Grupa 13 – Borowce

Bor

Zawartość boru w skorupie ziemskiej wynosi 5 · 10^–4 % atomowych. Ciekawostką jest, że ciężar atomowy boru pochodzącego z Europu, Azji czy Afryki wynosi 10,811, a pochodzącego z Ameryki 10,84, co wynika z różnicy w składzie izotopowym próbek pierwiastka. Głównymi minerałami tego pierwiastka są: boraks (Na₂B₄O₇^.10H₂O), kernit (Na₂B₄O₇·4H₂O), kolemanit (Ca₂B₆O₁₁·5H₂O), boracyt (Mg₆B₁₄O₂₆Cl₂). Woda morska zawiera około 0,2 g boru w 1 m³.  Jest twardym, kruchym, półmetalicznym pierwiastkiem. Czysty krystaliczny bor ma barwę czarnoszrą, a w formie bezpostaciowej jest brunatnym proszkiem bez smaku i zapachu. Znane są trzy odmiany alotropowe boru: romboedryczna odmiany a i ß oraz odmiana tetragonalna. Podstawową jednostką strukturalną we wszystkich odmianach jest dwudziestościan zbudowany z 12 atomów boru. Otrzymywanie czystego pierwiastka jest trudne. Stosuje się np. redukcję tlenku boru metalicznym magnezem:

B₂O₃ + 3Mg → 2B + 3MgO

ale otrzymywany produkt zawiera jedynie 98% boru. Bardziej czysty produkt otrzymuje się przez redukcję chlorku lub bromku boru wodorem czy też rozkład termiczny jodku. W warunkach normalnych bor jest mało aktywny, ale jego aktywność jest uzależniona od czystości i stopnia krystaliczności próbki. Bezpośrednio reaguje tylko z fluorem. Dopiero w wyższych temperaturach reaguje z tlenem, siarką i chlorem czy azotem. Bor i jego związki barwią płomień palnika na zielono.

Stopiony boraks  rozpuszcza z charakterystycznym zabarwieniem liczne tlenki metali. Przykładowo: chrom barwi go na zielono, mangan na fioletowo, kobalt na niebiesko. Ta cecha stopionego boraksu jest wykorzystywana w chemii analitycznej.

Związki boru z azotem o wzorze BN, pod względem budowy i właściwości fizycznych stanowią analogi grafitu i diamentu. W bezpośredniej reakcji tych dwóch pierwiastków powstaje analog grafitu. W wyższej temperaturze i pod ciśnieniem 60000 do 80000 atm. otrzymuje się analog diamentu minimalnie tylko ustępujący mu pod względem twardości. Innym związkiem boru z azotem jest borazol – czyli nieorganiczny benzen. Można go otrzymać w reakcjach:

3LiBH₄ + NH₄Cl -> B₃N₃H₆ + 3LiCl + 9H₂

3BCl₃ +  3NH₄Cl -> 2B₃N₃H₆ + 9HCl

Połączenia z wodorem występują one w postaci związków o ogólnym wzorze B_nH_4+n lub B_nH_n+6. W stanie wolnym nie występuje BH₃. Podobnie jak węglowodory są one gazami, cieczami lub ciałami stałymi w zależności od ilości atomów boru. I analogicznie jak węglowodory ulegają całemu szeregowi reakcji chemicznych.  Badania nad borowodorami prowadził niemiecki chemik Alfred Stock (1876 - 1946). Znalazły one zastosowanie jako dodatek do paliw rakietowych.

Bor stosuje się jako dodatek przy produkcji szkieł, w przemyśle włókienniczym do zapraw farbiarskich i do garbowania skór. Boraks znajduje zastosowanie do zmiękczania wody, a kwas borowy znany jest jako substancja antyseptyczna. Węglik boru (B₄C) stosuje się jako materiał do wyrobu narzędzi oraz jako materiał pochłaniający neutrony w energetyce jądrowej. Amorficzny bor używany jest jako barwnik do flar i rakiet sygnałowych - nadaje on płomieniowi zieloną barwę. Ponadto bor spełnia istotną rolę jako mikroelement w procesach życiowych. Jego źródłem są mleko krowie i żółtka jajek kurzych. Jednak jego nadmiar w organizmie jest szkodliwy.

