Résumé

Le thallium (Tl, numéro atomique 81) est un métal post-transitionnel argenté-blanc qui présente des propriétés chimiques uniques par rapport aux autres éléments du groupe 13. L'élément montre un effet de paire inerte prononcé, favorisant l'état d'oxydation +1 plutôt que l'état +3 plus courant chez les éléments plus légers du groupe 13. Avec un point de fusion de 304°C et une densité de 11,85 g·cm⁻³, le thallium démontre des caractéristiques métalliques molles associées à une haute conductivité électrique. Les isotopes naturels ²⁰³Tl et ²⁰⁵Tl constituent la quasi-totalité du thallium naturel, avec une masse atomique standard de 204,38 ± 0,01 u. L'élément présente une toxicité exceptionnelle, limitant son utilisation malgré ses applications dans l'électronique, l'optique infrarouge et la médecine nucléaire. Son importance historique découle de sa découverte par spectroscopie de flamme en 1861, contribuant à la compréhension précoce des méthodes d'analyse spectroscopique.

Introduction

Le thallium occupe une position unique dans le tableau périodique en tant qu'élément 81, situé dans le groupe 13 (IIIA) et la période 6. Il présente un comportement atypique pour son groupe, démontrant des propriétés intermédiaires entre les métaux post-transitionnels et les métaux alcalins. Sa configuration électronique [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s²6p¹ révèle trois électrons de valence dans la sixième couche, mais les effets relativistes influencent fortement ses schémas de liaison. La paire d'électrons 6s subit une stabilisation relativiste marquée, créant un effet de paire inerte qui distingue le thallium des éléments plus légers du groupe 13 comme l'aluminium, le gallium et l'indium.

La découverte en 1861 fut indépendante entre William Crookes et Claude-Auguste Lamy, qui utilisèrent la spectroscopie de flamme récemment développée. La raie d'émission verte caractéristique à certaines longueurs d'onde forma la base de son nom, dérivé du grec "thallos" signifiant jeune pousse verte. Son importance industrielle reste limitée à cause de sa toxicité extrême, bien que des applications spécialisées exploitent ses propriétés optiques, électriques et nucléaires uniques. La production actuelle atteint environ 10 tonnes métriques annuelles en tant que sous-produit du traitement des minerais sulfides de métaux lourds.

Propriétés physiques et structure atomique

Paramètres atomiques fondamentaux

Le thallium possède un numéro atomique 81 avec la configuration électronique [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s²6p¹, le plaçant dans la catégorie des métaux post-transitionnels. Son rayon atomique mesure 170 pm, tandis que le rayon ionique varie fortement selon les états d'oxydation : Tl⁺ présente un rayon de 150 pm comparé à 88,5 pm pour Tl³⁺. Cette différence marquée reflète les environnements de liaison contrastés et la charge nucléaire effective dans différents états d'oxydation. L'énergie de première ionisation est de 589,4 kJ·mol⁻¹, nettement inférieure à celle des éléments plus légers du groupe 13 en raison de l'expansion orbitale relativiste. Les énergies d'ionisation suivantes augmentent fortement : seconde ionisation atteint 1971 kJ·mol⁻¹, troisième ionisation bondit à 2878 kJ·mol⁻¹.

Les valeurs d'électronégativité montrent un caractère intermédiaire : l'électronégativité de Pauling est de 1,62, positionnant le thallium entre les métaux typiques et les métalloïdes. Cette faible électronégativité reflète une attraction modérée pour les électrons de liaison, cohérente avec son caractère métallique. L'affinité électronique mesure -19,2 kJ·mol⁻¹, indiquant une tendance minimale à former des anions. Sa structure cristalline adopte un empilement hexagonal compact à température ambiante, devenant cubique centré au-dessus de 230°C. Le rayon métallique à l'état solide est de 171 pm, reflétant un empilement efficace dans le réseau cristallin.

Caractéristiques physiques macroscopiques

Le thallium présente un éclat métallique argenté-blanc lorsqu'il est fraîchement coupé, s'oxydant rapidement en gris bleuté à l'air. Le métal est extrêmement mou, se coupant facilement au couteau à température ambiante en raison de liaisons métalliques faibles dues à la disponibilité limitée des électrons de valence. Sa malléabilité et ductilité permettent la déformation mécanique, bien que ces propriétés soient inférieures à celles des métaux typiques. Sa densité est de 11,85 g·cm⁻³ à 20°C, reflétant sa masse atomique élevée et l'empilement efficace dans la structure cristalline.

