Таллий и его соединения: строение, свойства и реакции

Таллий открыли по одной-единственной ярко-зелёной линии в спектре и назвали «зелёной веточкой». Это мягкий тяжёлый металл, похожий на свинец, но по химии он удивительно двуличен. Ион таллия(I) ведёт себя то как ион калия — его гидроксид растворим и является сильным основанием, — то как ион серебра — его галогениды выпадают в осадок. Эта «маскировка» под калий делает таллий одним из самых коварных ядов: клетки принимают его за калий и впускают внутрь. И тот же таллий в виде изотопа таллий-201 помогает врачам увидеть, как кровь снабжает сердечную мышцу.

В статье химия таллия изложена системно: строение атома и место в 13-й группе, история открытия, получение, свойства металла, соединения таллия(I) и таллия(III), переходы между ними, токсичность и антидот, применение. Таллий не входит в перечень элементов ЕГЭ, но на нём особенно наглядно видны закономерности периодической системы — эффект инертной пары и сходство элементов разных групп; в статье около семидесяти уравнений реакций. Последний раздел и задания 9–14 — для подготовки к олимпиадам.

• 1. Положение в периодической системе и строение атома
• 2. История открытия
• 3. Нахождение в природе и получение
• 4. Физические свойства металла
• 5. Химические свойства металла
• 6. Две степени окисления: таллий(I) — двойник калия и серебра
• 7. Соединения таллия(I)
• 8. Соединения таллия(III)
• 9. Переходы между таллием(I) и таллием(III)
• 10. Токсичность и антидот
• 11. Применение
• 12. Таллий и ЕГЭ
• 13. Для олимпиад
• Задания с разбором

1. Положение в периодической системе и строение атома

Электронная конфигурация атома таллия [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s²6p¹. Таллий — p-элемент: на внешнем электронном слое у него три электрона, поэтому высшая степень окисления +3, равная номеру группы. Но устойчивее степень окисления +1: атом отдаёт единственный 6p-электрон, а пара 6s-электронов остаётся. Ион Tl⁺ имеет конфигурацию [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s², ион Tl³⁺ — [Xe]4f¹⁴5d¹⁰.

Электроотрицательность таллия 1,44 по шкале Оллреда — Рохова, металлический радиус 170 пм. Природный таллий состоит из двух устойчивых изотопов: ²⁰⁵Tl (70,5 %) и ²⁰³Tl (29,5 %).

В 13-й группе вместе с таллием стоят бор, алюминий, галлий и индий. Сверху вниз по группе металлические свойства усиливаются, а устойчивость высшей степени окисления падает:

Это тот же эффект инертной пары, что у свинца в 14-й группе и висмута в 15-й: у тяжёлых p-элементов шестого периода пара 6s-электронов удерживается особенно прочно (подробнее — в статье «Свинец и его соединения»).

2. История открытия

В 1861 году английский химик У. Крукс исследовал спектроскопом остатки сернокислотного производства и увидел незнакомую ярко-зелёную линию (длина волны 535 нм). Он назвал новый элемент таллием — от греческого thallos, «зелёная ветвь, молодой побег». Через год француз К.-О. Лами независимо открыл таллий в шламе того же производства, выделил его в виде слитка металла и первым описал ядовитость его соединений. Таллий стал одним из первых элементов, открытых методом спектрального анализа, предложенным Р. Бунзеном и Г. Кирхгофом всего на год раньше.

В первой половине XX века сульфат таллия широко применяли как яд для крыс и муравьёв и даже как средство для удаления волос: таллий вызывает облысение. Из-за многочисленных отравлений, в том числе случайных и преднамеренных, в большинстве стран эти применения запретили к 1970-м годам. Отравление таллием стало сюжетом детектива А. Кристи «Бледный конь» (1961); говорят, внимательный читатель-медсестра благодаря книге распознала настоящее отравление.

