Eigenschaften
[Xe] 6s1 55Cs Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Caesium, Cs, 55
Elementkategorie
Gruppe, Periode, Block	1, 6, s
Aussehen	silberweiß glänzend, bei geringen Sauerstoffspuren goldgelb
CAS-Nummer	7440-46-2
ECHA-InfoCard	100.028.323
Massenanteil an der Erdhülle	6,5 ppm[1]
Atomar[2]
Atommasse	132,9054 u
Atomradius (berechnet)	265 (298) pm
Kovalenter Radius	244 pm
Elektronenkonfiguration	[Xe] 6s1
1. Ionisierungsenergie	75,7
Physikalisch[2]
Aggregatzustand	fest
Kristallstruktur	kubisch-raumzentriert
Dichte	1,879 g/cm3
Mohshärte	0,2
Schmelzpunkt	301,59 K (28,44 °C)
Siedepunkt	944 (671 °C)
Molares Volumen	70,94 · 10-6 m3·mol−1
Verdampfungsenthalpie	65
Schmelzenthalpie	2,09 kJ·mol−1
Austrittsarbeit	2,14 eV [3]
Elektrische Leitfähigkeit	4,76 · 106 S·m−1
Wärmeleitfähigkeit	36 W·m−1·K−1
Chemisch[2]
Oxidationszustände	+1
Normalpotential	-2,923 V (Cs+ + e- → Cs)
Elektronegativität	0,79 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZA ZE (MeV) ZP 131Cs {syn.} 9,689 d ε 0,352 131Xe 132Cs {syn.} 6,479 d ε 2,120 132Xe β- 1,280 132Ba 133Cs Fehler bei Vorlage * Parametername unbekannt (Vorlage:Infobox Chemisches Element/Isotop): "OZ" 100 % Stabil 134Cs {syn.} 2,0648 a β- 2,059 134Ba 135Cs {syn.} 2,3 · 106 a β- 0,2 135Ba 136Cs {syn.} 13,16 d β- 2,548 136Ba 137Cs {syn.} 30,17 a β- 0,5 137Ba
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung{{{GHS-Piktogramme}}} H- und P-Sätze H: {{{H}}} EUH: {{{EUH}}} P: {{{P}}}
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

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Caesium (nach IUPAC Cesium), umgangssprachlich auch Cäsium oder Zäsium, ist ein chemisches Element mit dem Symbol Cs und der Ordnungszahl 55. Im Periodensystem steht es in der 1. Hauptgruppe und gehört damit zu den Alkalimetallen. Caesium ist das schwerste stabile Alkalimetall.

Caesium wurde erstmals 1861 durch Robert Wilhelm Bunsen und Gustav Robert Kirchhoff in Dürkheimer Mineralwasser gefunden. Aufgrund der zwei blauen Spektrallinien, mit denen das Element nachgewiesen wurde, nannten sie es nach dem lateinischen caesius für himmelblau. Das Reinelement konnte erstmals 1881 durch Carl Setterberg dargestellt werden.

Caesium ist ein extrem reaktives, sehr weiches, goldfarbenes, in hochreinem Zustand silbrig glänzendes Metall. Da es sofort und sehr heftig mit Luft reagiert, wird es in abgeschmolzenen Glasampullen aufbewahrt. Eine biologische Bedeutung des Elements ist nicht bekannt, es kommt normalerweise nicht im Körper vor und ist nicht toxisch.

Bekannt geworden ist das radioaktive Isotop ¹³⁷Cs, ein Produkt der Kernspaltung, als es in größeren Mengen infolge der Katastrophe von Tschernobyl in die Umwelt gelangte.

