tinn og bly. Disse er alle sprø, metallglinsende, reaktive substanser, men ikke så reaktive som cesium selv. Som de andre alkalimetallene har cesium en stor løselighet i kvikksølv, og et slikt cesiumamalgam er en hensiktsmessig oppbevaringsmåte for cesium.

Cesiumboridene CsB₆ og Cs₃B fremstilles ved elektrolyse av smeltede cesiumborater og fluorider og har egenskaper som likner silicidene.

Som natrium, kalium og rubidium danner cesium et karbid Cs₂C₂, som har organometalliske egenskaper og egentlig er å regne som et acetylid. Det dannes ved oppvarming av cesium og acetylen, med cesiumhydrogenacetylidet CsHC₂ som et mellomprodukt. Begge forbindelsene er hvite, krystallinske stoffer.

Som de andre alkalimetallene danner cesium også ved oppvarming med grafitt forbindelser hvor cesiumatomer er innleiret mellom grafittskiktene. Med tilstrekkelige mengder cesium dannes CsC ved 300 øC, men ved videre oppvarming damper cesiumet bort og vi får mer cesiumfattige faser og til slutt rent grafitt. Alle variantene er svært reaktive, de selvantenner i luft og kan reagere eksplosivt med vann under dannelse av hydrogen, cesiumhydroksyd og grafitt. De har visse svake, temperaturavhengige paramagnetiske egenskaper og er bedre elektriske ledere enn rent grafitt.

De siste tiårene har det også vært eksperimentert mye med andre inneslutningsforbindelser med cesium og de andre alkalimetallene i forskjellige karbonnettverk, bl.a. kuleformede, de såkalte fullerenene. Forbindelser med ett alkaliatom inni hver slik kule har interessante egenskaper.

Som rubidium, kalium og natrium kan også cesium danne monosilicidet CsSi og -germanidet CsGe ved oppvarming av utgangsstoffene. Silicidet reagerer eksplosivt med vann eller fortynnede syrer. Germanidet dekomponerer også raskt i vann, men antennes sjelden. Ved oppvarming i vakuum fås cesium og CsSi₈ av silicidet og av germanidet RbGe₄. Også monostannidet CsSn og -plumbidet CsPb kan fås på tilsvarende måte. De er også reaktive forbindeler og danner CsSn₄ og CsPb₄ ved oppvarming i vakuum.

Med nitrogen som har vært utsatt for en stille elektrisk utladning (og dermed delvis er atomisert) danner cesium små mengder av binære forbindelser som ved lave temperaturer helst er det fargeløse azidet, CsN₃, og ved høyere nitridet, Cs₃N. Nitridet dekomponerer lett ved oppvarming og hydrolyserer i vann til hydroksyd og ammoniakk. Azidet er hvitt og løses som et salt i vann, men dekomponerer lett til nitrid eller til metallet og nitrogen når det varmes opp. (Dette er også en effektiv måte å fremstille rent cesium på.) Det er ikke eksplosivt slik som tungmetallazidene.

Ved oppvarming av cesium og ammoniakk dannes amidet, CsNH₂, et hvitt, krystallinsk stoff, som smelter ved 362 °C uten å dekomponere. Det er løselig i flytende ammoniakk og er der en sterk base.

Ved å smelte cesium med de ekvivalente mengdene av fosfor, arsen, antimon og vismut under argonatmosfære fås sprø, metallglinsende forbindelser: Cs₂P₅, Cs₃As, Cs₃Sb og Cs₃Bi. Til tross for det metalliske utseendet er de ioniske forbindelser, som hydrolyserer lett i vann. Det lysfølsomme antimonidet dannes på overflaten av fotokatoden ved preparering av antimon-cesium-fotoceller.

