தாலியம்

தாலியம் (Thallium) என்பது Tl என்ற மூலக்கூற்று வாய்ப்பாடு கொண்ட ஒரு கனிம வேதியியல் சேர்மமாகும். இதனுடைய அணு எண் 81 ஆகும். பின் இடைநிலைத் தனிமமான இது சாம்பல் நிறத்தில் காணப்படுகிறது. இயற்கையில் தாலியம் தனித்த நிலையில் கிடைப்பதில்லை.தனித்துப் பிரித்தெடுத்த பின் தாலியம் வெள்ளீயத்தை ஒத்த தனிமமாகத் தோன்றுகிறது. ஆனால் காற்றில் பட நேர்ந்தால் தன்னுடைய நிறத்தை இழக்கிறது. வில்லியம் குரூக்சு என்ற வேதியியல் வல்லுனரும் கிளாடு-ஆகத்து லேமி என்பவரும் 1861 ஆம் ஆண்டு தாலியத்தைக் தனித்தனியே கண்டறிந்தனர். கந்தக அமிலம் தயாரிக்கையில் கசடாக தாலியம் எஞ்சியிருந்தது. இருவருமே அப்போது புதியாக வளர்ச்சியடைந்து வந்த சுவாலை நிறமாலையியல் ஆய்வைப் பயன்படுத்தினர். அந்த ஆய்வில் குறிப்பிடத்தக்க ஒரு பச்சை நிற நிறமாலை வரியைக் கொடுத்தது. பச்சை நிறக்கிளை என்ற பொருள் கொண்ட தாலோசு என்ற கிரேக்க சொல்லில் இருந்து தாலியம் என்ற பெயரை வருவித்து குரூக்சு இத்தனிமத்திற்கு தாலியம் எனப் பெயரிட்டார். லேமி மற்றும் குரூக்சு இருவரும் 1862 ஆம் ஆண்டு தாலியத்தை தனித்துப் பிரித்தனர். இதற்காக லேமி மின்னாற்பகுப்பு முறையைப் பயன்படுத்தினார். குரூக்சு வீழ்படிவாக்கல் முறையை பயன்படுத்தினார். வீழ்படிவாகக் கிடைத்த விளைபொருளை உருக்கி தேவையான தாலியத்தைப் பிரித்தெடுத்தார். குருக்சு தாலியத்தை ஒரு தூளாகவே  காட்சிப்படுத்தினார். அவந்த ஆண்டு மே மாதம் முதல் நாளில் நடைபெற்ற சர்வதேச கண்காட்சியில் துத்தநாகத்தால் வீழ்படிவாக்கப்பட்ட தூளாக தாலியத்தை குரூக்சு அறிமுகப்படுத்தினார் The Mining and Smelting Magazine. Ed. Henry Curwen Salmon. Vol. iv, July–Dec 1963, p. 87..

அயனி உப்புகளாக தாலியம் +3 மற்றும் +1 என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலைகளில் காணப்படுகிறது. 13 ஆவது குழுவில் உள்ள போரான், அலுமினியம், காலியம், இண்டியம் போன்ற பிற தனிமங்களை +3 ஆக்சிசனேற்ற நிலை தாலியம் ஒத்திருக்கிற்து. எனினும், மேலே கூறப்பட்ட தனிமங்களை விட +1 ஆக்சிசனேற்ற நிலையில் மிகவும் முக்கியத்துவம் வாய்ந்ததாக தாலியம் கருதப்படுகிறது. கார உலோகங்களின் வேதியியலை இது நினைவுபடுத்துகிறது, மற்றும் தாலியம் (I) அயனிகள் புவியியலில் பெரும்பாலும் பொட்டாசியம் சார்ந்த தாதுக்களில் உள்ளன.

வணிகரீதியாக தாலியம் பொட்டாசியம் தாதுக்களில்  இருந்து உற்பத்தி செய்யப்படுவதில்லை. ஆனால் கனரக உலோக சல்பைடு தாதுக்களை சுத்திகரிப்பு செய்யும்போது உடன் விளைபொருளாக உருவாகின்றது. சுமார் 60-70% தாலியம் உற்பத்தி மின்னணு துறையில் பயன்படுத்தப்படுகிறது, மீதமுள்ள தாலியம் மருந்து தொழில் மற்றும் கண்ணாடி உற்பத்திக்குப் பயன்படுத்தப்படுகிறது. அகச்சிவப்பு உணரிகளில் கூட இது பயன்படுகிறது கதிரியக்க ஐசோடோப்பான தாலியம் -201 என்ற தாலியத்தின் ஐசோடோப்பு சிறிய அளவு நச்சு ஏற்படா வகையில் ஓர் அணுசார்ந்த இதய அழுத்த சோதனைக்கு அணுக்கரு மருத்துவ அலகிடலுக்கு பயன்படுத்தப்படுகிறது.
கரையக் கூடிய தாலியம் உப்புகள் நச்சுத்தன்மை வாய்ந்தவையாகும். இவற்றில் பல சுவையற்றவை. வரலாற்றில் இந்த உப்புகள் பூச்சிக் கொல்லி மற்றும் எலி நஞ்சாகப் பயன்படுத்தப்பட்டுள்ளன. பல நாடுகளில் தாலியத்தின் உப்புகள் பயன்படுத்துவது தடை செய்யப்பட்டுள்ளது. தாலியம் நஞ்சால் பாதிக்கப்பட்டவர்களுக்கு முடியிழப்பு ஏற்படுகிறது. வரலாற்றில் சுருக்கமாக இதை கொலை ஆயுதம் என்பார்கள் .