Caesium wurde erstmals 1861 von Gustav Robert Kirchhoff und Robert Wilhelm Bunsen beschrieben. Sie untersuchten Mineralwasser aus Bad Dürkheim und entdeckten darin nach Abtrennung von Calcium, Strontium, Magnesium und Lithium zwei unbekannte Spektrallinien im blauen Spektralbereich. Daraus schlossen sie, dass es in dem Wasser ein weiteres, unbekanntes Element geben muss, das sie wegen der blauen Farbe der Spektrallinien Caesium, nach dem lateinischen caesius für himmelblau, nannten.^[5]

Bunsen versuchte ebenfalls, das Caesium von den anderen Alkalimetallen zu trennen, um weitere Eigenschaften des Elements zu erforschen. Dazu versetzte er die Lösung mit einer Platinchlorid-Lösung, um Kalium und die neuen schwereren Alkalimetalle Rubidium und Caesium als unlösliches Hexachloroplatinat auszufällen. Das Kalium konnte durch mehrmaliges Aufkochen in wenig Wasser entfernt werden. Zur Gewinnung der reinen Chloride wurde das Platin mit Wasserstoff zum Element reduziert, so dass die nun wasserlöslichen Caesium- und Rubidiumchlorid ausgelaugt werden konnten. Die Trennung von Caesium und Rubidium erfolgte unter Ausnutzung der unterschiedlichen Löslichkeit der Carbonate in absolutem Ethanol, da Caesiumcarbonat im Gegensatz zur entsprechenden Rubidiumverbindung darin löslich ist. Bunsen und Kirchhoff gelang mit einem Wert von 123,35 g/mol über das Caesiumchlorid auch eine erste Bestimmung der molaren Masse des neuen Elements.^[5]

Die beiden Forscher konnten kein elementares Caesium gewinnen, bei der Elektrolyse von geschmolzenem Caesiumchlorid entstand anstelle des Metalls eine blaue Verbindung, die sie als Subchlorid bezeichneten, bei der es sich aber wahrscheinlich um eine kolloide Lösung von Caesium und Caesiumchlorid handelte.^[6] Bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung mit einer Quecksilberanode bildete das sich leicht zersetzende Caesiumamalgam.^[5]

Die Darstellung des elementaren Caesiums gelang schließlich 1881 Carl Setterberg, der die durch das Chlorid entstehenden Probleme umging, indem er Caesiumcyanid als Ausgangsmaterial für die Elektrolyse nutzte. Gleichzeitig stellte der niedrige Schmelzpunkt des Caesiums ein Hindernis bei der Elektrolyse dar, dies konnte er durch die Verwendung einer Mischung von Caesiumcyanid und Bariumcyanid, die einen niedrigeren Schmelzpunkt besitzt, umgehen.^[7]

Mit einem Gehalt von 3 ppm in der kontinentalen Erdkruste^[8] ist Caesium ein seltenes Element auf der Erde. Es ist nach dem instabilen Francium das seltenste Alkalimetall. Auf Grund der hohen Reaktivität kommt es nicht elementar, sondern nur in Form von Verbindungen vor. Meist ist Caesium ein seltenes Begleitelement in Kalium- oder anderen Alkalimetallsalzen wie Lepidolith, es sind jedoch auch einige Caesiumminerale bekannt. Das häufigste Caesiummineral ist Pollucit, (Cs,Na)₂Al₂Si₄O₁₂ · H₂O, das in größeren Vorkommen vor allem in Lac du Bonnet im kanadischen Bundesstaat Manitoba vorkommt. Weitere größere Vorkommen liegen in Bikita, Zimbabwe und in Namibia. Die Vorkommen in Lac de Bonnet sind die einzigen, in denen Caesium abgebaut wird.^[9] Seltenere Caesiumminerale sind beispielsweise Cesstibtantit (Cs,Na)SbTa₄O₁₂ und Pautovit CsFe₂S₃.

