Thallium

Elément découvert par sa belle raie verte en spectroscopie de flamme, le thallium est très présent dans la croûte terrestre à l’état dilué et même dans les tasses de thé offertes par des amis mal intentionnés, car ses composés sont hautement toxiques.

Le thallium, de numéro atomique 81 a une masse atomique de 204,4 presque aussi élevée que celle du plomb, d’ailleurs, sa densité de 11,85 gr/cm3 est conséquente. Sa structure électronique [Xe] 4f145d10 6s2 6p1 est propice à fournir deux états de valence relativement stables ; Tl(I) (Xe) 4f14 5d10 6s2 et Tl(III) [Xe] 4f14 5d10.

Son nom vient du grec thallos (θαλλός, bourgeon) car il émet une raie spectrale très brillante dans le vert. Il a été identifié par le chimiste anglais William Crookes par spectroscopie en 1861 (cf. Robert Bunsen) et c’est un français, Claude-Auguste Lamy qui, la même année, à Lille, isola le thallium métal.
C’est un métal gris, bien malléable que l’on peut couper au couteau et ressemblant assez à son voisin le plomb, car il se ternit dès qu’il est exposé à l’air.

Son point de fusion est assez bas (304 °C). Il est assez répandu dans la croûte terrestre, mais à faible concentration. C’est donc souvent un sous-produit de l’exploitation des pyrites et des blendes dans la métallurgie du plomb et du zinc (cf. Zinc,) et également dans la fabrication de l’acide sulfurique (cf. Acide sulfurique). On notera qu’il est aussi présent à faible pourcentage dans les nodules métalliques avec le dioxyde de manganèse (cf. Manganèse). Sa production annuelle est de l’ordre de 10 t.

Les principaux composés du thallium monovalent sont : l’hydroxyde thalleux, TlOH, relativement soluble dans l’eau, l’oxyde, Tl2O, obtenu par oxydation haute température du métal, solide noir qui, fondu, attaque le verre et la porcelaine. Le sulfate thalleux, Tl2SO4, s’obtient par dissolution du métal dans l’acide sulfurique concentré à chaud ; par cristallisation à froid, on obtient un solide blanchâtre. Ce sulfate est remarquable d’efficacité dans la destruction des rongeurs, notamment des rats et des souris, ce qui l’a fait utiliser dans « la mort aux rats ». Certains pays d’Europe et les États-Unis l’ont interdit en raison du danger que représente le libre accès à une substance aussi toxique. Pour le thallium trivalent, on trouve principalement l’oxyde Tl2O3, obtenu à basse température et qui se dissocie au-dessus de 800°C pour donner Tl2O.

Les utilisations du thallium sont variées :

    • il forme avec le mercure un eutectique (8,5 % de Tl) qui a un très bas point de solidification (-60 °C). On se sert donc de cet alliage liquide dans les thermomètres des régions polaires.
    • de même que les oxydes de plomb, les oxydes de thallium peuvent former des réseaux vitreux avec la silice SiO2 (cf. Silice). On utilise donc l’oxyde de thallium dans les verres spéciaux pour l’optique qui ont en général un bas point de fusion, un indice de réfraction élevé et une forte densité.
    • les cristaux d’iodure de thallium sont utilisés dans les tubes photomultiplicateurs des compteurs à scintillation pour la détection des rayons γ notamment.
    • les halogénures (chlorures, bromure, iodures) et l’oxysulfure de thallium sont transparents aux rayonnements infra-rouge et ils sont utilisés comme fenêtres et détecteurs infra-rouge, notamment dans les systèmes de communication et de vision nocturne militaires.

Un poison

Le thallium et ses sels sont très toxiques, car il se substitue aux potassium dans les systèmes biologiques et bloque les communications du système nerveux et les échanges cellulaires. C’est un poison : pour l’homme, sa dose létale est de 1 g.

L’intoxication au thallium se caractérise d’abord par l’asthénie, des douleurs musculaires et l’altération des réflexes tendineux. Dans un stade plus avancé, la polynévrite suivie d’alopécie s’accompagne de la chute des cheveux, caractéristique d’un empoisonnement par le thallium.

Les risques professionnels sont liés à l’inhalation de cendres ou de poussières provenant du grillage des pyrites, de la taille diamantée des verres d’optique au thallium, par exemple. Le thallium s’attaque aussi aux reins, mais aussi au foie et peut également se concentrer dans le squelette.

Les cas d’empoisonnements au thallium sont nombreux et certains sont célèbres. L’histoire de Graham Young est intéressante à cet égard. Fasciné par la « science des poisons » dès son plus jeune âge, et particulièrement par le sulfate de thallium, inodore, incolore et sans saveur, le jeune Graham Young, à 14 ans, passe de la théorie à la pratique et commence à ajouter le sulfate de thallium dans le thé de son père, de sa belle-mère, de sa sœur et d’une amie.

Il en augmente progressivement les doses en notant dans un cahier la progression des effets constatés. Sa belle-mère meurt sans que l’on arrive à déterminer la cause du décès.

Sans l’intervention de son professeur de chimie qui découvre le cahier de Graham Young et le dénonce à la police, toute la famille passait de vie à trépas ! Le jeune meurtrier avoue et il est condamné à 15 ans d’emprisonnement. Il est libéré pour bonne conduite après 9 ans, soi disant « guéri ».

Alors âgé de 23 ans, il trouve un emploi dans un laboratoire de photographie. Assez vite, il recommence à ajouter du thallium dans le thé de ses collègues. Après quelques temps, deux d’entre eux meurent sans que les autorités et médecins n’arrivent à nouveau à déterminer la cause des décès. Graham Young choqué de leur ignorance se croit obligé de leur montrer les symptômes qui concordent avec l’hypothèse d’un empoisonnement au thallium, ce qui amène la police à découvrir ses antécédents. Condamné alors à la perpétuité, il meurt en prison en 1990 à l’âge de 42 ans !

Le thallium fut aussi soupçonné dans d’autres empoisonnements célèbres : Viktor Loutchenko, président de l’Ukraine, Alexandre Litvinenko, espion russe. Les analyses urinaires le mirent hors de cause au profit du tétrachlorodibenzodioxine (cf. Dioxines) dans le premier cas et du polonium dans le second.

Pensée du jour
« Avec le thallium évitez de faire des expériences sur vos amis, vous ne les garderez pas !
 »

Sources

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