Le césium est un élément rare dans l'univers, produit principalement par nucléosynthèse stellaire lors des phases avancées de l'évolution stellaire. En tant qu'élément lourd de numéro atomique 55, le césium nécessite des processus de capture neutronique pour être synthétisé, le rendant beaucoup moins abondant que les éléments légers comme l'hydrogène, l'hélium, le carbone ou l'oxygène.
Le césium est produit principalement par deux processus de nucléosynthèse : le processus s (slow neutron capture, capture lente de neutrons) dans les étoiles de la branche asymptotique des géantes (AGB) et le processus r (rapid neutron capture, capture rapide de neutrons) lors des explosions de supernovae et des fusions d'étoiles à neutrons. Dans le processus s, les noyaux de baryum et de lanthane capturent progressivement des neutrons pour former du césium dans les couches externes des étoiles AGB, où des pulsations thermiques créent les conditions propices. Le processus r, survenant dans des environnements cataclysmiques à flux neutronique extrêmement élevé, produit rapidement des isotopes riches en neutrons qui décroissent ensuite vers le \(\,^{133}\mathrm{Cs}\) stable. Ces étoiles enrichissent le milieu interstellaire en césium via leurs vents stellaires intenses et les éjectas de supernovae.
Dans le milieu interstellaire, le césium existe principalement sous forme atomique neutre ou ionisée (Cs, Cs⁺). En raison de son faible potentiel d'ionisation (le plus bas de tous les éléments stables), le césium est facilement ionisé par le rayonnement ultraviolet ambiant dans les régions de faible densité. Le césium atomique a été détecté dans certaines étoiles froides et dans les spectres de quelques nuages interstellaires denses via ses raies d'absorption caractéristiques. Contrairement aux éléments plus légers, le césium ne forme pas de molécules stables dans les conditions interstellaires typiques, bien que des hydrures de césium (CsH) puissent théoriquement exister dans les environnements très froids et denses.
Le césium possède un seul isotope stable naturel, le \(\,^{133}\mathrm{Cs}\), qui représente 100 % du césium naturel. Cependant, plusieurs isotopes radioactifs du césium sont produits naturellement par les processus de fission nucléaire et la désintégration d'éléments plus lourds. Le \(\,^{137}\mathrm{Cs}\) (demi-vie de 30,17 ans) et le \(\,^{134}\mathrm{Cs}\) (demi-vie de 2,06 ans) sont des produits de fission importants qui servent de traceurs pour dater les sédiments, étudier l'érosion des sols, et détecter la contamination radioactive d'origine anthropique (essais nucléaires, accidents nucléaires). La présence de ces isotopes dans l'environnement fournit une signature temporelle précise des événements nucléaires du 20ᵉ et 21ᵉ siècles.
Dans les systèmes planétaires, le césium est présent en quantités traces dans les roches et les minéraux. Sur Terre, le césium se concentre dans certains minéraux comme la pollucite (un silicate d'aluminium et de césium), qui constitue la principale source commerciale de césium. En raison de son rayon ionique élevé et de sa charge unique, le césium se comporte comme un élément incompatible en géochimie, s'enrichissant préférentiellement dans les liquides magmatiques lors de la différenciation et se concentrant dans les pegmatites granitiques. L'étude de la distribution du césium dans les roches terrestres et météoritiques aide à comprendre les processus de différenciation planétaire et l'évolution de la croûte continentale.
Le césium fut découvert en 1860 par les chimistes allemands Robert Bunsen (1811-1899) et Gustav Kirchhoff (1824-1887) à l'Université de Heidelberg. Cette découverte remarquable fut réalisée grâce à la nouvelle technique de spectroscopie qu'ils venaient de développer, permettant d'identifier les éléments chimiques par leurs raies spectrales caractéristiques. En analysant au spectroscope l'eau minérale de Dürkheim, ils observèrent deux raies bleues brillantes intenses (à 455,5 nm et 459,3 nm) qui ne correspondaient à aucun élément connu. Ces raies bleues distinctes leur permirent d'isoler un nouvel élément alcalin qu'ils nommèrent césium, du latin caesius signifiant « bleu ciel », en référence à la couleur caractéristique de ses raies spectrales.
Bunsen isola le césium métallique pur en 1881 par électrolyse du cyanure de césium fondu, révélant un métal extrêmement mou, de couleur argentée dorée, qui fond à seulement 28,5 °C (juste au-dessus de la température ambiante). La découverte du césium marqua un triomphe de la spectroscopie analytique et démontra la puissance de cette nouvelle méthode pour identifier des éléments présents en quantités infimes. L'année suivante, en 1861, Bunsen et Kirchhoff découvrirent également le rubidium par la même technique spectroscopique.
