Пожаро- и взрывоопасность аммиачных объектов

В случае возгорания в окрестностях разрешены все средства пожаротушения.Провести эвакуацию из опасной зоны!

В случае пожара: охлаждать баллоны, обливая их водой.

НИКОГДА не направлять струю воды на жидкость. Проконсультироваться со специалистом! Вентиляция. Удалить газ, используя мелкие брызги воды. Держаться с наветренной стороны. Пары осаждать тонкораспыленной водой. Не прекращать горения при наличии утечки.

Непосредственно на месте аварии и вблизи источника заражения работы проводят в изолирующих противогазах ИП-4М, ИП-5 (на химически связанном кислороде) или дыхательных аппаратах АСВ-2, ДАСВ (на сжатом воздухе), КИП-8, КИП-9 (на сжатом кислороде) и средствах защиты кожи (Л-1, КИХ-4, КИХ-5 и др.).На расстоянии более 250 метров от очага средства защиты кожи можно не использовать, а для защиты органов дыхания используют промышленные противогазы с коробками марок КД, Г, М, ВК, а также гражданские противогазы ГП-5, ГП-7, ПДФ-2Д, ПДФ-2Ш в комплекте с дополнительным патроном ДПГ-3. При концентрациях менее 20 мг/м3 можно использовать респиратор РПГ-67 с патронами КД или ВК.

Нейтрализуют аммиак следующими растворами:

– 10%-ным раствором соляной или серной кислоты, для чего 1 часть концентрированной кислоты смешивают с 9 частями воды (например, 10 литров кислоты 90 литров воды);

– 2%-ным раствором сернокислого аммония, для чего 2 части сернокислого аммония разводят в 98 частях воды (например, 2 кг сернокислого аммония 98 литров воды).

При утечке газообразного аммиака для погашения паров распыляют воду. Норма расхода воды не нормируется.

При разливе жидкого аммиака место разлива ограждают земляным валом, заливают раствором соляной или серной кислоты, либо водой. Для обезвреживания 1 тонны жидкого аммиака необходимо 10-15 тонн раствора соляной (серной) кислоты или 18-20 тонн воды. Для нейтрализации 1 тонны жидкого аммиака необходимо 20-30 тонн раствора соляной (серной) кислоты. Нейтрализацию жидкого аммиака водой желательно не проводить, потому что в воздухе могут образовываться высокие концентрации аммиака, что небезопасно, так как 15-28 объёмных процентов аммиака с воздухом образует взрывоопасные смеси.

Для распыления воды или растворов применяют поливомоечные и пожарные машины, авторазливочные станции (АЦ, ПМ-130, АРС-14, АРС-15), а также имеющиеся на химически опасных объектах гидранты и спецсистемы.

И внешне жидкий аммиак похож на простую воду. Сходство этим не ограничивается. Практически важно, что, как и вода, аммиак — прекрасный растворитель многих неорганических и органических соединений. В нем, в частности, легко растворяются многие соли, и как в водных растворах, растворяясь, диссоциируют на ионы. Конечно, катионы металлов в таких растворах сольватированы молекулами аммиака.

В то же время многие реакции с участием солей идут в жидком аммиаке совсем не так, как в воде. Прежде всего, потому, что разные соли по-разному растворяются в аммиаке и в воде (см. таблицу):

Из этих данных следует, например, что в жидком аммиаке ничего не стоит провести некоторые обменные реакции, немыслимые в водных растворах:

Ba(NO3)2 2AgCl = BaCl2 2AgNO3.

Молекула NH3 — сильный акцептор протонов. Поэтому, если растворить в аммиаке уксусную кислоту, то эта обычно слабая кислота продиссоциирует нацело, проявив тем самым свойства кислоты сильной. В жидком аммиаке по сравнению с водными растворами значительно усиливаются и кислотные свойства солей аммония. Здесь легко идут такие, к примеру, реакции

2NH4NO3 Mg = Mg(NO3)2 2NH3 H2 или Na2O2 2NH4NO3 = 2NaNO3 H2O2 2NH3.

