थॅलियम: आवर्त सारणीतील [मूलद्रव्यांच्या कोष्टकरूपाने केलेल्या विशिष्ट मांडणीतील ⟶ आवर्त सारणी] तिसऱ्या गटातील एक धातुरूप मूलद्रव्य चिन्ह T1 निळसर पांढरे अणुक्रमांक (अणुकेंद्रातील प्रोटॉनांची संख्या) ८१ अणुभार २०४·३७ घनता (२०° से. ला) ११·८५ ग्रॅ./घ. सेंमी. वितळबिंदू ३०३·५° से. उकळबिंदू १,४५०° से. स्थिर समस्थानिक (अणुक्रमांक एकच पण अणुभार निरनिराळे असलेले त्याच मूलद्रव्याचे प्रकार) २०३, २०५ तसेच २०७, २०८, २०९ व २१० या अणुभारांचे समस्थानिकही अल्प प्रमाणात आढळतात संयुजा (अणूंची परस्परांशी संयोग पावण्याची क्षमता दर्शविणारा अंक) १ व ३ विद्युत् विन्यास (इलेक्ट्रॉनांची अणूमधील मांडणी) २, ८, १८, ३२, १८, ३ पृथ्वीच्या कवचातील प्रमाण ०·६X१०–४ %.
इतिहास : सिलिनिफेरस खनिजे भट्टीत भाजताना तिच्या धूममार्गातून बाहेर पडणाऱ्या धुळीची वर्णपटामध्ये पहाणी केल्यावर विल्यम क्रुक्‌स (१८३२–१९१९) यांना एक हिरव्या रंगाची रेषा आढळली. ती इतर रेषांहून निराळी असल्यामुळे त्यांनी त्या खनिजात एखादे नवीन मूलद्रव्य असावे असा निष्कर्ष काढला व हिरव्या रेषेमुळे त्यास थॅलियम हे नाव सुचविले. थॅलियम या ग्रीक शब्दाचा अर्थ ‘हिरवी फांदी’ असा होतो. थॅलियम हे गंधक, सिलिनियम किंवा टेल्यूरियम यांप्रमाणे अधातू असेल, असा क्रुक्‌स यांचा अंदाज होता पण १८६२ साली फ्रेंच शास्त्रज्ञ सी. ए. लामी यांनी स्वतंत्रपणे संशोधन करून थॅलियम वेगळे केले व हे नवे मूलद्रव्य एक धातू आहे, असे दाखवून दिले.
उपस्थिती : क्रुक्‌साइट [(CuTIAg)2Se], लोरँडाइट (TIAsS2), व्ह्‌र्‌बाइट (TIAs2SbS5) व हचिन्सनाइट [(TIAgCu)2S·As2S3+ PbSAs2S3]. या चार खनिजांमध्ये थॅलियम आढळते. ह्यांशिवाय थॅलियम विविध पायराइट खनिजांमध्ये अत्यल्प प्रमाणात आढळते.
प्राप्ती : सल्फ्यूरिक अम्ल तयार करण्यासाठी पायराइट खनिजे भाजताना भट्टीच्या धूममार्गात साठलेली धूळ किंवा भट्टीतील चिखल यांपासून थॅलियम धातू मिळविण्यात येते. अशी धूळ किंवा चिखल पाण्याबरोबर उकळतात. यामुळे थॅलियम सल्फेटरूपात पाण्यात विरघळते. ते गाळून घेऊन जो विद्राव मिळतो त्यात हायड्रोक्लोरिक अम्ल मिसळल्यास थॅलियम व शिसे यांची क्लोराइडे साक्याच्या रूपात मिळतात. या साक्यात सल्फ्यूरिक अम्ल घालून सल्फेटे बनवितात व ती कोरडी करतात. या सल्फेटांत पाणी मिसळून उकळल्यास पाण्यात थॅलियम सल्फेट विरघळते व शिशाचे सल्फेट साक्यात राहते. हा विद्राव गाळून व शुद्ध जस्त वापरून विद्रावातून थॅलियम वेगळे करतात किंवा विद्युत् विच्छेदनाची (विजेच्या साहाय्याने विद्रावाचे विघटन करण्याची) प्रक्रिया वापरून थॅलियम मिळवितात. मिळालेली थॅलियम धातू स्पंज स्वरूपातील असते. ती धुवून दाबयंत्राने दाबतात आणि मुशीत हायड्रोजन वायूच्या सान्निध्यात वितळवून कांड्या तयार करतात.