Som kalium og rubidium danner cesium et superoksyd CsO₂, når det brenner i luft. Det er gult og har paramagnetiske egenskaper. Hvis man varmer det opp til flere hundre grader i vakuum omdannes det til blekgult peroksyd Cs₂O₂. Det "normale," oransje monoksydet Cs₂O kan fås ved å redusere cesiumnitrat med cesiummetall eller azid. Det er et godt reduksjonsmiddel, og tar bl.a. opp oksygen fra luft. Et osonid, CsO₃, kan fås ved å lede oson over fast, vannfritt cesiumhydroksyd. Som for de andre alkalimetallene eksisterer det også et sjokoladebrunt, såkalt sesquioksyd som egentlig er et peroksyd-disuperoksyd. Som rubidium er også cesium i stand til å lage suboksyder, f.eks. Cs₁₁O₃, hvor metallatomene opptrer i klaser med metall-metallbindinger. Slike forbindelser har sterk farge og ofte metallglans. Alle oksydene hydrolyserer til hydroksyd og oksygen ved kontakt med vann. Peroksydet kan danne ustabile addisjonsforbindelser med hydrogenperoksyd, eksempelvis CsHO₂.H₂O₂.

Når cesium slippes i vann, reagerer det med vannet etter likningen
2 Cs + 2 H₂O = 2 Cs⁺ + 2 OH^- + H₂. Cesium er som rubidium tyngre enn vannet, det synker og omsluttes av vannet, og den voldsomme reaksjonen mellom metallet og vannet fører oftest til en kraftig eksplosjon med et lysglimt som farges blått av løsrevne cesiumatomer. Hydroksydet CsOH er den sterkeste av alle kjente baser. Det angriper bl.a. glass og setter store krav til oppbevaringsmaterialet.

Cesium brenner like godt i vakuum med svovel som det gjør i luft. Produktet er som med oksygen ikke det enkle sulfidet Cs₂S, men en blanding av forskjellige polysulfider. Disse polysulfidene er ikke som de høyere oksydene forbindelser med ioniserte oksygen(- eller oson-) molekyler, men kjedeforbindelser med enkeltbindinger mellom svovelatomene. Det hvite monosulfidet kan dannes f.eks. ved å redusere cesiumsulfat med hydrogen, og polysulfidene av dette ved å varme opp med de støkiometriske mengdene av svovel. Disulfidet er mørkerødt, trisulfidet og tetrasulfidet gule, pentasulfidet, det mest stabile av sulfidene, er rødt, mens heksasulfidet er brunrødt i fargen. Alle sulfidene har diamagnetiske egenskaper. De hydrolyserer i vann og er derfor sterkt basiske, men hydrater av sulfidene kan krystalliseres fra alkohol-vannløsninger.

Cesiumhydrogensulfid, CsSH, kan dannes ved å boble H₂S gjennom en alkoholløsning av et cesium-alkoksyd:
CsOC₂H₅ + H₂S = CsSH + C₂H₅OH.

Cesium reagerer også med selen og tellur og danner mono- og polyselenider og -tellurider. Disse har mer metalliske egenskaper enn sulfidene.

Cesium tar fyr ved romtemperatur i en atmosfære av fluor eller klor og damper av brom eller jod. Halogenidene, CsF, CsCl, CsBr og CsI, er alle fargeløse stoffer med en høy grad av vannløselighet, jodidet tyngst, fluoridet lettest. Fluoridet krystalliserer kubisk flatesentrert som de andre alkalihalogenidene, mens de tre øvrige opptrer i en mer tettpakket kubisk romsentrert form. Løseligheten av halogenidene er også god i en del andre polare løsningsmidler og en god del organiske løsningsmidler, som regel med jodidet som det lettest løselige. Det kan krystalliseres solvater av halogenidene fra disse løsningene, men ikke hydrater fra vannløsning.

Som de andre alkalimetallenes halogenider danner også cesiumhalogenidene dobbeltsalter med andre alkalihalogenider eller jordalkalihalogenider. Alle alkalihalogenidene er lett blandbare som faste løsninger i hverandre. Det kan også dannes komplekser av cesium- og mange andre halogenider, som i heksafluorosilikat, Cs₂SiF₆, heksakloroplatinat, Cs₂PtCl₆ etc. Som de andre alkalifluoridene kan også cesiumfluoridet danne komplekser med flussyre, CsHF₂, CsH₂F₃ o.s.v., og jodidet kan addere jodmolekyler til polyjodider som de andre alkalijodidene.