3. Нахождение в природе и получение

Таллий — редкий и рассеянный элемент: в земной коре его около 0,00007 % по массе. Собственные минералы таллия — крукезит (Cu,Tl,Ag)₂Se, лорандит TlAsS₂, авиценнит Tl₂O₃ — очень редки. Основная масса таллия рассеяна в сульфидных рудах цинка, свинца и меди и в калиевых минералах: ион Tl⁺ по размеру близок к K⁺ и замещает его в слюдах и полевых шпатах.

Таллий получают как побочный продукт при обжиге сульфидных руд и производстве серной кислоты: он накапливается в пыли и шламах. Пыль выщелачивают водой или разбавленной кислотой; таллий(I) осаждают в виде малорастворимого хлорида или иодида, затем переводят в сульфат и восстанавливают цинком или электролизом:

Tl₂SO₄ + 2NaCl = 2TlCl↓ + Na₂SO₄

Tl₂SO₄ + Zn = 2Tl + ZnSO₄

2Tl₂SO₄ + 2H₂O электролиз 4Tl + O₂↑ + 2H₂SO₄

Мировое производство таллия — около десяти тонн в год; основные производители — Китай, Казахстан и Россия.

4. Физические свойства металла

Таллий — серебристо-серый металл с голубоватым оттенком, очень мягкий (твёрдость по Моосу 1,2 — режется ножом) и тяжёлый: плотность 11,85 г/см³, больше, чем у свинца. Температура плавления 304 °C, кипения 1473 °C. Ниже 230 °C устойчива гексагональная плотнейшая упаковка (α-таллий), выше — объёмноцентрированная кубическая решётка (β-таллий). Свежий срез быстро тускнеет на воздухе, покрываясь плёнкой оксида таллия(I); поэтому таллий хранят под слоем масла или в запаянных ампулах. Соединения таллия окрашивают пламя в зелёный цвет.

5. Химические свойства металла

Стандартный потенциал пары Tl⁺/Tl равен −0,34 В: таллий — металл средней активности, в ряду активности он стоит между кадмием и кобальтом. Почти во всех реакциях он окисляется до таллия(I).

С кислородом таллий реагирует уже при обычных условиях, при нагревании — быстро:

4Tl + O₂ t° 2Tl₂O

С галогенами он образует галогениды таллия(I); только при избытке хлора получается хлорид таллия(III):

2Tl + Cl₂ = 2TlCl

2Tl + 3Cl₂ = 2TlCl₃

2Tl + Br₂ = 2TlBr

2Tl + I₂ = 2TlI

С серой при нагревании образуется чёрный сульфид таллия(I):

2Tl + S t° Tl₂S

С водой в присутствии растворённого кислорода таллий медленно реагирует, образуя растворимый гидроксид — сильное основание:

4Tl + O₂ + 2H₂O = 4TlOH

С кислотами. С разбавленной серной кислотой таллий вытесняет водород; с соляной реакция быстро останавливается, потому что поверхность покрывается нерастворимым хлоридом таллия(I). С азотной кислотой образуется растворимый нитрат, с горячей концентрированной серной кислотой — сульфат и сернистый газ:

2Tl + H₂SO₄ = Tl₂SO₄ + H₂↑

3Tl + 4HNO₃ = 3TlNO₃ + NO↑ + 2H₂O

Tl + 2HNO₃(конц.) = TlNO₃ + NO₂↑ + H₂O

2Tl + 2HCl = 2TlCl↓ + H₂↑

2Tl + 2H₂SO₄(конц.) t° Tl₂SO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Даже сильные кислоты-окислители переводят таллий только в степень окисления +1. Со щелочами таллий не реагирует. Из растворов солей он вытесняет медь и сам вытесняется цинком:

2Tl + CuSO₄ = Tl₂SO₄ + Cu

Zn + 2TlNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2Tl

В присутствии кислорода таллий растворяется даже в этаноле, образуя этилат таллия(I) — тяжёлую жидкость, которую применяют в органическом синтезе как основание:

