Ce surnom évoque triple facette du thallium : découvert par spectroscopie dans l'ombre des résidus industriels (sa raie verte surgissant des déchets) ; agissant comme une ombre biologique en usurpant la place du potassium dans les cellules avec une toxicité insidieuse à effets retardés ; et enfin, utilisé historiquement comme poison criminel "parfait", agissant dans l'ombre en raison de son absence d'odeur, de goût et de ses symptômes différés.
Le thallium est un élément lourd produit principalement par le processus s (capture lente de neutrons) dans les étoiles de la branche asymptotique des géantes (AGB). Il présente également une contribution significative du processus r (capture rapide) lors des supernovae et fusions d'étoiles à neutrons. Son faible numéro atomique (Z=81) et sa position dans le tableau périodique en font un élément dont la synthèse est relativement efficace, mais son abondance cosmique reste modeste. Il fait partie des éléments "lourds" dont la présence dans une étoile ou une galaxie trahit des générations successives de nucléosynthèse.
L'abondance cosmique du thallium est d'environ 1,0×10⁻¹² fois celle de l'hydrogène en nombre d'atomes, ce qui le rend aussi rare que l'or ou le platine. Sa présence dans les spectres stellaires est difficile à détecter en raison de la faiblesse de ses raies. Sur Terre, il est très dispersé et ne forme pratiquement jamais de minéraux propres. On le trouve à l'état de traces dans les sulfures de nombreux métaux (pyrite, blende, galène), ce qui explique pourquoi il est souvent un sous-produit de la métallurgie du zinc, du plomb et du cuivre.
Le thallium possède deux isotopes stables, \(^{203}\mathrm{Tl}\) et \(^{205}\mathrm{Tl}\). Les variations du rapport \(^{205}\mathrm{Tl}/^{203}\mathrm{Tl}\) sont étudiées en géochimie isotopique. Le thallium présente un fort comportement de lithophile incompatible dans les processus magmatiques, se concentrant dans les liquides et les roches de la croûte supérieure. Ses isotopes peuvent être fractionnés par des processus d'oxydo-réduction et d'adsorption, offrant un nouvel outil pour retracer le cycle des éléments dans les océans, les sédiments et les systèmes hydrothermaux. Le thallium est ainsi utilisé pour étudier l'évolution de l'oxygénation des océans dans le passé géologique.
Comme pour de nombreux éléments volatils, le thallium présente un déficit dans les météorites chondritiques et les planètes telluriques par rapport à l'abondance solaire. Ceci s'explique par son caractère modérément volatile : il ne s'est pas complètement condensé dans les régions internes du disque protoplanétaire où se sont formées les planètes rocheuses. L'étude des rapports isotopiques du thallium dans les météorites aide à comprendre les conditions de température et de pression lors de la formation du système solaire.
Le nom "thallium" vient du grec θαλλός (thallós), qui signifie "jeune rameau" ou "pousse verte". Ce nom a été donné par son découvreur, Sir William Crookes, en 1861, en raison de la ligne spectrale verte intense et brillante qu'il observa dans le spectre d'émission de la poussière d'une chambre de condensation d'une usine de fabrication d'acide sulfurique. Cette raie spectrale (à 535 nm) est si caractéristique qu'elle dominait le spectre, évoquant la couleur d'un nouveau bourgeon.
Le thallium fut découvert indépendamment en 1861 par deux scientifiques :
Une controverse de priorité s'ensuivit, mais aujourd'hui les deux hommes sont crédités de la découverte.
Crookes produisit le premier échantillon de thallium métallique en 1862 par électrolyse d'une solution de sel de thallium. Lamy, quant à lui, en produisit une quantité suffisante pour déterminer plusieurs de ses propriétés physiques. La toxicité extrême du thallium et de ses composés fut rapidement apparente, ce qui limita son étude et entraîna plusieurs accidents mortels parmi les chimistes pionniers.
