Oxid olovičitý

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Oxid olovičitý
Vzhled oxidu olovičitéhoOxid olovičitý.PNG
Obecné
Systematický název Oxid olovičitý
Anglický název Lead dioxide
Německý název Blei(IV)-oxid
Sumární vzorec PbO2
Vzhled hnědočervený prášek
Identifikace
UN kód 1872
Číslo RTECS OGO700000
Vlastnosti
Molární hmotnost 239,2 g/mol
Teplota tání rozklad
Teplota změny krystalové modifikace 290 °C (β → α)
Hustota 9,375 g/cm³ (β)
9,67 g/cm³ (α)
Index lomu nDa=2,229
nDc=2,3
Rozpustnost ve vodě nerozpustný
Relativní permitivita εr 26,0
Měrná magnetická susceptibilita -2,51·10-6 cm3g-1
Struktura
Krystalová struktura kosočtverečná (α)
čtverečná (β)
Hrana krystalové mřížky modifikace α
a= 497 pm
b= 594 pm
c= 544 pm
modifikace β
a= 494,2 pm
c= 336,7 pm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° -277 kJ/mol
Standardní molární entropie S° 68,6 JK-1mol-1
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° -217,4 kJ/mol
Izobarické měrné teplo cp 0,270 JK-1g-1
Bezpečnost
Zdraví škodlivý
Zdraví škodlivý (Xn)
Nebezpečný pro životní prostředí
Nebezpečný pro životní prostředí (N)
R-věty R61, R20/22, R33, R62, R50/53
S-věty S53, S45, S60, S61
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
1
OX
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Oxid olovičitý je tmavě hnědá krystalická nebo amorfní látka. Krystalická forma má tetragonální strukturu rutilového typu. V přírodě se velmi vzácně vyskytuje jako minerál plattnerit. Vzhledem k vysokému oxidačnímu stupni atomu olova je mimořádně silným okysličovadlem. I když je ve vodě jen málo rozpustný, je jedovatý.

Příprava[editovat | editovat zdroj]

Oxid olovičitý se obvykle připravuje z oxidu olovnato-olovičitého, ze kterého se dvojmocné olovo odstraní rozpouštěním ve formě dusičnanu olovnatého zředěnou kyselinou dusičnou a v reakční směsi zůstává prakticky nerozpustný oxid olovičitý v amorfní podobě

Pb3O4 + 4 HNO3 → PbO2 + 2 Pb(NO3)2 + 2 H2O.

Jinou možností je oxidace oxidu olovnatého působením chlornanu v silně alkalickém prostředí, např.

PbO + KClO → PbO2 + KCl.

Tavením směsi oxidu olovnatého s hydroxidem alkalického kovu (např. s hydroxidem sodným) vzniká nejprve příslušný olovnatan

PbO + 2 NaOH → Na2PbO2 + H2O,

který se okamžitě oxiduje vzdušným kyslíkem až na olovičitan

2 Na2PbO2 + O2 → 2 Na2PbO3.

Po rozpuštění ve vodě se mírným okyselením (např. velmi zředěnou kyselinou sírovou) uvolní nestálá kyselina olovičitá H2PbO3, resp. H4PbO4, jež se okamžitě rozpadá na vodu a oxid olovičitý

Na2PbO3 + H2SO4 → Na2SO4 + PbO2 + H2O.

Chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Zahřát na teplotu kolem 290 °C se rozkládá na oxid olovnatý a kyslík

2 PbO2 → 2 PbO + O2.

S koncentrovanými kyselinami poskytuje olovnaté soli a kyslík

2 PbO2 + 2 H2SO4 → 2 PbSO4 + 2 H2O + O2.

Se studenou kyselinou chlorovodíkovou poskytuje chlorid olovičitý

PbO2 + 4 HCl → PbCl4 + 2 H2O,

zatímco za tepla vzniká chlorid olovnatý a část chlorovodíku se oxiduje na volný chlor

PbO2 + 4 HCl → PbCl2 + Cl2+ 2 H2O.