Les propriétés thermiques révèlent un point de fusion relativement bas de 304°C (577 K), attribué aux liaisons métalliques faibles en raison de la délocalisation limitée des électrons. Le point d'ébullition atteint 1473°C (1746 K) sous pression atmosphérique standard. L'enthalpie de fusion est de 4,14 kJ·mol⁻¹, tandis que l'enthalpie de vaporisation est de 165 kJ·mol⁻¹. La capacité thermique à pression constante est de 26,32 J·mol⁻¹·K⁻¹, indiquant une capacité modérée de stockage d'énergie thermique. La conductivité thermique de 46,1 W·m⁻¹·K⁻¹ reflète une capacité raisonnable de transfert de chaleur malgré les liaisons métalliques faibles.

La conductivité électrique est de 6,17 × 10⁶ S·m⁻¹, nettement inférieure à celle des métaux typiques mais suffisante pour des applications électroniques spécialisées. La résistivité relativement élevée provient de la mobilité limitée des électrons de valence dans le réseau métallique. La susceptibilité magnétique montre un comportement diamagnétique avec χ = -50 × 10⁻⁶ cm³·mol⁻¹, indiquant des configurations électroniques appariées et l'absence d'électrons non appariés à l'état fondamental.

Propriétés chimiques et réactivité

Structure électronique et comportement de liaison

Les schémas de réactivité chimique reflètent l'effet de paire inerte marqué dans la chimie du thallium. La paire d'électrons 6s² subit une stabilisation relativiste importante, rendant ces électrons moins disponibles pour les liaisons que chez les éléments plus légers du groupe 13. En conséquence, l'état d'oxydation +1 prédomine en solution aqueuse et dans les composés solides, contrastant fortement avec la chimie de l'aluminium, du gallium et de l'indium où l'état +3 est plus stable.

Les potentiels de réduction standard démontrent quantitativement cette préférence de stabilité. Le couple Tl³⁺/Tl présente E° = +0,73 V, tandis que le couple Tl⁺/Tl montre E° = −0,336 V. Ces valeurs indiquent que la réduction de Tl³⁺ à Tl⁺ se produit spontanément sous conditions standard, la réaction de dismutation 3Tl⁺ → 2Tl + Tl³⁺ ayant un potentiel cellulaire positif. Ce comportement électrochimique explique l'instabilité de nombreux composés de thallium(III) sous conditions ambiantes.

Les caractéristiques de liaison covalente varient fortement selon les états d'oxydation. Les composés de thallium(I) présentent un caractère ionique prédominant en raison du cation Tl⁺ grand et polarisable. Les longueurs de liaison dépassent généralement 2,5 Å dans les réseaux solides, avec des nombres de coordination de 6 à 12 selon la taille de l'anion. Les composés de thallium(III) affichent un caractère covalent plus prononcé, avec des longueurs de liaison plus courtes (2,0-2,3 Å) et des nombres de coordination de 4 à 6. Les schémas d'hybridation dans les composés moléculaires impliquent des configurations sp³ ou d²sp³ pour les centres Tl(III).

Propriétés électrochimiques et thermodynamiques

Les valeurs d'électronégativité placent le thallium à la frontière entre comportement métallique et semi-métallique. À l'échelle de Pauling, l'électronégativité est de 1,62, tandis qu'à l'échelle de Mulliken elle est de 1,44, indiquant toutes deux une attraction modérée pour les électrons. Ces valeurs se situent entre celles des métaux typiques (0,9-1,5) et des métalloïdes (1,8-2,2), cohérentes avec son comportement chimique intermédiaire.

Les tendances des énergies d'ionisation reflètent les effets de la structure électronique. L'énergie de première ionisation (589,4 kJ·mol⁻¹) est significativement plus faible que celle de l'aluminium (577,5 kJ·mol⁻¹) malgré sa charge nucléaire plus élevée, démontrant l'expansion orbitale relativiste et l'augmentation du blindage par les électrons internes. Le grand saut vers la seconde ionisation (1971 kJ·mol⁻¹) indique une préférence marquée pour l'état +1. La troisième énergie d'ionisation (2878 kJ·mol⁻¹) montre un incrément moindre, reflétant l'extraction de l'électron final 6p.