Związki boru:

Kwas borowy – H₃BO₄ – Inne nazwy to kawas ortoborowy lub kwas borny – tworzy bezbarwne, lekkie (ciężar właściwy 1,43 g·cm^–3), łuskowate kryształy, rozpuszczalne w wodzie. Roztwory wodne mają odczyn bardzo słabo kwaśny (pH 0,1 molowego roztworu wynosi 5,6). Ogrzewanie kwasu borowego prowadzi do kwasu metaborowego HBO₂, a powyżej 160^oC powstaje bezwodnik B₂O₃. Kwas borowy występuje w przyrodzie. 1 – 3% roztwór kwasu borowego działa bakteriobójczo. Stosowany był jako środek konserwujący, ale wydaje się działać szkodliwie na organizm ludzki w większych ilościach.
Zastosowanie znalazł przy wyrobie emalii i farb, w garbarstwie, jako dodatek do szlachetnych gatunków szkieł, jako dodatek do nawozów, do konserwacji drewna, surowiec do otrzymywania innych związków boru. w wodzie nie odszczepia protonu, a przyłącza jon OH^– z wody:

H₃BO₃ + HOH → [B(OH)₄]^– + H⁺

Tetraboran sodowy – Na2B4O7·10H2O – Nazwa zwyczajowa boraks; występuje w przyrodzie w Kaliforni i na Tybecie. Tworzy bezbarwne kryształy, rozpuszczalne w wodzie. Znajduje zastosowanie w ceramice, farbiarstwie (zaprawa), garbarstwie, kosmetyce i lecznictwie, jako surowiec do otrzymywania innych związków boru, w przemyśle szklarskim. W analizie chemicznej stosowano go do otrzymywania pereł boranowych. Są to bezbarwne perełki metaboranu sodowego (NaBO₂) otrzymywane przez stopienie i prażenie na druciku platynowym w płomieniu palnika boraksu. Wprowadzenie do takiej perły małej ilości badanej substancji może spowodować pojawienie się barwy zależnej od obecnego w niej kationu i od tego czy prażenie dokonuje się w płomieniu utleniającym czy redukującym.

Węglik boru – B₄C – techniczna nazwa - borokarbid – czarny, krystaliczny, bardzo twardy (9,5 w skali Mohsa). Otrzymywany z węgla i boru w temperaturze 2500^oC. Znajduje zastosowanie w szlifiernictwie, gdzie zastępuje diament. Jest niezwykle odporny chemicznie, z chlorem i tlenem reaguje dopiero w temperaturze powyżej 1000^oC.

Glin

Ten lekki, srebrzystobiały metal o ciężarze około 1/3 ciężaru żelaza jest najbardziej rozpowszechnionym metalem na kuli ziemskiej. Pełni największą rolę w przemyśle ze wszystkich lekkich metali. Glin należy do bardzo reaktywnych pierwiastków. Na powietrzu pokrywa się natychmiast ochronną warstwą tlenków. Jest silnym reduktorem. Tlenek glinu jest amfoteryczny, przejawia właściwości zarówno tlenków kwasowych jak i zasadowych (zależy to od środowiska reakcji). Pierwiastek ten jest bardzo dobrym przewodnikiem ciepła i elektryczności. W temperaturach bliskich zeru bezwzględnemu wykazuje własności nadprzewodzące. Ma relatywnie duże ciepło topnienia. Jest łatwo ciągliwy i można go rozdrobnić na proszek.

Glin jest jednym z najbardziej rozpowszechnionych metali w skorupie ziemskiej (7,45% wagowego). Wyprzedzają go jedynie tlen i krzem. Nie występuje w postaci wolnego metalu. Najczęściej tworzy krzemiany zmieszane z krzemianami innych metali, lecz trudno wyizolować go z tych związków. Wydobywa się go najczęściej w postaci uwodnionego tlenku i jego pochodnych. Dawniej otrzymywano glin poprzez redukcję chlorku glinu potasem. Od roku 1886 r. uzyskuje się go poprzez elektrolizę tlenku glinu rozpuszczonego w stopionym kriolicie. Cały proces składa się z dwóch części: otrzymania czystego tlenku glinu, a następnie jego elektrolizy.

