TALLIO

TALLIO

. Elemento chimico, di simbolo Tl, p. a. 204,39, n. a. 81. Isotopi Tl²⁰⁵; Tl²⁰³. Il tallio è stato scoperto da W. Crookes nel 1861 mediante l'analisi spettrale dei fanghi di una fabbrica di acido solforico.

Deve il suo nome al colore verde brillante della riga che si osserva nel suo spettro (dal gr. ϑαλλός, latino thallus). In natura è molto diffuso; si trova costantemente in piccola quantità fra i prodotti dell'attività vulcanica (Vesuvio e isole Lipari), nella pirolusite, nella pechblenda, in alcune lepidoliti e miche. I minerali di tallio sono rarissimi. Ricordiamo fra essi: la crookesite, o seleniuro di tallio, rame e argento, la lorandite o solfoarseniuro di tallio che ne contiene il 29-30%, e l'hutchinsonite (20%).

Il tallio si estrae quale prodotto secondario dalle blende o dalle piriti, quando lo contengono. Dalle soluzioni solforiche il tallio si precipita o allo stato metallico per spostamento mediante zinco, o come cloruro insolubile. Si può anche ottenere per decomposizione termica dell'ossalato, o per riduzione del cloruro con zinco, o per fusione di un sale di tallio con cianuro potassico, o per elettrolisi dalle soluzioni solforiche.

Il tallio è un metallo bianco bluastro, più tenero del piombo. Ha peso specifico 11,85; fonde a 303°,5; bolle a 1300°.

Esiste in due modificazioni allotropiche: α e β. La forma α è esagonale, con c/a =- 1,6, a = 3,45 Å. Si trasforma a 232° nella modificazione β, cubica a facce centrate, con a₀ =4,841 Å. È poco tenace, ma molto malleabile; perde la sua duttilità quando ha occluso 1,3% di ossigeno. Può essere distillato in corrente d'idrogeno; all'aria la superficie del metallo si ossida; nell'alcool si scioglie lentamente, formando alcoolato di tallio, che è un olio pesante, gialliccio, di peso specifico 3,52, che solidifica a −3°. Il tallio si scioglie facilmente in acido nitrico diluito, più difficilmente in acido solforico, e ancora più difficilmente in acido cloridrico.

Il fluoruro è facilmente solubile, a differenza del cloruro e dello ioduro. Il tallio precipita piombo, mercurio, argento, rame e oro dalle loro soluzioni. Con gli alogeni reagisce a temperatura ordinaria; a caldo reagisce con lo zolfo, col selenio e col tellurio; quando è fuso, si combina con l'arsenico e con l'antimonio.

S'impiega per ottenere luce monocromatica verde in laboratorio. I suoi composti sono molto velenosi. Negli avvelenamenti per tallio, oltre a disturbi del sistema nervoso e dell'apparato digerente, si ha caduta dei capelli. Viene impiegato per distruggere i topi.

Composti del tallio. - Il tallio appartiene al terzo gruppo del sistema periodico ed è l'omologo superiore dell'indio e del gallio, con i quali forma un unico sottogruppo. A differenza degli elementi del gruppo principale, il tallio, come il gallio e l'indio, forma composti con un grado di valenza inferiore a tre, e anzi, i composti del tallio monovalente sono più stabili di quelli del tallio trivalente. Dà composti del tipo MTl•(SO₄)₂•4H₂O, che non hanno somiglianza con gli allumi. I suoi ossidi si riducono facilmente.

I composti del tallio monovalente hanno molta somiglianza con i composti dei metalli alcalini; così l'idrossido TlOH è una base forte, facilmente solubile. Anche il carbonato si scioglie facilmente, come la soda e la potassa. I sali del tallio monovalente hanno volumi molecolari molto vicini a quelli d'ammonio, con i quali sono isomorfi. Essi sono incolori e bene cristallizzati.

Molti composti del tallio monovalente rassomigliano a quelli dell'argento: i fluoruri sono solubili, mentre gli altri alogenuri lo sono poco; i cromati e i solfuri hanno lo stesso colore.

Gli alogenuri sono cubici; il cianuro TlCN è in soluzione fortemente idrolizzato, come i cianuri alcalini, e perciò reagisce come alcalino. Per riscaldamento a 100° l'idrossido TlOH si trasforma in ossido Tl₂O₃ nero, molto igroscopico.

Il solfato Tl₂SO₄ cristallizza dalle soluzioni di tallio in acido solforico; il perclorato è isomorfo con il perclorato potassico.

I sali del tallio trivalente sono instabili, e hanno forte tendenza a formare complessi, come si verifica, ad es., per il cloruro TlCl₃. La maggior parte dei sali in soluzione acquosa s'idrolizzano fortemente. Così, per esempio, dalle soluzioni di nitrato e solfato si separa a poco a poco idrossido di tallio bruno Tl(OH)₃. Mentre i sali di tallio monovalente per idrolisi nella maggior parte dei casi hanno reazione alcalina, quelli di tallio trivalente hanno reazione acida, e cioè TlOH è una base molto più forte di Tl(OH)₃.

Il cloruro di tallio TlCl₃ si ottiene trattando TlCl con acqua di cloro. Cristallizza dalle soluzioni acquose con quattro molecole d'acqua, che si possono eliminare nel vuoto. Il cloruro anidro fonde a temperatura molto bassa; la sua soluzione acquosa ha reazione acida, e per diluizione s'idrolizza, separando Tl(OH)₃. Forma con i cloruri alcalini dei complessi del tipo M₃[TlCl₆]. Si combina con acido cloridrico formando HTlCl₄•3H₂O acido clorotallico. Di quest'acido si conoscono anche sali di tallio, di formula Tl′[Tl‴Cl₄]. È interessante osservare che sono molto frequenti questi composti intermedî, che contengono insieme tallio mono- e trivalente. Si conoscono anche il tribromuro di tallio e i bromotalliati, analoghi ai clorotalliati, e così, un triioduro di tallio, analogo ai triioduri dei metalli alcalini, di formula TlI•I₂.

L'ossido Tl₂O₃ per riscaldamento cede facilmente ossigeno e si trasforma in Tl₂O. Dalle soluzioni del tallio trivalente in acido solforico diluito si ottiene l'acido solfotallico HTl(SO₄)₂•4H₂O, di cui si conoscono i sali dei metalli alcalini. Sono noti anche il nitrato, l'acetato, l'ossalato e il nitroossalato.

Sono noti anche derivati organici di formula TlR₂X in cui R-alchile, come, ad es., Tl(CH₃)₂Cl.

Il composto TlR₂OH ha i caratteri di una base monovalente, e il radicale [TlR] si rinviene come ione libero in soluzione acquosa.

Il tallio si ricerca qualitativamente allo spettroscopio, e si può determinare come ossido. L'ammoniaca lo precipita dalle soluzioni soltanto quando è trivalente.

Bibl.: H. Rémy, Lehrb. d. anorg. Chemie, II, 1931; P. Pascal, Traité de chimie minér., IX, Parigi 1933; v. anche in Chem. Central- Blatt, 1922-35.