Otevřít hlavní menu

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]

Oxid olovnatý
Oxid olovnatý.JPG
Oxid olovnatý.PNG
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
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
GHS08 – látky nebezpečné pro zdraví
GHS08
GHS07 – dráždivé látky
GHS07
GHS09 – látky nebezpečné pro životní prostředí
GHS09
H-věty H360Df H332 H302 H373 H410
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
NFPA 704
NFPA 704.svg
0
3
0
Není-li uvedeno jinak, jsou použity
jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Některá data mohou pocházet z datové položky.

Fyzikálně - chemické vlastnostiEditovat

 
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 reakceEditovat

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 olovnatého 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.

VyužitíEditovat

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 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. černé oxid, tj. směs olova a oxidu olovnatého). Klejt se dále používá při výrobě pigmentů (v USA byla jeho výroba v roce 1975 121 000t a černého oxidu 333 000 t).[1]

PoznámkyEditovat

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

ReferenceEditovat

  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

LiteraturaEditovat

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