4Tl + 4C₂H₅OH + O₂ = 4TlOC₂H₅ + 2H₂O

6. Две степени окисления: таллий(I) — двойник калия и серебра

Ион Tl⁺ по размеру почти совпадает с ионами калия и рубидия (радиусы 150, 138 и 152 пм), но в отличие от них его внешняя оболочка содержит неподелённую пару 6s² и легко поляризуется, как у иона серебра. Поэтому соединения таллия(I) одни свойства берут у калия, другие — у серебра:

Таллий(III), напротив, похож на своих соседей по группе — индий и алюминий: его гидроксид нерастворим, соли сильно гидролизуются. Но в отличие от них соединения таллия(III) — окислители: стандартный потенциал пары Tl³⁺/Tl⁺ равен +1,25 В.

7. Соединения таллия(I)

7.1. Оксид и гидроксид — как у калия

Оксид таллия(I) Tl₂O — чёрный порошок. С водой он образует растворимый гидроксид TlOH — жёлтые кристаллы, раствор которых — сильное основание, как раствор щёлочи. Гидроксид таллия(I) поглощает углекислый газ, нейтрализуется кислотами, а при нагревании теряет воду:

Tl₂O + H₂O = 2TlOH

TlOH + HNO₃ = TlNO₃ + H₂O

2TlOH + CO₂ = Tl₂CO₃ + H₂O

2TlOH t° Tl₂O + H₂O

Tl₂O + 2HCl = 2TlCl↓ + H₂O

Tl₂O + H₂SO₄ = Tl₂SO₄ + H₂O

Раствор гидроксида таллия(I) удобно получить из сульфата и гидроксида бария — сульфат бария выпадает в осадок:

Tl₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄↓ + 2TlOH

Если же взять хлорид бария, в осадок выпадут сразу два вещества — сульфат бария и хлорид таллия(I):

Tl₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2TlCl↓

Карбонат таллия(I) Tl₂CO₃ растворим в воде — единственный растворимый карбонат тяжёлого металла, — и его раствор щелочной, как раствор соды. Сульфат, нитрат, фторид и ацетат таллия(I) тоже растворимы. Сульфат таллия образует квасцы TlAl(SO₄)₂·12H₂O, точно такие же по строению, как алюмокалиевые.

Карбонат таллия при нагревании разлагается, а с плавиковой кислотой даёт растворимый фторид:

Tl₂CO₃ t° Tl₂O + CO₂↑

Tl₂CO₃ + 2HF = 2TlF + CO₂↑ + H₂O

7.2. Галогениды и сульфид — как у серебра

Хлорид, бромид и иодид таллия(I) малорастворимы, как галогениды серебра: TlCl — белый, TlBr — бледно-жёлтый, TlI — жёлтый. На свету они темнеют, как фотографические соли серебра. Но, в отличие от галогенидов серебра, они не растворяются в растворе аммиака: таллий(I) не образует аммиачных комплексов.

TlNO₃ + KCl = TlCl↓ + KNO₃

TlNO₃ + KBr = TlBr↓ + KNO₃

TlNO₃ + KI = TlI↓ + KNO₃

Tl₂CO₃ + 2HCl = 2TlCl↓ + CO₂↑ + H₂O

TlOH + HCl = TlCl↓ + H₂O

Сульфид таллия(I) — чёрный осадок, хромат — жёлтый:

Tl₂SO₄ + Na₂S = Tl₂S↓ + Na₂SO₄

Tl₂SO₄ + K₂CrO₄ = Tl₂CrO₄↓ + K₂SO₄

В отличие от сульфида серебра, сульфид таллия(I) растворяется в разбавленных кислотах-неокислителях:

Tl₂S + H₂SO₄ = Tl₂SO₄ + H₂S↑

Иодид таллия(I) — одна из самых чувствительных качественных реакций на таллий; зелёное окрашивание пламени её подтверждает.