गुणधर्म : थॅलियमाचे बहुतेक भौतिक गुणधर्म शिशासारखेच आहेत [⟶ शिसे]. थॅलियम धातू मऊ, वर्धनीय (ठोकल्यास पसरणारी) व कमी ताणबलाची आहे. थॅलियम धातूचे ऑक्सिडीकरणाने [⟶ ऑक्सिडीभवन] थॅलस (एकसंयुजी) स्वरूपात जलद रीत्या रूपांतर होते. हवेने ही धातू मळकट होते कारण हवेमुळे तिच्यावर ऑक्साइडाचा पातळ थर तयार होतो. हा थर पाण्यात विरघळतो. पाणी व हवा यांच्या सान्निध्यात धातू दीर्घकाल राहिल्यास थॅलस हायड्रॉक्साइडाचा विद्राव तयार होतो. हवेत किंवा ऑक्सिजनात जाळल्यास थॅलियम सेस्क्किऑक्साइड (TI2O3) तयार होते. लालभडक तापविलेली धातू व पाणी यांची विक्रिया होऊन हायड्रोजन वायू व थॅलस ऑक्साइड (TI2O) तयार होते. नायट्रिक व सल्फ्यूरिक या अम्‍लांत थॅलियम विरघळते. हायड्रोक्लोरिक अम्‍लात हळूहळू विरघळते व अविद्राव्य क्लोराइडाचा साका तयार होतो. सर्व हॅलोजनांबरोबर तिची संयुगे होतात. क्षारांचा (अल्कलींचा) थॅलियमावर परिणाम होतो. गरम थॅलियम व गंधक यांची विक्रिया होऊन थॅलियम सेस्क्किसल्फाइड (TI2S3) तयार होते पण नायट्रोजनाचा त्याच्यावर परिणाम होत नाही.
संयुगे: थॅलियमाची दोन प्रकारची संयुगे बनतात : (१) थॅलस आणि (२) थॅलिक. थॅलस संयुगे एकसंयुजी तर थॅलिक संयुगे त्रिसंयुजी असतात. थॅलस संयुगे थॅलिक संयुगांपेक्षा जास्त स्थिर आहेत. थॅलियमाची सर्व संयुगे विषारी असून शिशाच्या विषबाधेसारखीच थॅलियम संयुगांच्या विषबाधेची लक्षणे दिसतात.
ऑक्साइडे व हायड्रॉक्साइडे : थॅलियम सल्फेटाच्या विद्रावाचे बेरियम हायड्रॉक्साइडाच्या साहाय्याने अपघटन (घटकद्रव्ये अलग करण्याची क्रिया) केल्यास थॅलस हायड्रॉक्साइडाचे (TIOH किंवा TIOH·H2O) पिवळ्या रंगाचे सुईसारखे स्फटिक मिळतात. ते पाण्यात व अल्कोहॉलात विरघळते. पाण्यातील विद्राव क्षारीय असतो व त्या विद्रावात हवेतील कार्बन डाय–ऑक्साइड वायू शोषला जातो. १००° से. किंवा सर्वसाधारण तापमानालाही त्यातून पाणी नष्ट होते व थॅलियम मोनॉक्साइडाची (TI2O) काळी विषारी पूड तयार होते. हवा वा ऑक्सिजन यांच्यात ५००°–७००° से. ला तापवून किंवा थॅलस नायट्रेट तापवून किंवा थॅलस लवणाच्या क्षारीय विद्रावात हायड्रोजन पेरॉक्साइड मिसळून थॅलियम पेरॉक्साइड तयार करतात. ह्या पेरॉक्साइडाचे ८००° से. पेक्षा जास्त तापमानाला ऑक्सिजन व थॅलियम मोनॉक्साइडात अपघटन होते.
हॅलाइडे: थॅलस लवणात हायड्रोक्लोरिक अम्ल मिसळून किंवा क्लोरीन वायूत थॅलियम जाळून थॅलियम मोनोक्लोराइड (TICI) तयार करतात. हे संयुगे सिल्व्हर क्लोराइडासारखे पांढरे असून प्रकाशामुळे ते जांभळे होते. ते पाण्यात विरघळते आणि वाढत्या तापमानानुसार त्याची विद्राव्यता (विरघळण्याची क्षमता) वाढत जाते. हायड्रोक्लोरिक अम्‍लात अल्प प्रमाणात विरघळते. दाबाखालील क्लोरीन व थॅलियम मोनोक्लोराइड तापवून किंवा क्लोरीन व पाणी यांच्यात थॅलियम मोनोक्लोराइड मिसळून थॅलियम ट्रायक्लोराइड (TICI3) तयार करतात. हे संयुग निर्जल असताना स्फटिक रूपात असते व २४° से. ला वितळते. त्याच्यापासून बरीच द्विलवणे (दोन साधी लवणे ठराविक प्रमाणात स्फटिकीभूत होऊन तयार होणारी लवणे विद्रावात मात्र ही साधी लवणे स्वतंत्र रीत्या अस्तित्वात असतात) मिळतात.