Из растворов различных веществ в жидком аммиаке наиболее интересны, без сомнения растворы щелочных металлов. Впервые аммиачные растворы натрия и калия были приготовлены больше века назад (в 1864 г.) и сразу же обратили на себя внимание химиков. Они прежде всего установили, что если дать аммиаку спокойно испариться, в осадке останется чистый металл, как это бывает с растворами солей в воде. Однако эта аналогия не совсем точна: щелочные металлы, хотя и медленно, с аммиаком все же реагируют с выделением водорода и образованием солеобразных амидов:

2К 2NH3 = 2KNH2 H2.

Амиды — вполне устойчивые соединения, но водой немедленно разлагаются:

KNH2 H2O= NH3 KOH.

Тогда же выяснилось, что при растворении металла в жидком аммиаке объем раствора увеличивается. При этом с ростом концентрации металла непрерывно снижается плотность раствора, чего не бывает у водных растворов твердых веществ. Концентрированный раствор лития в жидком аммиаке — вообще самая легкая при обычных условиях жидкость: ее плотность при 20°С составляет всего 0,48 г/см3; она вдвое легче воды, легче спирта, бензина, эфира…

Вообще свойства растворов щелочных металлов в жидком аммиаке сильно зависят от концентрации. В разбавленных растворах находятся катионы металла и самые легкие анионы — электроны, которые, однако, не могут свободно передвигаться, так как они связаны с молекулами аммиака. Именно такие связанные (сольватированные) электроны придают растворам щелочных металлов в жидком аммиаке красивый синий цвет. Сольватированные электроны можно получить и в водном растворе, но при обычных условиях время их жизни в воде чрезвычайно мало. В аммиаке — куда больше.

Сильно разбавленные аммиачные растворы плохо проводят электрический ток. Но с ростом концентрации растворенного металла несвязанных электронов становится в растворе все больше — электропроводность очень сильно повышается, иногда в триллионы раз, от 10-8 (что типично для диэлектриков) до 104 Ом-1см-1 (что приближается уже к электропроводности металлов). Вообще разбавленные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке настолько отличаются от концентрированных, что трудно поверить, что это раствор одного и того же вещества в одном и том же растворителе. Разбавленный и концентрированный растворы одного и того же щелочного металла в жидком аммиаке не смешиваются друг с другом! Для водных растворов это — редкое явление.

Растворы с концентрацией более 3 моль/л называют иногда жидкими металлами, поскольку им присущ отчетливый металлический блеск с золотисто-бронзовым отливом. Это свойство сохраняется и когда раствор замораживают. Кстати, и здесь литию принадлежит своеобразный рекорд: его концентрированный раствор в жидком аммиаке — самый легкоплавкий «жидкий металл», он замерзает лишь при температуре ожижения кислорода -183°С.

Много ли металла может растворить жидкий аммиак? Это зависит в основном от температуры. При температуре кипения моль аммиака способен растворить примерно 0,15 моль щелочного металла. С ростом температуры растворимость быстро увеличивается и становится бесконечно большой при температуре плавления металла (для цезия это происходит уже при 28°С). Аммиак из таких растворов испаряется слабо, так как давление его насыщенных паров над раствором при увеличении концентрации металла стремится к нулю. Общепринятой теории, которая объясняла бы все особенности поведения растворов металлов в жидком аммиаке, пока нет. Экспериментаторы же обнаруживают все новые факты. Оказалось, например, что сопротивление замороженного раствора натрия в жидком аммиаке крайне мало. Растворы металлов в аммиаке использовали для получения сверхпроводящих систем. Не удивительно поэтому, что и в наши дни растворами металлов в аммиаке с большим интересом занимаются как химики, так и физики. И те и другие находят в аммиаке и его растворах предмет для размышлений и приложения рук.