L'affinité électronique mesure -19,2 kJ·mol⁻¹, indiquant que les atomes de thallium capturent difficilement des électrons. Cette valeur légèrement positive suggère un faible moteur thermodynamique pour la capture électronique. Les enthalpies d'hydratation présentent des différences significatives entre états d'oxydation : Tl⁺ possède ΔH_hyd = −331 kJ·mol⁻¹, tandis que Tl³⁺ montre ΔH_hyd = −4184 kJ·mol⁻¹. La valeur beaucoup plus négative pour Tl³⁺ reflète sa densité de charge élevée et ses fortes interactions électrostatiques avec les molécules d'eau.

Composés chimiques et formation de complexes

Composés binaires et ternaires

Les halogénures de thallium(I) constituent les composés binaires les plus stables et les mieux caractérisés. TlF, TlCl, TlBr et TlI adoptent des structures cristallines distinctes reflétant les effets de taille. Le fluorure de thallium(I) cristallise dans une structure chlorure de sodium déformée en raison de l'ion fluorure petit, tandis que le chlorure et le bromure de thallium(I) adoptent la structure du chlorure de césium caractéristique des combinaisons cation-anion de grande taille. L'iodure de thallium(I) présente la structure chlorure de sodium déformée malgré ses rayons ioniques importants.

Les schémas de solubilité distinguent les halogénures de thallium(I) des composés typiques du groupe 13. TlCl, TlBr et TlI montrent une solubilité aqueuse limitée, ressemblant aux halogénures d'argent dans leur comportement photosensible et leurs caractéristiques de précipitation. Le fluorure de thallium(I) présente une solubilité modérée d'environ 78 g par 100 mL d'eau à 20°C. Ces tendances reflètent les considérations d'énergie réticulaire et d'hydratation.

La chimie des oxydes révèle des différences fondamentales entre les états d'oxydation. L'oxyde de thallium(I) (Tl₂O) forme un solide cristallin noir stable en conditions ambiantes. Le composé présente un caractère basique, se dissolvant dans les acides pour produire des sels de thallium(I). L'oxyde de thallium(III) (Tl₂O₃) apparaît comme un solide noir se décomposant au-dessus de 800°C, libérant de l'oxygène et formant le monoxyde plus stable. Cette instabilité thermique reflète la préférence thermodynamique pour l'état d'oxydation +1.

Les composés sulfures montrent des stœchiométries et structures variées. Le sulfure de thallium(I) (Tl₂S) cristallise avec la structure antifluorine, tandis que des composés à valence mixte comme Tl₄O₃ contiennent à la fois des centres Tl⁺ et Tl³⁺ dans des arrangements ordonnés. Ces composés présentent des propriétés semi-conductrices avec conductivité électrique variant selon la température et l'exposition à la lumière.

Chimie de coordination et composés organométalliques

La chimie de coordination du thallium(I) est dominée par la nature grande, molle et polarisable du cation. Les nombres de coordination courants varient de 6 à 12, avec des géométries irrégulières résultant de la paire libre 6s² stériquement non encombrante. Les composés de coordination avec des donneurs oxygénés présentent généralement des nombres élevés en raison d'interactions électrostatiques favorables. Les donneurs azotés et soufrés forment des liaisons plus covalentes avec des nombres de coordination plus faibles.

Les constantes de formation des complexes montrent une liaison modérée à faible pour la plupart des ligands. Les éthers couronne et les cryptands forment des complexes stables grâce à leur complémentarité de taille avec le cation Tl⁺. Le 18-couronne-6 présente une sélectivité particulièrement élevée pour le thallium(I) par rapport aux autres cations du groupe 13, avec des constantes de formation supérieures à 10⁴ M⁻¹ en solution aqueuse. Ces interactions hôte-invité trouvent des applications dans les procédures de séparation analytique.

La chimie de coordination du thallium(III) ressemble davantage au comportement typique du groupe 13. La géométrie octaédrique prédomine en solution aqueuse, bien que des arrangements plan carré et tétraédriques existent avec certains ligands. Les constantes de stabilité sont généralement plus élevées que celles des complexes Tl(I) en raison de la densité de charge accrue et des interactions électrostatiques renforcées.