Lekkość i wytrzymałość aluminium sprawia, że pierwiastek ten używany jest do budowy elementów konstrukcyjnych wszędzie tam, gdzie wymagana jest szybkość i lekkość (samoloty, wagony i samochody). Ze względu na dużą przewodność cieplną jest wykorzystywany do budowy tłoków silników spalinowych. Używa się go do wyrobu przedmiotów gospodarstwa domowego. Lekkość glinu wykorzystywana jest w transmisji energii elektrycznej. Długie, wiszące aluminiowe kable są o wiele lżejsze od porównywalnych pod względem przewodności, kabli miedzianych. Pierwiastek ten wykorzystywany jest także w architekturze, w przemyśle spożywczym jako folia aluminiowa czy materiał do produkcji opakowań (puszki). Odporność aluminium na korozyjne działanie wody morskiej znalazła zastosowanie przy budowie kadłubów statków oraz innych podwodnych urządzeń. Niewielkie pochłanianie neutronów przez ten pierwiastek wykorzystywane jest w reaktorach niskotemperaturowych. Ze względu na wytrzymałość, której nie utrzymują w niskich temperaturach inne materiały, używany jest w technice kriogenicznej. W technice wojskowej wzrasta jego rola jako materiału do budowy pancerzy i powłok ochronnych. We wszystkich tych dziedzinach wykorzystuje się przede wszystkim stopy glinu z innymi metalami.

Związki glinu:

Tlenek glinu – Al₂O₃ – tlenek jest związany z wodorotlenkiem tego pierwiastka. Krystaliczny wodorotlenek glinu występuje w przyrodzie w trzech odmianach - trwały  hydrargilit (minerał) oraz metatrwały bajeryt odpowiadają wzorowi Al(OH)₃. Poza nimi występują też  diaspor(minerał) oraz  bemit - główny składnik rud boksytowych. Tym związkom odpowiada wzór AlO·OH. Wodorotlenki glinu są typowymi związkami amfoterycznymi, a proces ich roztwarzania w kwasach i zasadach można przedstawić następująco:

Ostrożne ogrzewanie bajerytu i hydrargalitu prowadzi do odszczepienia wody (temp. około 420K) i utworzenia bemitu, który w temperaturze około 1500K przechodzi w a-Al₂O₃ - korund.  Korund wykazuje bardzo wysoką temperaturę topnienia (2318K), jest bezbarwny w stanie czystym domieszki tlenków chromu barwią go na czerwono, tlenków tytanu i żelaza - na niebiesko. Jest odporny chemicznie, nie ulega działaniu stężonych kwasów i zasad.  Znajduje zastosowanie przy otrzymywaniu metalicznego glinu, służy do wyrobu materiałów ogniotrwałych i materiałów szlifierskich. Po przetopieniu z odpowiednimi dodatkami otrzymuje się z niego sztuczne rubiny i szafiry stosowane przy konstruowaniu laserów.

Ałuny – podwójne siarczany kationów na +1 i +3 stopniu utlenienia o ogólnym wzorze Me^IMe^III(SO₄)₂·12H₂O, gdzie Me^I= K⁺, Na⁺, NH₄⁺, czasami Rb⁺, Cs⁺, Tl⁺; Me^III= Al³⁺, Fe³⁺, Cr³⁺ lub Mn³⁺, V³⁺. W ałunach selenowych zamiast jonu siarczanowego występuje jon selenianowy SeO₄^2–. Ałuny są izomorficzne, wszystkie krystalizują w postaci regularnych ośmiościanów.  Ałuny glinowe są bezbarwne, chromowe - ciemnofioletowe, żelazowe - jasnofioletowe.
KAl(SO₄)₂·12H₂O– bezbarwne kryształy rozpuszczalne w wodzie. Otrzymuje się go przez rozpuszczenie glinu w kwasie siarkowym(VI) i krystalizację z dodatkiem siarczanu(VI) potasowego. Znajduje zastosowanie do garbowania skór, klejenia papieru, oczyszczania wody, jako zaprawa do barwienia tkanin, w kosmetyce jako środek ściągający, w lecznictwie jako odtrutka w przypadku zatruć solami ołowiu.