Пероксид Сs₂0₂ — гигроскопичные кристаллы, выше 650 °С разлагается с выделением атомарного кислорода и активно окисляет Ni, Аg, Рt, Аu; давление диссоциации 2261 Па (1103 °С); растворяется в ледяной воде без разложения, при температуре выше 25° С протекает реакция с образованием гидроокисей:

2Ме₂0₂ 2Н₂0 = MеОН О₂,

а в кислоте происходит выделение перекиси водорода:

Ме₂0₂ Н₂S0₄ = Ме₂S0₄ Н₂0₂.

Гидриды цезия (СsН) — твердые кристаллические вещества, имеют кубическую гранецентрированную решетку типа хлорида натрия, СsН 3,4 г/см³. Они относятся к солеобразным соединениям, в которых анион Н~ по физическим свойствам близок к ионам галогенида.

Гидриды воспламеняются на воздухе, содержащем следы влаги, самовоспламеняются в атмосфере хлора и фгора; бурно реагируют с водой, выделяя водород:

СsН Н₂0= СsОН Н₂

Гидриды получаются путем гидрирования чистых металлов водородом.

Цезий очень энергично соединяеся с кислородом. Все соединения цезия, содержащие кислород, активно взаимодействуют с влагой и двуокисью углерода воздуха.

Из соединений цезия с более высоким содержанием кислорода известны четыре типа: перекиси (Ме₂0.₂), триокиси [Ме± (0₂)₃], надперекиси (Ме0₂) и озониды (Ме0₃).

Окиси цезия представляют собой прозрачные иглы, расплывающиеся на воздухе. Под действием света окиси разлагаются, давая металл. В вакууме окись цезия возгоняется при температуре (350-450° С), а уже при 500° С образуется 0>₂0₂, которая полностью сублимирует. Окиси цезия бурно реагируют с расплавленной серой по реакции:

4Ме₂0 7S = Мe₂S0₄ 6Mе.

Безводные гидроокиси цезия представляют собой кристаллические, очень гигроскопичные вещества, переходящие вследствие взаимодействия с Н₂0 и СО в карбонаты. Известно пять кристаллогидратов гидроокисей: МеОН-Н₂0; МеОН-2Н_аО; МeOН-ЗН, 0; МeOН-4Н₂0 и ЗМеОН-Н₂0. Отмечается, что кристаллизационная вода остается в образцах при температурах, значительно превышающих их температуры плавления.

Растворимость гидроокисей уменьшается с повышением температуры и составляет при 15° С 79,41% (по массе) CsОН. Гидроокиси хорошо растворяются в этаноле, жидком аммиаке и этиловом спирте. На воздухе они расплываются и постепенно переходят в карбонаты, а при 400 — 500° С образуют перекиси.

Расплавленные гидроокиси очень агрессивны: они взаимодействуют с железом, кобальтом, никелем, платиной, разрушают изделия из корунда и двуокиси циркония, растворяют серебро и золото.

Цезий горит в атмосфере галогенов, давая галогениды цезия. Галогениды цезия СsХ, где X = F, С1, Вr, I, — бесцветные кристаллы. Плавятся без разложения, выше температуры плавления летучи, давление пара повышается, а термическая устойчивость понижается при переходе от СsF к CsI; CsВr и CsI в парах частично разлагаются с выделением соответственно Вг₂ и I₂. СsI легко окисляется при обычной температуре, на свету его водные растворы желтеют вследствие выделения I₂. Растворимость галогенидов цезия в воде (г в 100 г.): CsР — 530 (25 °С), 608 (50 °С); CsС1 — 162,3 (0,7 °С), 191,8 (25 °С), 229,4 (50 *С); СsВr — 123,5 (25 ^°С); СU — 43,1 (0 °С), 85,6 (25 ^°С), 160 (61 °С), Из водных растворов кристаллизуются безводные СsСl, CsВr, CsI, кристаллогидраты СsF·nН₂0, где n = 1, 1,5, 3.

