Objav: Anatólia / Malá Ázia (cca 6500 p.n.l.)
T. topenia
327.46 °C
T. varu
1749 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
207.21 u
Atómový polomer
180 pm
Hustota
11340 kg/m³
Elektronegativita
1.87
Ionizačná energia
715.6 kJ/mol
Elektrónová afinita
34.42 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Načítavajú sa molekulárne štruktúry...
Základná charakteristika
- Prvé dôkazy o tavení (kovové korálky) siahajú do 6500 pred Kr. (Anatólia); masovo produkované od 3000 pred Kr. (ako vedľajší produkt ťažby striebra).
- Je to ťažký, veľmi mäkký, kujný a ťažný kov modrosivej farby.
- Patrí medzi kovy (niekedy označované ako "slabé kovy" alebo "post-prechodné kovy").
- Na čerstvom reze je lesklé, na vzduchu sa pokrýva tenkou ochrannou vrstvou oxidov (pasivácia), ktorá ho chráni pred ďalšou koróziou.
- Je odolné voči kyseline sírovej a chlorovodíkovej; rozpúšťa sa v kyseline dusičnej. Reaguje aj s roztokmi silných zásad (amfotérny charakter).
- V prírode sa vyskytuje najmä v mineráli galenit (PbS); ďalšími minerálmi sú napr. ceruzit (PbCO₃) a anglesit (PbSO₄).
- Najbežnejšie oxidačné stavy sú +II (olovnatý) a +IV (olovičitý); môže mať aj oxidačné číslo -IV (napr. v plumbánoch).
- Olovo a jeho rozpustné zlúčeniny sú toxické (kumulatívny jed), poškodzujú nervový systém a krvotvorbu.
- Vyznačuje sa schopnosťou dobre pohlcovať röntgenové a gama žiarenie.
- Hlavné využitie nachádza pri výrobe olovených akumulátorov (autobatérie).
- Používa sa ako ochranný materiál proti žiareniu (napr. v röntgenológii, jadrovej technike), v zliatinách (napr. spájky, ložiskové kovy, liteřina), na výrobu streliva a závaží.
Olovo sa pre svoju ľahkú spracovateľnosť a odolnosť voči korózii hojne využívalo už v starovekom Ríme na výrobu vodovodných potrubí. Rimania vybudovali rozsiahle vodovodné systémy (akvadukty), ktoré privádzali vodu do miest, a práve olovené rúry ju často distribuovali priamo do domov a kúpeľov. Hoci to bol na tú dobu technologický pokrok, dnes vieme, že olovo je toxický kov. Postupné uvoľňovanie olova do pitnej vody mohlo prispievať k zdravotným problémom Rimanov, hoci miera tohto vplyvu je stále predmetom diskusií historikov.
Výroba olova link
Najčastejšie z galenitu pražením a následnou redukciou uhlíkom (pozri všeobecnú sekciu o výrobe).
\( \ce{2PbS(s) + 3O2(g) ->[\text{t}] 2PbO(s) + 2SO2(g)} \)
\( \ce{PbO(s) + C(s) ->[\text{t}] Pb(l) + CO(g)} \)
Alternatívne sa využíva pražno-reakčný pochod:
\( \ce{PbS(s) + 2PbO(s) ->[\text{t}] 3Pb(l) + SO2(g)} \)
Surové olovo sa rafinuje (napr. elektrolyticky, často sa pri tom získava aj Ag). Významná časť produkcie pochádza z recyklácie.
Výskyt a významné zlúčeniny olova link
Hlavnou rudou je galenit (PbS). Menej významné sú ceruzit (PbCO₃) a anglesit (PbSO₄).
Olovo tvorí zlúčeniny v oxidačných stavoch +II (olovnatý) a +IV (olovičitý). V dôsledku silného efektu inertného páru je oxidačný stav +II výrazne stabilnejší a bežnejší. Zlúčeniny Pb(IV) (napr. PbO₂, PbCl₄) sú nestabilné a pôsobia ako silné oxidačné činidlá. Zlúčeniny Pb(II) majú prevažne iónový charakter.
Najbežnejšie sú zlúčeniny olovnaté (Pb(II)).
Oxidy olova link
- Oxid olovnatý (PbO): Červená (α-PbO) alebo žltá (β-PbO) modifikácia, amfotérny. Použitie: olovnaté sklo, glazúry, akumulátory.
- Oxid olovičitý (PbO₂): Tmavohnedý, silné oxidačné činidlo (oxiduje napr. Mn²⁺ na MnO₄⁻, HCl na Cl₂). Katóda v akumulátoroch.
- Oxid olovnato-olovičitý (Pb₃O₄) (mínium): Jasne červený pigment, formálne Pb₂PbO₄ (zložený z Pb(II) a Pb(IV)). Vzniká pražením PbO na vzduchu. Používa sa ako antikorózny náter.
Soli olovnaté link
Mnohé sú nerozpustné vo vode: PbS (čierny), PbSO₄ (biely), PbCl₂ (biely, rozp. v horúcej vode), PbCrO₄ (žltý pigment - chrómová žlť), PbCO₃ (biely, ceruzit). Rozpustné sú Pb(NO₃)₂ a Pb(CH₃COO)₂ (octan olovnatý, jedovatý "olovený cukor", adstringens).
Olovený akumulátor link
Je to sekundárny galvanický článok, kde elektródy tvorí olovo (anóda) a oxid olovičitý (katóda) ponorené do roztoku kyseliny sírovej (elektrolyt). Pri vybíjaní prebiehajú reakcie, pri ktorých sa obe elektródy pokrývajú síranom olovnatým a koncentrácia H₂SO₄ klesá. Pri nabíjaní prebiehajú opačné deje.
\( \ce{Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(aq) <=> 2PbSO4(s) + 2H2O(l)} \)
(Rovnica sumarizuje deje pri vybíjaní → a nabíjaní ←)