Gal

Gal jest miękkim, ciągliwym metalem o białej barwie i niebieskawym połysku. Pierwiastek ten ma największy ze wszystkich zakres fazy ciekłej od 29°C do 2344°C. Krzepnie bardzo powoli i łatwo staje się cieczą przechłodzoną. Pod względem chemicznym przypomina bardzo cynk. Jest odporny na działanie powietrza ponieważ pokrywa się warstwą tlenku. Ogrzewany w suchym powietrzu ulega całkowitemu utlenieniu. Jest odporny na działanie wody wolnej od tlenu. Rozpuszcza się w gorącym kwasie azotowym(V) i stężonym kwasie solnym. Reaguje z wodorotlenkami litowców dając galany i wodór. Reaguje, już na zimno, z większością fluorowców (poza jodem). Gal jest pierwiastkiem śladowym, towarzyszy rudom germanu, glinu i cynku. Zawartość w skorupie ziemskiej szacuje się na 0,002% wagowych. Źródłem galu są głównie półprodukty powstałe przy obróbce rud innych metali. Do jego otrzymywania stosuje się wiele różnych metod (głównie elektrolitycznych). Używany jest głównie do produkcji półprzewodników, ponieważ tworzy rodzinę półprzewodzących związków (GaAs, GaP, GaSb). Popularny arsenek galu (GaAs), ze względu na podobne do germanu właściwości, nazywany jest pseudogermanem. Ze względu na bardzo szeroki zakres występowania fazy ciekłej (ponad 2000°C) stosuje się go do wypełniania termometrów. Znalazł zastosowanie także w urządzeniach próżniowych, pompach dyfuzyjnych i jako chłodziwo w reaktorach jądrowych. Jest składnikiem stopów niskotopliwych. Elektrody z czystego galu używane są przy elektrolizie. W lampach wyładowczych zmienia barwę światła. Używany jest także do pokrywania specjalistycznych luster.

Związki galu:

Związki z wodorem - LiGaH₄ – tetrahydrogalan litu jest najważniejszym przedstawicielem tej grupy; można go otrzymać w reakcji chlorku galu z wodorkiem litu w eterze:
GaCl₃ + 4LiH → LiGaH₄ + LiOH
Związek rozkłada się w temperaturze pokojowej na wodorek litu i wodór. W reakcji pomiędzy chlorkiem galu i tetrahydroglinianem litu powstaje Ga(AlH₄)₃, który w temperaturze 273K rozkłada się na wodorek glinu i wodorek galu. Wodorek galu, w postaci monomerycznej, powstaje też w reakcji pomiędzy chlorkiem galu i tetrahydrogalanem litu. Z roztworu po pewnym czasie wypada stały spolimeryzowany (GaH₃)_x.

Tlenek galu(III) - Ga₂O₃ – powstaje jako biały proszek w wyniku ogrzewania galu na powietrzu lub termicznego rozkładu azotanu(V) lub wodorotlenku galu. Wyprażony tlenek galu(III) traci zdolność do roztwarzania się w kwasach czy ługach. Z tlenkami litowców tworzy  galany o ogólnym wzorze M^IGaO₂.

Tlenowodorotlenek galu(II) – GaO(OH) – można otrzymać przez odwodnienie w temperaturze 373K wodorotlenku galu(III).

Wodorotlenek galu(III) – Ga(OH)₃ - otrzymuje się przez dodanie kwasów do roztworów galanów lub zasad do roztworów soli galu(III). Jest białym bezpostaciowym ciałem stałym. Świeżo strącony rozpuszcza się w kwasach i zasadach. Z zasadami tworzy tetrahydroksogalany o wzorze ogólnym  M⁺[Ga(OH)₄].

Fluorek galu(III) – GaF₃ – daje się otrzymać przez rozpuszczenie wodorotlenku, tlenku lub metalicznego galu w 40% HF. Występuje w postaci białego proszku o składzie GaF₃·3H₂O. Bezwodny fluorek galu(III) jest bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie i rozcieńczonych kwasach. Związek uwodniony tworzy z fluorkiem amonu  heksafluorogalan amonowy (NH₄)₃GaF₆.

Chlorek galu(III) - GaCl₃ – powstaje w wyniku ogrzewania galu w strumieniu chloru, lub w wyniku reakcji chlorowodoru z tlenkiem galu. Tworzy długie, białe kryształy.

Siarczan(VI) galu(III) – Ga₂(SO₄)₃ – krystalizuje z roztworów wodnych w postaci dobrze rozpuszczalnej soli osiemnastowodnej. Ogrzany powyżej temperatury 793K rozkłada się z wydzieleniem SO₃.

