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 | |
| Registrační číslo CAS | 1317-36-8 |
| Indexové číslo | 082-001-00-6 |
| 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 | |
 GHS07  GHS08  GHS09 Nebezpečí[1] | |
| H-věty | H360Df H332 H302 H373 H410 |
| R-věty | R61, R20/22, R33, R62, R50/53 |
| S-věty | S53, S45, S60, S61 |
| NFPA 704 |  0
3
0
|
Některá data mohou pocházet z datové položky. | |
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.[2]
Fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]
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].[3] Její teplota tání je 897 °C a hustota 9,355 g/cm3.[2] 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.[2]. Rozpustnost žlutého oxidu olovnatého (hustota 9,642 g/cm3)[2] ve vodě je při 20 °C 1,2 mg ve 100 g vody, rozpustnost červeného asi poloviční (větší stabilita).[4] 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.[3] Opatrnějším zahřívání a také tepelným rozkladem uhličitanu Pb(CO3)2 nebo dusičnanu Pb(NO3)2 olovnatého se získá jako kyprý žlutý prášek, masikot.[4]
- 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.[4] Opatrným zahříváním za přístupu vzduchu se dá oxidovat na suřík Pb3O4, přičemž k oxidaci je však vhodná pouze kyprá, práškovitá modifikace oxidu, masikot.[4] Zahřívání oxidu olovičitého PbO2 probíhá dle následujícího způsobu:
- PbO2 —293 °C→ Pb12O19 —351 °C→ Pb12O17 —374 °C→ Pb3O4 —605 °C→ PbO.[2]
Působením redukčních činidel, např. vodíkem, uhlím, oxidem uhelnatým CO a kyanidem draselným KCN, je možné oxid olovnatý za žáru snadno redukovat na kov.[4] V kyselinách se oxid olovnatý snadno rozpouští za vzniku solí. Ve velmi koncentrovaném hydroxidu sodném NaOH se rozpuští, ve zředěném jen málo.[4] Rozpustnost oxidu olovnatého ve vodě se však přísadou hydroxidu sodného přece jen podstatně zvyšuje, což je dáno vznikem klastrového kationtu (Pb6O(OH)6)4+.[3] 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, olovnatý křišťál), neboť vysoký obsah olova dodává sklu větší hustotu, menší tepelnou vodivost, vyšší index lomu (vyšší lesk), větší odolnost a houževnatost.[2] Oxid olovnatý se také používá v keramických glazurách a skelných emailech. Další značná část oxidu olovnatého se spotřebuje pro výrobu elektrických akumulátorů (buď jako klejt, nebo jako tzv. černý oxid, tj. směs olova a oxidu olovnatého). Klejt se dále používá při výrobě pigmentů (v USA byla jeho výroba v roce 1975 121 000 t a černého oxidu 333 000 t).[2]
Poznámky[editovat | editovat zdroj]
- ↑ Ze staroněmeckého kleit (nyní das Kleid – oděv).
Reference[editovat | editovat zdroj]
- ↑ a b Lead monoxide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online]. PubChem [cit. 2021-05-23]. Dostupné online. (anglicky)
- ↑ a b c d e f g N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemie prvků I, Informatorium, Praha 1993, ISBN 80-85427-38-9
- ↑ a b c A. Muck,Základy strukturní anorganické chemie, Academia, Praha 2006, ISBN 80-200-1326-1
- ↑ 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.
Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]
Obrázky, zvuky či videa k tématu Oxid olovnatý na Wikimedia Commons
