Thallium (Tl), kemiskt element, metall från huvudgrupp 13 (IIIa eller borgrupp) i det periodiska systemet, giftigt och med begränsat kommersiellt värde. Liksom bly är talium ett mjukt, lågsmältande element med låg draghållfasthet. Nyklippt tallium har ett metalliskt lyster som slöser till blågrått vid exponering för luft. Metallen fortsätter att oxidera vid långvarig kontakt med luft, vilket alstrar en tung icke-skyddande oxidskorpa. Thallium upplöses långsamt i saltsyra och utspädd svavelsyra och snabbt i salpetersyra.
bor gruppelement
(Ga), indium (In), talium (Tl) och nihonium (Nh). De karakteriseras som en grupp genom att ha tre elektroner i de yttersta delarna
Sällsyntare än tenn koncentreras talium i endast ett fåtal mineraler som inte har något kommersiellt värde. Spårmängder talium finns i sulfidmalmer av zink och bly; vid rostningen av dessa malmer koncentreras taliumet i rökdammarna, från vilka det återvinns.
Den brittiska kemisten Sir William Crookes upptäckte (1861) thallium genom att observera den framträdande gröna spektrallinjen genererad av selenbärande pyriter som hade använts vid tillverkning av svavelsyra. Crookes och den franska kemisten Claude-Auguste Lamy isolerade oberoende (1862) thallium och visade att det var en metall.
Två kristallina former av elementet är kända: tätpackad hexagonal under cirka 230 ° C (450 ° F) och kropps-centrerad kubik ovan. Naturligt talium, det tyngsta av borgruppselementen, består nästan uteslutande av en blandning av två stabila isotoper: talium-203 (29,5 procent) och talium-205 (70,5 procent). Spår av flera kortlivade isotoper förekommer som sönderfallsprodukter i de tre naturliga radioaktiva sönderdelningsserierna: thallium-206 och thallium-210 (uranium-serien), thallium-208 (thorium-serien) och thallium-207 (actinium-serien).
Taliummetall har ingen kommersiell användning, och taliumföreningar har ingen större kommersiell tillämpning, eftersom tallosulfat till stor del byttes ut på 1960-talet som en gnagare och insekticid. Tallföreningar har några begränsade användningar. Till exempel har blandade bromidjodidkristaller (TlBr och TlI) som överför infrarött ljus tillverkats till linser, fönster och prismor för infraröda optiska system. Sulfiden (Tl 2 S) har varit anställd som den väsentliga komponenten i en högkänslig fotoelektrisk cell och oxisulfid i en infraröd-känslig fotocell (thallofide cell). Tallium bildar dess oxider i två olika oxidationstillstånd, en (Tl 2 O) och 3 (Tl 2 O 3). Tl 2 O har använts som en ingrediens i högt brytnings optiska glas och som ett färgande medel i artificiella pärlor; Tl 2 O 3 är en n-typ halvledar. Alkalihalidkristaller, såsom natriumjodid, har dopats eller aktiverats av taliumföreningar för att producera oorganiska fosforer för användning i scintillationsräknare för att detektera strålning.
Thallium ger en lysande grön färg till en bunsen-låga. Tallium kromat, formel TI 2 CrO 4, används bäst i den kvantitativa analysen av tallium, efter eventuell thallic jon, TI 3+ har, närvarande i provet sänkts till den tallium tillstånd, TI +.
Tallium är typisk för de Grupp 13 element i att ha en s 2 s en yttre elektronkonfiguration. Genom att marknadsföra en elektron från en s till ap-orbital kan elementet vara tre eller fyra kovalenta. Med talium är emellertid den energi som krävs för s → p-marknadsföring hög i förhållande till den kovalenta bindningsenergin Tl – X som återvinns vid bildandet av TlX 3; följaktligen är ett derivat med ett +3-oxidationstillstånd inte en mycket energiskt föredragen reaktionsprodukt. Således bildar talium, till skillnad från de andra borgruppselementen, övervägande enskilt laddade taliumsalter med tallium i +1 snarare än +3-oxidationstillståndet (6s 2- elektronerna förblir oanvända). Det är det enda elementet som bildar en stabil singladad katjon med den yttre elektronkonfigurationen (n-1) d 10 ns 2, vilket, ovanligt nog, inte är en inert gaskonfiguration. I vatten liknar den färglösa, mer stabila talliska jonen, Tl +, de tyngre alkalimetalljoner och silver; föreningarna av tallium i dess +3-tillstånd reduceras lätt till föreningar av metallen i dess +1-tillstånd.
I sitt oxidationstillstånd på +3 liknar talium aluminium, även om jonen Tl 3+ verkar vara för stor för att bilda alum. Den mycket nära likheten i storleken på den enkelt laddade talliumjonet, Tl +, och rubidiumjonen, Rb +, gör att många Tl + -salter, såsom kromat, sulfat, nitrat och halider, är isomorfa (dvs. har en identisk kristall struktur) till motsvarande rubidiumsalter; jonen Tl + kan också ersätta jonen Rb + i alumema. Sålunda gör tallium bilda en alun, men därvid den ersätter M + jonen, snarare än den förväntade metallatomen M 3+, i M + M 3+ (SO 4) 2 ∙ 12H 2 O.
Lösliga taliumföreningar är giftiga. Metallen i sig ändras till sådana föreningar genom kontakt med fuktig luft eller hud. Taliumförgiftning, som kan vara dödlig, orsakar nervösa och gastrointestinala störningar och snabb hårförlust.
Elementegenskaper
| atomnummer | 81 |
|---|---|
| atomvikt | 204,37 |
| smältpunkt | 303,5 ° C (578,3 ° F) |
| kokpunkt | 1 457 ° C (2 655 ° F) |
| Specifik gravitation | 11,85 (vid 20 ° C) |
| oxidationstillstånd | +1, +3 |
| elektronkonfigur. | [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1 |