8. Соединения таллия(III)

8.1. Оксид и гидроксид

Оксид таллия(III) Tl₂O₃ — тёмно-коричневый, почти чёрный порошок, нерастворимый в воде. Гидроксид таллия(III) неустойчив и при осаждении сразу теряет воду, поэтому из растворов солей таллия(III) щёлочь осаждает гидратированный оксид. Это основный оксид: со щелочами он не реагирует, с кислотами образует соли таллия(III), а при нагревании теряет кислород:

2TlCl₃ + 6KOH = Tl₂O₃↓ + 6KCl + 3H₂O

Tl₂O₃ + 3H₂SO₄ = Tl₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Tl₂O₃ + 6HNO₃ = 2Tl(NO₃)₃ + 3H₂O

Tl₂O₃ t° Tl₂O + O₂↑

8.2. Галогениды и хлорокомплексы

Хлорид таллия(III) TlCl₃ получают действием хлора на таллий или на хлорид таллия(I). Уже около 40 °C он теряет хлор. Зато в избытке хлорид-ионов таллий(III) прочно связан в тетраэдрический комплекс [TlCl₄]⁻, и в таком виде он устойчив: с концентрированной соляной кислотой оксид таллия(III) не выделяет хлор, а растворяется, образуя тетрахлороталлиевую кислоту.

TlCl + Cl₂ = TlCl₃

TlCl₃ t° TlCl + Cl₂↑

TlCl₃ + KCl = K[TlCl₄]

Tl₂O₃ + 8HCl = 2H[TlCl₄] + 3H₂O

[]−тетрахлороталлат(III)-ион

[]+катион диметилталлия

В ионе [TlCl₄]⁻ таллий(III) окружён четырьмя хлорид-лигандами по вершинам тетраэдра — так он устойчив в солянокислом растворе. Катион [(CH₃)₂Tl]⁺ линейный, как молекула диметилртути.

Соль таллия(III) с таллием(I) — «дихлорид таллия» TlCl₂ — на самом деле не содержит таллия(II): это тетрахлороталлат(III) таллия(I) Tl[TlCl₄].

TlCl₃ + TlCl = Tl[TlCl₄]

8.3. Таллийорганические соединения

Таллий(III) образует прочные связи с углеродом. Катион диметилталлия [(CH₃)₂Tl]⁺ устойчив даже в воде; он линейный и изоэлектронен диметилртути (CH₃)₂Hg. Тринитрат таллия(III) — сильный и избирательный окислитель органических соединений: он присоединяется к двойной связи алкенов (окситаллирование) и перестраивает углеродный скелет. Такие реагенты в 1970-х годах ввели в органический синтез Э. Тейлор и А. Маккиллоп, но из-за ядовитости таллия сейчас их применяют редко.

9. Переходы между таллием(I) и таллием(III)

Окисление таллия(I). В кислой среде таллий(I) окисляется только сильными окислителями, например перманганатом. В щелочной среде он окисляется гораздо легче — хлором, пероксидом водорода — и выпадает тёмно-коричневый оксид таллия(III). Причина та же, что у марганца(II) и хрома(III): в щелочной среде гидроксид-ионы связывают ионы водорода, которые выделяются при окислении.

5Tl₂SO₄ + 4KMnO₄ + 16H₂SO₄ = 5Tl₂(SO₄)₃ + 4MnSO₄ + 2K₂SO₄ + 16H₂O

2TlNO₃ + 2Cl₂ + 6KOH = Tl₂O₃↓ + 4KCl + 2KNO₃ + 3H₂O

2TlOH + 2H₂O₂ = Tl₂O₃↓ + 3H₂O

Таллий(III) — окислитель. Он окисляет иодиды, соли железа(II), сернистый газ, восстанавливаясь до таллия(I):

