Вход
Регистрация Зарегистрируйтесь, чтобы получить расширенные возможности...

Таллий

Та́ллий (лат. Tallium, от греческого «таллос» — зеленая ветвь), Tl (читается «таллий»), химический элемент с атомным номером 81, атомная масса 204,383. Природный таллий состоит из двух стабильных изотопов: 205Tl (содержание 70,5% по массе) и 203Tl (29,5%). В ничтожных количествах встречаются радиоактивные изотопы таллия: 208Tl (Т1/2 3,1 мин, исторический символ ThC), 210Tl (Т1/2 1,32 мин, исторический символ RaC) и 206Tl (Т1/2 4,19 мин, исторический символ RaЕ) и 207Tl (Т1/2 4,78 мин, исторический символ АсC).
Рaсположен в IIIA группе в 6 периоде периодической системы. Конфигурация внешней электронной оболочки 6s2p1. Степени окисления +1 (наиболее характерна) и +3 (валентности I, III).
Радиус атома 0,171 нм. Радиус иона Tl+ 0,164 нм (координационное число 6), 0,173 (8), 0,184 нм (12); иона Tl 3+0,089 нм (4), 0,103 нм (6), 0,112 нм (8). Энергии последовательной ионизации 6,108, 20,428, 29,83 и 50,8 эВ. Электроотрицательность по Полингу 1,8.
Редактировать

История открытия

Таллий был открыт спектральным методом в 1861 английским ученым У. Круксом в шламах свинцовых камер сернокислотного завода города Гарц. Название элемент получил по характерным зеленым линиям своего спектра и зеленой окраске пламени.
Редактировать

Нахождение в природе

Содержание таллия в земной коре 3·10–4% по массе. Рассеянный элемент. Содержится a обманках и колчеданах цинка, меди и железа, в калийных солях и слюдах. Таллий — тяжелый металл, одновременно относится к щелочным металлам.
Собственных минералов таллия известно около 30, например: aрсеносульфид таллия TlAsS2 (лорандит), крукезит TlCu7Se4, авиценнит Tl2O3 Содержится в калиевых минералах (слюде, полевых шпатах), сульфидных рудах: галените, сфалерите (до 0,1%), маркезите, (до 0,5%), киновари. Как примесь присутствует в природных оксидах марганца и железа.
Редактировать

Получение

Основное сырье для получения таллия — пыль, образующаяся при обжиге колчедана или обманок, содержащих таллий. Пыль промывают горячей водой и осаждают таллий цинком:
Tl2SO4+Zn=ZnSO4+2Tl.
или соляной кислотой:
Tl2SO4+2NaCl=2TlCl+Na2SO4.
Для очистки таллий снова переводят в сульфат и после повторного (или многократного) осаждения в виде хлорида металл выделяют электролитически из сернокислого раствора.
Технический таллий очищают от примеси свинца растворением металла в азотной кислоте с последующим осаждением свинца сероводородом.
Редактировать

Физические и химические свойства

Тaллий — белый металл с голубоватым оттенком. Существует в трех модификациях. Низкотемпературная модификация Tl II с гексагональной решеткой, a=0,34566 нм, c=0,55248 нм. Выше 234°C существует высокотемпературная модификация Tl I, с объемной центрированной кубической решеткой типа a-Fe, а=0,3882 нм. При 3,67 ГПа и 25°C — Tl III-модификация с кубической гранецентрированной решеткой, а=0,4778 нм.
Температура плавления 303°C, кипения 1475°C. Плотность 11,849 г/см3. Таллий диамагнитен. При температуре 2,39К он переходит в сверхпроводящее состояние.
Стандартный электродный потенциал пары Tl3+/Tl0 +0,72 B, пары Tl+/Tl0 –0,34 B.
На воздухе таллий покрывается черной пленкой оксидов Tl2O и Tl2O3. С водой, не содержащей кислорода, таллий не реагирует. В присутствии кислорода образуется гидроксид TlOH:
4Tl+2H2O+O2=4TlOH.
Озон окисляет таллий до Tl2O3.
С этанолом таллий взаимодействует, образуя алкоголят:
2Tl+2C2H5OH=2C2H5OTl+H2,
если реакцию вести в струе воздуха, образуются вода и алкоголят.
В соляной кислоте таллий пассивируется, так как образуется нерастворимый хлорид TlCl. Таллий взаимодействует с азотной и серной кислотами.
Со щелочами без окислителей не взаимодействует.
При комнатной температуре реагирует с галогенами. С фосфором, мышьяком, серой реагирует при нагревании. С водородом, азотом, аммонием, углеродом, кремнием, бором и сухим оксидом углерода таллий не взаимодействует.
Соединения таллия (I) по своему химическому поведению напоминают соединения калия, серебра и свинца. Соединения Tl (III) — сильные окислители, неустойчивы к нагреванию и подвергаются гидролизу. Их получают, окисляя соединения Tl (I) сильными окислителями (персульфатом калия K2S2O8, броматом калия KBrO3 или бромной водой).
Получены тригалогениды таллия со F2, Cl2 и Br2. TlI3 является полииодидом Tl (I) и содержит трииодид-ион I3.
Оксид таллия(III) образуется при осторожном термическом разложении нитрата Tl(NO3)3:
2Tl(NO3)=Tl2O3+NO2+NO
Выше 500°C на воздухе Tl2O3 переходит в Tl2O.
Оксид таллия (I) получают обезвоживанием гидроксида таллия (I):
2TlOH=Tl2O+H2O.
Этот оксид проявляет свойства оксидов щелочных металлов.
Большинство соединений Tl(I) обладают светочувствительностью.
В конце 20 века синтезированы сложные слоистые оксиды TlBa2Can–1CunO2n+3, обладающие высокотемпературной сверхпроводимостью (температура перехода 100К).
Редактировать

Применение

Тaллий используют при изготовлении подшипников и кислотоустойчивых сплавов (на основе свинца и олова). Амальгаму таллия применяют в термометрах для измерения низких температур. Сульфиды, селениды и теллуриды таллия используются a полупроводниковой технике. Соединения таллия применяются в фотографии.
Редактировать

Физиологическое действие

Таллий и его соединения высокотоксичны вследствие того, что катион Tl+ образует прочные соединения с серосодержащими лигандами:
Tl++R–SH=R–S–TI+Н+
Поэтому соединения Tl+ подавляют активность ферментов, содержащих тиогруппы SH.
Вследствие близости радиусов K+ и Tl+ эти ионы обладают сходными свойствами и способны замещать друг друга в ферментах. Попадание в организм даже очень незначительных количеств соединений Tl+ вызывает выпадение волос, поражение нервной системы, почек, желудка.
ПДК в воде 0,0001 мг/л, для соединений таллия в воздухе рабочих помещений 0,01 мг/м3, в атмосферном воздухе 0.004 мг/м3. В качестве противоядия используют серосодержащую aминокислоту цистеин HS–CH2CH(NH2)COOH.
Редактировать

Дополнительная литература

  • Коренман И. М. Аналитическая химия таллия. М., 1960.
  • Федоров П. И., Мохосоев М. В., Алексеев Ф. П. Химия галлия, индия и таллия. Новосибирск, 1977.
  • Кристаллы галогенидов таллия. Получение, свойства и применение. - Новосибирск: Наука: Сиб. отд-ние, 1989.
Статья находится в рубриках
Яндекс.Метрика