Cesium danner en rekke komplekssalter og salter av oksosyrer med sterkt ionisk karakter. Det gule kromatet, Cs₂CrO₄, er lett løselig i vann, mens permanganatet CsMnO₄ er relativt tungt løselig. Det gule heksakloroplatinatet Cs₂PtCl₆ er nokså tungt løselig, mens det like gule tetrakloroauratet CsAuCl₄, er tungt løselig i kaldt, men ganske lett i varmt vann.

Forskjellige borater, f.eks. heksaborat, Cs₂B₁₂O₁₉, kan dannes ved å smelte sammen cesiumkarbonat og borsyre eller boroksyd. De er vannløselige og krystalliserer som regel hydratisert fra løsning. Ved reaksjon med fluor eller hydrogen kan man få dannet h.h.v. borofluorid, CsBF₄ og borohydrid, CsBH₄, dannes. Et tetrafenylborat, CsB(C₆H₅)₄, er tungt vannløselig i likhet med de tilsvarende kalium- og rubidiumforbindelsene og kan brukes i separasjoner.

Ved å føre karbondioksyd inn i en cesiumhydroksydløsning fås bikarbonat, CsHCO₃, som omdannes til karbonat, Cs₂CO₃, ved 175 °C. Begge løses i vann i store mengder. Det er mulig å danne mange støkiometriske blandingskarbonater med andre grunnstoffers karbonater, men hittil er det ikke laget noe cesiumkarbonat-bikarbonat slik som for natrium, kalium og rubidium. Et perkarbonat, Cs₂C₂O₆, kan dannes ved fluoroksydering eller anodisk oksydering av karbonatet. Andre perkarbonater, Cs₂CO₄ til Cs₂CO₆, kan dannes av cesiumsuperoksyd og karbondioksyd eller av karbonat pluss hydrogenperoksyd. Det er mulig å lage et tiokarbonat, Cs₂CS₃, og et pertiokarbonat, Cs₂CS₄, ved å reagere cesiummono- eller disulfid med karbondisulfid. Begge er gule i fargen, men tiokarbonatet danner en rødfarget løsning i vann. De er forholdsvis stabile i en karbondioksydfri atmosfære, men har en tendens til å hydrolysere: CS₃^2- + 3H₂O -> CO₃^2- + 3H₂S.

Cesiumcyanid, CsCN, -cyanat, CsCNO og -tiocyanat, CsCNS, er alle hvite, krystallinske, hygroskopiske stoffer som er løselige i vann med en tendens til å hydrolysere. Flere komplekser er kjent med andre cyanider eller cyanater.

Cesium og cesiumhydroksyd danner salter med alle organiske syrer, f.eks. cesiumacetat, CH₃COOCs. Gjennomgående er de hvite og krystallinske og har lavere smeltepunkt og høyere vannløselighet enn noen av de andre tilsvarende alkalisaltene. Fettsyresaltene (=cesiumsåpene) er lettløselige, ofte i ekstrem grad, mens f.eks. cesiumhydrogentartrat går tyngre å løse, iallfall i kaldt vann.

Med alkoholer danner cesium alkoholater, f.eks. C₂H₅OCs. Reaksjonen går spontant ved romtemperatur.

Cesiumsilikater kan dannes f.eks. ved å varme opp metallet med glass eller kvarts eller ved å smelte sammen cesiumkarbonat og kvarts ved over 1000 °C. Smelten danner glass nær den kjøles ned og må stå lenge ved 700 °C hvis det skal dannes krystaller. Silikatene er mer eller mindre løselige i vann, men blakkes av hydrolyse som fører til at kvartspartikler går i kolloid. Fluorosilikatet, Cs₂SiF₆, er et fargeløst krystallinsk stoff med moderat løselighet i vann, lettere i kaldt. Det tilsvarende germanatet, Cs₂GeF₆, er lettere løselig i varmt, men ikke i kaldt vann. Klorostannatet, Cs₂SnCl₆, er et hvitt, krystallinsk stoff som er så tungtløselig at det kan brukes til separasjon.