थॅलियम मोनोक्लोराइडाप्रमाणेच थॅलियम मोनोआयोडाइड (TII) तयार करतात. त्याचे पिवळे स्फटिक असून ते १९०° से. ला वितळतात व थंड केल्यास त्यांना तांबडा रंग येतो व बऱ्याच वेळाने परत पिवळे होतात. पाण्यात विद्राव्य पण अल्कोहॉलात अविद्राव्य असते.
थॅलियम मोनोब्रोमाइड (TIBr) हे थॅलियम मोनोक्लोराइडाप्रमाणेच तयार करतात. हे संयुग पिवळ्या स्फटिकीय चूर्णरूपात मिळते. अल्कोहॉलात विद्राव्य पण ॲसिटोनात अविद्राव्य, पाण्यात अल्प विद्राव्य सु. ४५०° से. ला वितळते.
कार्बोनेट : ओली धातू हवेत उघडी ठेवल्यास थॅलियम कार्बोनेट (TI2CO3) तयार होते. याचे अत्यंत चकचकीत, रंगहीन वा पांढरे स्फटिक असतात. उच्च प्रणमनांक (प्रकाशाचा निर्वातातील वेग आणि दिलेल्या माध्यमातील वेग यांचे गुणोत्तर). अल्प क्षारीय चव. वितळल्यास गडद करडा पदार्थ मिळतो. पाण्यात विद्राव्य पण अल्कोहॉलात अविद्राव्य. २७२° से. ला वितळते.
नायट्रेट : थॅलियम ऑक्साइड व नायट्रिक अम्ल यांचे मिश्रण तापविल्यास थॅलियम नायट्रेटाचे
[TI (NO3)3·3H2O] रंगहीन स्फटिक मिळतात. गरम पाण्यात विद्राव्य पण अल्कोहॉलात अविद्राव्य. २०६° से. ला वितळते आणि काचेसारखा घन पदार्थ तयार होतो. ४५०° से. ला त्याचे अपघटन होते.सल्फेट व सल्फाइड: विरल सल्फ्यूरिक अम्ल व थॅलियम तापवून थॅलस सल्फेटाचे (TI2SO4) समभुजी चौकोनी प्रचिनाकार, रंगहीन स्फटिक [⟶ स्फटिकविज्ञान] मिळतात. ते पाण्यात विरघळतात. लाल होऊपर्यंत तापविल्यास वितळते व अपघटन पावून सल्फर डाय–ऑक्साइड वायू मिळतो. तसेच ते ६३२° से. ला वितळते. ॲल्युमिनियम, क्रोमियम व लोखंड यांच्या सल्फेटाबरोबर संयोग होऊन तुरट्या तयार होतात. तसेच त्याचे TI2SO4 (Mg, Fe किंवा Zn) SO4·6H2O सारखी द्विलवणे तयार होतात. थॅलियम ऑक्साइडाचा सल्फ्यूरिक अम्‍लातील विद्राव तापविल्यास थॅलिक सल्फेटाचे [TI2 (SO4)3·7H2O]. रंगहीन स्फटिक मिळतात. त्याचे अपघटन होऊन सल्फ्यूरिक अम्ल बनते. या संयुगाच्या तुरट्या बनत नाहीत. थॅलस संयुगांच्या विद्रावातून हायड्रोजन सल्फाइड वायू जाऊ दिल्यास थॅलस सल्फाइडाचा (TI2S) काळा साका मिळतो. हे संयुग पाणी, अमोनिया, ईथर व क्षार यांत अविद्राव्य आहे, पण खनिज अम्‍लांत सहज विरघळते. त्याचे अतिसूक्ष्म स्फटिक वा चूर्ण असते. ते ४४८° से. ला विरघळते.
थॅलियम ॲसिटेट : (TIC2H3O2). थॅलियम कार्बोनेट व ॲसिटिक अम्ल यांच्या विक्रियेने हे संयुग तयार होते. याचे पांढरे आणि चिघळणारे स्फटिक असतात. ते पाण्यात व अल्कोहॉलात विरघळते. ते ११०° से. ला वितळते.