N.B. :
Le césium-133 joue un rôle fondamental dans la définition moderne du temps. Depuis 1967, la seconde, unité de base du temps dans le Système international d'unités (SI), est définie par la fréquence de la transition hyperfine de l'atome de césium-133 : une seconde correspond exactement à 9 192 631 770 périodes de la radiation émise lors de cette transition. Les horloges atomiques au césium, développées dans les années 1950, exploitent cette transition extrêmement stable pour mesurer le temps avec une précision extraordinaire (quelques secondes d'erreur sur des millions d'années). Ces horloges constituent la référence mondiale pour le Temps atomique international (TAI) et le Temps universel coordonné (UTC), synchronisant les systèmes de navigation GPS, les télécommunications, les réseaux électriques et les transactions financières. Les horloges atomiques au césium les plus avancées (fontaines atomiques) atteignent aujourd'hui des incertitudes inférieures à une seconde sur 300 millions d'années, faisant du césium le gardien ultime de notre mesure du temps.
Le césium (symbole Cs, numéro atomique 55) est un métal alcalin du groupe 1 du tableau périodique, constitué de cinquante-cinq protons, généralement soixante-dix-huit neutrons (pour l'isotope stable unique) et cinquante-cinq électrons. L'unique isotope stable naturel est le césium-133 \(\,^{133}\mathrm{Cs}\) (100 % d'abondance naturelle).
À température ambiante, le césium se présente sous forme de métal mou de couleur argentée dorée, suffisamment mou pour être coupé au couteau comme du beurre. Le césium possède le point de fusion le plus bas de tous les métaux à l'exception du mercure et du gallium, fondant à seulement 28,5 °C. Par temps chaud, le césium peut donc être liquide à température ambiante. C'est également le métal alcalin le plus réactif et le plus électropositif de tous les éléments stables, réagissant violemment et explosant au contact de l'eau froide et même de la glace. Le césium métallique a une densité d'environ 1,93 g/cm³, ce qui en fait un métal relativement léger malgré son numéro atomique élevé. La température à laquelle les états liquide et solide peuvent coexister (point de fusion) : 301,59 K (28,44 °C). La température à partir de laquelle il passe de l'état liquide à l'état gazeux (point d'ébullition) : 944 K (671 °C).
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Décroissance / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Césium-133 — \(\,^{133}\mathrm{Cs}\,\) | 55 | 78 | 132.905452 u | 100 % | Stable | Unique isotope stable ; utilisé dans les horloges atomiques pour définir la seconde (9 192 631 770 Hz). |
| Césium-134 — \(\,^{134}\mathrm{Cs}\,\) | 55 | 79 | 133.906718 u | Non naturel | 2,0648 ans | Radioactif ß\(^-\) et γ ; produit de fission et d'activation neutronique ; émetteur gamma utilisé en médecine nucléaire et pour tracer les accidents nucléaires. |
| Césium-135 — \(\,^{135}\mathrm{Cs}\,\) | 55 | 80 | 134.905977 u | Non naturel | 2,3 millions d'années | Radioactif ß\(^-\) ; produit de fission à vie longue ; important dans la gestion des déchets nucléaires. |
| Césium-137 — \(\,^{137}\mathrm{Cs}\,\) | 55 | 82 | 136.907089 u | Non naturel | 30,17 ans | Radioactif ß\(^-\) et γ ; principal produit de fission (˜6 %) ; traceur environnemental majeur ; utilisé en radiothérapie et en datation des sédiments ; préoccupation importante dans les accidents nucléaires (Tchernobyl, Fukushima). |
| Autres isotopes — \(\,^{112}\mathrm{Cs}-\,^{132}\mathrm{Cs},\,^{136}\mathrm{Cs},\,^{138}\mathrm{Cs}-\,^{151}\mathrm{Cs}\) | 55 | 57-77, 81, 83-96 | — | Non naturels | microsecondes — 13 jours | Isotopes radioactifs produits artificiellement ; utilisés en recherche nucléaire ; certains sont produits dans les réacteurs et les explosions nucléaires. |
N.B. :
Les couches électroniques : Comment les électrons s'organisent autour du noyau.
Le césium possède 55 électrons répartis sur six couches électroniques. Sa configuration électronique complète est : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁶ 6s¹, ou de manière simplifiée : [Xe] 6s¹. Cette configuration peut aussi s'écrire : K(2) L(8) M(18) N(18) O(8) P(1).
