El óxido de plomo (IV) es el compuesto inorgánico de fórmula PbO 2 . Es un óxido donde el plomo se encuentra en un estado de oxidación de +4. [1] Es un sólido de color marrón oscuro que es insoluble en agua. [2] Existe en dos formas cristalinas. Tiene varias aplicaciones importantes en electroquímica , en particular como placa positiva de baterías de plomo-ácido .
Nombres | |
---|---|
Nombre IUPAC Óxido de plomo (IV) | |
Otros nombres | |
Identificadores | |
ChemSpider | |
Tarjeta de información ECHA | 100.013.795 |
PubChem CID | |
Número RTECS |
|
UNII | |
un numero | 1872 |
Tablero CompTox ( EPA ) | |
Propiedades | |
PbO 2 | |
Masa molar | 239,1988 g / mol |
Apariencia | polvo negro, marrón oscuro |
Densidad | 9,38 g / cm 3 |
Punto de fusion | 290 ° C (554 ° F; 563 K) se descompone |
insoluble | |
Solubilidad | soluble en ácido acético insoluble en alcohol |
Índice de refracción ( n D ) | 2.3 |
Estructura | |
hexagonal | |
Peligros | |
Ficha de datos de seguridad | MSDS externa |
Repr. Gato. 1/3 T + ( T + ) Xn ( Xn ) N ( N ) | |
Frases R (desactualizadas) | R61 , R20 / 22 , R33 , R62 , R50 / 53 |
Frases S (desactualizadas) | S53 , S45 , S60 , S61 |
NFPA 704 (diamante de fuego) | 4 0 3 BUEY |
punto de inflamabilidad | No es inflamable |
Compuestos relacionados | |
Otros cationes | Dióxido de carbono Dióxido de silicio Dióxido de germanio Dióxido de estaño |
Óxidos de plomo relacionados | Óxido de plomo (II) Óxido de plomo (II, IV) |
Compuestos relacionados | Óxido de talio (III) Óxido de bismuto (III) |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
verificar ( ¿qué es ?) | |
Referencias de Infobox | |
Propiedades
Físico
El dióxido de plomo tiene dos polimorfos principales, alfa y beta, que se encuentran naturalmente como minerales raros scrutinyita y plattnerita , respectivamente. Mientras que la forma beta se identificó en 1845, [3] α-PbO 2 se identificó por primera vez en 1946 y se encontró como un mineral natural en 1988. [4]
La forma alfa tiene simetría ortorrómbica , grupo espacial Pbcn (No. 60), símbolo de Pearson OP 12, constantes de celosía a = 0.497 nm, b = 0.596 nm, c = 0.544 nm, Z = 4 (cuatro unidades de fórmula por celda unitaria). [4] Los átomos de plomo tienen seis coordenadas.
La simetría de la forma beta es tetragonal , grupo espacial P4 2 / mnm (No. 136), símbolo de Pearson tP 6, constantes de celosía a = 0.491 nm, c = 0.3385 nm, Z = 2 [5] y relacionada con la estructura de rutilo y se puede considerar que contiene columnas de octaedros que comparten bordes opuestos y se unen a otras cadenas por esquinas. Esto contrasta con la forma alfa donde los octaedros están unidos por bordes adyacentes para dar cadenas en zigzag. [4]
Químico
El dióxido de plomo se descompone al calentarlo en el aire de la siguiente manera:
- 24 PbO 2 → 2 Pb 12 O 19 + 5 O 2
- Pb 12 O 19 → Pb 12 O 17 + O 2
- 2 Pb 12 O 17 → 8 Pb 3 O 4 + O 2
- 2 Pb 3 O 4 → 6 PbO + O 2
La estequiometría del producto final se puede controlar cambiando la temperatura; por ejemplo, en la reacción anterior, el primer paso ocurre a 290 ° C, el segundo a 350 ° C, el tercero a 375 ° C y el cuarto a 600 ° C. Además, el Pb 2 O 3 se puede obtener descomponiendo el PbO 2 a 580–620 ° C bajo una presión de oxígeno de 1400 atm (140 MPa). Por lo tanto, la descomposición térmica del dióxido de plomo es una forma común de producir varios óxidos de plomo. [6]
El dióxido de plomo es un compuesto anfótero con propiedades ácidas predominantes. Se disuelve en bases fuertes para formar el hidroxi plumbate ion, [Pb (OH) 6 ] 2- : [2]
- PbO 2 + 2 NaOH + 2 H 2 O → Na 2 [Pb (OH) 6 ]
También reacciona con óxidos básicos en la masa fundida, produciendo ortoplumbatos M 4 [PbO 4 ].