उपयोग : अवरक्त (वर्णपटातील तांबड्या वर्णाच्या अलीकडील अदृश्य) प्रारणाच्या उत्सर्जकामध्ये TIBr व TII यांचे मिश्रस्फटिक वापरतात. अवरक्त किरणांना संवेदनशील असणाऱ्या प्रकाशविद्युत् घटाचा (प्रकाश पडल्यास ज्याची विद्युत् स्थिती बदलते अशा प्रयुक्तीचा) एक घटक म्हणून TI2S वापरतात. थॅलियमाने सक्रियित (अधिक क्रियाशील) केलेले सोडियम आयोडाइडाचे स्फटिक प्रकाशगुणक नलिकेत [⟶ इलेक्ट्रॉनीय प्रयुक्ति] वापरतात. इतर इलेक्ट्रॉनीय मंडल घटकांतही थॅलियमाचा बऱ्याच प्रमाणात उपयोग करतात. उच्च प्रणमनांक असलेल्या प्रकाशकीय काचेसाठी TI2O चा उपयोग करतात. नीच वितळबिंदू असलेल्या मिश्रधातूंमध्ये थॅलियम वापरतात. रासायनिक विश्लेषणात ओझोन ओळखण्यासाठी TIOH·H2O, TI2O व TI2SO4 कार्बन डायसल्फाइड ओळखण्यासाठी TICO3 आणि क्लोरिनाच्या सान्निध्यातील आयोडीन ओळखण्यासाठी TI2SO4 वापरतात. क्लोरिनीकरणात (पदार्थात क्लोरिनाचा समावेश करणाऱ्या विक्रियेत) TICI चा उत्प्रेरक (विक्रियेत भाग न घेता विक्रियेची गती वाढविणारा पदार्थ) म्हणून उपयोग करतात. TI2SO4 कीटकनाशक व कृंतकनाशक (उंदरासारख्या कुरतडणाऱ्या प्राण्यांचा नाश करणारे द्रव्य) म्हणून, TI2O कृत्रिम रत्‍नांसाठी, TINO3 शोभेच्या दारूकामात हिरव्या ज्योतीसाठी आणि TIC2H3O2 धातुके (कच्च्या स्वरूपातील धातू) स्वच्छ करणाऱ्या ⇨ प्‍लवन क्रियेत वापरतात.
अभिज्ञान : (अस्तित्व ओळखणे). बन्सन दिव्याच्या ज्योतीच्या तापमानाला थॅलियमाची सर्व संयुगे बाष्पनशील (उडून जाणारी) किंवा विगमनशील (रेणूतील घटक आयनरूपाने म्हणजे विद्युत् भारित अणू वा अणुगटाच्या रूपाने वेगळे होण्याचा गुणधर्म असणारी) असतात आणि ती गडद हिरव्या रंगाची ज्योत देतात. वर्णपटात याची ५३५१ Å तरंगलांबीची तेजस्वी हिरवी रेषा दिसते. थॅलस संयुगांच्या विद्रावांतून योग्य विक्रियाकारक वापरून थॅलियम क्लोराइड, आयोडाइड वा क्लोरोप्लॅटिनेट स्वरूपात सहज अवक्षेपित होते (न विरघळणाऱ्या साक्याच्या रूपात वेगळी होते). खनिज अम्‍लांच्या उपस्थितीत हायड्रोजन सल्फाइडामुळे थॅलियम संयुगांचे अवक्षेपण होत नाही. उदासीन (अम्‍लीय अथवा क्षारीय गुणधर्म नसणाऱ्या) विद्रावातून अमोनियम सल्फाइडामुळे TI2S चे अवक्षेपण होते व जास्त विक्रियाकारक पडल्यासही अवक्षेप विरघळत नाही. सल्फ्यूरस अम्‍लामुळे थॅलिक संयुगांचे थॅलस संयुगांत रूपांतर होते. वरील विक्रियांचा उपयोग विश्लेषणाकरिता करतात. संहत (विद्रावातील प्रमाण जास्त असलेल्या) हायड्रोक्लोरिक अम्‍लातील पोटॅशियम आयोडेटाने थॅलस क्लोराइडाचे ⇨ अनुमापन करतात.
संदर्भ : 1. Partington, J. R. General and Inorganic Chemistry, New York, 1966.
2. Sidgwick, N. V. Chemical Elements and Their Compounds, Oxford, 1952.
“