S oxidem siřičitým reaguje exotermicky za vzniku síranu olovnatého

PbO2 + SO2 → PbSO4,

stejně tak oxiduje i elementární siru

4 PbO2 + S → 3 PbO + PbSO4

za vzniku značného množství tepla (proto se přidává spolu se sírou do hlaviček zápalek).

Se silnými zásadami, např. hydroxidem draselným, vytváří komplexní soli

PbO2 + 2 KOH + 2 H2O → K2[Pb(OH)6],

v tomto případě hexahydroxoolovičitan draselný. Olovičitany jsou ve vodném roztoku nestálé a snadno se hydrolyzují zpět na hydroxid a kyselinu olovičitou, resp. oxid olovičitý.

Oxid olovičitý je tak silným oxidačním činidlem, zejména v kyselém prostředí, že např. převádí dvojmocný mangan na sedmimocný; tak např. za přítomnosti kyseliny dusičné z dusičnanu manganatého vzniká působením oxidi olovičitého kyselina manganistá

2 Mn(NO3)2 + 5 PbO2 + 6 HNO3 → 5 Pb(NO3)2 +2 HMnO4 + 2 H2O.

Významná elektrochemická reakce, v níž hraje nejdůležitější roli oxid olovičitý, probíhá při vybíjení a nabíjení olověného akumulátoru. Tuto reakci lze sumárně zapsat takto:

Pb + PbO2 + 2 H2SO4 ↔ 2 PbSO4 + 2 H2O.

Při vybíjení akumulátoru probíhá toto rovnice směrem doprava, při nabíjení směrem doleva (podrobnosti viz heslo olověný akumulátor).

Použití[editovat | editovat zdroj]

Používá se v chemickém a barvářském průmyslu a také při výrobě zápalek a pyrotechniky. Větší množství tohoto oxidu se používá jako vytvrzovací činidlo pro sulfidové polymery.

Fyziologické působení[editovat | editovat zdroj]

Při vdechnutí oxid olovičitý dráždí průdušky a plíce a v případě silného zasažení člověk pociťuje kovovou pachuť na sliznicích úst, bolesti na prsou a v krajině břišní. Při požití ústy dochází k otravám díky jeho rozpustnosti v kyselině solné, obsažené v žaludečních šťávách. Otrava se projevuje bolestmi a křečemi v žaludku, spojenými s nevolností až zvracením a bolestí hlavy. Akutní otrava vede k pocitu svalové ochablosti, úplné ztrátě apetitu, případně ke ztrátě vědomí a při velmi vysokých koncentrací olova v krevním oběhu až ke kómatu a případně i ke smrti. Na pokožce může vyvolat místní spáleniny.

Při dlouhodobém vystavení působení oxidu olovičitého může dojít k nahromadění olovnatých sloučenin v těle a časem se mohou vyvinout podobné příznaky jako při akutní otravě. Jinak se chronická otrava projevuje neklidem, zvýšenou dráždivostí, poruchami zraku, zvýšeným krevním tlakem. Obvykle se projevuje i šedivou barvou pokožky obličeje.

Osoby s poruchami ledvin, nervového systému nebo s kožními chorobami bývají k působení této látky na jejich organismus mnohem citlivější.

U laboratorních zvířat byla zjištěna karcinogenicita oxidu olovičitého; u lidí nebyla s jistotou prokázána. Prokázana byla také teratogenicita a podobně jako u jiných sloučenin olova může při chronických otravách docházet k poruchám reprodukčních schopností vedoucích až ke sterilitě.

Ekologické účinky[editovat | editovat zdroj]

Vzhledem k nepatrné, ale přesto existující rozpustnosti oxidu olovičitého ve vodě, je ve větším množství nebezpečný pro vodní organismy, v nichž se může hromadit a tak vnášet olovo do potravního řetězce.

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • VOHLÍDAL, JIŘÍ; ŠTULÍK, KAREL; JULÁK, ALOIS. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.