Tl₂(SO₄)₃ + 6KI = 2TlI↓ + 2I₂ + 3K₂SO₄

Tl₂(SO₄)₃ + 4FeSO₄ = Tl₂SO₄ + 2Fe₂(SO₄)₃

Tl₂(SO₄)₃ + 2SO₂ + 4H₂O = Tl₂SO₄ + 4H₂SO₄

Tl₂(SO₄)₃ + 2H₂S = Tl₂SO₄ + 2S↓ + 2H₂SO₄

Пероксид водорода в кислой среде восстанавливает таллий(III), а в щелочной, как мы видели, окисляет таллий(I): от среды зависит, какую роль он сыграет (подробнее — в статье «Пероксид водорода»).

Tl(NO₃)₃ + H₂O₂ = TlNO₃ + O₂↑ + 2HNO₃

С металлическим таллием соли таллия(III) конпропорционируют — образуется таллий(I):

Tl(NO₃)₃ + 2Tl = 3TlNO₃

Обратная реакция — диспропорционирование таллия(I) — не идёт: потенциал справа от Tl⁺ на диаграмме Латимера меньше, чем слева (раздел 13).

10. Токсичность и антидот

Таллий — один из самых ядовитых элементов: смертельной для взрослого человека может быть доза его солей около одного грамма. Соли таллия(I) не имеют вкуса и запаха и хорошо растворимы, что сделало их «ядом отравителей». Механизм отравления — прямое следствие сходства Tl⁺ с K⁺:

• клетки впускают Tl⁺ через калиевые каналы и натрий-калиевый насос, причём насос связывает его даже прочнее, чем калий; таллий накапливается в нервных клетках, мышцах, коже и волосяных луковицах;
• как и серебро, Tl⁺ связывается с серой тиоловых групп белков и нарушает работу ферментов, в том числе митохондриальных;
• характерные признаки — мучительная боль в ногах, поражение нервов и выпадение волос через две-три недели после отравления.

Антидот — берлинская лазурь (гексацианоферрат(II) железа(III)), которую дают внутрь. Таллий выводится из организма в кишечник с желчью и снова всасывается; в кишечнике берлинская лазурь обменивает ионы калия своей кристаллической решётки на ионы Tl⁺ и связывает их, так что таллий уходит с калом. Тот же препарат применяют при заражении радиоактивным цезием, ион которого тоже похож на калий.

11. Применение

• Медицина. Радиоактивный изотоп таллий-201 (период полураспада 73 ч) вводят в кровь при обследовании сердца: как «калий», он поглощается живой сердечной мышцей пропорционально её кровоснабжению. На снимке гамма-камеры участки с плохим кровотоком выглядят «пустыми».
• Детекторы излучения. Кристаллы иодида натрия с примесью таллия NaI(Tl) — сцинтилляторы: поглощая гамма-квант, они вспыхивают светом, который регистрирует фотоумножитель.
• Инфракрасная оптика. Кристаллы смешанного бромида-иодида таллия(I) (КРС-5) прозрачны для инфракрасного излучения в широком диапазоне и служат окнами и линзами в ИК-спектрометрах.
• Сверхпроводники. Купрат таллия, бария и кальция Tl₂Ba₂Ca₂Cu₃O₁₀, открытый в 1988 году, переходит в сверхпроводящее состояние при 125 K — несколько лет это был рекорд.
• Стекло и электроника. Добавка оксида таллия повышает показатель преломления стекла; соединения таллия применяют в фотоэлементах и полупроводниковых материалах.
• Минералогия. Водный раствор формиата и малоната таллия (жидкость Клеричи) имеет плотность около 4,2 г/см³ — в нём тонут тяжёлые минералы и всплывают лёгкие, что позволяет их разделять.