Couche K (n=1) : contient 2 électrons dans la sous-couche 1s. Cette couche interne est complète et très stable.
Couche L (n=2) : contient 8 électrons répartis en 2s² 2p⁶, formant une couche complète et stable.
Couche M (n=3) : contient 18 électrons répartis en 3s² 3p⁶ 3d¹⁰, formant une couche complète.
Couche N (n=4) : contient 18 électrons répartis en 4s² 4p⁶ 4d¹⁰, formant une couche complète.
Couche O (n=5) : contient 8 électrons répartis en 5s² 5p⁶, formant une couche complète.
Couche P (n=6) : contient 1 seul électron dans la sous-couche 6s. Cet électron de valence unique, très éloigné du noyau et fortement écranté par les couches internes, est extrêmement faiblement lié et facilement perdu, expliquant la réactivité exceptionnelle du césium.
Le césium, membre du groupe 1 (métaux alcalins), possède 1 seul électron de valence (6s¹) dans sa couche externe. Cet électron est le plus éloigné du noyau de tous les éléments stables, avec le plus grand rayon atomique (environ 265 pm) et le plus faible potentiel d'ionisation (3,89 eV), rendant le césium l'élément le plus électropositif et le plus réactif de tous les métaux stables. L'électron 6s est si faiblement lié qu'il est facilement arraché, formant l'ion Cs⁺ avec une configuration électronique stable de type xénon. Cette propriété explique l'extrême réactivité du césium avec l'eau, l'oxygène et même avec la glace.
Le césium trouve des applications hautement spécialisées et stratégiques. Son utilisation la plus importante est dans les horloges atomiques, où la transition hyperfine du \(\,^{133}\mathrm{Cs}\) définit la seconde et constitue la base du temps atomique international. Les cellules photoélectriques au césium exploitent son faible potentiel d'ionisation pour détecter la lumière infrarouge. Le césium est utilisé dans les systèmes de propulsion ionique spatiale, les catalyseurs en chimie organique, les fluides de forage pétrolier (formate de césium à haute densité) et les verres spéciaux. Le \(\,^{137}\mathrm{Cs}\) radioactif sert en radiothérapie, en stérilisation industrielle et comme traceur environnemental pour étudier l'érosion et la sédimentation.
Le césium possède un seul électron de valence (6s¹) qui est le plus faiblement lié de tous les éléments stables en raison de son grand rayon atomique (le plus grand de tous les éléments) et de l'important effet d'écran des nombreuses couches électroniques internes. Son énergie de première ionisation (3,89 eV) est la plus faible de tous les éléments stables, ce qui fait du césium l'élément le plus électropositif et le plus réactif chimiquement. Le césium perd facilement son électron de valence pour former l'ion Cs⁺ avec une configuration électronique stable de type xénon [Xe]. Cette extrême facilité à perdre un électron explique sa réactivité explosive avec l'eau, même avec la glace à -116 °C.
Le césium réagit violemment et spontanément avec l'eau et l'humidité de l'air, produisant de l'hydroxyde de césium (CsOH) et du dihydrogène avec dégagement de chaleur suffisant pour enflammer le gaz et provoquer une explosion. La réaction est si violente que le césium métallique doit être conservé sous huile minérale ou en ampoule scellée sous atmosphère inerte (argon). Le césium réagit également rapidement avec l'oxygène pour former divers oxydes : l'oxyde de césium Cs₂O, le peroxyde Cs₂O₂, et surtout le superoxyde CsO₂. Le césium forme des composés ioniques avec presque tous les non-métaux : halogénures de césium (CsF, CsCl, CsBr, CsI), sulfure Cs₂S, nitrure Cs₃N, carbure Cs₂C₂. L'hydroxyde de césium (CsOH) est la base la plus forte connue, surpassant même l'hydroxyde de sodium et de potassium en basicité.
Le césium métallique présente des propriétés physiques exceptionnelles. C'est le métal stable avec le point de fusion le plus bas après le mercure (28,44 °C), fondant presque à température ambiante. Il est extrêmement mou, se coupant facilement au couteau, et possède une couleur argentée avec des reflets dorés caractéristiques. Sa densité relativement faible (1,93 g/cm³) pour un élément aussi lourd s'explique par sa grande taille atomique et sa structure cristalline cubique centrée peu compacte. Le césium possède une conductivité électrique élevée et un coefficient de dilatation thermique parmi les plus élevés de tous les métaux.
