Nitrato de plomo
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Nitrato de plomo II. Es una sustancia tóxica para los organismos acuáticos. En la cadena alimentaria referida a los seres humanos tiene lugar bioacumulación, concretamente en organismos terrestres y marinos. Se aconseja firmemente impedir que el producto químico se incorpore al ambiente. La sustancia puede causar efectos prolongados en el medio acuático.
Sumario
Origen
Desde la Edad Media, se ha producido nitrato de plomo (II) en pequeña escala como material de base para la producción de pigmentos colorantes, como el amarillo cromo (cromato de plomo (II)) o el naranja cromo (hidróxidocromato de plomo (II)), u otros compuestos de plomo similares. En el siglo XV, el alquimista alemán Andreas Libavius sintetizó este compuesto, y le dio los nombres de plumb dulcis y calx plumb dulcis.2 Aunque el proceso de producción es químicamente sencillo, la producción fue mínima hasta el siglo XIX, y no se conoce ninguna producción no europea anterior al siglo XX.3 4
Aspecto
Cristales blancos o incoloros.
Peligros químicos
La sustancia se descompone al calentarla intensamente (290°C), produciendo humos tóxicos de óxido de nitrógeno y óxidos de plomo. La sustancia es un oxidante fuerte y reacciona violentamente con materiales combustibles y reductores. Reacciona violentamente con tiocianato de amonio, carbono incandescente, hipofosfato de plomo.
Exposición
La sustancia se puede absorber por inhalación del aerosol y por ingestión.
Riesgos
La evaporación a 20°C es despreciable; sin embargo, se puede alcanzar rápidamente una concentración nociva de partículas dispersadas en el aire, especialmente en forma de polvo.
Exposición
La sustancia irrita los ojos , la piel y el tracto respiratorio. Puede afectar a la sangre, el tracto gastrointestinal, riñones, hígado, y el sistema nervioso, dando lugar a anemia, hipertensión, malfuncionamiento de riñón e hígado, convulsiones y parálisis. Esta sustancia es posiblemente carcinógena para los seres humanos. Produce graves alteraciones en la reproducción humana.
Aplicaciones
Pocas son las sales de plomo capaces de solubilizarse con el H2O , concretamente solo existen tres sales solubles en agua:
Pb(ClO4)2.3H2O , Pb(CH3COO)2 y nuestro compuesto.
El Pb ( NO3)2 es un solido cristalino blanco , soluble en disolventes polares , e insoluble en apolares. Cristaliza en octaedros regulares. Pese a su solubilidad en el H2O tremendamente rapida, (su PkS es muy alto ) no es higroscópico , manteniéndose estable en atmósferas con un cierto indice de humedad. Gracias a su solubilidad esta sal es venenosa , el Pb+2 forma complejos con el O2 y rompe los anillos tetrapirrolicos de las porfirinas. El nitrato de plomo (II) se ha usado históricamente en la fabricación de fósforos y explosivos especiales como la azida de plomo Pb(NO3)2, en mordientes y pigmentos (pinturas de plomo...), para la coloración e impresión de tejidos, y en los procesos de producción de compuestos de plomo. Otras aplicaciones más recientes son, por ejemplo, como estabilizador térmico en el nylon y los poliésteres, como recubrimiento de las películas fototermográficas, y en los rodenticidas. El nitrato de plomo (II) también es una fuente fiable de tetróxido de dinitrógeno puro en el laboratorio. Cuando se seca la sal con cuidado y se calienta en un recipiente de acero, produce óxido de nitrógeno (IV) y oxígeno. Los gases se condensan y después se les realiza una destilación fraccionaria con el fin de dar N2O4 puro.14
2 Pb(NO3)2(s) → 2 PbO(s) + 4 NO2(g) + O2(g)
2 NO2 ⇌ N2O4
Medidas de seguridad
Para prevenir incendios: No poner en contacto con sustancias inflamables. En caso de incendio en el entorno: agua pulverizada. En caso de incendio: mantener fríos los bidones y demás instalaciones rociando con agua. En caso de derrames y fugas: Barrer la sustancia derramada e introducirla en un recipiente; si fuera necesario, humedecer el polvo para evitar su dispersión. Recoger cuidadosamente el residuo, trasladarlo a continuación a un lugar seguro. NO absorber en aserrín u otros absorbentes combustibles. No permitir que este producto químico se incorpore al ambiente.
Fuentes
• Libavius, Andreas (1595). Alchemia Andreæ Libavii. Francofurti. • Ferris, L.M. (diciembre de 1959). «Lead nitrate—Nitric acid—Water system» (PDF). Journal of Chemicals and Engineering Date (Oak Ridge National Laboratory). Consultado el 11 de octubre de 2006. • Pauley, J. L.; M. K. Testerman (1954). «Basic Salts of Lead Nitrate Formed in Aqueous Media». Journal of the American Chemical Society. 76(16): 4220–4222. • Hamilton, W. C. (1957). «A neutron crystallographic study of lead nitrate». Acta Cryst. 10: 103–107. doi:10.1107/S0365110X57000304.