Auf Grund der Wasserlöslichkeit der meisten Caesiumverbindungen ist das Element im Meerwasser gelöst. Ein Liter Meerwasser enthält dabei durchschnittlich 0,0003 g Caesium. In vergleichbaren Mengen sind auch häufigere, aber schlechter lösliche Elemente wie Nickel, Chrom oder Kupfer im Meerwasser enthalten.^[8]

Caesium wird nur in geringem Umfang hergestellt, im Jahr 1978 betrug die produzierte Menge an Caesium und Caesiumverbindungen etwa 20 Tonnen.^[10] Ausgangsmaterial für die Gewinnung aller Caesiumverbindungen und auch des elementaren Caesiums ist Pollucit, der mit Säuren oder Basen aufgeschlossen werden kann. Aus Säuren können Salz-, Schwefel- oder Bromwasserstoffsäure genutzt werden. Dabei entsteht jeweils eine caesium- und aluminiumhaltige Lösung, aus der durch Fällung, Ionenaustausch oder Extraktion die reinen Caesiumsalze gewonnen werden. Eine weitere Möglichkeit ist es, Pollucit mit Calcium- oder Natriumcarbonat und den entsprechenden Chloriden zu erhitzen und anschließend mit Wasser auszulaugen. Dabei entsteht eine unreine Caesiumchloridlösung.

Caesiummetall kann chemisch durch Reduktion von Caesiumhalogeniden mit Calcium oder Barium gewonnen werden. Dabei destilliert das leicht flüchtige Caesiummetall ab.^[10]

Reduktion von Caesiumchlorid mit Calcium

Weitere Möglichkeiten der Caesiummetallherstellung sind die Reduktion von Caesiumhydroxid mit Magnesium und die Reduktion von Caesiumchromat mit Zirconium.^[11]

Reaktion von Caesiumchromat und Zirconium zu Caesium, Zirconium(IV)-oxid und Chrom(III)-oxid

Hochreines Caesium lässt sich über die Zersetzung von Caesiumazid, das aus Caesiumcarbonat gewonnen werden kann, und anschließende Destillation darstellen. Die Reaktion erfolgt bei 380 °C an einem Eisen- oder Kupferkatalysator.^[12]

Caesium ist ein in reinstem Zustand silberweißes, schon durch geringe Verunreinigungen goldgelb gefärbtes Leichtmetall (Dichte 1,873 g/cm³). In vielen Eigenschaften steht es zwischen denen des Rubidiums und – soweit bekannt – denen des instabilen Franciums. Es besitzt mit 28,7 °C mit Ausnahme von Francium den niedrigsten Schmelzpunkt aller Alkalimetalle und hat zugleich nach Quecksilber und vergleichbar mit Gallium einen der niedrigsten Schmelzpunkt für Metalle überhaupt. Caesium ist sehr weich (Mohs-Härte: 0,2) und sehr dehnbar.

Analog zu Rubidium und den weiteren Alkalimetallen kristallisiert Caesium im kubischen-raumzentrierten Kristallsystem in der Raumgruppe mit dem Gitterparameter a = 614 pm sowie zwei Formeleinheiten pro Elementarzelle. Unter einem Druck von 41 kbar findet eine Strukturänderung statt, das Metall kristallisiert nun in einer kubisch-flächenzentrierten Kristallstruktur mit dem Gitterparameter a = 598 pm.^[13]

Mit den anderen Alkalimetallen mit Ausnahme von Lithium lässt sich Caesium beliebig mischen, bei einer Mischung von 41 % Caesium mit 12 % Natrium und 47 % Kalium entsteht die Legierung mit dem niedrigsten bekannten Schmelzpunkt aller Legierungen von -78 °C.^[14]

Da die äußeren Elektronen im Vergleich zu anderen Elementen nur in geringem Maß abgeschirmt werden, besitzt das Caesiumatom und auch das Cs⁺-Ion einen großen Radius, sie sind – wiederum mit Ausnahme von Francium – die größten einzelnen Atome beziehungsweise Ionen.

