Хлорид таллия​(I)​
Общие
Систематическое наименование	Хлорид таллия
Традиционные названия	Хлористый таллий
Хим. формула	TlCl
Рац. формула	TlCl
Физические свойства
Состояние	бесцветные кристаллы
Молярная масса	239,84 г/моль
Плотность	7,0; 7,02 г/см³
Энергия ионизации	9,7 эВ[1]
Термические свойства
Температура
• плавления	430; 431 °C
• кипения	806; 818; 820 °C
Мол. теплоёмк.	50,9 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	-204 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	3.3 g/L (25 °C)
Структура
Дипольный момент	1,5E−29 Кл·м[1]
Классификация
Рег. номер CAS	7791-12-0
PubChem	24642
Рег. номер EINECS	232-241-4
SMILES	Cl[Tl]
InChI	InChI=1S/ClH.Tl/h1H;/q;+1/p-1 GBECUEIQVRDUKB-UHFFFAOYSA-M
ChEBI	37117
ChemSpider	23044
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Хлори́д та́ллия(I) (монохлори́д та́ллия) — бинарное неорганическое соединение, соль металла таллия и соляной кислоты с формулой TlCl, бесцветные кристаллы, плохо растворимые в воде.

• Непосредственное взаимодействие элементов:

${\displaystyle {\mathsf {2Tl+Cl_{2}\ {\xrightarrow {120-150^{o}C}}\ 2TlCl}}}$

• Действием соляной кислоты на оксид, гидроксид или карбонат таллия:

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}O+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ 2TlCl\downarrow +H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {TlOH+HCl\ {\xrightarrow {}}\ TlCl\downarrow +H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Tl_{2}CO_{3}+2HCl\ {\xrightarrow {}}\ 2TlCl\downarrow +CO_{2}\uparrow +H_{2}O}}}$

• Обменными реакциями:

${\displaystyle {\mathsf {TlNO_{3}+NaCl\ {\xrightarrow {}}\ TlCl\downarrow +NaNO_{3}}}}$

Хлорид таллия образует бесцветные кристаллы кубической сингонии, пространственная группа P m3m, параметры ячейки a = 0,38421 нм, Z = 1.

• Светочувствительный, под действием света обратимо разлагается:

${\displaystyle {\mathsf {2TlCl\ {\stackrel {\xrightarrow {h\nu }}{\xleftarrow[{\ \ \ }]{}}}\ 2TlCl_{1-x}+xCl_{2}}}}$

• Разлагается концентрированной серной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {TlCl+H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {20-40^{o}C}}\ TlHSO_{4}+HCl\uparrow }}}$

• Окисляется концентрированной азотной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {TlCl+5HNO_{3}\ {\xrightarrow {}}\ Tl(NO_{3})_{3}+2NO_{2}\uparrow +HCl+2H_{2}O}}}$

• и хлором:

${\displaystyle {\mathsf {TlCl+Cl_{2}\ {\xrightarrow {}}\ TlCl_{3}}}}$

• Восстанавливается при нагревании водородом:

${\displaystyle {\mathsf {2TlCl+H_{2}\ {\xrightarrow {650^{o}C}}\ 2Tl+2HCl}}}$

• Монокристаллы хлорида таллия используются в оптических элементах для приборов ИК-техники, акустооптики, лазерной техники, как заготовки для получения волоконных световодов.

Как и сам таллий и все соли таллия, хлорид таллия (I) является ядовитым.

• Хлорид таллия(III)

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И. Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б. П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.
• Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М.: Мир, 1971. — Т. 1. — 561 с.

Это заготовка статьи о неорганическом веществе. Помогите Википедии, дополнив её.