Debido a la inestabilidad de su catión Pb 4+ , el dióxido de plomo reacciona con ácidos calientes, convirtiéndose al estado Pb 2+ más estable y liberando oxígeno: [6]
- 2 PbO 2 + 2 H 2 SO 4 → 2 PbSO 4 + 2 H 2 O + O 2
- 2 PbO 2 + 4 HNO 3 → 2 Pb (NO 3 ) 2 + 2 H 2 O + O 2
- PbO 2 + 4 HCl → PbCl 2 + 2 H 2 O + Cl 2
Sin embargo, estas reacciones son lentas.
El dióxido de plomo es bien conocido por ser un buen agente oxidante , con un ejemplo de reacciones que se enumeran a continuación: [7]
- 2 MnSO 4 + 5 PbO 2 + 6 HNO 3 → 2 HMnO 4 + 2 PbSO 4 + 3 Pb (NO 3 ) 2 + 2 H 2 O
- 2 Cr (OH) 3 + 10 KOH + 3 PbO 2 → 2 K 2 CrO 4 + 3 K 2 PbO 2 + 8 H 2 O
Electroquímica
Aunque la fórmula del dióxido de plomo se da nominalmente como PbO 2 , la relación real de oxígeno a plomo varía entre 1,90 y 1,98 según el método de preparación. La deficiencia de oxígeno (o exceso de plomo) da como resultado la conductividad metálica característica del dióxido de plomo, con una resistividad tan baja como 10 −4 Ω · cm y que se aprovecha en diversas aplicaciones electroquímicas. Como los metales, el dióxido de plomo tiene un potencial de electrodo característico , y en los electrolitos se puede polarizar tanto anódicamente como catódicamente . Los electrodos de dióxido de plomo tienen una doble acción, es decir, los iones de plomo y oxígeno participan en las reacciones electroquímicas. [8]
Producción
Procesos quimicos
El dióxido de plomo se produce comercialmente mediante varios métodos, que incluyen la oxidación de plomo rojo (Pb 3 O 4 ) en una suspensión alcalina en una atmósfera de cloro, [6] reacción del acetato de plomo (II) con "cloruro de cal" ( hipoclorito de calcio ), [9] [10] La reacción de Pb 3 O 4 con ácido nítrico también produce el dióxido: [2] [11]
- Pb 3 O 4 + 4 HNO 3 → PbO 2 + 2 Pb (NO 3 ) 2 + 2 H 2 O
El PbO 2 reacciona con el hidróxido de sodio para formar el ion hexahidroxoplumbato (IV) [Pb (OH) 6 ] 2− , soluble en agua.
Electrólisis
Un método de síntesis alternativo es el electroquímico : el dióxido de plomo se forma sobre plomo puro, en ácido sulfúrico diluido , cuando se polariza anódicamente a un potencial de electrodo de aproximadamente +1,5 V a temperatura ambiente. Este procedimiento se utiliza para la producción industrial a gran escala de ánodos de PbO 2 . Los electrodos de plomo y cobre se sumergen en ácido sulfúrico que fluye a una velocidad de 5 a 10 L / min. La electrodeposición se realiza galvanostáticamente , aplicando una corriente de aproximadamente 100 A / m 2 durante aproximadamente 30 minutos.