In gasförmigem Caesium ist der Brechungsindex kleiner als 1. Das bedeutet, dass die Phasengeschwindigkeit der elektromagnetischen Welle – in diesem Fall Licht – größer als im Vakuum ist. Die Phasengeschwindigkeit ist jedoch nur die Geschwindigkeit, mit der sich die Phase einer Welle (z. B. Wellenberg) ausbreitet, nicht die Geschwindigkeit mit der die Energie übertragen wird. Die Energie des Lichtes kann nicht mit Überlichtgeschwindigkeit übertragen werden, so dass in Caesium keine Information mit Überlichtgeschwindigkeit übermittelt werden kann und der Brechungsindex unter 1 im Einklang mit der Relativitätstheorie steht. Dieses Phänomen ist insbesondere von Plasmen her bekannt und steht in völligem Einklang mit der speziellen Relativitätstheorie, da weder Materie noch Information übertragen wird.^[15]

Caesium ist (mit Ausnahme von Francium) das Element mit der niedrigsten Ionisierungsenergie für die Abspaltung des ersten Elektrons und auch das Element mit der niedrigsten Elektronegativität aller. Daher ist es sehr leicht in der Lage, dieses bei Kontakt mit anderen Elementen abzugeben und einwertige Caesiumsalze zu bilden. Da durch die Abspaltung eines Elektrons die Edelgaskonfiguration erreicht ist, bildet es keine zwei- oder höherwertige Ionen.

Reaktionen mit Caesium verlaufen in der Regel sehr heftig, so entzündet es sich beim Kontakt mit Sauerstoff sofort und bildet wie Kalium und Rubidium das entsprechende Hyperoxid.

Auch mit Wasser reagiert es sehr heftig unter Bildung von Caesiumhydroxid, diese Reaktion findet sogar mit Eis bei Temperaturen von -116 °C statt.^[16]

Es sind insgesamt 39 Isotope und 23 weitere Kernisomere des Caesiums bekannt. Natürlich kommt davon nur ein Isotop, ¹³³Cs vor, Caesium ist somit ein anisotopes Element oder Reinelement. Von den künstlichen Isotopen haben ¹³⁴Cs mit 2,0648 Jahren, ¹³⁵Cs mit 2,3 Millionen Jahren und ¹³⁷Cs mit 30,17 Jahren mittlere bis sehr lange Halbwertszeiten. Die restlichen Halbwertszeiten liegen zwischen 17 µs bei ¹¹³Cs und 13,16 Tagen bei ¹³⁶Cs.^[17]

Die meisten Caesiumisotope entstehen als Spaltprodukte, durch radioaktiven Zerfall anderer Spaltprodukte oder durch Neutroneneinfang von als Spaltprodukt erzeugten Caesium-Isotopen geringerer Massezahl im Kernreaktor.

Das bedeutendste künstliche Isotop ist der Betastrahler ¹³⁷Cs mit einer Halbwertszeit von 30,17 Jahren. Dieses zerfällt in 94,6 % der Fälle zuerst zum metastabilen Zwischenprodukt Barium ^137mBa, das mit 2,552 Minuten Halbwertszeit durch Gammazerfall zum stabilen ¹³⁷Ba zerfällt. Bei den restlichen 5,4 % zerfällt das ¹³⁷Cs direkt in das stabile Bariumisotop ¹³⁷Ba. Wegen der kurzen Halbwertszeit des Zwischenproduktes ^137mBa wird dieses oft nicht erwähnt und ¹³⁷Cs als Beta- und Gammastrahler bezeichnet. Zusammen mit weiteren Caesiumisotopen entsteht es der Kernspaltung in Kernreaktoren.