La chimie organothallium comprend des états Tl(I) et Tl(III) avec des préférences structurales distinctes. Les organyles de thallium(I) présentent un caractère ionique avec des liaisons Tl-C polaires. Le cation diméthylthallium(I) [Tl(CH₃)₂]⁺ adopte une géométrie linéaire, isoélectronique avec le diméthylmercure. Les composés organométalliques de thallium(III) montrent un caractère covalent plus prononcé mais souffrent d'instabilité thermique, avec des températures de décomposition généralement inférieures à 100°C.

Les composés cyclopentadiényliques illustrent les préférences d'état d'oxydation en chimie organométallique. Le cyclopentadiénure de thallium(I) (TlCp) contient Tl(I), contrastant avec les analogues gallium et indium favorisant l'état +3. Cette différence reflète la stabilité accrue de l'état d'oxydation thallium(I) dans tous les environnements chimiques.

Occurrence naturelle et analyse isotopique

Distribution géochimique et abondance

Les concentrations de thallium dans la croûte terrestre moyennent environ 0,7 mg·kg⁻¹ (0,7 ppm), le classant parmi les éléments rares. Son comportement géochimique ressemble à celui des métaux alcalins en raison de son rayon ionique élevé et de sa charge +1 dominante. Les mécanismes de concentration incluent le remplacement isomorphe dans les minéraux potassiques, Tl⁺ remplaçant facilement K⁺ dans les réseaux cristallins en raison de rayons ioniques proches (Tl⁺: 150 pm, K⁺: 138 pm).

Les minéraux principaux incluent les dépôts sulfures où le thallium remplace le plomb ou le potassium. La crookesite (TlCu₇Se₄), l'hutchinsonite (TlPbAs₅S₉) et la lorandite (TlAsS₂) représentent les minéraux principaux. Ces phases contiennent généralement 16 à 60% de thallium en masse mais se produisent en quantités extrêmement limitées, sans intérêt commercial comme sources de thallium.

Les processus d'enrichissement secondaires concentrent le thallium dans les zones d'oxydation des dépôts sulfures et dans les environnements sédimentaires. Les minéraux argileux montrent une absorption accrue de thallium par mécanismes d'échange ionique, avec des concentrations atteignant plusieurs ppm dans certaines formations géologiques. Les roches granitiques contiennent généralement plus de thallium que les roches ignées basiques, reflétant la fractionnement géochimique durant la différenciation magmatique.

Le gisement d'Allchar en Macédoine du Nord représente l'accumulation de thallium la plus significative au monde, contenant environ 500 tonnes de thallium réparties entre diverses phases sulfures et séléniures. Ce site sert de source principale pour les minéraux rares de thallium à des fins de recherche et fournit des informations sur les mécanismes de concentration hydrothermale.

Propriétés nucléaires et composition isotopique

Le thallium naturel se compose de deux isotopes stables : ²⁰³Tl (abondance naturelle 29,524%) et ²⁰⁵Tl (70,476%). Les propriétés de spin nucléaire diffèrent entre les isotopes : ²⁰³Tl présente un spin nucléaire I = 1/2 avec un moment magnétique μ = +1,622 magnéton nucléaire, tandis que ²⁰⁵Tl montre I = 1/2 avec μ = +1,638 magnéton nucléaire. Ces propriétés magnétiques nucléaires permettent des applications RMN pour la détermination structurale des composés de thallium.

Les isotopes radioactifs couvrent des nombres de masse de 176 à 216, avec des périodes et modes de désintégration variables. ²⁰⁴Tl représente l'isotope artificiel le plus stable avec t_1/2 = 3,78 années, produit par activation neutronique des isotopes stables en réacteur nucléaire. Son désintégration β-moins vers ²⁰⁴Pb se produit avec une énergie β maximale de 0,764 MeV, accompagnée d'émission gamma à énergies spécifiques.

²⁰¹Tl a une importance particulière en médecine nucléaire, avec t_1/2 = 73,1 heures et désintégration par capture électronique vers ²⁰¹Hg. Les rayons X émis (68-80 keV) et les photons gamma (135 keV, 167 keV) offrent des caractéristiques d'imagerie optimales avec une exposition minimale aux radiations. Sa production s'effectue par bombardement cyclotronique de cibles de thallium avec protons ou deutérons, suivie de séparation et purification.