Il n'existe pas de mines de thallium primaires. Le thallium est toujours récupéré comme sous-produit de la métallurgie d'autres métaux :
Les principaux pays producteurs sont la Chine, la Russie et le Kazakhstan. La production annuelle mondiale est très faible, de l'ordre de 10 à 15 tonnes, ce qui reflète sa rareté et la demande limitée (et strictement contrôlée) pour cet élément dangereux. Son prix est élevé en raison des coûts de récupération et de purification.
Le thallium (symbole Tl, numéro atomique 81) est un métal pauvre du bloc p, situé dans le groupe 13 du tableau périodique, avec le bore, l'aluminium, le gallium et l'indium. C'est le plus lourd des éléments stables de ce groupe. Son atome possède 81 protons, généralement 123 ou 124 neutrons (pour les isotopes \(^{203}\mathrm{Tl}\) et \(^{205}\mathrm{Tl}\)) et 81 électrons avec la configuration électronique [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p¹. Il possède donc trois électrons de valence (6s² 6p¹).
Le thallium est un métal gris-bleuâtre, mou, malléable, qui ternit rapidement à l'air en prenant une teinte grisâtre. Il est suffisamment mou pour être rayé à l'ongle.
Le thallium fond à 304 °C (577 K) et bout à 1473 °C (1746 K). Son point de fusion modéré a facilité son travail métallurgique historique.
Le thallium est un métal assez réactif. Il ternit à l'air, formant un mélange d'oxyde (Tl₂O) et de nitrure. Il réagit lentement avec l'eau (surtout si l'eau contient de l'oxygène dissous) pour former l'hydroxyde TlOH, qui est une base forte et soluble. Il se dissout facilement dans les acides minéraux (acides sulfurique et nitrique) pour donner les sels correspondants de Tl(I) ou Tl(III). Il forme des amalgames avec le mercure.
Densité : 11,85 g/cm³.
Point de fusion : 577 K (304 °C).
Point d'ébullition : 1746 K (1473 °C).
Structure cristalline : Hexagonale compacte (HC).
Configuration électronique : [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p¹.
États d'oxydation principaux : +1 et +3.
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Désintégration / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Thallium-203 — \(^{203}\mathrm{Tl}\) | 81 | 122 | 202,972344 u | ≈ 29,52 % | Stable | Isotope stable. Utilisé comme cible pour produire du plomb-203 (pour la médecine nucléaire) ou comme traceur en recherche. |
| Thallium-205 — \(^{205}\mathrm{Tl}\) | 81 | 124 | 204,974427 u | ≈ 70,48 % | Stable | Isotope stable majoritaire. Isotope de référence pour les mesures géochimiques. |
| Thallium-204 (artificiel/naturel) | 81 | 123 | 203,97386 u | Trace | 3,78 ans | Radioactif β⁻ (97%) et capture électronique (3%). Utilisé comme source bêta dans les jauges d'épaisseur et les détecteurs. Présent à l'état de traces dans l'environnement (produit de la désintégration de l'uranium). |
| Thallium-201 (artificiel) | 81 | 120 | 200,9708 u | 0 % | 73,1 heures | Radioactif par capture électronique. Isotope médical majeur utilisé en scintigraphie myocardique (imagerie cardiaque). Émet des rayons gamma de 135 et 167 keV. Produit par irradiation de thallium-203 dans un cyclotron. |
N.B. :
Couches électroniques : Comment les électrons sont organisés autour du noyau.
Le thallium possède 81 électrons répartis sur six couches électroniques. Sa configuration électronique [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p¹ présente une sous-couche 6p qui n'a qu'un seul électron. Cela peut également s'écrire : K(2) L(8) M(18) N(32) O(18) P(3), ou de manière complète : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴ 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 6s² 6p¹.
Couche K (n=1) : 2 électrons (1s²).
Couche L (n=2) : 8 électrons (2s² 2p⁶).
