CÉSIUM

Propriétés

Les principales constantes physiques sont indiquées au tableau.

Le césium cristallise dans le système cubique centré. C'est de tous les métaux celui qui possède le rayon atomique le plus élevé et la dureté la plus faible. La vapeur de césium est essentiellement monoatomique.

Le césium possède les propriétés chimiques caractéristiques des éléments de la famille des alcalins. Il est extrêmement réactif, se combinant avec les éléments électronégatifs pour donner des composés typiquement ioniques, solubles dans l'eau et qui constituent des électrolytes forts.

Le césium se combine avec l'hydrogène pour donner un hydrure salin CsH, de structure analogue à celle du chlorure de sodium, dans lequel l'hydrogène se trouve sous forme d'ion H^-. Peu stable, CsH se décompose avant fusion.

Le césium brûle en présence d'un halogène. En raison de la taille de l'ion Cs⁺, les variétés usuelles d' halogénures ne possèdent pas la structure NaCl correspondant à la coordination 6 ; elles cristallisent avec une maille cubique centrée, l'ion Cs⁺ situé au centre se trouvant entouré par huit ions X^- (X = Cl, Br, I) situés aux sommets. Ces halogénures forment entre eux ou avec d'autres halogénures métalliques des complexes colorés bien cristallisés et généralement peu solubles (Cs(Cl₂I) ou Cs₂PtCl₆, par exemple).

La réactivité de l'oxygène vis-à-vis des métaux alcalins augmentant avec le numéro atomique, le césium est de tous les métaux celui qui présente la plus grande oxydabilité. Mis en contact avec l'air, le métal s'enflamme instantanément en donnant surtout un peroxyde CsO₂ correspondant à l'ion O^-₂, contrairement au sodium et au lithium dont la combustion conduit à des oxydes correspondant respectivement aux ions O^2-₂ et O^2-. Cette différence de comportement est liée à la diminution du potentiel d'ionisation avec le rayon ionique.

Le système césium-oxygène est complexe ; il comporte, en plus de l'oxyde normal Cs₂O, des sous-oxydes et des peroxydes. Tous les oxydes de césium, contrairement aux autres oxydes alcalins, sont fortement colorés, certains sont noirs. L'action de l'eau sur les oxydes conduit à l'hydroxyde CsOH, nommé parfois césine ; c'est une base forte.

Le césium brûle dans la vapeur de soufre en donnant un monosulfure Cs₂S et une série de polysulfures Cs₂C_n avec n = 2,3,4,5,6. Ces composés de couleur jaune ou rouge, solubles dans l'eau, sont constitués de chaînes d'atomes de soufre terminées par deux atomes métalliques. Les valeurs élevées de n dans le cas du césium – alors que n dans le cas du lithium prend les valeurs 2 et 4 – s'expliquent également par la taille du cation Cs⁺.

Le césium se dissout très facilement dans l' ammoniac liquide en donnant une solution bleue. La présence d'ions césium et d'électrons solvatés :

Le césium se combine avec l'acétylène pour donner les deux carbures Cs − C ≡ C − H et Cs − C ≡ C − Cs ; ces composés ioniques incolores sont très réactifs et facilement hydrolysables. Quelques composés organométalliques du césium ont été signalés.

Le césium liquide réagit vivement avec le graphite en donnant une famille de composés lamellaires d'insertion, à caractère métallique, dont le plus riche, de couleur jaune, correspond à la formule structurale C₈Cs.