Cesiumnitritt, CsNO₂, kan lages ved å føre nitrogemonoksyd gjennom en CsOH-løsning. Nitratet, CsNO₃, fås med salpetersyre og CsOH. Det er kjent mange dobbeltnitrater, og det dannes også solvater med salpetersyre, men ingen hydrater fra vannløsning.

Ortofosfatene, CsH₂PO₄, Cs₂HPO₄ og Cs₃PO₄, kan fås ved å varme cesiumkarbonat med fosforsyre. De er alle fargeløse og lette å løse i vann. Det førstnevnte, monocesium-dihydrogenfosfatet, danner ferroelektriske krystaller hvor den dielektriske konstanten stiger abnormt ved Curie-punktet, som ligger godt under romtemperatur. Krystallene har også piezoelektriske egenskaper. Som for de andre alkalimetallene kan det dannes pyrofosfater av cesiumhydrogenfosfatene ved moderat oppvarming. Også fosfitter, hypofosfater og hypofosfitter kan dannes, men disse er lite undersøkt. Peroksyfosfater kan dannes ved anodisk oksydasjon i nærvær av fluorid eller kromat.

Cesium danner også ortoarsenater, med liknende egenskaper og sammensetning som fosfatene.

Cesiumsulfat, Cs₂SO₄, kan fås ved å nøytralisere CsOH med svovelsyre. Ved delvis nøytralisering fås hydrogen(bi-)sulfat, CsHSO₄. Mange dobbeltsulfater kan dannes, både med svovelsyren selv og med andre sulfater. Cesium danner mange aluner, kubiske hydratiserte dobbeltsulfater av typen CsAl(SO₄)₂.12H₂O, med aluminium og andre treverdige kationer som Ti, Cr, V, Fe og Ga, attpåtil Rh. Cesiumaluner er markert mindre vannløselige enn de analoge forbindelsene til de andre alkalimetallene, noe som kan brukes til separering.

Cesiumsulfitt, Cs₂SO₃, kan dannes ved å føre svoveldioksyd til en CsOH-løsning. I likhet med rubidium, men ikke de lettere alkalimetallene, danner cesium et bisulfitt, CsHSO₃, når man fører svoveldioksyd inn i en cesiumkarbonatløsning. Med selen- og tellurdioksyd kan man danne de tilsvarende selenittene og tellurittene.

Flere andre sulfoksysalter som f.eks. cesiumditionat, Cs₂S₂O₆, er også kjent.

Selenater og tellurater kan dannes på tilsvarende måte som sulfatet. Cesiumselenat, Cs₂SeO₄, krystalliserer rombisk, som sulfatet, og kan som det danne aluner og andre dobbeltselenater analogt med dobbeltsulfatene.

Det er også kjent komplekse cesiumsalter med halogenforbindelser av de tyngre grunnstoffene i chalcogengruppen (O, S, Se, Te, Po), det fargeløse fluorotelluratet har formelen CsTeF₅, og det har også vært fremstilt et interessant kloropoloniat, Cs₂PoCl₆.

Når klor bringes i kontakt med en nedkjølt CsOH-løsning dannes hypokloritt, CsClO. Ventelig dannes CsBrO og CsIO på samme måte. De er ustabile stoffer og sterke oksydasjonsmidler.

Cesiumkloritt, CsClO₂, kan trolig dannes på samme måte som for Na og K ved å sende klordioksyd gjennom en CsOH-løsning. Det er et godt oksydasjonsmiddel som er stabilt i sur løsning, men disproporsjonerer i basisk.

Når en en varm CsOH-løsning tilføres klor, dannes en blanding av kloridet og kloratet, CsClO₃. Bromatet CsBrO₃ og jodatet CsIO₃ kan ikke som kaliumforbindelsene dannes på samme måten, men må lages ved å nåytralisere hydroksydet med de tilsvarende syrene. Cesiumkloratet likner som rubidiumkloratet kaliumkloratet i vannløselighet og ikke det svært lettløselige natriumkloratet. Bromatet er merkbart tyngre løselig enn natrium- og kaliumbromatet, men faktisk anelsen lettere enn rubidiumbromatet, etter de foreliggende dataene.

