Oxid olovnatý

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Oxid olovnatý
Oxid olovnatý Oxid olovnatý
Obecné
Systematický název Oxid olovnatý
Anglický název Lead(II) oxide
Německý název Blei(II)-oxid
Sumární vzorec PbO
Vzhled Červená nebo žlutá pevná látka
Identifikace
Číslo RTECS OG1750000
Vlastnosti
Molární hmotnost 223,2 g/mol
Teplota tání 886 °C
Teplota varu 1 472 °C
Teplota změny krystalové modifikace 489 °C (α→β)
Hustota 9,349 g/cm³ (20 °C, α)
9,632 g/cm³ (20 °C, β)
Index lomu nLiřα =2,665
nLimα =2,535
nDaβ =2,51
nDbβ =2,61
nDcβ =2,71
Tvrdost 2
Rozpustnost ve vodě 0,005 g/100 ml (α)
0,010 6 g/100 ml (β)
Součinitel tepelné vodivosti 2,8 W m-1 K-1 (38 °C, α)
2,16 W m-1 K-1 (93 °C, α)
1,69 W m-1 K-1 (149 °C, α)
Měrná magnetická susceptibilita 2,65·10-6 cm3g-1 (α)
2,48·10-6 cm3 g-1 (β)
Struktura
Krystalová struktura Čtverečná (α)
Kosočtverečná (β)
Hrana krystalové mřížky α-modifikace
a= 397,6 pm
c= 502,3 pm
β-modifikace
a= 548,9 pm
b= 475,5 pm
c= 589,1 pm
Termodynamické vlastnosti
Standardní slučovací entalpie ΔHf° -219,0 kJ/mol (α)
-215,3 kJ/mol (β)
Entalpie tání ΔHt 54 J/g
Entalpie varu ΔHv 960 J/g
Entalpie změny modifikace ΔHα→β 7,5 J/g
Standardní molární entropie S° 66,5 J K-1 mol-1 (α)
68,7 J K-1 mol-1 (β)
Standardní slučovací Gibbsova energie ΔGf° -188,9 kJ/mol (α)
-187,9 kJ/mol (β)
Izobarické měrné teplo cp 205,3 J K-1 g-1 (α)
205,1 J K-1 g-1 (β)
Bezpečnost
Toxický
Toxický (T)
Nebezpečný pro životní prostředí
Nebezpečný pro životní prostředí (N)
R-věty R61, R20/22, R33, R62, R50/53
S-věty S53, S45, S60, S61

GHS08 – látky nebezpečné pro zdraví
GHS08

GHS07 – dráždivé látky
GHS07

GHS09 – látky nebezpečné pro životní prostředí
GHS09

H-věty H360Df H332 H302 H373 H410
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).

Oxid olovnatý (PbO) je binární sloučenina olova a kyslíku. Vyskytuje se jako červená forma (tetragonální), označovaná jako modifikace α) a žlutá forma (orthorombická), označovaná jako modifikace β). Podle způsobu přípravy může být červený, oranžový nebo žlutý. Je amfoterní a snadno se rozpuští jak v kyselinách na soli olovnaté, tak v hydroxidech alkalických kovů na olovnatany.[1]

Fyzikálně - chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Červená a žlutá forma oxidu olovnatého

Červená forma je stabilní za obyčejné teploty a krystalizuje v tetragonální soustavě (D74h - P4/nmm, Z = 2) s tetragonálně pyramidálními jednotkami {PbO4}, ve vrstevnaté struktuře, ve které jsou atomy olova střídavě nad a pod rovinou atomů kyslíku a vzdálenost mezi atomy olova a kyslíku Pb-O je vždy 233 pm. Atomy olova Pb tvoří deformované těsné kubické uspořádání. Červená forma se označuje jako klejt [poz. 1].[2] Její teplota tání je 897 °C a hustota 9,355 g/cm3.[1] V přírodě se nachází jako minerál lithargit.

Žlutá forma krystalizuje v orthorombické soustavě a je deformovanou verzí červené formy. Označuje se jako masikot a je stabilní nad 488 °C. Delším varem s vodou se přeměňuje v červenou formu.[1]. Rozpustnost žlutého oxidu olovnatého (hustota 9,642 g/cm3)[1] ve vodě je při 20 °C 1,2 mg ve 100 g vody, rozpustnost červeného asi poloviční (větší stabilita).[3] V přírodě se nachází jako minerál massicot.

Příprava a reakce[editovat | editovat zdroj]

Oxid olovnatý se ve velkém vyrábí oxidací roztaveného olova vháněním vzduchu na hladinu kovu - oxid olovnatý pokrývá kov.[2] Opatrnějším zahřívání a také tepelným rozkladem uhličitanu Pb(CO3)2 nebo dusičnanu Pb(NO3)2 olovnatého se získá jako kyprý žlutý prášek, masikot.[3]

2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2
PbCO3 → PbO + CO2

Na mokré cestě se oxid olovnatý získá varem hydroxidu olovnatého Pb(OH)2 s hydroxidem sodným. Podle koncentrace hydroxidu při tom vzniká žlutý nebo červený oxid olovnatý.[3] Opatrným zahříváním za přístupu vzduchu se dá oxidovat na suřík Pb3O4, přičemž k oxidaci je však vhodná pouze kyprá, práškovitá modifikace oxidu, masikot.[3] Zahřívání oxidu olovičitého PbO2 probíhá dle následujícího způsobu:

PbO2293 °C→ Pb12O19351 °C→ Pb12O17374 °C→ Pb3O4605 °C→ PbO.[1]

Působením redukčních činidel, např. vodíkem, uhlím, oxidem uhelnatým CO a kyanidem draselným KCN, je možné oxid olovnatý za žáru snadno redukovat na kov.[3] V kyselinách se oxid olovnatý snadno rozpouští za vzniku solí. Ve velmi koncentrovaném hydroxidu sodném NaOH se rozpuští, ve zředěném jen málo.[3] Rozpustnost oxidu olovantého ve vodě se však přísadou hydroxidu sodného přece jen podstatně zvyšuje, což je dáno vznikem klastrového kationtu (Pb6O(OH)6)4+.[2] Stejný kation vznikne, přidá-li se malé množství hydroxidu do vodného roztoku kyseliny chloristé HClO4, ve kterém je rozpuštěný oxid olovnatý PbO.

Využití[editovat | editovat zdroj]

Hlavní využití má při výrobě skla (např. flintové sklo, křišťal), neboť vysoký obsah olova dodává sklu větší hustotu, menší tepelnou vodivost, vyšší index lomu (vyšší lesk), větší odolnost a houževnatost.[1] Oxid olovantý se také používá v keramických glazurách a skelných emailech. Další značná část oxidu olovantého se spotřbuje pro výrobu elektrických akumulátorů (buď jako klejt, nebo jako tzv. černé oxid, tj. směs olova a oxidu olovantého). Klejt se dále používá při výrobě pigmentů (v USA byla jeho výroba v roce 1975 121 000t a černého oxidu 333 000 t).[1]

Poznámky[editovat | editovat zdroj]

  1. Ze staroněmeckého kleit (nyní das Kleid - oděv).

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. a b c d e f g N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemie prvků I, Informatorium, Praha 1993, ISBN 80-85427-38-9
  2. a b c A. Muck,Základy strukturní anorganické chemie, Academia, Praha 2006, ISBN 80-200-1326-1
  3. a b c d e f H. Remy, Anorganické chemie I, SNTL, Praha 1961

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.  

Související články[editovat | editovat zdroj]