Галогениды цезия хорошо растворимы в метаноле, этаноле, муравьиной кислоте, гидразине, плохо — в ацетоне, эфирах, пиридине, ацетонитриле, нитробензоле.

Таблица 3. Растворимость в галогеноводородных кислотах НХ:

Растворы CsС1 в соляной кислоте используют для его первичного отделения от NaС1 и КС1.

Безводный CsF гигроскопичен, его водные растворы имеют щелочную среду: 2CsР Н₂0 CsНF₂ CsОН. Фторид образует гидрофториды: CsF·nНF, где n=1, 2, 3, 6, — бесцветные кристаллы, при п > 2 легко расплываются и разлагаются на воздухе; CsНF₂ термически устойчив, отщепляет НF при 500-600 °С; хорошо растворим в воде.

Галогениды цезия образуют с соответствующими КХ и RbХ твердые раствворы, с NаХ — эвтектические смеси, с LiХ — аддукты, например LiCl·2CsС1. Комплексы CsХ с галогенидами многих элементов, например Cs₃[Sb₂С1₉], используют для выделения и определения цезия.

Получают CsХ нейтрализацией Сs₂С0₃ соответствующей кислотой НХ либо взаимодействием СsSО₄ с ВаХ₂ в растворе. CsВr и CsI получают в горячем растворе по реакции:

6СsОН ЗХ₂>5CsХ СsХ0₃ ЗН₂0

Далее в раствор добавляют активированный уголь, упаривают досуха и прокаливают при 300-450 °С. СsВг и СsI можно получить из Сs₂СО₃ или СsНС0₃ в присутствии восстановителей:

2Сs₂С0₃ 2Х₂ N₂H ₄>4СsХ N₂ 2Н₂0 2С0₂

Галогениды CsВr и Cs1 обладают оптической прозрачностью в интервале длин волн от 500 до 6 * 10⁴ нм, их используют для изготовления призм в ИК спектроскопии; пары CsВг — рабочее тело в плазменных СВЧ установках; монокристаллы Cs1, активированные Т1, используют в сцинтилляционных счетчиках. СsХ — компоненты люминофоров для флуоресцирующих экранов. СsF применяют при получении пьезоэлектрической. керамики, как компонент специальных стекол и эвтектических, композиций для аккумуляторов тепла, CsС1 — электролит в топливных элементах, флюс при сварке Мо.

Таблица 4

Фториды цезия выделяются из водных растворов в виде кристаллогидратов. Они довольно устойчивы; заметно возгоняются при температуре выше 800-900 °С. Фториды хорошо растворяются в воде; их получают нейтрализацией карбонатов цезия избытком плавиковой кислоты с последующим упариванием раствора досуха.

Хлориды цезия выделяются из водных растворов в виде негигроскопичных безводных кристаллов ромбической формы.

Хлориды цезия термически устойчивые соединения, плавящиеся без разложения; они хорошо растворяются в воде и в муравьиной кислоте. В соляной кислоте растворимость хлоридов уменьшается с повышением концентрации НС1. Это свойство широко используется в промышленности.

Бромиды цезия кристаллизуются в виде негигроскопичных безводных кубиков или ромбических додекаэдров. Термически это довольно устойчивые соединения. При нагревании выше температур плавления (682° С для КЬВг; 627° С для ОзВг) они частично разлагаются с выделением брома или бромистово-дородной кислоты.

Бромиды получают взаимодействием нагретого водного раствора гидроокиси цезия и брома:

6CsОН ЗВг₂ = 5СsВг СsВrOз ЗН₂0.

После окончания реакции в раствор вводят порошок активированного угля, смесь упаривают досуха, и остаток осторожно прокаливают с углеродом при 300-450° С:

2СsВr0₃ ЗС= 2СsВг ЗС0₂.

