Lood is een scheikundig element met symbool Pb en atoomnummer 82. De enkelvoudige stof is een donkergrijs hoofdgroepmetaal. Het symbool bevindt zich in groep IVa (14) of Koolstofgroep van het periodiek systeem.

Voorkomen

Lood komt in de aardkorst (tot 16 km diepte) in een hoeveelheid van ca. 1,25.10^-3 massa% voor en is daarmee het 36^ste element in de rangorde van voorkomen.
De belangrijkste wingebieden liggen in Australië, China, VSA, de voormalige Sovjet-Unie, Canada, Mexico, Peru, het voormalige Joegoslavië, Bulgarije en Marokko.

Fysische eigenschappen

Lood is een donkergrijs mat glanzend zacht (1,5 op de Mohsschaal) en zwaar metaal met r = 11350 kg/m³. Het smeltpunt bedraagt 327°C en het kookt bij 1751°C. Het laat zich gemakkelijk pletten en vervormen. Het is een goede warmtegeleider. Lood is een slechte geleider voor de elektrische stroom, maar bij -265,8°C wordt het een supergeleider. Het metaal is zeer corrosiebestendig.

Bereiding

Lood wordt op verschillende manieren uit zijn ertsen gewonnen.

Ertsen rijk aan lood (loodglans) kunnen met ijzer gesmolten worden:
PbS + Fe FeS + Pb
Het PbS kan eerst geroost worden tot het volledig in PbO is omgezet, dat dan door koolstof wordt gereduceerd:
2 PbS + 3 O₂ 2 PbO + 2 SO₂ en 2 PbO + C 2 Pb + CO₂
Men kan het sulfide ook gedeeltelijk roosten, zodat men een mengsel bekomt van PbS, PbO en PbSO4. Bij smelten in afwezigheid van lucht zal het overblijvend PbS het PbO en PbSO4 reduceren:
2 PbO + PbS 3 Pb + SO₂ en PbSO₄ + PbS 2 Pb + 2 SO₂
Arme ertsen met veel PbSO4, worden eerst door verhitten met zand omgezet tot silicaat, daarna met kalk tot PbO, dat dan met cokes wordt gereduceerd:
PbSO₄ + SiO₂ PbSiO₃ + SO₃ en PbSiO₃ + CaO CaSiO₃ + PbO

Chemische eigenschappen

Lood is in zijn verbindingen twee- of vierwaardig.
In de meeste verbindingen heeft het OG +II
Bijv. PbO (geel poeder), PbCl₂, PbS, PbSO₄, PbCO₃, Pb(NO₃)₂ en Pb(OH)₂. Dit laatste hydroxide is een amfoteer hydroxide wat betekent dat het zowel met zuren als met basen reageert:
Pb(OH)_2(s) + 2 H⁺_(aq) 2 H₂O + Pb²⁺_(aq)
Pb(OH)_2(s) + 2 OH^-_(aq) Pb(OH)₄^2-_(aq)
Lood komt ook in de OG +IV voor.
Bijv. PbO₂, PbCl₄ en Pb₃O₄ waarbij het middelste lood atoom OG +IV heeft en de beide uiterste OG +II.
Lood verbindt zich gemakkelijk met zuurstof, reeds bij kamertemperatuur. Zeer fijn verdeeld lood kan spontaan vuur vatten aan de lucht (pyrofoor lood). Massief lood bedekt zich met een afschermend oxidelaagje. Volkomen droge zuurstof tast lood niet aan, sporen vochtigheid blijken nodig.
Zuren die met loodoxide onoplosbare zouten vormen (zwavelzuur, zoutzuur, koolzuur) lossen lood niet op. Zuren die oplosbare zouten vormen (salpeterzuur, azijnzuur) lossen lood wel op.
Warm geconcentreerd zoutzuur reageert eveneens met lood met vorming van waterstofgas.
Daar het amfotere oxide ook oplost in basen wordt lood ook sterk aangetast door basen.
Zuurstofvrij gedemineraliseerd water tast lood niet aan. Zuurstofhoudend water kan geringe hoeveelheden lood oplossen onder de vorm van hydroxiden. Ook regenwater lost geringe hoeveelheden lood op. In CO₂-houdend of waterstofcarbonaat-houdend water vormt zich een onoplosbaar laagje loodcarbonaat dat verdere inwerking belet.

Toepassingen

Sinds het bekend worden van de schadelijkheid van lood voor het milieu, is het gebruik ervan sterk teruggedrongen. Tot die tijd waren de toepassingen legio:

De hoge buigzaamheid maakt lood geschikt om bij woningbouw kieren te dichten (loodslab).

Van deze eigenschap wordt ook gebruik gemaakt in ramen van glas en lood, waarbij het stukje glas in een loden vatting opgesloten zit en de loodstrippen aan elkaar gesoldeerd worden.

In oplaadbare loodaccu’s als elektrode.