Elemento chimico di numero atomico 55, peso atomico 132,9054 e simbolo Cs. Nella tavola periodica degli elementi si colloca nel primo gruppo, sottogruppo A, cioè fra i metalli alcalini. Esso rappresenta il termine più pesante fra questi, dato che è l'omologo superiore del rubidio e quindi anche del potassio e del sodio; l'ultimo termine dei metalli alcalini, il francio, non presenta infatti isotopi stabili. La sua scoperta risale al 1860, anno in cui R. Bunsen e G. Kirchhoff lo trovarono per via spettroscopica; allo stato puro fu isolato solo nel 1881 ad opera di Settemberg, che lo produsse per elettrolisi del cianuro fuso. ║ Stato naturale: il c. non esiste in natura allo stato libero ma solo in forma di composti; è un elemento alquanto raro nella crosta terrestre, della quale costituisce solo il 6,5 · 10^-4%. La sua abbondanza è dell'ordine di quella del berillio, dello scondio, dell'arsenico, del germanio, di varie terre rare, dell'afnio, del tantalio e così via; è circa doppia di quella dell'uranio, ma circa metà di quella del plutonio. Il c. non presenta minerali suoi propri, ad eccezione della pollucite, un silicato di formula approssimativa 2AL₂O₃ · 2Cs₂O · 9SiO₂ · H₂O che è alquanto raro e si trova in giacimenti in Italia (nell'Isola d'Elba) e negli Stati Uniti (Manitoba, nel Mine e Black Hills, nel South Dakota). La maggiore fonte però sono le sabbie contenenti una particolare mica, la lepidolite, (silicato di alluminio, litio e potassio), e particolarmente quella del Sudafrica; queste vengono sottoposte a lavorazione per produrre del carbonato di potassio e forniscono come sottoprodotto anche del carbonato di c. in ragione di una parte di sale di c. per ogni 35 di sale di potassio che, per differenza di peso molecolare, comporta la presenza di una parte in peso di c. metallo ogni 24 parti di potassio metallico circa. Dalla pollucite invece il c. viene separato per via chimica, solubilizzando dapprima come cloruro per trattamento con acido cloridrico e poi precipitando un cloruro doppio di c. e piombo o antinomio; successivamente questo cloruro doppio viene idrolizzato e si ottiene il cloruro CsCl in soluzione, dalla quale si recupera per evaporazione. ║ Preparazione: per la produzione di c. allo stato metallico esistono due vie principali: 1) dal suo carbonato Cs₂CO₃, per riduzione con calcio e magnesio metallici ad alta temperatura, sotto vuoto o in ambiente di idrogeno; il c. che si libera distilla e viene condensato su una parete fredda; 2) per elettrolisi del suo cloruro fuso, addizionato con altri sali per abbassarne il punto di fusione. Il c. però ha impieghi per ora molto limitati, per cui la produzione è dell'ordine della tonnellata per anno in tutto il mondo e viene condotta su piccolissima scala. ║ Proprietà fisiche: il c., si presenta come un metallo argenteo, assai molle (è il più molle fra tutti i metalli: a temperatura ambiente ha la consistenza della cera d'api). Ha peso specifico 1,903 g/cm³ a 0 °C fonde a 28,7 °C e bolle a 690 °C; è cristallizzato nel sistema cubico a facce centrate, come gli altri metalli alcalini. Ha una bassa conducibilità termica e elettrica, per la prima non si hanno dati numerici mentre la seconda ammonta a 0,080 microohm^-1. È comunque adatto ad essere impiegato come fluido per il trasferimento del calore, allo stato liquido o di vapore. La sua elettronegatività è la più bassa in tutti gli elementi: 0,7 nella scala Pauling. Ha un raggio atomico molto elevato (2,67 Å) mentre lo ione Cs⁺ ha un raggio ionico abbastanza basso (1,69 Å). Questo fa supporre un basso legame fra il nucleo e l'elettrone contenuto nello strato più esterno (orbitale 6s) e quindi una bassa energia di prima ionizzazione: si trova infatti sperimentalmente il valore di 90 kcal per g-mole, più basso che per ogni altro elemento. Per questo motivo il c. può essere impiegato per generare dei plasmi a temperature relativamente basse (ad es. nei razzi a propulsione ionica) oppure nella produzione di convertitori termionici per la trasformazione diretta del calore in elettricità. Il c. presenta un solo isotopo stabile, il ¹³³Cs, che ha massa nuclidica 132,905090; diversi i suoi isotopi radioattivi