Cesiumperklorat, CsClO₄, dannes ved disproporsjonering av en kloratløsning under moderat oppvarming: 4 CsClO₃ = 3 CsClO₄ + CsCl. Cesiumperkloratet er like tungt løselig i vann som kaliumperkloratet (unntatt ved høy temperatur) og fjernes lett fra kloridet ved felling. Der er derimot lettere løselig enn rubidiumperkloratet.

Et perjodat, CsIO₄, dannes når klor bobles gjennom en kokende løsning av jod og cesiumhydroksyd. Det er mer lettløselig i vann enn K- og Rb-perjodatene, men langt tyngre enn natriumsaltet. Det har også en annen, rombisk krystallstruktur enn den tetragonale til de tre andre.

Ved oppvarming løses hydrogen i cesium som et legeringsmetall, omtrent som ved dannelsen av overgangsmetallhydridene, inntil et metningspunkt er nådd, og en ionisk, krystallinsk substans, hydridet CsH felles ut. Det trengs atskillig mer oppvarming for å danne cesiumhydrid enn for noen av de lettere alkalimetallenes hydrider. Absorpsjonenen kommer ikke i gang før rundt 600 °C. Hydridet er løselig i ikke-oksyderende saltsmelter som kaliumklorid eller -hydroksyd. Det er reaktivt og virker sterkt reduserende. Cesiumborohydrid, CsBH₄, kan lett lages ved metatese mellom cesiummetoksyd, CsOCH₃, og en natriumborohydridløsning i metanol, siden cesiumborohydridet ikke er løselig i metanolen. Også et tilsvarende aluminohydrid, CsAlH₄, er kjent.

Cesium danner også organometalliske forbindelser hvor metall-karbonbindingen sies å ha 57 % ionisk karakter, klart mer enn de andre alkalimetallenes. Cesium er også mer reaktivt overfor organiske forbindelser enn de andre alkalimetallene og reagerer f.eks. også med hydrokarboner under moderate temperaturer. Spesielt for cesium er de rødbrune forbindelsene med benzen, toluen og andre aromatiske hydrokarboner. Ellers er produktene reaktive og oksyderer eller hydrolyserer raskt og skiller seg lite i egenskaper fra de andre alkalimetallenes organometalliske forbindelser.

Cesium er den dårligste kompleksdanneren av alkalimetallene. Men visse chelatdannere kan danne komplekser som gjør det mulig å ekstrahere cesiumioner fra vannløsning, f.eks. 1,1,1-trifluor-3-(2'thenoyl)-aceton (TTA blant venner). En interessant type kompleks er de mellom cesium og såkalte kron-etere, ringformede forbindelser av karbonkjeder og oksygenbroer som likner kongekroner av utseende, eksempel [Cs₉(C₁₂H₂₄O₆)₁₄]⁹⁺.

Analyse:

Som de andre alkalimetallene har cesium gode spektrallinjer for atomspektroskopi. Flammeprøver gir en karakteristisk blå farge. De to sterke linjene i det nære infrarøde ved 8521 og 8944 Å er kanskje best egnet for spektroskopi. Cesium egner seg også godt til nøytronaktiveringsanalyse, ettersom både Cs 134 og den metastabile isomeren Cs 134m dannes med godt utbytte og har rimelig veldefinerte gammalinjer. Gravimetri og fellingstitrering er vanskelig for cesium på grunn av den høye vannløseligheten av forbindelsene. Det finnes noen tungtløselige forbindelser, men som oftest feller de også K og Rb, når de ikke også feller Na. Felling med heksanitrittokoboltat kan benyttes, da de tyngre alkalimetallene danner betydelig tyngre løselige forbindelser med dette enn de lettere. Det samme gjelder perklorat. Ionebytting er også en mulighet for separasjon.