Les sections efficaces neutroniques varient considérablement entre isotopes et plages d'énergie. ²⁰³Tl présente une section efficace d'absorption neutronique thermique de 11,4 barns, tandis que ²⁰⁵Tl montre 0,104 barns. Ces valeurs influencent le comportement des réacteurs et les calculs de production isotopique pour applications nucléaires.

Production industrielle et applications technologiques

Méthodes d'extraction et de purification

La production commerciale de thallium repose exclusivement sur sa récupération lors du traitement des minerais sulfures de métaux lourds, principalement lors de la fusion du cuivre, du plomb et du zinc. La production mondiale annuelle approche les 10 tonnes métriques, la Chine, le Kazakhstan et la Belgique étant les principaux producteurs. L'élément n'existe pas en concentrations suffisantes pour justifier des opérations minières primaires.

Les processus d'extraction commencent par la collecte des poussières et laitiers des fours traitant les minerais sulfures. Ces matériaux contiennent généralement 0,1 à 1,0% de thallium mélangé à de nombreux autres métaux et métalloïdes. La concentration initiale utilise un lixiviation sélective par acide sulfurique dilué ou solutions de soude caustique, dissolvant le thallium tout en laissant des résidus insolubles.

Les procédés de purification emploient des cycles successifs de précipitation et redissolution pour éliminer les impuretés. La précipitation du sulfate de thallium(I) à partir de solution acide fournit une concentration initiale, suivie de la réduction en métal thallium par électrolyse sur cathodes de platine ou d'acier inoxydable. Des méthodes alternatives incluent la précipitation avec du zinc métallique, produisant une poudre de thallium nécessitant des opérations ultérieures de fusion et coulée.

La purification finale atteint 99,9% de pureté par raffinage zone ou cristallisation fractionnée des sels de thallium. Le contrôle qualité utilise la spectrométrie d'absorption atomique, la fluorescence X et la spectrométrie de masse pour vérifier la composition élémentaire et détecter des impuretés traces. Les considérations environnementales exigent une manipulation soigneuse de toutes les solutions en raison de la toxicité extrême du thallium.

Applications technologiques et perspectives futures

L'industrie électronique exploite les propriétés semi-conductrices de certains composés de thallium. Le sulfure de thallium(I) démontre une photoconductivité avec résistance électrique décroissante sous exposition infrarouge, permettant la fabrication de photo-résistances et bolomètres. Le séléniure de thallium sert dans les systèmes de détection infrarouge grâce à son absorption optique favorable dans la plage 1-14 μm.

Les applications de dopage semi-conducteur utilisent de faibles quantités de thallium pour modifier les propriétés électroniques des matériaux. Les redresseurs au sélénium incorporent du thallium pour améliorer leurs performances, tandis que les cristaux scintillants d'iodure de sodium et de césium dopés thallium améliorent l'efficacité de détection des radiations gamma. Ces applications exigent des composés de thallium de haute pureté avec des concentrations précisément contrôlées.

Les recherches sur les supraconducteurs à haute température étudient les systèmes oxydes de thallium, baryum, calcium et cuivre avec des températures critiques supérieures à 120 K. Les phases cuprates de thallium dopées au mercure présentent des températures de transition au-dessus de 130 K sous pression atmosphérique, approchant les performances record des cuprates de mercure. Les applications commerciales attendent la résolution des problèmes de toxicité et le développement de protocoles de manipulation sécurisés.

Les applications optiques exploitent les caractéristiques uniques d'indice de réfraction des composés de thallium. Les mélanges bromure-iodure de thallium (KRS-5) fournissent des éléments optiques transparents à l'infrarouge pour instrumentation spécialisée. Les verres de haute densité incorporant de l'oxyde de thallium présentent des propriétés optiques favorables combinées à des points de fusion bas, permettant des applications en fibres optiques et lentilles spécialisées.

La médecine nucléaire utilise ²⁰¹Tl pour l'imagerie de perfusion cardiaque, bien que le technétium-99m ait largement remplacé le thallium pour les procédures courantes. Des applications spécialisées incluent l'évaluation des maladies coronariennes et la viabilité myocardique dans des cas cliniques complexes. Des systèmes générateurs portables permettent la production de thallium dans les établissements médicaux sans cyclotron sur site.