Bildung von ¹³⁷Cs bei der Kernspaltung von ²³⁵U^[18]

¹³⁷Cs ist neben dem Cobaltisotop ⁶⁰Co eine wichtige Gammastrahlenquelle und wird in der Strahlentherapie zur Bekämpfung von Krebs, zur Messung der Fließgeschwindigkeit in Röhren und zur Dickenprüfung etwa von Papier, Filmen oder Metall verwendet.^[19]

Größere Mengen des Isotops ¹³⁷Cs gelangten durch oberirdische Kernwaffenversuche und vor allem durch das Reaktorunglück von Tschernobyl in die Umwelt. Die Gesamtmenge an ¹³⁷Cs, das durch die Tschernobyl-Katastrophe freigesetzt wurde, betrug etwa 10¹⁸ Bq.^[20] Durch den Fallout wurden viele Gebiete in Europa, auch in Deutschland, mit radioaktivem Caesium belastet. Besonders in Pilzen, die durch die Fähigkeit, Lignin zu zersetzen einen leichteren Zugang zu Kalium und damit auch zu dem sehr ähnlichen Caesium als andere Pflanzen besitzen, und Wildtieren, die Pilze fressen, reicherte sich ¹³⁷Cs an.^[21] Die genaue Caesiumbelastung ist abhängig von der Menge an niedergegangenem Fallout und der Bodenbeschaffenheit, da Böden Caesium unterschiedlich stark binden und damit für Pflanzen verfügbar machen können.^[20]

Ein Vorfall, bei dem Menschen durch ¹³⁷Cs radioaktiv verstrahlt wurden, war der Goiânia-Unfall, bei dem Diebe ein Strahlentherapiegerät stahlen und das enthaltene ¹³⁷Cs an Freunde und Bekannte verteilten.^[22]

Auf Grund der komplizierten Herstellung und hohen Reaktivität wird elementares Caesium nur in geringem Maß eingesetzt. Es hat vorwiegend in der Forschung seine Einsatzgebiete. Da Caesium eine kleine Austrittsarbeit hat, kann es als Glühkathode etwa zur direkten Umwandlung von Wärme in elektrische Energie genutzt werden. Auch magnetohydrodynamische Generatoren werden mit Caesium als mögliches Plasmamaterial untersucht.^[10] In der Raumfahrt wird Caesium neben Quecksilber und Xenon auf Grund seiner hohen molaren Masse, die einen größeren Rückstoß als leichtere Elemente bewirkt, als Antriebsmittel in Ionenantrieben eingesetzt.^[23]

Eine Anwendung sind die Caesium-Atomuhren, bei denen die Schwingung des Caesiumatoms als sehr genauer Zeitmesser verwendet wird. Daneben wird Caesium in Vakuumröhren verwendet, dieses reagiert mit geringen Restspuren an Gasen und sorgt so für ein besseres Vakuum. Dabei wird das Caesium in situ durch die Reaktion von Caesiumchromat mit Zirconium erzeugt.^[10] Caesium ist – legiert mit Antimon und anderen Alkalimetallen – ein Material für Photokathoden, die etwa in Photomultiplieren eingesetzt werden.^[24]

Zum Nachweis von Caesium können die blaue Spektrallinien bei 455 und 459 nm^[14] genutzt werden. 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 eine Kalomelelektrode). Dabei müssen als Grundelektrolyt quartäre Ammoniumverbindungen (beispielsweise Tetramethylammoniumhydroxid) verwendet werden, da andere Alkali- oder Erdalkalimetallionen sehr ähnliche Halbstufenpotentiale besitzen.^[25]

Gravimetrisch lässt sich Caesium wie Kalium über verschiedene schwerlösliche Salze nachweisen. Beispiele hierfür sind das Perchlorat CsClO₄ und das Hexachloridoplatinat Cs₂[PtCl₆].^[26]

Caesium kommt normalerweise nicht im Körper vor. Mit der Nahrung aufgenommenes Caesium wird auf Grund der Ähnlichkeit zu Kalium im Magen-Darm-Trakt resorbiert und analog zu Kalium vorwiegend im Muskelgewebe gespeichert. Die biologische Halbwertszeit, mit der das Caesium vom menschlichen Körper wieder ausgeschieden wird, beträgt etwa 110 Tage. Durch die Aufnahme von radioaktivem ¹³⁷Cs nach dem Reaktorunglück von Tschernobyl ergab sich eine durchschnittliche effektive Strahlendosis von 0,6 μSv pro Bundesbürger durch ¹³⁷Cs in den ersten drei Monaten.^[20]