Иодиды цезия выделяются из водных растворов в виде безводных хорошо выраженных кубических кристаллов, стабильных при нормальной температуре и ‘хорошо растворимых в абсолютном спирте и эфире. Сг1₃ стабилен при нормальной температуре и начинает разлагаться с отделением при 115° С. С повышением температуры растворимость иодидов, как и бромидов цезия, возрастает.

Возгонка иодидов цезия на воздухе сопровождается их частичной диссоциацией с выделением элементарного йода. Иодиды цезия отличаются от других галогенидов повышенной окисляемостью и способностью к образованию продуктов типа MeI * 4S0₂. Под действием окислителей иод легко выделяется из разбавленных растворов иодидов рубидия и цезия.

Иодиды цезия можно получить при взаимодействии либо гидроохиси с иодом при нагревании, либо карбонатов с иодом в присутствии восстановителя. В обоих случаях сухой остаток после выпаривания раствора прокаливают и выщелачивают водой. Для очистки иодидов цезияот калия кристаллизацию проводят в присутствии иодистоводородной кислоты при 30° С. При этом содержание примеси калия понижается до 1-10^-30% (по массе). Кристаллы иодидов промывают холодным сухим ацетоном и высушивают в вакууме при 75С.

Сульфиды СsS_n, (n=1-6) получают взаимодействием металла с S в жидком NН₃.

Сульфаты цезия изоморфны и кристаллизуются в виде бесцветных ромбических кристаллов. Сульфаты и цезия характеризуются сравнительно высокими температурами плавления и летучестью (температура плавления сульфата цезия 1019 °С). Заметное улетучивание сульфатов происходит выше 1400 °С без изменения состава.

При прокаливании в токе водорода или аммиака сульфаты цезия (620-770° С) переходят в сравнительно легкоиспаряющиеся сульфиды. Сульфаты цезия хорошо растворимы в воде, во много раз: лучше, чем сульфат калия. Ниже приведены растворимости сульфатов в воде в зависимости от температуры:

Таблица 5

Сульфаты легко получают взаимодействием серной кислоты с карбонатами цезия или их хлоридами, а также из квасцов, осаждая алюминий квасцов избытком аммиака.

Известны также гидросульфаты (МеНS0₄), дисульфаты (Ме₂S₂О₇), пероксосульфаты (Ме₂S₂О₈) цезия. Для получения гидросульфатов сульфаты, карбонаты или хлориды нагревают с избытком серной кислоты при 400-500° С до получения сухого остатка, который растворяют в минимальном количестве воды; раствор упаривают досуха, остаток промывают абсолютным этанолом, затем эфиром.

Шениты цезия Ме2SO4·Ме’SO4·6Н20, где Ме-Сз, а Ме’ — Сu, Со, Мg, Мn, Сd, Ni, образуют изоморфные бесцветные или ярко окрашенные кристаллы моноклинной сингонии. При нагревании шениты сначала переходят в дигидраты (70-100° С), а затем полностью обезвоживаются (140 — 200° С). Безводные соли не разлагаются даже при нагревании до 1000° С. В ряду шенитов рубидиевые соли обладают наименьшей растворимостью, что благоприятно при получении чистых препаратов рубидия методом фракционной кристаллизации.

Цезиевыми квасцами называют соединения, общая формула которых Ме-Э (S0₄)· 12Н_аО, где Ме — Cs, а Э — один из следующих трехвалентных катионов: А1, Сr, Fе, Тi, V, Мn, Gа, In, Со. Наибольшее значение в технологии цезия имеют алюмоцезиевые квасцы кристаллизующиеся в виде больших блестящих и прозрачных изотропных октаэдрическнх кристаллов, имеющих кубическую гранецентрировакную решетку типа NaCl.