sono stati trovati nei residui di reazioni nucelari di fissione oppure preparati artificialmente. Fra questi ultimi è il ¹³⁷Cs che ha un periodo (tempo che impiega una massa di isotopo a trasformarsi per metà per decadimento radioattivo) di 30 anni e viene usato nella terapia del cancro in sostituzione del cobalto-60. ║ Precauzioni: il c. è un elemento molto reattivo per cui si devono prendere nel suo maneggio tutte le precauzioni necessarie per i metalli alcalini più attivi, come il potassio e il rubidio. All'aria si ossida rapidamente, bruciando anche senza che venga riscaldato (alla presenza di piccole concentrazioni di ossido nel metallo è dovuto, a volte, il suo colore, tendente al bronzo). Se si trova in presenza di poco ossigeno, come ad es. in un recipiente mal chiuso, può ossidarsi lentamente, formando ossidi superiori che esplodono poi violentemente al minimo sfregamento o urto. Gli incendi di c. vanno spenti impiegando sabbia asciutta; non sono utilizzabili i comuni prodotti antincendio(coi quali reagisce)e tanto meno l'acqua con la quale si combina in modo esplosivo. Va quindi conservato in recipienti ben chiusi, sotto gas inerte o uno strato di idrocarburo saturo e perfettamente anidro. Il floruro di c. CsF è estremamente tossico, per cui il maneggio dei composti di c. deve essere fatto con precauzione. ║ Proprietà chimiche: il c. è un elemento estremamente reattivo, come tutti i metalli alcalini e ancor di più; esso infatti si può combinare anche con l'azoto a dare un nitruro. In presenza di acqua, anche contenuta nell'atmosfera come umidità, dà la reazione di formazione del suo idrossido:



fortemente isotermica per cui l'idrogeno liberato si incendia rapidamente con un'esplosione. La reazione avviene anche a temperature estremamente basse. Reagisce con l'acetilene dando acetiluri, con l'ammoniaca dando la cesioamide, con lo zolfo dando monosolfuro Cs₂S e polisolfuri (Cs₂S₂, Cs₂S₃ e Cs₂S₅) e con gli alogeni dando alogenuri e dei polialogenuri. I suoi sali sono isomorfi con i corrispondenti sali di potassio ma quando questi sono poco solubili, quelli di c. lo sono ancor meno. Con molti prodotti organici reagisce come il potassio, ma con maggiore vivacità. Con l'ossigeno forma gli ossidi Cs₂O, Cs₂O₂, Cs₂O₄ e Cs₂O₆. Il suo carbonato presenta la caratteristica di essere alquanto solubile in alcool etilico (111 g per litro a 19 °C) a differenza di quelli degli altri metalli alcalini; questo fatto viene sfruttato nell'isolamento del c. da potassio e rubidio. ║ Usi: il c. metallico ha per ora applicazioni limitate, fra le quali citiamo le principali: 1) come getter, cioè sostanza assorbente di gas, per tubi a vuoto: all'atto della chiusura se ne introduce una piccola quantità che assorbe i gas residui, migliorando il funzionamento del dispositivo; 2) come elemento che cede facilmente elettroni in apparati quali fotomoltiplicatori, cellule fotoelettriche, convertitori calore-energia elettrica e simili; 3)come rivestimento su filamenti destinati a tubi a vuoto, per migliorare l'emissione termoionica; 4) come fluido per trasferimento di calore per alte temperature; 5) come catalizzatore di reazioni organiche; 6) come propellente per razzi a ioni. Quest'ultimo caso è particolarmente interessante. Sono allo studio dei razzi, destinati alla propulsione nello spazio interplanetario e intersiderale, equipaggiati con un motore atomico per generare calore (da questo si può produrre anche energia elettrica, oppure una parte di questa può essere ottenuta mediante batterie di cellule fotoelettriche) che farebbe evaporare del c. metallico che potrebbe essere facilmente convertito in plasma, data la bassa energia di ionizzazione di questo elemento. A sua volta il plasma potrebbe essere facilmente accelerato da un campo elettrico e portato ad un'elevata velocità all'uscita degli ugelli. I sali di c. trovano invece qualche applicazione nella fabbricazione di vetri e ceramiche speciali, in medicina e in chimica come reagenti di laboratorio e catalizzatori di reazioni. Il c. è presente nell'organismo umano in tracce: si pensa che venga metabolizzato come il potassio ma non se ne conosce alcuna azione specifica.