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. Brennendes Caesium muss mit Metallbrandlöschern oder trockenem Sand gelöscht werden. Die Entsorgung erfolgt wie bei anderen Alkalimetallen durch vorsichtiges Zutropfen von Alkoholen wie 2-Pentanol, tert-Butanol oder Octanol und anschließende Neutralisation.^[4]

Als typisches Alkalimetall kommt Caesium ausschließlich in ionischen Verbindungen in der Oxidationsstufe +1 vor. Die meisten Caesiumverbindungen sind gut wasserlöslich.

Caesium bildet mit allen Halogenen Halogenide der Form CsX (X: Halogenid). Caesiumchlorid besitzt eine charakteristische Kristallstruktur, die einen wichtigen Strukturtyp bildet (Caesiumchloridstruktur). In diesem kristallisieren mit Ausnahme von Caesiumfluorid auch die anderen Caesiumhalogenide. Caesiumchlorid ist Ausgangsstoff für die Gewinnung elementarem Caesiums. Weiterhin wird es zur Trennung und Reinigung von DNA in der Ultrazentrifuge verwendet.^[10]

Caesium bildet eine ungewöhnlich große Zahl an Sauerstoffverbindungen. Dies hängt vor allem mit der niedrigen Reaktivität des Caesiumions zusammen, so dass die Bildung von Sauerstoff-Sauerstoff-Bindungen möglich ist. Bekannt sind mehrere Suboxide wie Cs₁₁O₃ und Cs₃O, bei denen ein Überschuss Caesium vorliegt und die dementsprechend elektrische Leitfähigkeit zeigen. Daneben sind mit steigenden Sauerstoffgehalten das Oxid Cs₂O, das Peroxid Cs₂O₂, das Hyperoxid CsO₂ und das Ozonid CsO₃ bekannt. Alle diese Verbindungen sind im Gegensatz zu den meisten übrigen Caesiumverbindungen farbig, die Suboxide violett oder blaugrün, die übrigen gelb, orange oder rot.

Caesiumhydroxid ist eine stark hygroskopischer, weißer Feststoff, der sich gut in Wasser löst. Die dabei entstehende Base zählt zu den stärksten wässrigen Basen überhaupt.

Caesiumcarbonat ist ein weißer Feststoff und löst sich in vielen organischen Lösungsmitteln. Es wird in verschiedenen organischen Synthesen als Base beispielsweise für Veresterungen oder für die Abspaltung spezieller Schutzgruppen eingesetzt.^[27]

Caesiumchromat kann zusammen mit Zirconium als einfache Quelle für die Gewinnung elementaren Caesiums beispielsweise in Vakuumröhren eingesetzt werden.^[28]

Einen Überblick über Caesiumverbindungen gibt die Kategorie:Caesiumverbindung.