El inconveniente de este método para la producción de ánodos de dióxido de plomo es su blandura, especialmente en comparación con el PbO 2 duro y quebradizo que tiene una dureza de Mohs de 5,5. [12] Este desajuste en las propiedades mecánicas da como resultado el pelado del revestimiento, que es el preferido para la producción de PbO 2 a granel . Por lo tanto, un método alternativo es utilizar sustratos más duros, como titanio , niobio , tantalio o grafito y depositar sobre ellos PbO 2 a partir de nitrato de plomo (II) en ácido nítrico estático o fluido. El sustrato generalmente se limpia con chorro de arena antes de la deposición para eliminar el óxido y la contaminación de la superficie y para aumentar la rugosidad de la superficie y la adhesión del recubrimiento. [13]
Aplicaciones
El dióxido de plomo se utiliza en la producción de fósforos , pirotecnia , tintes y el curado de polímeros sulfurados . También se utiliza en la construcción de pararrayos de alta tensión . [6]
El dióxido de plomo se utiliza como material anódico en electroquímica. La β-PbO 2 es más atractiva para este propósito que la forma α porque tiene una resistividad relativamente baja , buena resistencia a la corrosión incluso en un medio de pH bajo y una alta sobretensión para la evolución de oxígeno en electrolitos a base de ácido sulfúrico y nítrico. . El dióxido de plomo también puede resistir el desprendimiento de cloro en ácido clorhídrico . Los ánodos de dióxido de plomo son económicos y alguna vez se usaron en lugar de los electrodos convencionales de platino y grafito para regenerar el dicromato de potasio . También se aplicaron como ánodos de oxígeno para galvanizar cobre y zinc en baños de sulfato. En síntesis orgánica, se aplicaron ánodos de dióxido de plomo para la producción de ácido glioxílico a partir de ácido oxálico en un electrolito de ácido sulfúrico. [13]
El uso más importante del dióxido de plomo es como cátodo de las baterías de plomo-ácido . Su utilidad surge de la conductividad metálica anómala del PbO 2 . La batería de plomo-ácido almacena y libera energía al cambiar el equilibrio (una comproporción) entre el plomo metálico, el dióxido de plomo y las sales de plomo (II) en el ácido sulfúrico .
- Pb + PbO 2 + 2 HSO-
4+ 2 H + → 2 PbSO 4 + 2 H 2 O E ° = +2.05 V
Seguridad
Los compuestos de plomo son venenos. [14]
Referencias
- ^ Manso, Terry L .; Garner, Leah D. (1 de febrero de 2005). "Electronegatividad y el triángulo de enlace". Revista de educación química . 82 (2): 325. doi : 10.1021 / ed082p325 . ISSN 0021-9584 .
- ^ a b c Eagleson, Mary (1994). Enciclopedia concisa de química . Walter de Gruyter. pag. 590. ISBN 978-3-11-011451-5.
- ^ Haidinger, W. (1845). "Zweite Klasse: Geogenide. II. Ordnung. Baryte VII. Bleibaryt. Plattnerit.". Handbuch der Bestimmenden Mineralogie (PDF) (en alemán). Viena: Braumüller y Seidel. pag. 500.
- ^ a b c Taggard, JE, Jr .; et al. (1988). "Scrutinyita, ocurrencia natural de α-PbO 2 de Bingham, Nuevo México, Estados Unidos y Mapimi, México" (PDF) . Mineralogista canadiense . 26 : 905.
- ^ Harada, H .; Sasa, Y .; Uda, M. (1981). "Datos de cristal para β-PbO 2 " (PDF) . Revista de Cristalografía Aplicada . 14 (2): 141. doi : 10.1107 / S0021889881008959 .
- ^ a b c d Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Química de los Elementos (2ª ed.). Butterworth-Heinemann . pag. 386. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Kumar De, Anil (2007). Un libro de texto de química inorgánica . New Age International. pag. 387. ISBN 978-81-224-1384-7.
- ^ Barak, M. (1980). Fuentes de energía electroquímica: baterías primarias y secundarias . IET. págs. 184 y sigs. ISBN 978-0-906048-26-9.
- ^ M. Baulder (1963). "Óxido de plomo (IV)". En G. Brauer (ed.). Manual de Química Inorgánica Preparativa, 2ª Ed . 1 . Nueva York, Nueva York: Academic Press. pag. 758.
- ^ Wiberg, Nils (2007). Lehrbuch der Anorganischen Chemie [ Libro de texto de química inorgánica ] (en alemán). Berlín: de Gruyter. pag. 919. ISBN 978-3-11-017770-1.
- ^ Sutcliffe, Arthur (1930). Química práctica para estudiantes avanzados (1949 ed.). Londres: John Murray.
- ^ "Plattnerita: información y datos minerales de plattnerita" . www.mindat.org . Consultado el 12 de abril de 2018 .
- ^ a b François Cardarelli (2008). Manual de materiales: una referencia de escritorio concisa . Saltador. pag. 574. ISBN 978-1-84628-668-1.
- ^ "DIÓXIDO DE PLOMO" . hazard.com . Consultado el 12 de abril de 2018 .
enlaces externos
- Inventario Nacional de Contaminantes: Hoja de datos de plomo y compuestos de plomo