В ряду щелочных металлов: Na К, Rb и Cs растворимость квасцов понижается с увеличением атомной массы. Например, растворимость разных квасцов в пересчете на безводную соль при 15° С такова, %:

Натриевые 27,9

Калиевые 4,8

Рубидиевые 0,25

Цезиевые 0,35

На рис. 1, где показано влияние температуры на растворимость различных квасцов, видно, что алюмоцезиевые квасцы обладают наименьшей растворимостью по сравнению с другими квасцами

Рис. 1 Растворимость алюмоквасцов аммония (1), калия(2), рубидия(3) и цезия (4) в воде

Алюмоквасцы — это один из первых промежуточных продуктов производства рубидий и цезия из лепидолитов, которые представляют собой изоморфную смесь калиевых, рубидиевых и це-зиевых квасиов. Последующее разделение этих квасцов основано на различной их растворимости и осуществляется многократной фракционной кристаллизацией.

При нагревании алюмоцезиевые квасцы сначала плавятся (при 109 и 122° С соответственно), а затем постепенно теряют гидратную воду. Полное обезвоживание для СsА1 (S0₄)·12Н₂0 температуры равны соответственно 235 и 780° С.

Железоцезиевые квасцы имеют достаточно высокий температурный коэффициент растворимости и резко отличаются по растворимости и устойчивости от квасцов щелочных металлов. Этим можно воспользоваться для эффективного отделения цезия от других щелочных металлов.

Для получения квасцов железный купорос сначала окисляют в водном растворе азотной кислотой, а затем смешивают с сернокислым раствором сульфата цезия и упаривают до начала кристаллизации.

Среди марганцевых квасцов наиболее устойчивыми являются цезиево-марганцевые СзМн (30₄)_г-12Н₂0. В воде эти квасны гидролизуются с выделением гидратированной трехокиси марганца, плавятся они при 40° С.

Нитраты цезия(МеNОз) представляют собой бесцветные гигроскопичные иглы и призмы. У нитрата цезия известны четыре две модификации.

Термическое разложение нитратов цезияс выделением кислорода
происходит по реакции: 2МеNОз = 2МеNО2 О₂, при 490° С для цезия.

Как видно на рис. 2 растворимость нитратов в воде с повышением температуры возрастает, но в органических растворителях они нерастворимы.

Нитраты цезия легко получают взаимодействием азотной кислоты с их карбонатами, хлоридами или гидроокисями. Растворимость нитратов в азотной кислоте возрастает в ряду щелочных металлов и не подчиняется правилу периодичности свойств:

NaNОз< RbNОз<СsNОз< КNОз

Карбонаты цезия представляют собой белые очень гигроскопичные непрозрачные ромбические кристаллы, расплывающиеся на воздухе и переходящие вследствие поглощения С0₂ в соответствующие гидрокарбонаты МеНСО₃·К₂С0₃ с выделением тепла, для Сs₂С0₃ 11,87 ккал / моль. В атмосфере двуокиси углерода он плавится без заметного разложения при 873° С, но при нагревании их выше температур плавления (особенно в вакууме) наблюдается диссоциация с отщеплением СО₂.

В отличие от карбоната лития карбонаты цезия легко раство100 г. воды соответственно следующая, г: 111,8; 223,0 н 308,3). Карбонат цезия (в отличие от карбонатов рубидия и калия) растворим в абсолютном спирте до 10% при 20° С. На этом свойстве карбоната цезия основана очистка цезия рубидия и калия.

Карбонаты цезия образуют целый ряд кристаллогидратов, точный состав которых до сих пор окончательно не установлен. Для карбоната цезия известны кристаллогидраты: Сs₂С0₃·8Н₂O и Сs₂С0₈·5Н₂О при низких температурах и 2Сs₂С0₃·7Н20 — стабильный при обычной температуре. Полная дегидратация Сs₅С0₃ проходит при 150° С.