Związki galu na +1 stopniu utlenienia dają się otrzymać tylko w wysokich temperaturach w postaci gazowej. Ga₂O tworzy czerwony proszek, trwały w temperaturze pokojowej w suchym powietrzu i sublimujący bez rozkładu w wysokiej próżni w temperaturze 773K. W temperaturach powyżej 973K rozkłada się na gal i tlenek galu(III).

Gal tworzy też  dwuhalogenki typu GaX₂. Faktycznie są to związki typu soli o składzie Ga^IGa^IIIX₄ otrzymywane w reakcji:
2Ga + 4GaX₃ ↔ 3GaGaX₄
GaCl₂ tworzy bezbarwne, przezroczyste kryształy o temperaturze topnienia 443,5K i wrzenia 808K.

Ind

Pierwiastek ten jest miękkim, kowalnym, srebrzystym metalem. Nie występuje w stanie wolnym. Zwykle spotykany jest jako siarczek (In₂S₃) w rudach cynku, wolframu, cyny i żelaza. Zawartość w skorupie ziemskiej - 1·10^–5% wagowych.  Używany jest jako składnik ochronnego pokrycia metali nieżelaznych. Wykorzystuje się go także w prętach sterujących reaktorów.

Związki indu:

Wodorek indu(III) – InH₃ – powstaje w reakcji chlorku indu(III) z wodorkiem litu w roztworze eterowym. Jest białym ciałem stałym, które w temperaturze powyżej 343K rozpada się na pierwiastki.
Tlenek indu(III) – In₂O₃ – jasnożółty proszek otrzymywany przez rozkład wodorotlenków, azotanów(V), siarczanów(VI) i węglanów indu(III) w temperaturze około 443K. Ogrzewany w próżni w temperaturze około 973K rozkłada się na tlenek indu(II) i tlen. Rozpuszcza się w kwasach, a nie rozpuszcza w alkaliach. Z tlenkami sodu i potasu tworzy indany np. NaInO₂.
Wodorotlenek indu(III) – In(OH)₃ – powstaje w wyniku dodania alkaliów do roztworów soli indu(III). Jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie. Rozpuszcza się tylko w dużym nadmiarze wodnych roztworów alkaliów i kwasów. Świeżo strącony wodorotlenek indu(III) rozpuszczony w gorących alkaliach tworzy hydroksyindany typu: Na₃[In(OH)₆]·2H₂O.
Fluorek indu(III) – InF₃ – otrzymuje się w stanie bezwodnym przez ogrzewanie tlenku indu(III) w strumieniu HF. Jest bezbarwnym ciałem stałym o temperaturze topnienia 1443K. Bezwodny związek trudno rozpuszcza się w wodzie. Związek uwodniony (InF₃·3H₂O) jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, ale ulega hydrolizie. Z fluorkiem amonu tworzy bardzo dobrze rozpuszczalny (NH₄)₃InF₆.
Chlorek indu(III) – InCl₃ – jako bezwodny związek występuje w postaci białych,  higroskopijnych łusek. Powstaje w wyniku spalenia indu w strumieniu chloru lub ogrzewania tlenku indu(III) z węglem w atmosferze chloru. W temperaturze 691K sublimuje, a w 859K topi się. W reakcji chlorku indu(III) z jonami chlorkowymi powstają: InCl₄^–, InCl₅^2–, InCl₆^3–.
Siarczan(VI) indu(III) – In₂(SO₄)₃ – krystalizuje z roztworu tlenku indu(III) lub indu w rozcieńczonym kwasie siarkowym(VI). Zależnie od temperatury ma 6 lub 12 cząsteczek wody. Z siarczanami(VI) litowców tworzy sole podwójne, które w temperaturze powyżej 309K krystalizują z 4 cząsteczkami wody, a poniżej 309K z 12 cząsteczkami wody.
Siarczek indu(III) – In₂S₃ – żółty proszek strącający się po wprowadzeniu siarkowodoru do słabo kwaśnego roztworu soli indu(III). W wyniku gotowania przekształca się w odmianę ceglastoczerwoną, która nie rozpuszcza się w kwasie azotowym(V).

