Black-Friday-2021-11-Encyklopedie.png

Oxid olovnatý

Z Multimediaexpo.cz

Oxid olovnatý

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

Obsah

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]

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]

Příprava a reakce

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 olovantého 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 oxydovat na suřík Pb3O4, přičemž k oxydaci je však vhodná pouze kyprá, práškovitá modifikace oxidu, masikot.[3] Zahřívání oxidu olovičitého Pb02 probíhá dle následujícího způsobu:

PbO2 –(293 °C)→ Pb12O19 –(351 °C)→ Pb12O17 –(374 °C)→ Pb3O4 –(605 °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

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]

Související články

Poznámky

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

Reference

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemie prvků I, Informatorium, Praha 1993, ISBN 80-85427-38-9
  2. 2,0 2,1 2,2 A. Muck,Základy strukturní anorganické chemie, Academia, Praha 2006, ISBN 80-200-1326-1
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 3,5 H. Remy, Anorganické chemie I, SNTL, Praha 1961


Commons nabízí fotografie, obrázky a videa k tématu
Oxid olovnatý