12. Таллий и ЕГЭ

Таллия нет в кодификаторе ЕГЭ, но знание его химии помогает в заданиях на закономерности периодической системы и в задачах с «незнакомым» элементом:

• по положению в группе и периоде можно предсказать конфигурацию [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s²6p¹ и высшую степень окисления +3;
• таллий — пример того, что высшая степень окисления не всегда самая устойчивая: в 13-й группе сверху вниз устойчивость +3 падает, а +1 растёт;
• сходство ионов разных групп по размеру и строению оболочки (Tl⁺ с K⁺ и Ag⁺) объясняет свойства соединений.

Главные превращения соединений таллия:

TlO₂, t°Tl₂OH₂OTlOHHNO₃TlNO₃KITlI

О решении заданий 29 — «Задание 29»; о похожей химии свинца — «Свинец и его соединения».

13. Для олимпиад

13.1. Потенциалы и диаграмма Латимера

Потенциал пары Tl³⁺/Tl (три электрона): E° = (2 · 1,25 + 1 · (−0,34)) / 3 ≈ 0,72 В. Таллий(I) устойчив к диспропорционированию (−0,34 < 1,25), таллий(III) — сильный окислитель, почти как хлор (1,36 В). В солянокислом растворе таллий(III) связан в [TlCl₄]⁻, и его окислительная способность заметно ниже — поэтому Tl₂O₃ с соляной кислотой не выделяет хлор.

13.2. TlI₃ — иодид таллия(III)?

Иодид таллия(I) присоединяет иод, образуя чёрные кристаллы состава TlI₃. Формально это был бы иодид таллия(III), но рентгеноструктурный анализ показывает в нём линейные трииодид-ионы I₃⁻ и ионы Tl⁺: это трииодид таллия(I) Tl[I₃]. Причина — в потенциалах: таллий(III) (1,25 В) должен был бы окислить иодид-ионы (I₂/I⁻ 0,54 В), так что пара «Tl³⁺ + 3I⁻» неустойчива и превращается в «Tl⁺ + I₃⁻». Похожий трииодид цезия CsI₃ подтверждает аналогию таллия(I) с ионами щелочных металлов.

TlI + I₂ = TlI₃

13.3. Релятивистские эффекты и «пустой» катион

Как и у свинца, 6s-электроны таллия удерживаются прочно из-за релятивистского сжатия 6s-орбитали и плохого экранирования 4f- и 5d-электронами: сумма второй и третьей энергий ионизации у таллия (20,4 + 29,8 = 50,2 эВ) больше, чем у индия (18,9 + 28,0 = 46,9 эВ). Катион Tl⁺ с пассивной парой 6s² — «псевдощелочной»: в кристаллах он часто занимает места калия и рубидия. Но неподелённая пара может становиться стереохимически активной, и тогда окружение таллия(I) несимметрично, как у свинца(II).

Задания с разбором

Задания 1–8 — уровня ЕГЭ (по аналогии с заданиями о других металлах), 9–14 — олимпиадные.

Задание 1

Запишите сокращённые электронные конфигурации атома таллия и ионов Tl⁺ и Tl³⁺. Сколько неспаренных электронов у атома таллия?

Задание 2

Из перечня выберите два вещества, водные растворы которых имеют щелочную среду: 1) TlOH; 2) TlNO₃; 3) Tl₂CO₃; 4) Tl₂SO₄; 5) TlCl₃.

Задание 3

Установите соответствие между реагентом, добавленным к раствору нитрата таллия(I), и признаком реакции. А) хлорид натрия; Б) иодид калия; В) сульфид натрия; Г) гидроксид натрия. Признак: 1) белый осадок; 2) жёлтый осадок; 3) чёрный осадок; 4) видимых изменений нет.

Задание 4

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:

TlH₂SO₄(разб.)X₁Ba(OH)₂X₂CO₂X₃HClX₄

Задание 5

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции: Tl₂(SO₄)₃ + KI → TlI + I₂ + … Определите окислитель и восстановитель.

