Oxyde de plomb(II,IV)

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Oxyde de plomb(II,IV)
Image illustrative de l’article Oxyde de plomb(II,IV)
Identification
Nom UICPA Oxyde de plomb(II,IV)
Synonymes

Oxyde de plomb
tétroxyde de plomb
Oxyde de plomb rouge
C.I. 77578
C.I. Pigment Red 105

No CAS 1314-41-6
No ECHA 100.013.851
No CE 215-235-6
Apparence cristaux ou poudre rouges[1].
Propriétés chimiques
Formule brute O4Pb3Pb3O4
Masse molaire[2] 685,6 ± 0,3 g/mol
O 9,33 %, Pb 90,67 %,
Propriétés physiques
fusion (décomposition) : 500 °C[1]
Solubilité dans l'eau : nulle[1],
le plus souvent dissous dans une solution de potasse caustique concentrée à haute température
Masse volumique 9,1 g·cm-3[1]
Précautions
SIMDUT[3]
D2A : Matière très toxique ayant d'autres effets toxiques
D2A,
Directive 67/548/EEC

Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

L'oxyde de plomb(II,IV) ou tétroxyde de plomb, appelé également plomb rouge, est un composé inorganique de formule Pb3O4. C'est un solide rouge vif à orange, utilisé notamment dans la fabrication de pigments, de batteries, du cristal et d'apprêt antirouille. C'est un exemple de composé à états d'oxydation multiples, constitué de plomb(II) et de plomb(IV)[4]. Il est présent dans la nature sous forme d'un minéral, le minium.

Structure[modifier | modifier le code]

L'oxyde de plomb(II,IV) cristallise dans une structure tétragonale à température ambiante, mais évolue vers une structure orthorhombique (symbole de Pearson oP28, groupe d'espace = Pbam, no 55) en dessous de −103 °C environ. Cette transition de phase ne change que la symétrie du cristal, et modifie légèrement les distances interatomiques et les angles[5].

Synthèse[modifier | modifier le code]

L'oxyde de plomb(II,IV) peut être préparé par calcination de l'oxyde de plomb(II) dans l'air vers 450-480 °C[6] :

6 PbO + O2 → 2 Pb3O4

Le produit d'une telle réaction est généralement impur, contenant toujours du PbO. Pour le purifier, PbO peut en être extrait par l'ajout d'une solution d'hydroxyde de potassium :

PbO + KOH + H2O → K[Pb(OH)3]

Il est également possible de le préparer par recuit du carbonate de plomb(II) dans l'air :

6 PbCO3 + O2 → 2 Pb3O4 + 6 CO2

Une autre méthode passe par le recuit oxydatif du blanc de plomb :

3 Pb2CO3(OH)2 + O2 → 2 Pb3O4 + 3 CO2 + 3H2O

En solution, l'oxyde de plomb(II,IV) peut être préparé par réaction entre le plombate de potassium et l'acétate de plomb(II), produisant un monohydrate d'oxyde de plomb(II,IV) insoluble, jaune, Pb3O4·H2O, qui peut ensuite être transformé en forme anhydre par chauffage doux :

K2PbO3 + 2 Pb(OCOCH3)2 + H2O → Pb3O4 + 2 KOCOCH3 + 2 CH3COOH

Le minium naturel est plutôt rare, se formant uniquement dans conditions extrêmement oxydantes sur du minerai de plomb. Les meilleurs spécimens viennent de Broken Hill, en Nouvelle-Galles du Sud (Australie), où ils se sont formés suite à l'incendie d'une mine[7].

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a b c et d TETRAOXYDE DE PLOMB, fiche(s) de sécurité du Programme International sur la Sécurité des Substances Chimiques, consultée(s) le 9 mai 2009
  2. Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  3. « Tétroxyde de plomb » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  4. (en) Norman N. Greenwood et Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, Butterworth-Heinemann, (ISBN 0080379419)
  5. Gavarri, Dominique Weigel et A. W. Hewat, « Oxydes de plomb. IV. Évolution structurale de l'oxyde Pb3O4 entre 240 et 5 °K et mécanisme de la transition », Journal of Solid State Chemistry, vol. 23, nos 3–4,‎ , p. 327 (DOI 10.1016/0022-4596(78)90081-6)
  6. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, (DOI 10.1002/14356007.a15_249)
  7. Minium