Tal

Jest miękkim, kowalnym metalem tworzącym związki na +1 i +3 stopniu utlenienia. Stopiony tlenek talu (Tl₂O) atakuje szkło i porcelanę. Wolny tal jak i niektóre jego związki są toksyczne.  Bogate złoża tego pierwiastka występują w Szwecji i na terenach Macedonii. Konkrecje manganowe na dnie oceanów zawierają m.in. tal. Pod względem występowania w wierzchniej warstwie skorupy ziemskiej (litosfera, hydrosfera, atmosfera) zajmuje 67 miejsce. Tal jest produktem ubocznym procesu otrzymywania kwasu siarkowego lub stapiania rud cynku i ołowiu. Siarczek talu jest bardzo silną trucizną i dlatego używany jest do produkcji trutek na gryzonie i insekty. Kryształy związków chlorowców z zawartością talu wykorzystuje się do detekcji promieniowania gamma i podczerwieni. Stop talu z rtęcią jest płynny i krzepnie w temp. –60°C. Stopu tego używa się m.in. w termometrach niskotemperaturowych i stycznikach elektrycznych. Sole talu płoną jasnym, zielonym płomieniem i wykorzystywane są do produkcji środków pirotechnicznych. Szkło z dodatkiem talu charakteryzuje się dużym współczynnikiem załamania światła.

Związki talu:

• +1 stopień utlenienia

Fluorek talu(I) – TlF – dobrze rozpuszczalny w wodzie; daje się wydzielić z roztworu węglanu talu(I) w HF w postaci hydratu TlF·2HF·½H₂O, stopiony w atmosferze azotu tworzy związek bezwodny.
Chlorek  talu(I) – TlCl – strąca się z roztworów soli talu(I) w wyniku dodania jonów chlorkowych w postaci białego osadu. Pod wpływem światła ciemnieje podobnie jak AgCl. Z chlorkami tworzy sole podwójne np. TlCl·MgCl₂.
Bromek talu(I) – TlBr – powstaje po dodaniu jonów bromkowych do roztworu soli talu; żółte ciało stałe. W temperaturze 673K sublimuje. Poddany działaniu stężonego kwasu azotowego(V) tworzy Tl₃TlBr₆.
Jodek talu(I) – TlI – trudno rozpuszczalny w wodzie, powstaje po dodaniu jodków do roztworu soli talu. Tworzy sole podwójne z PbI₂, SbI₃, BiI₃. Dodanie KI do roztworu soli Tl(III) powoduje wydzielenie czarnego trójjodku TlI·I₂.
Tlenek talu(I) – Tl₂O  – powstaje w wyniku ogrzewania TlOH do temperatury 373K lub węglanu do 643K – czarne ciało stałe.  Z wodą tworzy wodorotlenek.
Wodorotlenek talu(I) – TlOH – otrzymuje się w reakcji siarczanu(VI) talu(I) ze stechiometryczną ilością wodorotlenku baru w atmosferze pozbawionej tlenu i dwutlenku węgla. Jego roztwory absorbują szybko tlen i CO₂. Atakuje szkło.
Siarczan(VI) talu(I) – Tl₂SO₄ – krystalizuje z roztworu powstającego po rozpuszczeniu talu w kwasie siarkowym(VI) w postaci bezbarwnych kryształów. Z siarczanem(VI) glinu tworzy ałuny.

• +3 stopień utlenienia

Fluorek talu(III) – TlF₃ – otrzymuje się przez powolne ogrzewanie tlenku talu(III) w strumieniu fluoru w postaci białego proszku, który w atmosferze fluoru topi się w temperaturze 623K. Pod działaniem wody ulega hydrolizie.
Chlorek talu(III) – TlCl₃ – powstaje podczas wprowadzania chloru do roztworu chlorku talu(I) w wodzie chlorowej w postaci bezbarwnego czterohydratu. W obecności nadmiaru jonów chlorkowych tworzą się chlorotalany typu M₃TlCl₆. W obecności nadmiaru kwasu solnego z roztworu strąca się krystaliczny kwas tetrachlorotalowy HTlCl₄·3H₂O.
Tlenek talu(III) – Tl₂O₃ – powstaje podczas ogrzewania azotanu(V) talu(III) tworząc ciemnobrunatne łuski. Na gorąco tlenek talu(III) wydziela tlen i przekształca się w Tl₂O.