Thallium (Tl), élément chimique, métal du groupe principal 13 (IIIa ou groupe bore) du tableau périodique, toxique et de valeur commerciale limitée. Comme le plomb, le thallium est un élément doux à bas point de fusion et à faible résistance à la traction. Le thallium fraîchement coupé a un éclat métallique qui se terne au gris bleuâtre lors de l'exposition à l'air. Le métal continue de s'oxyder lors d'un contact prolongé avec l'air, générant une croûte d'oxyde non protectrice lourde. Le thallium se dissout lentement dans l'acide chlorhydrique et l'acide sulfurique dilué et rapidement dans l'acide nitrique.
élément de groupe de bore
(Ga), l'indium (In), le thallium (Tl) et le nihonium (Nh). Ils sont caractérisés comme un groupe en ayant trois électrons dans les parties les plus externes
Plus rare que l'étain, le thallium est concentré en seulement quelques minéraux qui n'ont aucune valeur commerciale. Des traces de thallium sont présentes dans les minerais sulfurés de zinc et de plomb; lors de la torréfaction de ces minerais, le thallium se concentre dans les poussières de fumée dont il est récupéré.
Le chimiste britannique Sir William Crookes a découvert (1861) du thallium en observant la ligne spectrale verte proéminente générée par les pyrites contenant du sélénium qui avaient été utilisées dans la fabrication d'acide sulfurique. Crookes et le chimiste français Claude-Auguste Lamy ont isolé indépendamment (1862) le thallium, le montrant comme étant un métal.
Deux formes cristallines de l'élément sont connues: hexagonale compacte en dessous d'environ 230 ° C (450 ° F) et cubique centrée au-dessus. Le thallium naturel, le plus lourd des éléments du groupe du bore, se compose presque entièrement d'un mélange de deux isotopes stables: le thallium-203 (29,5%) et le thallium-205 (70,5%). Des traces de plusieurs isotopes à courte durée de vie se produisent sous forme de produits de désintégration dans les trois séries de désintégration radioactive naturelle: thallium-206 et thallium-210 (série uranium), thallium-208 (série thorium) et thallium-207 (série actinium).
Le thallium métal n'a pas d'utilisation commerciale et les composés du thallium n'ont pas d'application commerciale majeure, car le sulfate thalle a été largement remplacé dans les années 1960 comme rodenticide et insecticide. Les composés thallous ont quelques utilisations limitées. Par exemple, des cristaux mixtes de bromure-iodure (TlBr et TlI) qui transmettent la lumière infrarouge ont été fabriqués dans des lentilles, des fenêtres et des prismes pour des systèmes optiques infrarouges. Le sulfure (Tl 2 S) a été utilisé comme composant essentiel dans une cellule photoélectrique hautement sensible et l'oxysulfure dans une cellule photoélectrique sensible aux infrarouges (cellule thallofide). Le thallium forme ses oxydes dans deux états d'oxydation différents, +1 (Tl 2 O) et +3 (Tl 2 O 3). Le Tl 2 O a été utilisé comme ingrédient dans les verres optiques hautement réfringents et comme agent colorant dans les gemmes artificielles; Tl 2 O 3 est un semi-conducteur de type n. Des cristaux d'halogénure alcalin, tels que l'iodure de sodium, ont été dopés ou activés par des composés de thallium pour produire des luminophores inorganiques à utiliser dans les compteurs à scintillation pour détecter les rayonnements.
Le thallium confère une coloration verte brillante à une flamme bunsen. Le chromate thalleux, formule Tl 2 CrO 4, est mieux utilisé dans l'analyse quantitative du thallium, après que tout ion thallique, Tl 3+, présent dans l'échantillon a été réduit à l'état thalle, Tl +.
Le thallium est typique des éléments du groupe 13 en ayant une configuration d'électrons externes s 2 p 1. Promouvoir un électron d'une orbitale s à ap permet à l'élément d'être trois ou quatre covalents. Avec le thallium, cependant, l'énergie requise pour la promotion s → p est élevée par rapport à l'énergie de liaison covalente Tl – X qui est récupérée lors de la formation de TlX 3; par conséquent, un dérivé avec un état d'oxydation +3 n'est pas un produit de réaction très favorisé sur le plan énergétique. Ainsi, le thallium, contrairement aux autres éléments du groupe du bore, forme principalement des sels de thallium chargés individuellement ayant du thallium dans l'état d'oxydation +1 plutôt que +3 (les électrons 6s 2 restent inutilisés). Il est le seul élément à former un cation stable chargé individuellement avec la configuration électronique externe (n-1) d 10 ns 2, qui n'est, de manière inhabituelle, pas une configuration de gaz inerte. Dans l'eau, l'ion thalle incolore et plus stable, Tl +, ressemble aux ions alcalins plus lourds et à l'argent; les composés du thallium dans son état +3 sont facilement réduits en composés du métal dans son état +1.
Dans son état d'oxydation de +3, le thallium ressemble à l'aluminium, bien que l'ion Tl 3+ semble être trop gros pour former des aluns. La similitude très étroite de la taille de l'ion thallium chargé individuellement, Tl + et de l'ion rubidium, Rb +, rend de nombreux sels Tl +, tels que le chromate, le sulfate, le nitrate et les halogénures, isomorphes (c'est-à-dire qu'ils ont un cristal identique structure) aux sels de rubidium correspondants; aussi, l'ion Tl + est capable de remplacer l'ion Rb + dans les aluns. Ainsi, le thallium forme un alun, mais ce faisant, il remplace l' ion M +, plutôt que l'atome de métal attendu M 3+, dans M + M 3+ (SO 4) 2 ∙ 12H 2 O.
Les composés solubles du thallium sont toxiques. Le métal lui-même est transformé en ces composés par contact avec de l'air humide ou de la peau. L'empoisonnement au thallium, qui peut être mortel, provoque des troubles nerveux et gastro-intestinaux et une chute rapide des cheveux.
Propriétés des éléments
| numéro atomique | 81 |
|---|---|
| poids atomique | 204,37 |
| point de fusion | 303,5 ° C (578,3 ° F) |
| point d'ébullition | 1457 ° C (2655 ° F) |
| gravité spécifique | 11,85 (à 20 ° C [68 ° F]) |
| états d'oxydation | +1, +3 |
| configuration électronique. | [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1 |
