Thallium (Tl), kjemisk element, metall fra hovedgruppe 13 (IIIa, eller borgruppe) i det periodiske systemet, giftig og med begrenset kommersiell verdi. I likhet med bly er thallium et mykt, lavt-smeltende element med lav strekkfasthet. Nyklippt thallium har en metallisk glans som daler seg til blågrå ved eksponering for luft. Metallet oksiderer ved langvarig kontakt med luft, og genererer en tung ikke-beskyttende oksydskorpe. Thallium løses sakte opp i saltsyre og fortynner svovelsyre og raskt i salpetersyre.
bor gruppeelement
(Ga), indium (In), thallium (Tl) og nihonium (Nh). De er karakterisert som en gruppe ved å ha tre elektroner i de ytterste delene
Sjeldnere enn tinn, er thallium konsentrert i bare noen få mineraler som ikke har noen kommersiell verdi. Spormengder av tallium er til stede i sulfidmalm av sink og bly; ved steking av malm, blir talium konsentrert i røykrør, hvorfra den gjenvinnes.
Den britiske kjemikeren Sir William Crookes oppdaget (1861) thallium ved å observere den fremtredende grønne spektrallinjen generert av selenbærende pyritter som hadde blitt brukt til fremstilling av svovelsyre. Crookes og den franske kjemikeren Claude-Auguste Lamy isolerte uavhengig (1862) thallium, og viste at det var et metall.
To krystallinske former av elementet er kjent: tettpakket sekskantet under ca. 230 ° C og kroppssentrert kubikk ovenfor. Naturlig thallium, den tyngste av borgruppeelementene, består nesten utelukkende av en blanding av to stabile isotoper: thallium-203 (29,5 prosent) og thallium-205 (70,5 prosent). Spor av flere kortvarige isotoper forekommer som forfallsprodukter i de tre naturlige radioaktive desintegrasjonsseriene: thallium-206 og thallium-210 (uranium-serien), thallium-208 (thorium-serien) og thallium-207 (actinium-serien).
Thallium metall har ingen kommersiell bruk, og thalliumforbindelser har ingen vesentlig kommersiell anvendelse, siden tallholdig sulfat i stor grad ble erstattet på 1960-tallet som et gnager- og insektmiddel. Tallforbindelser har noen få begrensede anvendelser. For eksempel er blandede bromidjodidkrystaller (TlBr og TlI) som overfører infrarødt lys blitt produsert til linser, vinduer og prismer for infrarøde optiske systemer. Sulfidet (Tl to S) er blitt anvendt som den essensielle komponent i en svært følsom fotoelektrisk celle og den oksysulfid i en infrarød-følsom fotocelle (thallofide celle). Thallium danner oksyder i to forskjellige oksidasjonstilstander, en (Tl to O) og 3 (Tl to O 3). Tl 2 O har blitt brukt som ingrediens i optiske briller med svært brytning og som et fargestoffer i kunstige perler; Tl 2 O 3 er en halvleder av n-typen. Alkalihalogenidkrystaller, slik som natriumjodid, er blitt dopet eller aktivert av thalliumforbindelser for å produsere uorganiske fosfor for bruk i scintillasjonsteller for å oppdage stråling.
Thallium gir en strålende grønn farge til en bunsenflamme. Tallo kromat, formel Tl 2 CrO 4, er best brukt i den kvantitative analysen av thallium, etter en eventuell thallic ion, Tl 3+ har, er tilstede i prøven er redusert til thallo tilstand, Tl +.
Thallium er typisk for gruppe 13-elementene ved å ha en s 2 p 1 ytre elektronkonfigurasjon. Å promotere et elektron fra et s til ap-orbitalt gjør at elementet kan være tre eller fire kovalente. Med talium er energien som kreves for s → p-promotering imidlertid høy i forhold til den kovalente bindingsenergien Tl – X som gjenvinnes ved dannelse av TlX 3; følgelig er et derivat med +3 oksidasjonstilstand ikke et veldig energisk foretrukket reaksjonsprodukt. I motsetning til de andre borgruppeelementene danner således tallium hovedsakelig enkeltladede taliumsalter som har tallium i +1 i stedet for +3 oksidasjonstilstand (6s 2 elektronene forblir ubrukte). Det er det eneste elementet som danner et stabilt enkeltladet kation med den ytre elektronkonfigurasjon (n-1) d 10 ns 2, som, uvanlig nok, ikke er en inert gass-konfigurasjon. I vann ligner det fargeløse, mer stabile, talliske ionet, Tl +, de tyngre alkalimetallioner og sølv; forbindelsene av tallium i +3-tilstand reduseres lett til forbindelser av metallet i +1-tilstand.
I sin oksydasjonstilstand på +3 ligner talium aluminium, selv om ionet Tl 3+ ser ut til å være for stort til å danne alums. Den veldig nærme likheten i størrelsen på det enkelt ladede thalliumion, Tl +, og rubidiumionet, Rb +, gjør at mange Tl + -salter, slik som kromat, sulfat, nitrat og halogenider, er isomorf (dvs. har en identisk krystall struktur) til de tilsvarende rubidiumsalter; Ionet Tl + er også i stand til å erstatte ionet Rb + i alumene. Således gjør thallium danner et alum, men ved å gjøre slik at den erstatter M + ion, snarere enn den forventede metallatom M 3+, i M + M 3+ (SO 4) 2 ∙ 12H 2 O.
Oppløselige taliumforbindelser er giftige. Selve metallet blir endret til slike forbindelser ved kontakt med fuktig luft eller hud. Thalliumforgiftning, som kan være dødelig, forårsaker nervøse og gastrointestinale forstyrrelser og raskt hårtap.
Elementegenskaper
| atomnummer | 81 |
|---|---|
| atomvekt | 204,37 |
| smeltepunkt | 303,5 ° C (578,3 ° F) |
| kokepunkt | 1 457 ° C (2,655 ° F) |
| spesifikk tyngdekraft | 11,85 (ved 20 ° C) |
| oksidasjonstilstander | +1, +3 |
| elektronkonfigur. | [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1 |