Fremstilling:

Cesium kan fremstilles ved elektrolyse av saltsmelte, men både industrielt og laboratoriemessig kompliserer den høye reaktiviteten oppsamlingen slik at andre metoder foretrekkes. Det vanligste er å redusere cesiumklorid med kalsiummetall i vakuum. Ved oppvarming til 7-800 °C unnslipper cesiumdamper fra reaksjonsblandingen, fortettes i de kjøligere delene av reaksjonskaret og drypper ned i en oppsamlingsbeholder, f.eks. en ampulle som kan smeltes igjen under vakuum.

Demonstrasjonsforsøk:

Sir Humphry Davys klassiske forsøk med å slippe alkalimetaller i vann er aktuelt ogs† for cesium, men krever både behendighet, øvelse og kraftige forsiktighetsregler. Forsøket må utføres i avtrekk med en beskyttende glassvegg mellom tilskuerne og reaksjonskaret. Bare noen få kubikkmillimeter cesium må brukes, og stykket må ikke holdes i luft så lenge at det tar fyr - det er snakk om *få* sekunder. Eksplosjonen kan være kraftig, og alt som kan ta skade må ryddes unna avtrekket og vegger, gulv og tak kles med beskyttende materiale mot lutsprut. Det samme gjelder selvfølgelig hendene og armene til den som utfører forsøket. Kommer det sprut på glassvinduet må det fjernes straks, da cesiumluten etser glass.

Andre og mindre dramatiske, men like iøynefallende oppvisninger av cesiums reaktivitet kan også demonstreres, f.eks. reaksjon med mineralolje, parafin og andre materialer som de andre alkalimetallene ikke reagerer spontant med. Men stor forsiktighet må fremdeles utøves ved håndteringen av metallet. Det vil vanligvis være vakuumlagret, og hvis man slipper til luft tar det ikke lang tid før det antennes.

Demonstrer konsentrerte lutløsninger av de forskjellige alkalimetallene og deres virkning på forskjellige materialer. Vis at cesiumlut etser glass, gjerne ved å la den stå i en glassbeholder natten over. (Sørg for sikring i tilfelle den skulle etse tvers igjennom!)

Demonstrer at cesium lar seg ionisere av lys ved å ha metallet i et lufttomt glassrør med elektroder stukket inn i endene. Når elektrodene forbindes med en strømkrets vil strømgjennomgangen påvirkes av belysningen. Vises med lyspære eller amperemeter.

Vis gjerne en vakuumampulle med cesiummetall som smelter hvis ampullen holdes i hånden. Forsiktig! Klem ikke hardt! Det tar litt tid, for glasset leder ikke varme godt.

Noen viktige forbindelser:

Cesiumhydroksyd. Blekgule, sterkt hygroskopiske krystaller. Tetthet 3,675 g/cm³. Sm.p. 272,3 °C. Uhyre lett løselig i vann, ved 15 °C går det 395,5 g på 100 ml. Løselig også i alkohol. Utvikler sterk varme når det løses i vann, og en konsentrert løsning virker sterkt etsende bl.a. på organiske stoffer som tekstiler, hud m.m. Også glass og porselen angripes raskt.

Cesiumklorid. Fargeløse, kubiske krystaller som løper sammen i fuktig luft. Tetthet 3,988 g/cm³. Sm.p. 645 °C. Kok.p. 1290 °C. Markert lettere løselig i vann enn de andre alkalikloridene, 162,22 g/100 ml vann ved 0,7 °C, 259,56 ved 89,5 °C. Uløselig i aceton, løselig i metanol, lett løselig i alkohol.

Cesiumkarbonat. Fargeløse krystaller som løper sammen i fuktig luft. Dekomponerer ved oppvarming over 610 °C. Løses lett i vann, 260,5 g/100 ml vann ved 15 °C. Utvikler sterk varme ved oppløsningen. Løses også i alkohol og eter.

Cesiumnitrat. Fargeløse kubiske krystaller som har en heksagonal modifikasjon ved høyere temperaturer. Tetthet 3,685 g/cm³. Sm.p. 414 °C. Dekomponerer ved videre oppvarming. Løses lett i varmt vann, ikke så lett i kaldt: 9,16 g/100 ml vann v/0 °C, 196,8 g v/100 °C. Løselig også i aceton, tungt løselig i alkohol. Er ikke hygroskopisk og krystalliserer uten krystallvann fra vannløsninger.

