Thallium (Tl), chemisch element, metaal van hoofdgroep 13 (IIIa of boorgroep) van het periodiek systeem, giftig en van beperkte commerciële waarde. Net als lood is thallium een zacht, laagsmeltend element met een lage treksterkte. Vers gesneden thallium heeft een metaalachtige glans die dof wordt tot blauwgrijs bij blootstelling aan lucht. Het metaal blijft oxideren bij langdurig contact met lucht, waardoor een zware, niet-beschermende oxidekorst ontstaat. Thallium lost langzaam op in zoutzuur en verdund zwavelzuur en snel in salpeterzuur.
boor groep element
(Ga), indium (In), thallium (Tl) en nihonium (Nh). Ze worden als groep gekenmerkt door drie elektronen in de buitenste delen
Zeldzamer dan tin is thallium geconcentreerd in slechts enkele mineralen die geen commerciële waarde hebben. Er zijn sporen van thallium aanwezig in sulfide-ertsen van zink en lood; bij het roosteren van deze ertsen wordt het thallium geconcentreerd in de rookgassen, waaruit het wordt gewonnen.
De Britse chemicus Sir William Crookes ontdekte (1861) thallium door de prominente groene spectraallijn te observeren die werd gegenereerd door seleniumhoudende pyrieten die waren gebruikt bij de vervaardiging van zwavelzuur. Crookes en de Franse chemicus Claude-Auguste Lamy isoleerden onafhankelijk (1862) thallium, wat aantoont dat het een metaal is.
Er zijn twee kristallijne vormen van het element bekend: dicht opeengepakte hexagonaal onder ongeveer 230 ° C (450 ° F) en boven het lichaam gecentreerde kubus. Natuurlijk thallium, de zwaarste van de boorgroepelementen, bestaat bijna geheel uit een mengsel van twee stabiele isotopen: thallium-203 (29,5 procent) en thallium-205 (70,5 procent). Sporen van verschillende kortlevende isotopen komen voor als vervalproducten in de drie natuurlijke radioactieve desintegratieseries: thallium-206 en thallium-210 (uranium-serie), thallium-208 (thorium-serie) en thallium-207 (actinium-serie).
Thalliummetaal heeft geen commercieel gebruik en thalliumverbindingen hebben geen grote commerciële toepassing, aangezien thallous sulfaat in de jaren zestig grotendeels werd vervangen als een rodenticide en insecticide. Thallous-verbindingen hebben een paar beperkte toepassingen. Zo zijn bijvoorbeeld gemengde bromide-jodidekristallen (TlBr en TlI) die infrarood licht doorlaten verwerkt tot lenzen, vensters en prisma's voor optische infraroodsystemen. Het sulfide (Tl 2 S) is gebruikt als de essentiële component in een zeer gevoelige foto-elektrische cel en het oxysulfide in een infraroodgevoelige fotocel (thallofide-cel). Thallium vormt zijn oxiden in twee verschillende oxidatietoestanden, +1 (Tl 2 O) en +3 (Tl 2 O 3). Tl 2 O is gebruikt als ingrediënt in zeer refractieve optische glazen en als kleurstof in kunstmatige edelstenen; Tl 2 O 3 is een n-type halfgeleider. Alkalihalidekristallen, zoals natriumjodide, zijn gedoteerd of geactiveerd door thalliumverbindingen om anorganische fosfors te produceren voor gebruik in scintillatietellers om straling te detecteren.
Thallium geeft een bunsenvlam een schitterende groene kleur. Thallous chromate, formule Tl 2 CrO 4, wordt het best gebruikt bij de kwantitatieve analyse van thallium, nadat elk thallisch ion, Tl 3+, aanwezig in het monster is teruggebracht tot de thallous staat, Tl +.
Thallium is typerend voor de elementen van Groep 13 met een s 2 p 1 buitenste elektronenconfiguratie. Door een elektron te promoten van een s naar een ap-orbitaal, kan het element drie of vier covalent zijn. Bij thallium is de energie die nodig is voor s → p-promotie echter hoog in verhouding tot de Tl-X covalente bindingsenergie die wordt teruggewonnen bij de vorming van TlX 3; daarom is een derivaat met een +3 oxidatietoestand geen erg energetisch favoriet reactieproduct. Thallium vormt dus, in tegenstelling tot de andere boriumgroepelementen, overwegend enkelvoudig geladen thalliumzouten met thallium in de +1 in plaats van de +3 oxidatietoestand (de 6s 2 elektronen blijven ongebruikt). Het is het enige element dat een stabiel enkelvoudig geladen kation vormt met de buitenste elektronenconfiguratie (n-1) d 10 ns 2, wat ongewoon genoeg geen inerte gasconfiguratie is. In water lijkt het kleurloze, stabielere thallous ion, Tl +, op de zwaardere alkalimetaalionen en zilver; de verbindingen van thallium in zijn +3 toestand worden gemakkelijk gereduceerd tot verbindingen van het metaal in zijn +1 toestand.
In zijn oxidatietoestand van +3 lijkt thallium op aluminium, hoewel het ion Tl 3+ te groot lijkt om aluin te vormen. De zeer grote gelijkenis in grootte van het enkelvoudig geladen thalliumion, Tl + en het rubidiumion, Rb +, maakt veel Tl + -zouten, zoals het chromaat, sulfaat, nitraat en halogeniden, isomorf (dwz hebben een identiek kristal structuur) aan de overeenkomstige rubidiumzouten; ook is het ion Tl + in staat om het ion Rb + in de alums te vervangen. Thallium vormt dus wel een aluin, maar vervangt daardoor het M + -ion, in plaats van het verwachte metaalatoom M3 +, in M + M3 + (SO 4) 2 ∙ 12H 2 O.
Oplosbare thalliumverbindingen zijn giftig. Het metaal zelf wordt door contact met vochtige lucht of huid veranderd in dergelijke verbindingen. Thalliumvergiftiging, die dodelijk kan zijn, veroorzaakt zenuw- en maagdarmstoornissen en snel haarverlies.
Elementeigenschappen
| atoomnummer | 81 |
|---|---|
| atoomgewicht | 204.37 |
| smeltpunt | 303,5 ° C (578,3 ° F) |
| kookpunt | 1.457 ° C (2.655 ° F) |
| soortelijk gewicht | 11,85 (bij 20 ° C [68 ° F]) |
| oxidatietoestanden | +1, +3 |
| electron config. | [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 1 |