Задание 6

Таллий растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили гидроксид калия и пропустили хлор — выпал тёмно-коричневый осадок. Осадок растворили в концентрированной соляной кислоте. Напишите уравнения трёх реакций.

Задание 7

Какой объём водорода (н. у.) выделится при растворении 4,088 г таллия в избытке разбавленной серной кислоты?

Задание 8

Соль таллия содержит 76,7 % таллия по массе и при нагревании выделяет бурый газ. Установите её формулу.

Задание 9 (олимпиадное)

E°(Tl³⁺/Tl⁺) = +1,25 В, E°(Tl⁺/Tl) = −0,34 В. 1) Вычислите E°(Tl³⁺/Tl). 2) Может ли таллий(I) диспропорционировать? 3) Почему при смешении растворов соли таллия(III) и иодида калия выпадает TlI, а не TlI₃ (E°(I₂/I⁻) = 0,54 В)?

Задание 10 (олимпиадное)

Произведение растворимости TlCl при 25 °C равно 1,9 · 10⁻⁴. Вычислите растворимость TlCl в г/л. Сравните её с растворимостью AgCl (ПР = 1,8 · 10⁻¹⁰) и объясните, почему разделение ионов Tl⁺ и Ag⁺ осаждением хлоридом неполное.

Задание 11 (олимпиадное)

Для обследования сердца пациенту ввели препарат таллия-201 (период полураспада 73 ч). Какая доля исходной активности останется через 6 суток? Почему таллий накапливается в сердечной мышце?

Задание 12 (олимпиадное)

Чёрное вещество А содержит 34,9 % таллия и 65,1 % иода. Установите его формулу. Можно ли считать его иодидом таллия(III)? Как доказать строение?

Задание 13 (олимпиадное)

Объясните, почему сверху вниз в 13-й группе устойчивость степени окисления +3 падает, хотя радиусы атомов растут, а энергии ионизации обычно уменьшаются. Сравните суммы второй и третьей энергий ионизации индия (18,9 и 28,0 эВ) и таллия (20,4 и 29,8 эВ).

Задание 14 (олимпиадное)

Объясните действие берлинской лазури как антидота при отравлении таллием. Напишите упрощённое уравнение обмена, если берлинскую лазурь записать как KFe[Fe(CN)₆].

Литература

• ФИПИ. Кодификатор проверяемых требований к результатам освоения основной образовательной программы среднего общего образования и элементов содержания для проведения единого государственного экзамена по химии, 2027 г.
• Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. 2nd ed. Butterworth-Heinemann, 1997. Ch. 7: Aluminium, Gallium, Indium and Thallium.
• Housecroft C. E., Sharpe A. G. Inorganic Chemistry. 5th ed. Pearson, 2018.
• Holleman A. F., Wiberg E., Wiberg N. Inorganic Chemistry. Academic Press, 2001.
• Bard A. J., Parsons R., Jordan J. (eds.) Standard Potentials in Aqueous Solution. Marcel Dekker, 1985.
• Crookes W. On the existence of a new element, probably of the sulphur group // Chemical News. 1861. Vol. 3. P. 193–194.
• Pyykkö P. Relativistic effects in structural chemistry // Chemical Reviews. 1988. Vol. 88. P. 563–594.
• Taylor E. C., McKillop A. Thallium in organic synthesis // Accounts of Chemical Research. 1970. Vol. 3. P. 338–346.
• Sheng Z. Z., Hermann A. M. Bulk superconductivity at 120 K in the Tl–Ca/Ba–Cu–O system // Nature. 1988. Vol. 332. P. 138–139.
• Galván-Arzate S., Santamaría A. Thallium toxicity // Toxicology Letters. 1998. Vol. 99. P. 1–13.
• Hoffman R. S. Thallium toxicity and the role of Prussian blue in therapy // Toxicological Reviews. 2003. Vol. 22. P. 29–40.
• U.S. Geological Survey. Mineral Commodity Summaries 2025: Thallium.