Cesiumsulfat. Fargeløse rombiske krystaller med tetthet 4,243 g/cm³ og sm.p. 1010 °C. Overgang til heksagonal krystallform ved 600 °C. Meget lett løselig i vann, 167 g/100 ml ved 0 °C, 220 g ved 100 °C. Uløselig i aceton og alkohol.

Cesiumheksakloroplatinat. Gule, kubiske krystaller. Tetthet 4,197 g/cm³. Dekomponerer ved 570 °C. Tungt løselig i vann, 0,024 g/0 °C, 0,377 g/100 °C. Uløselig i alkohol.
 
 

BIOLOGI
Cesium inngår ikke i noen naturlige livsprosesser for hverken dyr eller planter. Som rubidium opptas det før kalium av musklene, og forsøk har vist at om kalium i kostholdet erstattes med store mengder cesium kan følgene bli hyperirritabilitet, kramper og til slutt død. Men det er kaliummangel som forårsaker symptomene, og cesium kan ikke sies å ha noen virkelig giftvirkning.

Derimot er isotopen 137 en av de farligste av de fisjonsproduktene som dannes ved spalting av uran eller plutonium i reaktorer og bomber. Den har en sterk beta- og gammastråling, produseres i store mengder, har en lang levetid (halveringstid 30 år) og opptas fullstendig i mage- og tarmveeggene. Riktignok skilles den raskt ut igjen i motsetning til strontium, men den tas opp sammen med kalium av plantene, og så lenge den ikke er vasket ut av jordsmonnet, noe som kan ta flere tiår, vil både de som spiser plantene og de som spiser disse igjen stadig få den i seg.

UTNYTTELSE
I atomur hvor tidsmålingen skjer ved å telle svingningene til en oscillator som reguleres til å svinge i resonans med fotoner som vekselvirker med en bestemt overgang mellom to energitilstander i et atom, er cesiumatomer det mest brukte og nøyaktigste reguleringsmediet, og danner idag også den internasjonale sekundstandarden.

Cesium er det mest reaktive av alkalimetallene og altså også det som har lettest for å avgi elektroner, og det har derfor et utstrakt bruk som elektronkilde i fotoceller, TV-kameraer, likerettere, scintillasjonstellere, røntgenrør etc., foruten at det brukes en del som "getter" d.v.s. til å fjerne gassrester ved forskjellige vakuumapplikasjoner samt som katalysator ved hydrogenering av visse organiske forbindelser.

Litt mer 'speisa' bruk av cesium er i ionemotorer til romfartøy, som er blitt testet, men ikke alment tatt i bruk. Ved å akselerere de lettioniserbare cesiumatomene i et elektrisk felt får man svært gode avgasshastigheter og det har blitt estimert at et fartøy kan fraktes 140 ganger så langt med cesiumionemotor som med en som brenner konvensjonelt rakettbrennstoff.

Glødelamper fylt med en blanding av cesiumdamp og argon avgir sterkt infrarødt lys mens de synlige blå cesiumlinjene maskeres.

Den farlige atomavfallnukliden cesium 137 brukes forøvrig også som strålingskilde ved kreftbehandling og ved visse industrielle formål.

Cesiumforbindelser har lite bruk, men noen brukes til fremstilling av kunstige mineralvann. Noen av de mest reaktive, som hydridet, hydroksydet og forskjellige organometalliske brukes en del i kjemisk syntese.

Hovedkilder:

Prof.dr.phil. Haakon Haraldsen (Asch.konv.leks.5.utg.b.3)
CRC Handbook of Chemistry and Physics, 57th ed. 1976-77.
Thomas P. Whaley "The Chemistry of Sodium, Potassium, Rubidium, Cesium and Francium" Pergamon Press 1975.
F. Albert Cotton & Geoffrey Wilkinson "Advanced Inorganic Chemistry" Wiley, New York 1988.
Mary Elvira Weeks "Discovery of the Elements" Journal of Chemical Education, Easton, Pennsylvania 1960.

:-) LEF