Основной метод получения карбонатов цезия — прокаливание:их тетраоксалатов или кислых тартратов]

Гидрокарбонаты (бикарбонаты) цезияMеНСО₃ выделяются в виде безводных призм или игл ромбической сингонии из 13-20%-ных растворов карбонатов при пропускании двуокиси углерода. При нагревании выше 170-180^? С. гидрокарбонаты разлагаются с выделением двуокиси углерода.

Комплексные соединения цезия. Гетерополисоединения цезия представляют собой соли с комплексными анионами сложного строения.

Крeмнемолибдаты цезия Ме₃Н₆ [Si(Мо₂О₇)₆]·Н₂0 сравнительно мало растворимы в воде, серной, азотной и щавелевой кислотах. Растворимость почти не зависит от температуры и при 25° С составляет 0,48г на 100 г. воды. В соляной кислоте растворимость еще меньше.

Рис. 2. Растворимость нитратов цезия (1), калия(2) и рубидия

Кремневольфраматы цезия состава (Сs)₈Si(W₈O₇)₈·nН₂О Плохо растворимы в воде, нерастворимы в спирте и разбавленной соляной кислоте. Обычным методом получения кремнсвольфраматов является взаимодействие кремневольфрамовой кислоты и хлоридов цезия.

Фосфоромолибдаты цезия состава Ме3H4 [Р(Мо₃O₇)₆)]·nН₂О выпадают при взаимодействии фосформолибденовой кислоты и 1%-ных водного раствора CsCl. Растворимость фосфоромолибдатов К RЬ и Сs при 20° С равна 3,8·10^-9, 6,2-10^-4; 5,6-10^-4 г в 100 г. воды соответственно; в 0,1н. азотной кислоте растворимость этих солей К, КЬ и Сs составляет соответственно 8,02; 1,7-10^-9 и 9,4-10^-4 г в 100 г. растворителя. Эннеахлордиарсенаты цезия Ме₉[As₂С1₉] мало растворимы в концентрированной соляной кислоте, растворимость их при 20° С в 100 г. воды 36%-ной НС1 составляет 2,935 и 0,429 г. соответственно. Аналогичной соли калия не обнаружено.

Эннеахлордистнблаты цезияМе₃ [SЬ₂С1₉] — довольно устойчивые на воздухе соединения, разлагающиеся с выделением SbС1₈ только при нагревании до 450° С в вакууме. В воде Cs₃ [Sb2 С1₉] подвергаются сильному гидролизу.

Селенид Сs₂ Sе и теллурид Cs₂Te синтезируют сплавлением цезий соответственно с Sе и Те в вакууме. CsN₂ в обычных условиях цезий не взаимодействует, с жидким N₂ при электрическом разряде между электродами, изготовленными из цезия, образует нитрид Cs₃N. Цезий растворяется в жидком NH₃, алкиламинах и полиэфирах, образуя синие растворы, обладающие электронной проводимостью; в аммиачном растворе цезий медленно реагирует с NH₃ с выделением Н₂ и образованием амида СsNH₂. С газообразным NH₃ при 120 °С образует Cs NH₂, с красным Р в вакууме при 400-430 °С — фосфид Cs₂P, с порошком графита при 200-500 °С — карбид С₈Cs, а при более высоких температурах — С₂₄Cs, Cs₃₆Cs и др. карбиды, с ацетиленом при 300 °С в вакууме — ацетиленид Cs₂C₂, с Si и Gе в атмосфере Аr при 600 °С — соответственно силицид CsSi и германид CsСе. Цезий, взаимодействуя с С0₂, ССl₄ со взрывом. Выше 300 ^?С разрушает стекло, восстанавливая Si из SiO₂ и силикатов. Цезий реагирует со всеми компонентами с образованием соответствующих солей, со спиртами дает алкоголяты.

Цезий образует твердые растворы с К и КЬ, эвтектическая смесь с Nа, не смешивается с Li, Со многими металлами дает интерметаллады, например CsАu, CsSn_4.