ஒரு தாலியம் அணுவில் 81 எலக்ட்ரான்கள் இருக்கின்றன. அவை [Xe]4f145d106s26p1; என்ற எலக்ட்ரான் ஒழுங்கில் அடுக்கப்பட்டுள்ளன. ஆறாவது  கூட்டில் உள்ள மூன்று வெளிப்புற எலக்ட்ரான்கள் இணைதிறன் எலக்ட்ரான்கள் ஆகும். மந்த இணை விளைவு காரணமாக, 6s எலக்ட்ரான் இணை சார்பிய நிலைத்தன்மையில் உள்ளது. அதனால் அவை  கனமான தனிமங்களை விட இரசாயன பிணைப்பில் பங்கேற்பது மிகவும் கடினமாக உள்ளது. இதனால் அண்டை உலோகங்களான பாதரசம் மற்றும் ஈயம் போல உலோகப் பிணைப்பிற்கு மிகச்சில எலக்ட்ரான்களே கிடைக்கின்றன, எனவே முன்னோடி தனிமங்கள் போல தாலியமும்  ஒரு மென்மையான, மிகவும் நன்றாக மின்சாரம் கடத்தக்கூடிய  உலோகமாக உள்ளது, இதன் உருகுநிலை 304 ° செல்சியசு வெப்பநிலையாகும் Greenwood and Earnshaw, pp. 222–224.

தாலியம் +3 என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலையின் மிகக் குறைவான நிலைத்தன்மையை பிரதிபலிப்பதாகத் தெரிவிக்கின்ற நிலையில் பல படிமுறை மின்வாயின் ஆற்றலுக்கு சாத்தியமான வினைகள்  ஆய்வு செய்யப்படுகின்றன.

+0.73	Tl3+ + 3 e−	↔ Tl
−0.336	Tl+ + e−	↔ Tl

தாலியம் 13 ஆவது குழுவில் இடம்பெற்றுள்ள முதலாவது தனிமமாகும். + 3 என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலையானது சாதாராண நிலைகளில் தன்னிச்சையாக  +1 ஆக்சிசனேற்ற நிலைக்கு  குறைக்கப்படுகிறது. குழுவின் பிணைப்பு ஆற்றல் தாலியத்தில் தொடங்கி மேலிருந்து கீழாக குறைந்து கொண்டே வருவதால், 6s எலக்ட்ரான்கள் பங்கெடுத்து கூடுதலாக இரண்டு பிணைப்புகள் உருவாகவும் Greenwood and Earnshaw, pp. 224–7, +3 என்ற ஆக்சிசனேற்ற நிலையை அடையவும் தேவையான ஆற்றல் போதாது. அதன்படிதான் தாலியம்(I) ஆக்சைடு மற்றும் ஐதராக்சைடு முதலியன அதிக காரத்தன்மையுடனும், தாலியம்(III) ஆக்சைடு மற்றும் ஐதராக்சைடு முதலியன் அதிக அமிலத் தன்மையுடனும் காணப்படுகின்றன. தனிமங்கள் குறைந்த ஆக்சிசனேற்ற நிலையில் உள்ளபோது அவை அதிக மின்நேரானதாக இருக்கும் என்ற பொது விதியை உறுதி செய்கிறது.

அறை வெப்பநிலையில் தாலியத்தை கம்பியாக இழுக்கலாம். தகடாக அடிக்கலாம். துண்டாக கத்தியால் வெட்டலாம். உலோகப் பளபளப்புடன் தாலியம் இருந்தாலும் காற்றில் பட நேர்ந்தால் ஈயத்தைப் போல சாம்பல் நீலத்திற்கு நிறம் மாறுகிறது. எண்னெய்க்கடியில் மூழ்கச் செய்து இதை பாதுகாப்பாக வைத்திருக்கலாம். காற்றில் படும்போது ஆக்சைடு படலம் தாலியத்தைச் சுற்றி உருவகிறது. கந்தக அமிலம், நைட்ரிக் அமிலம் போன்றவற்றில் தாலியம் கரைகிறது. சல்பேட்டுகளும், நைட்ரேட்டுகளும் உருவாகின்றன. ஆனால் ஐதரோகுளோரிக் அமிலத்தில் மட்டும் இது கரையாத தாலியம்(I) குளோரைடாக உருவாகிறது .

 மேற்கோள்கள் 

புற இணைப்புகள்

 Thallium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
 Toxicity, thallium
 NLM hazardous substances databank – Thallium, elemental
 ATSDR – ToxFAQs
 CDC – NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards

பகுப்பு:தனிமங்கள்