Développement historique et découverte

La découverte du thallium en 1861 illustre l'impact révolutionnaire des méthodes spectroscopiques en chimie analytique. William Crookes, étudiant des résidus de production d'acide sulfurique près de Tilkerode dans les monts Harz, employa la spectroscopie de flamme récemment développée par Robert Bunsen et Gustav Kirchhoff. Crookes observa une raie d'émission verte intense à 535 nm, distincte de toutes les raies connues à l'époque.

Simultanément, Claude-Auguste Lamy mena des recherches indépendantes sur des dépôts sélénifères d'une usine d'acide sulfurique en France. Utilisant un équipement spectroscopique similaire, Lamy identifia la même raie verte caractéristique et reconnut la présence d'un nouvel élément. La découverte simultanée par deux chercheurs indépendants fournit une confirmation cruciale de son existence et établit la spectroscopie comme outil analytique définitif.

La dénomination reflète sa signature spectroscopique distinctive. Crookes proposa le nom "thallium" du grec "thallos" (jeune pousse verte), en référence à la raie d'émission verte qui permit sa détection. Cette approche spectroscopique pour l'identification des éléments marqua un tournant par rapport aux méthodes chimiques traditionnelles, permettant la détection de quantités traces auparavant indétectables.

Les procédés d'isolement développés indépendamment par les deux découvreurs établirent les propriétés chimiques fondamentales. Lamy réalisa la première préparation métallique par électrolyse des sels de thallium, produisant de petites quantités de métal argenté démontrant des propriétés métalliques typiques. Crookes obtint le métal par réduction au zinc de composés solubles, suivie de fusion et coulée.

Des controverses sur la priorité de découverte opposèrent Crookes et Lamy, créant des débats scientifiques de 1862 à 1863. L'Exposition internationale de Londres 1862 décerna des médailles aux deux chercheurs : Lamy fut récompensé "pour la découverte d'une nouvelle et abondante source de thallium", tandis que Crookes fut honoré "pour la découverte du nouvel élément". La résolution survint après l'élection de Crookes à la Royal Society en juin 1863, reconnaissant les contributions des deux découvreurs à la caractérisation de l'élément.

Les premières applications se concentrèrent sur les formules de raticide en raison de la toxicité exceptionnelle et du caractère pratiquement insipide des sels de thallium. Le sulfate de thallium(I) fut largement utilisé pour le contrôle des rongeurs jusqu'à ce que les préoccupations de sécurité conduisent à des restrictions réglementaires. Les États-Unis interdirent les raticides au thallium par décret exécutif en février 1972, suivis par d'autres pays.

Les applications médicales émergèrent au début du XXe siècle, incluant le traitement des teignes, sueurs nocturnes tuberculeuses et épilation cosmétique. Ces usages furent abandonnés en raison des indices thérapeutiques étroits et du développement de traitements alternatifs plus sûrs. Les applications médicales modernes se limitent exclusivement aux procédures d'imagerie nucléaire utilisant des isotopes radioactifs de thallium.

Conclusion

Le thallium occupe une position distinctive parmi les éléments chimiques, présentant des propriétés remettant en question les tendances périodiques traditionnelles et les relations de groupe. L'effet de paire inerte marqué dans sa chimie entraîne la prédominance de l'état d'oxydation +1, contrastant fortement avec les éléments plus légers du groupe 13 et créant des schémas de comportement chimique uniques. Les effets relativistes sur sa structure électronique fournissent des aperçus fondamentaux sur la chimie des éléments lourds et servent de système modèle pour les études théoriques.

Les applications technologiques restent limitées par sa toxicité extrême, bien que des usages spécialisés en électronique, optique et médecine nucléaire maintiennent l'intérêt scientifique. Les recherches sur les supraconducteurs à haute température pourraient générer de futures applications si les défis de sécurité et de manipulation sont résolus. Son rôle historique dans le développement de la méthodologie spectroscopique démontre l'intersection cruciale entre le progrès des techniques analytiques et la découverte des éléments.

Les perspectives futures incluent la modélisation théorique des effets relativistes en chimie des éléments lourds, le développement de protocoles de manipulation sécurisés pour les applications industrielles, et l'exploration de nouvelles phases supraconductrices aux performances améliorées. Les recherches en chimie environnementale se concentreront probablement sur le cycle biogéochimique, les mécanismes de toxicité et les stratégies de dépollution des sites contaminés. La compréhension de la chimie du thallium fournit des aperçus plus larges sur le comportement des métaux post-transitionnels et contribue à la connaissance complète des relations périodiques.