Couche M (n=3) : 18 électrons (3s² 3p⁶ 3d¹⁰).
Couche N (n=4) : 32 électrons (4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴).
Couche O (n=5) : 18 électrons (5s² 5p⁶ 5d¹⁰).
Couche P (n=6) : 3 électrons (6s² 6p¹).
Le thallium possède 3 électrons de valence (6s² 6p¹). Il présente une dualité chimique fascinante avec deux états d'oxydation stables : +1 (thallium(I) ou thalleux) et +3 (thallium(III) ou thallique).
Cette dualité (+1 stable) est surprenante pour un élément lourd du groupe 13 (où Al, Ga, In préfèrent l'état +3). Elle s'explique par l'effet de paire inerte : la paire d'électrons 6s² est très stable et réticente à participer aux liaisons, laissant prédominer la chimie de l'électron 6p¹.
Le thallium métallique ternit lentement à l'air humide, formant un mélange d'oxyde de thallium(I) gris-noir (Tl₂O) et d'hydroxyde (TlOH). Lorsqu'il est chauffé dans l'air, il brûle avec une flamme vert émeraude (caractéristique des ions Tl⁺) pour former principalement Tl₂O, ainsi que quelques oxydes mixtes et de l'oxyde de thallium(III) (Tl₂O₃) en surface.
Le thallium réagit directement avec les halogènes pour former des halogénures. Avec le chlore, il forme TlCl (insoluble, blanc) ou, en excès de chlore, des complexes de Tl(III). Avec le soufre, il donne le sulfure de thallium(I) (Tl₂S), noir.
La toxicité extrême du thallium(I) s'explique principalement par son mimétisme ionique avec le potassium (K⁺). Les deux ions ont des rayons ioniques similaires (Tl⁺ : 164 pm, K⁺ : 152 pm). Le thallium peut donc usurper la place du potassium dans de nombreux processus biologiques essentiels :
Une fois à l'intérieur de la cellule, le thallium ne peut pas en sortir efficacement et s'accumule, provoquant des dommages irréversibles.
L'intoxication peut être aiguë (dose unique élevée) ou chronique (faibles doses répétées). Les symptômes apparaissent généralement 12 à 48 heures après l'ingestion.
L'intoxication est souvent mortelle en l'absence de traitement. Les séquelles neurologiques (neuropathie, douleurs chroniques) sont fréquentes chez les survivants.
Le traitement est une urgence médicale et repose sur :
En raison de sa solubilité, de son absence d'odeur et de goût, et du délai d'apparition des symptômes, le sulfate de thallium a été surnommé "la poudre à succession" et a été utilisé dans de nombreux empoisonnements criminels au XXe siècle. Des accidents industriels (ex: usines de ciment utilisant des minerais contaminés) et des intoxications alimentaires accidentelles (graines traitées) ont également causé des morts.
Les sources principales de thallium dans l'environnement sont :
Le thallium est relativement mobile dans l'environnement. Sous forme Tl⁺, il est soluble dans l'eau et peut contaminer les nappes phréatiques. Il est peu biodégradable. Certaines plantes (comme le chou) peuvent accumuler le thallium du sol. La bioaccumulation dans la chaîne alimentaire est moins marquée que pour le mercure, mais le risque pour les écosystèmes et l'homme via l'eau potable et les aliments contaminés est réel.
En raison de sa haute toxicité, le thallium est strictement réglementé :
Tout déchet contenant du thallium doit être traité comme dangereux et toxique. Les procédés industriels générant du thallium doivent capter et recycler cet élément pour éviter sa dispersion.
La recherche se concentre sur :
Le thallium reste un élément emblématique des dangers posés par les métaux lourds toxiques, rappelant la nécessité d'une vigilance constante dans leur gestion tout au long de leur cycle de vie, de l'extraction à l'élimination.
L’atome sous toutes ses formes : de l’intuition antique à la mécanique quantique 