1. ↑ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.
2. ↑ Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Caesium) entnommen.
3. ↑ Ludwig Bergmann, Clemens Schaefer, Rainer Kassing: Lehrbuch der Experimentalphysik, Band 6: Festkörper. 2. Auflage, Walter de Gruyter, 2005, ISBN 978-3-110-17485-4, S. 361.
4. ↑ ^{a b} Eintrag zu Cäsium in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)Fehler bei Vorlage * Parametername unbekannt (Vorlage:GESTIS): "Datum".
5. ↑ ^{a b c} G. Kirchhoff, R. Bunsen: Chemische Analyse durch Spectralbeobachtungen. In: Annalen der Physik. 1861, 189, 7, S. 337–381 (doi:10.1002/andp.18611890702).
6. ↑ Richard Zsigmondy: Colloids and the Ultramicroscope. Read books, 2007, ISBN 978-1-406-75938-9, S. 69 (Colloids and the Ultramicroscope in der Google-Buchsuche).
7. ↑ Carl Setterberg: Ueber die Darstellung von Rubidium- und Cäsiumverbindungen und über die Gewinnung der Metalle selbst. In: Justus Liebigs Annalen der Chemie. 1881, 221, 1, S. 100–116 (doi:10.1002/jlac.18822110105).
8. ↑ ^{a b} David R. Lide (ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics, 85. Auflage, CRC Press, Boca Raton, Florida, 2005. Section 14, Geophysics, Astronomy, and Acoustics; Abundance of Elements in the Earth's Crust and in the Sea.
9. ↑ U.S. Geological Survey: Caesium. In: Mineral Commodity Summaries, Januar 2009.
10. ↑ ^{a b c d e} Manfred Bick, Horst Prinz: Cesium and Cesium Compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005 (Ungültig: DOI=10.1002/14356007.a06 153).
11. ↑ Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1273.
12. ↑ Fritz Blatter, Ernst Schuhmacher: Production of high purity caesium. In: Journal of the Less Common Metals. 1986, 115, 2, S. 307–313 (doi:10.1016/0022-5088(86)90153-0).
13. ↑ K. Schubert: Ein Modell für die Kristallstrukturen der chemischen Elemente. In: Acta Crystallographica. 1974, B30, S. 193.
14. ↑ ^{a b} Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 1274.
15. ↑ L. J. Wang, A. Kuzmich, A. Dogariu: Gain-assisted superluminal light propagation. In: Nature. 2000, 406, S. 277–279 (doi:10.1038/35018520).
16. ↑ Caesium bei webelements.com, eingesehen am 5. September 2009.
17. ↑ G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties. In: Nuclear Physics. 2003, Bd. A 729, S. 3–128.
18. ↑ Martin Volkmer: Basiswissen Kernenergie. Informationskreis Kernenergie, Bonn 1996, ISBN 3-925986-09-X, S. 30.
19. ↑ Radioisotope Brief: Cesium-137 (Cs-137). Centers for Disease Control and Prevention, Atlanta 2006, eingesehen am 25. September 2009.
20. ↑ ^{a b c} Jenny Hartmann-Schreier: Caesium 137, Caesium 134. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme-Verlag, Stand März 2006.
21. ↑ Landesanstalt für Umwelt, Messungen und Naturschutz Baden-Württemberg: Radioaktivitätsbelastung in Wild, 2007.
22. ↑ IAEO: Radiological Accident in Goiânia. Wien 1998, HTML (dort PDF), eingesehen am 13. Dezember 2007.
23. ↑ European Space Agency: Ionentriebwerke: Der Ritt auf geladenen Teilchen. Stand September 2003, abgerufen am 26. September 2009.
24. ↑ Norbert Schaetti: Beeinflussung der Charakteristik einer Cs-Sb-Photokathode durch Zusatz fremder Elemente. In: Zeitschrift für Angewandte Mathematik und Physik (ZAMP). 1953, 4, 5, S. 450–459 (doi:10.1007/BF02067902).
25. ↑ J. Heyrovský, J. Kůta: Grundlagen der Polarographie, Akademie-Verlag, Berlin 1965, S. 509.
26. ↑ Caesium. In: Lexikon der Chemie. Spektrum Verlag, Heidelberg 2000.
27. ↑ Timo Flessner, Sven Doye: Cesium carbonate: A powerful inorganic base in organic synthesis. In: Journal für praktische Chemie. 1999, 341, 2, S. 186–190 (doi:10.1002/(SICI)1521-3897(199902)341:2<186::AID-PRAC186>3.0.CO;2-6).
28. ↑ Helmut Sitzmann: Caesium-Verbindungen. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme Verlag, Stand Mai 2005.

• Manfred Bick, Horst Prinz: Cesium and Cesium Compounds. In: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Wiley-VCH, Weinheim 2005 (Ungültig: DOI=10.1002/14356007.a06 153).
• Arnold F. Holleman, Nils Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
• Caesium. In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme-Verlag, Stand 2002.

• EnvironmentalChemistry.com – Cesium

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