Nguyên tố hóa học thallium

Thallium (Tl), nguyên tố hóa học, kim loại thuộc nhóm chính 13 (IIIa, hoặc nhóm boron) của bảng tuần hoàn, độc và có giá trị thương mại hạn chế. Giống như chì, thallium là một nguyên tố mềm, nóng chảy thấp có độ bền kéo thấp. Thallium mới cắt có ánh kim loại làm mờ màu xám xanh khi tiếp xúc với không khí. Kim loại tiếp tục oxy hóa khi tiếp xúc lâu dài với không khí, tạo ra lớp vỏ oxit không bảo vệ nặng. Thallium hòa tan chậm trong axit clohydric và axit sunfuric loãng và nhanh chóng trong axit nitric.

yếu tố nhóm boron

(Ga), indium (In), thallium (Tl) và nihonium (Nh). Chúng được đặc trưng như một nhóm bằng cách có ba electron ở các phần ngoài cùng

Rarer hơn thiếc, thallium chỉ tập trung trong một số khoáng sản không có giá trị thương mại. Lượng dấu vết của tali có trong quặng sunfua của kẽm và chì; trong quá trình rang của các quặng này, thallium trở nên tập trung trong các bụi khói, từ đó nó được thu hồi.

Nhà hóa học người Anh Sir William Crookes đã phát hiện ra (1861) thallium bằng cách quan sát đường quang phổ màu xanh lá cây nổi bật được tạo ra bởi các pyrit chứa selenium đã được sử dụng trong sản xuất axit sulfuric. Crookes và nhà hóa học người Pháp Claude-Auguste Lamy đã cô lập độc lập (1862) thallium, cho thấy nó là một kim loại.

Hai dạng tinh thể của nguyên tố được biết đến: hình lục giác đóng kín bên dưới khoảng 230 ° C (450 ° F) và khối lập phương tập trung vào cơ thể ở trên. Thallium tự nhiên, nặng nhất trong các nguyên tố nhóm boron, bao gồm gần như hoàn toàn hỗn hợp của hai đồng vị bền: thallium-203 (29,5%) và thallium-205 (70,5%). Dấu vết của một số đồng vị tồn tại ngắn xảy ra dưới dạng các sản phẩm phân rã trong ba chuỗi phân rã phóng xạ tự nhiên: thallium-206 và thallium-210 (loạt urani), thallium-208 (loạt thorium) và thallium-207 (loạt Actinium).

Kim loại thallium không được sử dụng thương mại và các hợp chất thallium không có ứng dụng thương mại lớn, vì sulfat thallous được thay thế phần lớn vào những năm 1960 như là một loại thuốc diệt chuột và thuốc trừ sâu. Các hợp chất thallous có một vài công dụng hạn chế. Ví dụ, các tinh thể bromide-iodide hỗn hợp (TlBr và TlI) truyền ánh sáng hồng ngoại đã được chế tạo thành thấu kính, cửa sổ và lăng kính cho hệ thống quang học hồng ngoại. Sulfide (Tl ₂ S) đã được sử dụng như là thành phần thiết yếu trong một tế bào quang điện có độ nhạy cao và oxysulfide trong một tế bào quang nhạy hồng ngoại (tế bào thallofide). Thallium tạo thành các oxit của nó ở hai trạng thái oxy hóa khác nhau, +1 (Tl ₂ O) và +3 (Tl ₂ O ₃). Tl ₂ O đã được sử dụng như một thành phần trong kính quang học có độ khúc xạ cao và là chất tạo màu trong đá quý nhân tạo; Tl ₂ O ₃ là chất bán dẫn loại n. Các tinh thể halogenua kiềm, chẳng hạn như natri iodua, đã được pha tạp hoặc kích hoạt bởi các hợp chất thallium để tạo ra phốt pho vô cơ để sử dụng trong các quầy pha chế để phát hiện bức xạ.

Thallium truyền đạt một màu xanh lá cây rực rỡ cho một ngọn lửa bunsen. Crate thallous, công thức Tl ₂ CrO ₄, được sử dụng tốt nhất trong phân tích định lượng của thallium, sau khi bất kỳ ion thallic, Tl ³⁺, hiện diện trong mẫu đã được giảm đến trạng thái tallous, Tl ⁺.

Thallium là điển hình của Nhóm 13 yếu tố trong việc có một s ² p ¹ bên ngoài cấu hình electron. Thúc đẩy một electron từ s đến ap orbital cho phép nguyên tố đó là ba hoặc bốn cộng hóa trị. Tuy nhiên, với thallium, năng lượng cần thiết cho việc thúc đẩy s → p cao so với năng lượng liên kết cộng hóa trị Tlifer X được lấy lại khi hình thành TlX ₃; do đó, một dẫn xuất có trạng thái oxy hóa +3 không phải là sản phẩm phản ứng rất được ưa chuộng. Do đó, thallium, không giống như các nguyên tố nhóm boron khác, chủ yếu hình thành các muối thallium tích điện đơn có thallium trong +1 chứ không phải là trạng thái oxy hóa +3 (các electron 6s ² vẫn chưa được sử dụng). Đây là yếu tố duy nhất để tạo thành một cation tích điện đơn ổn định với cấu hình electron bên ngoài (n-1) d ¹⁰ ns ², đủ, không phải là cấu hình khí trơ. Trong nước, ion không màu, ổn định hơn, Tl ⁺, giống như các ion kim loại kiềm và bạc nặng hơn; các hợp chất của thallium ở trạng thái +3 dễ dàng bị khử thành các hợp chất của kim loại ở trạng thái +1.

Ở trạng thái oxy hóa +3, thallium giống với nhôm, mặc dù ion Tl ³⁺ dường như quá lớn để tạo thành alum. Sự tương đồng rất gần nhau về kích thước của ion thallium tích điện đơn, Tl ⁺ và ion rubidium, Rb ⁺, tạo ra nhiều muối Tl ⁺, như cromat, sunfat, nitrat và halogenua, có cấu trúc giống hệt nhau cấu trúc) với các muối rubidium tương ứng; Ngoài ra, ion Tl ⁺ có thể thay thế ion Rb ⁺ trong các alle. Do đó, thallium tạo thành phèn, nhưng khi làm như vậy nó thay thế ion M ⁺, thay vì nguyên tử kim loại dự kiến M ³⁺, trong M ⁺ M ³⁺ (SO ₄) ₂ 12H ₂ O.

Các hợp chất thallium hòa tan là độc hại. Bản thân kim loại được thay đổi thành các hợp chất như vậy bằng cách tiếp xúc với không khí ẩm hoặc da. Ngộ độc thallium, có thể gây tử vong, gây rối loạn thần kinh và đường tiêu hóa và rụng tóc nhanh chóng.

Thuộc tính nguyên tố

số nguyên tử	81
trọng lượng nguyên tử	204,37
độ nóng chảy	303,5 ° C (578,3 ° F)
điểm sôi	1.456 ° C (2.655 ° F)
trọng lượng riêng	11,85 (ở 20 ° C [68 ° F])
trạng thái oxy hóa	+1, +3
cấu hình electron.	[Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² 6p ¹